Елементи VIA групи та їх сполуки

VI А ГРУПА (Халькогени). Головну підгрупу VI групи складають Оксиген (О), Сульфур (S), Селен (Se), Телур (Те) і Полоній (Ро)

Головну підгрупу VI групи складають Оксиген (О), Сульфур (S), Селен (Se), Телур (Те) і Полоній (Ро) Загальна характеристика елементів VІ Група періодичної системи Менделєєва Назва елемента Оксиген Osygenium Сульфур Sulfur Селен Selenium Телур Теllurium Полоній Роlonium Символ O S Se Те Ро Атомний номер 8 16 34 52 84 Відносна атомна маса 15,999 32,064 78,96 126,60 [210] Стабільні ізотопи 16О (99,759%) 17О (0,0374) 18О (0,204%) 32S (954%) 33S (0,74%) 34S (4,2%) 35S (0,016%) Природний Se складається із шести стійких ізотопів Природний Те склада­ється із семи стійких ізотопів Відомі 24 ізо­топи Ро     Проста речовина О2 S8 Se8, Se∞ Те∞ Ро (крист.)

Фізичні властивості

Всі елементи утворюють сполуки з Оксигеном: — оксиди із загальною формулою EO2 і EO3; — кислоти із загальною формулою H2EO3 і H2EO4. Кислоти H2EO3 і H2EO4 є окисниками, однак у деяких випадках (наприклад, у присутності сильного окисника) кислоти H2EO3 можуть проявляти відновні властивості. Зі збільшенням атомного радіуса сила кислот H2EO3 і H2EO4 зменшується й зростає окисна здатність. Сполуки халькогенів Всі елементи утворюють сполуки з Гідрогеном із загальною формулюю H2E. Водні розчини цих сполук є слабкими кислотами. Сила кислоти у ряді Н2О — Н2Se — H2Те збільшується. Зі збільшенням заряду ядра окисні властивості елементів у ряді О-S-Se-Te-Po зменшуються, а відновні зростають: О; S; Se — типові неметали, Те — проміжний елемент, Ро — типовий метал.

Оксиген — найпоширеніший на Землі елемент (52,3%). У чистому вигляді не зустрічається. Входить до складу більшості природних сполук. Знаходження в природі

Явище алотропії

Добування та збирання кисню і озону

Застосування У промисловості: для активізації процесів окиснювання, одержання високих температур при зварюванні та різанні металів (суміш кисню з ацетиленом). У медицині: для лікування хворих з утрудненим диханням.

Нині на товщину озонового шару негативно впливає господарська діяльність людини. Зважаючи на це, у науці з’явилася гіпотеза про руйнування озонового шару, суть якої полягає в тому, що через викиди в атмосферу шкідливих речовин, зокрема фреону — органічної сполуки, що міститься в аерозольних упаковках, охолоджувальних системах холодильників тощо, озоновий шар тоншає, у ньому утворюються так звані озонові дірки. Як наслідок — захисна дія шару погіршується. Уперше виявивши в 1985 р. озонову дірку великих розмірів над Антарктидою, учені забили на сполох. У 1987 р. з метою збереження озонового шару шляхом зняття з виробництва речовин, що його руйнують, був прийнятий Монреальський протокол, до якого приєднався й СРСР. У 1991 р. Україна підтвердила свою правонаступність цьому рішенню.

Залізний колчедан (пірит) – FeS2 Свинцевий блиск (галеніт) - PbS

Кіновар - HgS Мідний блиск – Cu2S

Глауберова сіль – Na2SO4 x 10 H2O Срібний блиск – Ag2S

а) Порошок сірки Крупинка порошку – кристал ромбічної сірки (справа) б) Ромбічна (α) сірка Найбільш стійка при кімнатній температурі алотропна форма цього хімічного елемента – ромбічна сірка в) Пластична сірка Якщо розплавлену сірку охолодити в холодній воді, отримаємо жовту або коричневу некристалічну пластину сірку г) Моноклинна (β) сірка Голкоподібні кристали моноклінної сірки при температурі < 95,50С повільно переходять у ромбічну форму д) Кільця сірки Атоми моноклинного і ромбічної сірки утворюють структуру у формі корони з 8 ланок АЛОТРОПНІ ФОРМИ СІРКИ

Як ромбічна так і моноклинна сірка складаються з складчастих кілець з 8 атомів сірки  Моноклинна сірка або бета-сірка (β-сірка) Жовта кристалічна алотропна модифікація сірки. Вона біль стабільна, ніж ромбічна сірка, при температурі > 96 0С Ромбічна сірка Називається також α- сірка або орторомбічної сірки. Блідо-жовта кристалічна алотропна модифікація сірки, найбільш стабільна форма при кімнатній температурі

Застосування сірки: - для одержання сірчаної кислоти; - у боротьбі зі шкідниками сільськогосподарських культур; - для вулканізації каучуків у гумовій промисловості; - для виготовлення штучних волокон, вибухових речовин; - у промисловому органічному синтезі; - у медицині (сірка пригнічує життєдіяльність гельмінтів і сприяє виведенню їх з організму, її використовують для лікування деяких захворювань шкіри). Фізичні властивості. Сірка — тверда, крихка кристалічна речовина жовтого кольору, практично нерозчинна у воді. Розчинна в сірковуглеці CS2, аніліні та інших органічних сполуках. За звичайних умов найстійкішою є ромбічна сірка. Моноклінна сірка утворюється при нагріванні останньої вище 96 °С. Якщо сірку, що кипить за температури 444,6 °С, вилити в холодну воду, то утвориться пластична сірка — коричнева в'язка маса. За звичайних умов молекула сірки складається з восьми атомів, які замикаються у цикли, як показано вище. Для спрощення стехіометричних коефіцієнтів у хімічних рівняннях формулу сірки записують переважно як одноатомну.

Хімічні властивості. Сірка належить до неметалів середньої активності. За звичайних умов реагує тільки з ртуттю, з іншими металами і неметалами — при нагріванні.

Приклади реакцій: а) реакції міжмолекулярного окиснення-відновлення: б) реакція диспропорціонування

Сульфідна кислота є двохосновною, тому утворює два типи солей — середні (сульфіди) і кислі (гідрогенсульфіди), наприклад K2S — сульфід калію, KHS — гідрогенсульфід калію. Майже всі гідрогенсульфіди добре розчинні у воді, а більшість сульфідів (крім сульфідів лужних, лужноземельних металів і амонію) практично нерозчинні або малорозчинні у воді. Деякі сульфіди мають характерне забарвлення, наприклад: PbS, CuS, HgS, FeS — чорні, ZnS — білий, CdS — жовтий, Fe2S3 — темно-коричневий, що використовують в аналітичній хімії. Малорозчинні у воді сульфіди можна розчинити у сильних кислотах, кислотах-окисниках або в „царській горілці". СОЛІ СУЛЬФІДНОЇ КИСЛОТИ (СУЛЬФІДИ) Застосування. Сульфіди важких металів промислово важливі і знаходяться в рудах, з яких добувають метали. У вигляді сульфідів осаджують з розчинів йони багатьох d-елементів.

Хімічні властивості. У водних розчинах H2SO4 — сильна двохосновна кислота, дисоціює ступінчасто і виявляє сильні кислотні властивості. В ОВР виступає сильним окисником. Оксидаційні властивості H2SO4 залежать від її концентрації в розчині, причому концентрованим вважають розчин, у якому масова частка кислоти становить > 98,3 %.