Лабораторная работа Тема: Р - элементы 6 группы Раздел: «Окислительно-восстановительные свойства простых веществ» (стр. 1 )

Методическое обеспечение:

Редактор:

3D графика:

Script программирование:

Управление проектами:

Лабораторная работа

Тема: Р – элементы 6 группы

Раздел: «Окислительно-восстановительные свойства простых веществ»

ВВЕДЕНИЕ

Цель работы:  Изучение свойств р-элементов: 1. Свойств серной кислоты и ее солей; 2. Восстановительные и окислительные свойства сульфитов – солей сернистой кислоты; 3. Окислительные свойства кислорода.

ТЕОРИЯ

р-Элементы VI группы

К р-элементам VI группы относятся: O, S, Se, Te, Po.

На внешнем электронном уровне каждого из элементов находится 6 электронов. Общая электронная формула валентного слоя: ns2np4. В соответствии с правилом четности, характерными степенями окисления для элементов являются: -2, 0, +2, +4, +6. Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием  d-подуровня во внешнем электронном уровне.

В ряду O→ S→ Se→ Te→ Po с увеличением порядкового номера элемента:

увеличиваются размеры атомов и ионов; усиливается интенсивность окраски свободных элементов: О – светло-голубой;  S – желтый; Se – красный; Те – коричневый; возрастают температура плавления и кипения свободных элементов; уменьшаются I, E, О. Э.О., что характеризуется падением окислительной активности, ослаблением неметаллических (окислительных) свойств элементов: О – типичный металл, Ро проявляет металлические свойства; уменьшается кислотный характер оксидов; усиливается восстановительная активность ионов Э2-.

Кислород

Элемент второго периода. Электронное строение атома элемента выражается электронной формулой – 816О 1s22s22p4. Электронное строение валентного слоя – 2s22p4 или  в виде электронографической формулы:

↓↑	↓	↑
n=2	↓↑

s  p

В большинстве своих соединений кислород имеет с. о. = –2. Может проявлять также следующие с. о.: -1, -1/2, -1/3, 0, +1, +2, +4. 

Природные соединения. Кислород – самый распространенный элемент на Земле: его содержится около 47 масс. долей  %. Свободный кислород является основной составной частью атмосферы, содержится в природных водах (воды гидросферы содержат 1,5*1013 т растворенного кислорода), в почвах.

В связанном состоянии он является основной составной частью большинства объектов минерального мира: в составе воды его содержится около 89 вес. %, в песке – 53 вес. %, в глине – 56 вес. % и т. д. В живой природе кислород – важнейший компонент углеводов и белковых соединений, так, в человеческом организме содержится около 65 вес. % кислорода. Природный кислород состоит из трех изотопов: 16О (99.76 %), 17О (0,04 %), 18О (0,2 %). Получены также искусственные изотопы.

Вследствие большой окислительной активности кислород предопределяет форму существования на Земле всех остальных элементов. Его значение было особенно велико в период образования земной коры.

Аллотропические модификации кислорода

Аллотропия – существование химических элементов в виде двух или более простых веществ. Аллотропия может быть обусловлена образованием молекул с различным числом атомов (например, кислород: [O], О2, О3), либо образованием кристаллов различных модификаций (например, алмаз, графит, карбин, состоящие из атомов углерода). Различные простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называют аллотропическими видоизменениями этого элемента.

Различают три аллотропические модификации кислорода: 2-атомная молекула кислорода О2, атомарный кислород [O] и озон О3. Атомарный кислород образуется при термическом разложении солей:

КСlО3=КСl + 3[O] или КNО3=КNО2 + [O].

Он является очень сильным окислителем.

Озон получается под действием электрического разряда:

3О2 ⇔ 2О3,  ΔG0298 = +326 кДж.

Является более сильным окислителем, чем кислород. Озон – ядовит!

Получение. В технике: ректификация жидкого воздуха, электролиз воды (побочным продуктом при этом является водород Н2).

В лабораторной практике: термическое разложение кислородсодержащих соединений: CrO3, KМnO4, KClO3, BaO2, KClO4. Например:

2KМnO4 = O2↑ + K2МnO4 + МnO2.

А также электролизом водных растворов щелочей (NaOH, KOH и др.), серной кислоты, кислородсодержащих солей.

Свойства простого вещества. Наиболее устойчива 2-атомная молекула О2, ее энергия диссоциации равна 494 кДж/моль, поэтому диссоциация молекулы на атомы происходит при температуре выше 1500 0С.  Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен: жидкий и твердый кислород притягивается магнитом.

Химическое строение молекул кислорода обосновывает метод молекулярных орбиталей (ММО): в его молекуле имеется 2 неспаренных электрона, которые размещаются на разрыхляющих π-орбиталях.

Кислород малорастворим в воде, так, при 20 0С в 100 объемах воды растворяется 3 объема кислорода, а при 0 0С – 5 объемов. Для него характерны низкая температура плавления и кипения: −218,9  0С и −183  0С, соответственно.

Самое характерное свойство кислорода – он является сильнейшим окислителем. Высокую химическую активность он проявляет при нагревании или в присутствии катализатора. С большинством простых веществ кислород взаимодействует непосредственно, окисляя их, образуя при этом оксиды. Восстановительные свойства проявляет только при взаимодействии с фтором, с которым непосредственно не взаимодействует.

Свойства соединений кислорода

Соединения со степенью окисления кислорода (-2)

Практически все элементы Периодической системы образуют с кислородом соединения, называемые оксидами. В соответствии с закономерным изменением характера связи по группам и периодам ПС, закономерно изменяется  и характер оксидов. В ряду оксидов данного периода тип химической связи изменяется от ионной (оксиды типичных металлов) до ковалентной (оксиды неметаллов), при этом закономерно изменяются и свойства оксидов: от основной природы, через амфотерную к кислотной. Ионные оксиды проявляют основные свойства, ковалентные оксиды – кислотные. Например, для элементов третьего периода свойства оксидов меняются следующим образом:

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII
Соединение	Na2О	MgО	Al2О3	SiО2	P2О5	SО3	Сl2О7
Кислотно - основные свойства	Основной характер (ионная связь)	Амфотерный характер (ионно - ковалентная связь)	Кислотный характер (ковалентная связь)
сильно	слабо	слабо	средне	сильно
Эффективный заряд атома О	-0,81	0,35	-0,31	-0,23	-0,13	-0,06	-0,01

Различие в свойствах оксидов разного типа проявляется при их взаимодействии с водой:

СаО + Н2О =  Са(ОН)2;  Р2О5 + 2Н2О = 2Н3РО4,

  основный  кислотный

а также при взаимодействии оксидов разного типа друг с другом:

СаО + Р2О5 = Са3(РО4)3.

Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, они взаимодействуют с кислотами и щелочами, а при сплавлении – с основными и кислотными оксидами.

Свойства воды

Важнейшим из оксидов является оксид водорода – вода, которая является самым распространенным и самым удивительным веществом на Земле. «Самым драгоценным ископаемым» назвал воду академик .

В молекуле воды атом кислорода находится в состоянии sp3-гибридизации: два  sp3-гибридных облака участвуют в образовании связи с атомами водорода, а два оставшиеся заняты несвязывающими электронными парами (Общая химия. Курс лекций, разд. 3.5). Молекула воды имеет уголковое строение, при этом общие электронные пары смещены к кислороду, в связи с чем, молекула воды представляет собой электрический диполь. Ее дипольный момент, м = 1,84 D, т. е. молекула воды – сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулам. Именно водородные связи обусловливают многие аномальные физико-химические свойства воды и льда. Так, если бы не водородные связи, то tкип. воды составляла –80 0С. Энергия разрыва водородной связи составляет 25 кДж/моль. При переходе воды в пар водородные связи полностью разрушаются.

Молекулы воды – термически устойчивы. Заметная термическая диссоциация воды по схеме : 2Н2О D 2Н2+ + О2 – наблюдается при температуре выше 10000С.

Вода относится к слабым электролитам. Ее молекулы в незначительной степени обратимо диссоциируют, образуя ионы гидроксония и гидроксид-ионы:

2Н2О D Н3О+ + ОН‾,

Ионное произведение воды при 25°С, КВ = 10‾14.

По химической активности вода – достаточно активное вещество. В определенных условиях она проявляет следующие свойства.

1. Взаимодействует со многими металлами по схеме:

Me + H2O → H2↑ + Me(OH)n

восстановитель окислитель продукт  продукт

окислен.  восстановл.

Окислителем в данном случае является катион водорода из воды. В общем случае все металлы, имеющие стандартный электродный потенциал,  ц0 < – 0,41В (в «Ряду напряжений» стоят до кадмия включительно), могут окисляться катионами водорода, т. е.  восстанавливать водород из воды. Однако, для полного завершения процесса необходимо, чтобы образующийся гидроксид Me(OH)n был растворим в воде. В противном случае, вследствие образования на поверхности металла малорастворимого основания, дальнейший доступ воды к поверхности металла затруднен, процесс практически прекращается. Таким образом, с водой взаимодействуют только щелочные и щелочноземельные металлы. Например:

Процесс:

2Li + 2Н2О = 2LiOH + Н2↑