Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы кратко

Обновлено: 05.07.2024

К р-элементам VI группы относятся кислород (О), сера (S), селен (Sе), теллур (Тe), полоний (Ро).

Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns 2 np 4 , из которой следует, что на внешнем электронном слое атомов рассматриваемых элементов находится шесть электронов и они могут проявлять четные валентности 2, 4, 6. Так как у атома кислорода отсутствует d-подуровень, поэтому возбужденные состояния невозможны и валентность кислорода равна только 2.

Все элементы данной подгруппы, за исключением полония, неметаллы.

Кислород является самым распространённым элементом земной коры. Молекула кислорода двухатомна (О₂). При обычных условиях представляет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. В атмосфере Земли содержится 21 % (по объёму) кислорода. В природных соединениях кислород встречается в виде оксидов (Н₂О, SiО₂) и солей кислородных кислот. Промышленный способ получения кислорода – ректификация жидкого воздуха. Воздух, азот и кислород хранят в жидком состоянии в сосудах Дьюара.

Кислород играет важную роль в природе. Он участвует в жизненно важном процессе – дыхании. Применение его разнообразно: производство серной и азотной кислот, выплавка металлов и др.

Аллотропной модификацией кислорода является озон (O₃). Озон – один из сильнейших окислителей; по окислительной активности он уступает только фтору. Он окисляет все металлы, кроме золота и платиновых металлов, а также большинство неметаллов. В стратосфере Земли находится озоновый слой, поглощающий основную часть ультрафиолетового излучения.

Для обнаружения озона применяют следующую реакцию:

Важным соединением кислорода является Н₂О₂ (Н–О–О–Н) – пероксид водорода.

Атомы кислорода в Н₂О₂ находятся в промежуточной степени окисления –1 и поэтому могут проявлять как окислительные, так и восстановительные

2О – 1 + 2 е = 2О – 2 , 2I – – 2е = I₂;

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях: ромбическая, моноклинная, пластическая. При нормальных условиях сера – твёрдое жёлтое вещество, нерастворимое в воде, но хорошо растворимое в органических растворителях.

Сера со многими металлами (Zn, Al, Fe, Сu, щелочные и щелочноземельные металлы) взаимодействует непосредственно. Например,

При высокой температуре сера взаимодействует с водородом с образованием сероводорода (H₂S) – бесцветный газ с характерным запахом (тухлых яиц)

Сероводород очень ядовит и способен вызвать тяжёлые отравления.

Сероводородная кислота является слабой двухосновной кислотой:

НS – ↔ H + + S 2 – , К₂ = 1∙10 – 14 .

Сероводородная кислота образует соли – сульфиды, многие из которых характеризуются низкой растворимостью. Например:

Cu 2+ + H₂S ↔ CuS↓ + 2H + .

При поджигании на воздухе сероводород горит голубоватым пламенем

Оксид серы (IV) образуется при горении серы на воздухе. Он хорошо растворяется в воде с образованием сернистой кислоты:

Сернистая кислота – слабая двухосновная кислота. Она являются хорошими восстановителем и окисляется до серной кислоты:

При высокой температуре в присутствии катализатора (V₂O₅, сплавы на основе платины) диоксид серы окисляется кислородом до триоксида, который

в свою очередь используется для получения серной кислоты

Н₂SO₄ – сильная двухосновная кислота. В разбавленных водных растворах она диссоциирует практически полностью Н₂SO₄ → 2Н + + SO₄ 2 – . При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла.

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, – энергичный окислитель. Она восстанавливается металлами до SO₂, S или Н₂S. Чем активней металл, тем более глубоко восстанавливается кислота:

Соли серной кислоты, сульфаты, как правило, хорошо растворимы. Из водных растворов выделяются в виде кристаллогидратов, называемых купоросами: СuSO₄·5Н₂O, FeSO₄·7Н₂O и др. Серная кислота образует также двойные соли – квасцы, существующие в кристаллическом состоянии:

В ряду Н₂O – Н₂S − Н₂Sе − Н₂Те с увеличением молекулярных масс должно наблюдаться повышение температур кипения. Как видно из рисунка 17.1, данная зависимость соблюдается, за исключением Н₂О.

Рисунок 17.1 – Зависимость температур кипения водородных соединений р-элементов VI группы от молекулярной массы соединения

Ранее было показано, что аномально высокая температура кипения Н₂О является следствием образования водородных связей между отдельными молекулами воды.

Селен по свойствам близок к сере. Селеновая кислота (Н₂SеO₄) также является сильной кислотой. Селен является важным биологическим микроэлементом.

Теллур образует очень слабую ортотеллуровою кислоту Н₆ТеO₆. Селен и теллур – полупроводники. Теллур служит легирующей добавкой к свинцу, улучшая его механические свойства. Все соединения селена и теллура ядовиты.

К р-элементам VI группы относятся кислород (О), сера (S), селен (Sе), теллур (Тe), полоний (Ро).

Все элементы данной подгруппы, за исключением полония, неметаллы.

Для обнаружения озона применяют следующую реакцию:

Важным соединением кислорода является Н₂О₂ (Н–О–О–Н) – пероксид водорода.

2О – 1 + 2 е = 2О – 2 , 2I – – 2е = I₂;

Сероводород очень ядовит и способен вызвать тяжёлые отравления.

Сероводородная кислота является слабой двухосновной кислотой:

НS – ↔ H + + S 2 – , К₂ = 1∙10 – 14 .

Cu 2+ + H₂S ↔ CuS↓ + 2H + .

При поджигании на воздухе сероводород горит голубоватым пламенем

в свою очередь используется для получения серной кислоты

Описание

Халькогены в природе встречаются чаще всего в составе руды – сульфидов, пиритов, оксидов, селенидов. К халькогенам относятся неметаллы и металлы. В группе сверху вниз свойства меняются следующим образом:

металлические свойства усиливаются;
свойства окислителя ослабевают;
электроотрицательность уменьшается;
термическая устойчивость ослабевает.

Общая характеристика группы халькогенов:

неметаллы – кислород, сера, селен;
металлы – теллур, полоний;
валентность: II – О; IV и VI – S; II, IV, VI – Se, Te, Po;
электронная конфигурация – ns2np4;
гидриды – H2R;
оксиды – RO2, RO3;
кислородные кислоты – H2RO3, H2RO4.

Рис. 1. Халькогены.

По электронному строению халькогены относятся к р-элементам. На внешнем энергетическом уровне находится шесть электронов. До завершения р-орбитали не хватает двух электронов, поэтому в соединениях халькогены проявляют свойства окислителя. С увеличением в группе количества энергетических уровней связь с внешними электронами ослабевает, поэтому теллур и полоний являются восстановителями.

Находясь на границе металлов и неметаллов, теллур относится к металлоидам или полуметаллам. Является аналогом серы и селена, но менее активен.

Свойства

Наиболее активным элементом группы халькогенов является кислород. Это мощный окислитель, который проявляет четыре степени окисления – -2, -1, +1, +2.

Основные свойства халькогенов представлены в таблице.

Элемент

Физические свойства

Химические свойства

Газ. Образует две модификации – О2 и О3 (озон). О2 не имеет запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Озон – голубоватый газ с запахом, хорошо растворимый в воде

Реагирует с металлами, неметаллами

Типичный неметалл. Твёрдое вещество с температурой плавления 115°С. Нерастворима в воде. Встречается три модификации – ромбическая, моноклинная, пластическая. Степень окисления – -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6

Реагирует с кислородом, галогенами, неметаллами, металлами

Хрупкое твёрдое вещество. Полупроводник. Имеет три модификации – серый, красный, чёрный селен. Степень окисления – -2, +2, +4, +6

Реагирует со щелочными металлами, кислородом, водой

Внешне похож на металл. Полупроводник. Степень окисления – -2, +2, +4, +6

Реагирует с кислородом, щелочами, кислотами, водой, металлами, неметаллами, галогенами

Радиоактивный металл серебристого цвета. Степень окисления – +2, +4, +6

Реагирует с кислородом, галогенами, кислотами

К халькогенам также причисляют искусственно созданный ливерморий (Lv) или унунгексий (Uuh). Это 116 элемент периодической таблицы. Проявляет сильные металлические свойства.

Рис. 3. Ливерморий.

Что мы узнали?

Халькогены – элементы шестой группы периодической таблицы Менделеева. В группе находятся три неметалла (кислород, сера, селен), металл (полоний) и полуметалл (теллур). Поэтому халькогены являются как окислителями, так и восстановителями. Металлические свойства усиливаются в группе сверху вниз: кислород – газ, полоний – твёрдый металл. К халькогенам также относится искусственно синтезированный ливерморий с сильными металлическими свойствами.

В невозбужденных атомах имеются 2 неспаренных электрона, которые участвуют в образовании ионных или ковалентных связей с другими атомами (В = II).

Вступая во взаимодействие с более ЭО атомами, сера, селен и теллур (а также Ро) могут переходить в возбужденные состояния, что сопровождается переходом электронов на вакантные d-орбитали.

При этом число неспаренных электронов увеличивается до 4 или 6, вследствие чего атомы могут проявлять В, равную IV и VI.

В атомах О валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s- и р-орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбужденные состояния, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную В = II.

Имея высокую ЭО (уступает только фтору), атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о.= -2 или -1). Исключение - фториды OF₂ и O₂F₂

Простые вещества, образуемые элементами данной подгруппы, существуют в виде различных аллотропных модификаций:

S - пластическая, моноклинная, ромбическая

Se - красный, стекловидный, серый

Те - кристаллический, аморфный

Кроме газообразных кислорода и озона, все остальные простые вещества при обычной температуре - твердые.

H₂S - сероводород, H₂Se - селеноводород, Н₂Те - теллуроводород

Бесцветные газы с неприятным запахом. Очень ядовиты. Сильные восстановители. Водные растворы проявляют свойства слабых кислот.

H₂SO₃ - сернистая кислота, H₂SeO₃ - селенистая кислота, Н₂ТеО₃ - теллуристая - слабые кислоты, восстановители.

Кислотные свойства ослабевают. Восстановительная способность уменьшается.

H₂SO₄ - серная кислота, H₂SeO₄ - селеновая кислота - сильные кислоты, Н₂ТеО₄ - ортотеллуровая - слабая кислота.

2. Элементы подгруппы кислорода.

§ 2.1. Общая характеристика элементов подгруппы кислорода

К элементам главной подгруппы VI группы относятся кислород O, сера S, селен Se, теллур Te и радиоактивный полоний Po. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов этих элементов (иногда называемых халькогенами) — ns 2 np 4 , для приобретения конфигурации инертного газа атомам не хватает только двух электронов, что объясняет их склонность проявлять окислительные свойства. При переходе от кислорода к полонию окислительные свойства простых веществ ослабляются. Наибольшей окислительной способностью обладают кислород и сера, являющиеся типичными неметаллами. Селен и теллур занимают промежуточное положение между неметаллами и металлами, а полоний — типичный металл.

Для всех элементов подгруппы (кроме полония) характерна степень окисления –2. Все элементы, за исключением кислорода, образуют также соединения, где их степень окисления равна +4 или +6; это связано с наличием свободной d - орбитали в электронной оболочке атома.

Первый представитель группы кислород по электроотрицательности уступает только фтору, поэтому для него почти всегда характерна степень окисления –2. В соединениях со фтором степень окисления кислорода +2, в пероксидах — (–1).

Кислород имеет три стабильных изотопа: 16 O, 17 O и 18 O. В свободном состоянии находится в виде двух аллотропных модификаций — кислорода O₂ (газ без цвета и запаха) и озона O₃ (газ с характерным запахом).

Кислород — самый распространенный элемент на Земле, он составляет 49,13% от общей массы Земной коры, а также около 90% массы Мирового океана. В воздухе его содержание по объему составляет 21%. Кроме того воздух содержит 78% азота и 1% других газов. Сера встречается в природе в виде залежей самородной серы, сульфидов (в минералах и нефти) и сульфатов (в минералах, морской и речной воде). Основные сульфидные полезные ископаемые: железный колчедан FeS₂, цинковая обманка ZnS и галенит PbS; сульфатные — гипс CaSO₄ и барит BaSO₄. Соединения серы содержатся также в природном газе (в виде примесей сероводорода). Всего в земной коре около 0,03% серы; морская вода содержит примерно 0,1% серы.

Сера имеет четыре стабильных изотопа: 32 S, 33 S, 34 S и 36 S. Как и для кислорода, для серы характерно наличие аллотропных модификаций. В обычных условиях устойчива ромбическая сера — твердое вещество желтого цвета, кроме нее существуют сера моноклинная, состоящая из циклических молекул S₈, и пластическая сера. Наиболее устойчива из них ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются другие модификации. Важнейшие свойства элементов подгруппы кислорода и образованных ими простых веществ представлены в табл.2.1.

Читайте также: