 ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ
| Водень. Кисень. Пероксид водню
ЗМІСТ
Література Галогени Мета роботи. Ознайомлення з властивостями галогенів, їхніх водневих та кисневих сполук. Добування галогенів Для промислового добування фтору тепер застосовується електроліз розчину KF у рідкому HF. Ще один спосіб - нагрівання деяких фторидів, в яких ступінь окиснення металу в катіоні є нестійким для даного елементу, наприклад: 2CoF3 = 2CoF2 + F2. У промисловості хлор добувають електролізом водного розчину хлориду натрію та як побічний продукт при добуванні натрію електролізом розплаву NaCl. Процес Дікона - окиснення хлороводню повітрям у присутності каталізаторів - хлоридів міді(II) та заліза(III) при нагріванні: 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O. Лабораторні способи добування хлору - за реакцією концентрованої HCl з окисниками: MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2O, 2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O. Ca(ClO)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O. Особливо чистий хлор добувають нагріванням хлориду золота: AuCl3 = AuCl + Cl2. У промисловості бром добувають окисненням бромідів хлором: 2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2. Бром у лабораторних умовах добувають з бромідів дією діоксиду мангану та сірчаної кислоти: 2NaBr + MnO2 + 2H2SO4 = Br2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O. У промисловості йодвитягують з води соляних озер та морів, бурових вод нафтоносних свердловин, а також із золи морських рослин обробкою хлором: 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2. Ще один спосіб - обробка йодату гідросульфітом натрію: 2NaIO3 + 5NaHSO3 = 2Na2SO4 + 3NaHSO4 + H2O + I2. Йод у лабораторних умовах добувають аналогічно добуванню Br2. Хімічні властивості галогенів Галогени мають високу хімічну активність, яка у підгрупі зверху вниз зменшується. Галогени - дуже енергійні окисники. Всі галогени безпосередньо взаємодіють з воднем, утворюючи галогеноводні: Н2 + Г2 ® 2НГ. Галогени реагують із більшістю простих речовин з утворенням галогенідів (за винятком O2, N2 та благородних газів). Фтор окиснює навіть важкі благородні гази: Xe (г) + F2 (г) = XeF2 (к), Xe (г) + 2F2 (г) = XeF4 (к). Хлор також окиснює ксенон за жорстких умов і утворює XeCl2 та XeCl4. При дії тихого електричного розряду на суміш фтору з киснем утворюється нестійка сполука - діоксодифторид F2O2, що існує лише при температурі нижче 80 оС і є сильним окисником. Відомий також фторид кисню F2O, що утворюється пропусканням фтору крізь слабкий (2%) розчин гідроксиду натрію: 4F2 + 6NaOH = 6NaF + 3H2O + F2O + О2. Переважна більшість металів безпосередньо взаємодіє з галогенами: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Cu + Cl2 = CuCl2, 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3, Sn + 2Br2 = SnBr4, 3Hg + 2I2 = HgI2 + Hg2I2¯ . Багато неметалів займаються в атмосфері фтору, а також безпосередньо взаємодіють з іншими галогенами: S + 3F2 = SF6, P + 5F2 = 2PF5, Si + 2F2 = SiF4, Si + 2Cl2 = SiCl4, 2P + 5Br2 = 2PBr5. Для фтору в сполуках можливий єдиний ступінь окиснення -1, а для решти галогенів він лише найбільш стійкий, але можливі й позитивні ступені окиснення. Фтор енергійно розкладає воду: 2F2 + 2H2O = 4HF + O2 . Окрім O2 утворюються озон О3, фторид кисню F2O та H2O2. Хлор, бром та йод реагують з водою за схемою: Г2+Н2О « НГО + НГ. При переході від хлору до брому і потім йоду рівновага все більш зміщується вліво. Активніший галоген здатний витісняти (окиснювати) галогенід-іон (Г-) менш активного з його сполук з воднем або металом: 2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2 тощо. Навпаки, менш активний галоген здатний витісняти (відновлювати) активніший галоген (окисник) з його кисневмісних сполук: 2KClO3 + I2 = 2KIO3 + Cl2, 2HClO4(конц.) + I2 + 4Н2О = 2H5IO6 + Cl2. Реакції з фтором водневовмісних речовин (AlH3, NH3, SiH4, B2H6 та ін.) супроводжуються утворенням фтороводню HF: 2NH3(г) + 6F2(г) = 6HF(г) + 2NF3(г), 2NH3(г) + 3F2(г) = 6HF(г) + N2(г). Реакція аналогічна останній можлива і для хлору: 2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2. Фтор може замістити водень в азотній кислоті: HNO3 + F2 = FNO3 + HF. Фтор реагує з кварцем (або склом), каталізатором реакції є вода: SiO2 (a-кварц) + 2F2 = SiF4 + O2. Окисні властивості галогенів виявляються і при взаємодії їх із складними речовинами, наприклад: 2FeCl2+ Cl2 = 2FeCl3, H3AsO3 + I2 + H2O = H3AsO4 + 2HI, 2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI, Na2SO3 + Br2 + H2O = Na2SO4 + 2HBr, 2KHSO4 + F2 = K2S2O8 + 2HF. Хлор, бром та йод можуть виявляти позитивні ступені окиснення, тобто вони можуть бути і відновниками. Хлор відновні властивості виявляє лише при взаємодії із фтором, а бром може виступати як відновник по відношенню до хлору. Здатність окиснюватися (тобто відновна активність) помітно підвищується у ряді: Cl2 - Br2 - I2 - At2. Br2 + 5Cl2 + 12KOH = 2KBrO3 + 10KCl + 6H2O. 3I2 + 10HNO3 (розб.) = 6HIO3 + 10NO + 2H2O, I2 + 10HNO3 (конц.гар.) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O. Бром та йод можуть в невеликому ступеню виявляти властивості, характерні для металів. Наприклад, у середовищі безводного етанолу можна добути нітрат йоду(III), що розкладається нижче 0 оС: I2 + AgNO3 = AgI¯ + INO3, 3INO3 = I2 + I(NO3)3.
Галогеноводні За звичайних умов галогеноводні - безбарвні гази з різким запахом. Галогеноводні добре розчиняються у воді, утворюючи кислоти НГ, дисоціюючі у водних розчинах: НГ + Н2О « Н3О+ + Г- або НГ « Н+ + Г-. Сила кислот збільшується у ряді HF - HCl - HBr - HI. У ряді Cl- - Br- - I- зростає їхня відновна активність. Фторид-іон не має відновних властивостей. HI - вже сильний відновник. Так, із конц. сірчаною кислотою HF та HCl не вступають до взаємодії, HBr відновлює H2SO4 при нагріванні до SO2: 2НBr + H2SO4 = Br2 +SO2 + 2H2O, а HI - до SO2, S і навіть H2S: 6НI + H2SO4 = 3I2 + S¯ + 4H2O, 8НI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O. У водних розчинах йодид-іон може повільно окиснюватися киснем повітря вже при звичайній температурі (реакція сильно прискорюється під дією світла): 4НI + O2 = 2I2 + 2H2O. HBr взаємодіє з киснем набагато повільніше, а HCl у розчині ним зовсім не окиснюється. Оскільки HBr та НІ відновлюють сірчану кислоту, їх не добувають дією H2SO4 на їхні солі. Бромоводень та йодоводень зазвичай добувають гідролітичним розкладом бромідів та йодидів фосфору. HBr: P + 3/2Br2 = PBr3, PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr(г); HI: 2P + 3I2 + 6H2O = 2H3PO3 + 6HI(г). При необхідності добути водний розчин HBr або HI відповідний галоген та сірководень змішують у присутності води і потім фільтрують сірку, що випала в осад: Г2 + H2S + H2O = 2H+ (водн.) + 2X-(водн.) + S (тв). Фтороводень і хлороводень можуть бути добуті синтезом з елементів або шляхом обробки відповідного галогеніду металу нелеткою сильною кислотою, наприклад: NaCl(кр) + H2SO4(р) = HCl(г) + NaHSO4(кр). Фтороводень та плавикова кислота. У промисловості фтороводень зазвичай добувають дією сірчаної кислоти на флюорит: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF. У лабораторних умовах безводний HF добувають нагріванням висушеного KHF2: KHF2 ® KF + HF. Як у рідкому, так і в газоподібному стані фтороводень асоційований у (HF)n, де n змінюється від 1 до 4 в парах, а у рідкому фтороводні n>4. Водний розчин фтороводню носить назву плавикової, або фтороводневої кислоти. Плавикова кислота – кислота середньої сили. У водному розчині існує рівновага: HF + H2O « H3O+ + F-, F- + HF « HF2-, HF2- + HF « H2F3-. При нейтралізації розчинів плавикової кислоти утворюються не фториди, а гідрофториди: 2HF + KOH = KHF2 + H2O. При дії лугу на гідрофториди утворюються фториди: KHF2 + КОН = 2KF + H2O. Фтороводень та плавикова кислота руйнують кварц та скло: SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O, SiF4 + 2HF = H2[SiF6]. Тому плавикову кислоту не можна зберігати у скляному посуді. Хлороводень та соляна кислота. Хлороводень може бути добутий синтезом з елементів або дією нелеткої сильної кислоти на хлорид металу. При розчиненні HCl у воді має місце протолітична реакція: HCl + H2O ® H3O+ + Cl- і утворюється сильна соляна кислота. Концентрована кислота містить 37% HCl, має густину 1,19 г/см3. Соляна кислота є безбарвною рідиною, димлячою на повітрі. Має всі характерні властивості кислот. Окиснювальних властивостей не має, реагує з неблагородними металами з утворенням хлоридів та виділенням газоподібного водню. Mg + 2HCl = MgCl2 + H2, 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2. Структури галогенідів можна підрозділити на 2 основних типи: іонні (галогеніди типових металів) та ковалентні (галогеніди неметалів). Загальна властивість ковалентих галогенідів – їхня схильність до гідролізу з утворенням галогеноводневої кислоти та кисневмісної кислоти іншого елементу. Отже, ковалентні галогеніди – галогенангідриди. Наприклад: BBr3 + 3H2O = H3BO3 + 3HBr, SiCl4 + 2H2O = SiO2 + 4HCl. Кисневі сполуки галогенів Розчини Cl2, Br2 та I2 у воді називають відповідно хлорною, бромною та йодною водою. При розчиненні галогенів у воді відбувається реакція (реакція О.О. Яковкіна): Г2(р) + Н2О « НГО(р) + Н+(р) + Г-(р). З пар кислот, що утворюються, в кожному випадку галогеноводнева є дуже сильною, а кисневмісна - дуже слабкою. Гідроліз галогенів зменшується у ряді Cl2 - Br2 - I2 . При додаванні лугу рівновага зрушується праворуч: Г2 + 2ОН- = Г- + ГО- + Н2О. Проте гіпогалогеніт-іони схильні до диспропорціонування у лужних розчинах з утворенням галогенат-іонів: 3ГО- =2Г- + ГО3-. При кімнатній та нижчих температурах ClO- диспропорціонує повільно, а у гарячому розчині швидкість диспропорціонування досить велика. Тому на холоду при реакції хлору з лугом утворюється достатньо чистий розчин Cl- та ClO-, а при температурі 75 оС можна добути хороший вихід ClO3-. Диспропорціонування BrO- перебігає досить швидко навіть при кімнатній температурі, тому розчини BrO- існують лише при 0 оС. При температурах 50-80 оС досягається кількісний вихід BrO3-: 3Br2 + 6OH- = 5Br- + BrO3- + 3H2O. Швидкість диспропорціонування IO- велика при будь-якій температурі, тому він не існує у лужних розчинах, а утворюється IO3- з кількісним виходом аналогічно утворенню BrO3-. Хлорна вода є сильним окисником через розклад нестійкої хлорнуватистої кислоти на світлі на хлороводень та атомарний кисень (найсильніший окисник): Cl2 + H2O « HClO + HCl, hn HClO ® HCl + O. Хлорнуватиста кислота HClO у вільному вигляді нестійка, дуже швидко розкладається, порівняно стійка лише у розбавлених водних розчинах. Неможливість виділення чистої хлорнуватистої кислоти пов'язана з тим, що при концентрації її водного розчину перебігають три паралельні реакції: HClO = HCl + O (а), 2HClO = H2O + Cl2O (б), 3HClO = 2HCl + HClO3 (в). Змінюючи умови, можна добитися переважного перебігу реакції практично повністю за яким-небудь одним напрямом: а) под дією прямого сонячного світла, у присутності деяких відновників або каталізаторів (солі кобальту), б) у присутності водовіднімаючих засобів, в) при нагріванні. Розчини HClO та її солей мають жовто-зелене забарвлення, схоже на колір газоподібного хлору, і різкий запах. Хлорнуватиста кислота слабкіша, ніж вугільна. Хлорнуватиста кислота - сильніший окисник як у порівнянні з її солями, так і у порівнянні із вільним хлором. NaI + 3HClO = NaIO3 + 3HCl, I2 + 5HClO + H2O = 2HIO3 + 5HCl. Солі HClO - гіпохлорити - стійкіші, ніж кислота, але вони розкладаються з виділенням кисню при нагріванні або дії каталізаторів: 2KClO = 2KCl + O2. Гіпохлоріти - сильні окисники: NaClO + 2KI + H2SO4 = NaCl + I2 + K2SO4 + H2O. При пропусканні хлору крізь розчин КОН або NaOH добувають жавелеву воду: Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O. Вибілююча дія жавелевої води пов'язана з поглинанням нею з повітря вуглекислого газу, який переводить гіпохлорит-іони у молекули хлорнуватистої кислоти: ClO- + CO2 + H2O « HCO3- + HClO. Хлорне вапно є сумішшю гіпохлориту кальцію Ca(ClO)2 з CaCl2 та Ca(OH)2: 2Cl2 + 2Са(ОН)2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O, або Cl2 + Са(ОН)2 = CaОCl2 + H2O, де CaОCl2 – змішана сіль хлоридгіпохлорит кальцію. Хлорне вапно є білим порошком з різким запахом. У вологому повітрі під дією CO2 CaОCl2 поступово розкладається: 2CaОCl2 + CO2 + H2O = CaCO3 + CaCl2 + 2HClO. Хлорне вапно – сильний окисник: CaОCl2 + 2HCl = CaCl2 + Cl2 + H2O. Со2+ 2CaОCl2 ® 2CaCl2 + О2. Солетворним оксидом, тобто ангідридом хлорнуватистої кислоти є оксид хлору(I) Cl2O. Хлорнуватистий ангідрид утворюється за реакцією: 0oC 2HgO + 2Cl2 ® Cl-Hg-O-Hg-Cl + Cl2O. Оксид хлору(I) - жовто-коричневий газ з різким запахом, що нагадує запах хлору. Розчинний у чотирихлористому вуглеці, є вибуховою речовиною, отруйний. При розчиненні у воді утворюється хлорнуватиста кислота: Cl2O + H2O = 2 HClO. Оксид Cl2O - дуже сильний окисник. При кімнатній температурі повільно розкладається на ClO2 та Cl2. При невеликому нагріванні, при зіткненні з органічними речовинами та при переливанні у рідкому стані з вибухом розпадається на Cl2 та О2. Хлориста кислота HClO2 у вільному вигляді нестійка, навіть у розбавленому водному розчині вона швидко розкладається: 4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O. У водному розчині HClO2 - кислота середньої сили. За окиснювальною силою вона порівнянна з хлорнуватистою кислотою, а її солі дещо поступаються гіпохлоритам. Солі HClO2 - хлорити - значно стабільніші, ніж сама кислота. Вони утворюються за реакціями: 2ClO2 + 2KOH = KClO2 + KClO3 + H2O 2ClO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O, 2ClO2 + H2O2 + 2NaOH = 2NaClO2 + O2 + H2O. Хлорити лужних металів - білі кристалічні речовини. При нагріванні хлорити диспропорціонують: 3NaClO2 = NaCl + 2NaClO3 і розкладаються з виділенням кисню: NaClO2 = NaCl + O2. Ангідрид хлористої кислоти невідомий. Її розклад призводить до утворення оксиду хлору(IV) ClO2. Його можна добути за реакціями: а) КClO3 + H2SO4 = HClO3 + KHSO4, 3HClO3 = 2ClO2 + HClO4 + H2O. б) 2КClO3 + Н2С2О4 + H2SO4 = K2SO4 + 2СО2 + 2ClO2 + 2H2O. щавлева кислота У промисловості ClO2 добувають: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2ClO2 + 2NaHSO4, 2AgClO3 + Cl2 = 2ClO2 + 2AgCl + O2. Оксид хлору(IV) - зеленувато-жовтий газ з характерним різким запахом. При охолодженні перетворюється на зеленувато-жовту рідину. Отруйний. При нагріванні, ударі або зіткненні з горючими речовинами легко розкладається з вибухом на Cl2 та О2, на світлі розкладається поступово. При взаємодії з водою на світлі ClO2 диспропорціонує: 6ClO2 + 3H2O = 5HClO3 + HCl. Хлорнувата кислота HClO3 у вільному вигляді нестабільна, диспропорціонує: 3HClO3= HClO4 + Н2О + 2ClO2. Але відомі її розчини (максимальна концентрація 40%). Кислоту HClO3 добувають дією на її солі розб. H2SO4, наприклад: Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4¯. Нерозчинний сульфат барію видаляють фільтруванням. У водних розчинах HClO3 - сильна кислота, дисоційована приблизно так само, як HCl та HNO3. Окиснювальна активність HClO3 та її солей дещо нижча, ніж у HClO, HClO2 та їхніх похідних. Розчин хлорнуватої кислоти може окиснити фосфор до ортофосфорної кислоти, сірку до сірчаної кислоти, телуристу кислоту до телурової: HClO3 + 3H2TeO3 + 6H2O = 3H6TeO6 + HCl. Солі HClO3 – хлорати – добувають за реакцією диспропорціонування: 6Ba(OH)2 + 6Cl2 ® 5BaCl2 + Ba(ClO3)2 + 6H2O, 6KOH + 3Cl2 ® 5KCl + KClO3 + 3H2O. Можна добути хлорати нагріванням розчинів гіпохлоритів приблизно до 70 оС: 3KClO ® 2KCl + KClO3. Зручним методом добування хлоратів є електроліз водних розчинів хлоридів: електроліз Cl- + 3H2O ® ClO3- + 3H2. Більшість хлоратів безбарвні і добре розчинні у воді. Всі хлорати отруйні. У протилежність вільній HClO3, для хлоратів окисні властивості у розчинах виражені слабко. Сухі ж солі при нагріванні реагують як сильні окисники, наприклад: 3P4 + 10KClO3 = 3P4O10 + 10KCl, 3S + 2KClO3 = 3SO2 + 2KCl, 3C + 2KClO3 = 3CO2 + 2KCl. Суміші KClO3 з фосфором, сіркою, вугіллям вибухають при ударі. При нагріванні хлорати диспропорціонують: 4KClO3 = 3 KClO4 + KCl, а у присутності каталізатора розпадаються з виділенням кисню: 2KClO3 = 2KCl + 3O2. Найбільше практичне значення з хлоратів має хлорат калію KClO3 (бертолетова сіль). Ангідрид для HClO3 невідомий. Оксид хлору(IV) взаємодіє з озоном, даючи оксид хлору(VI): ClO2 + O3 = ClO3 + O2. У рідкому стані оксид хлору(VI) майже на 100% димеризований. Оксид хлору(VI) малостійкий, вибухає. Рідкий Cl2O6 бурхливо реагує з водою: Cl2O6 + H2O = HClO3 + HClO4. Отже, він є змішаним солетворним оксидом двох кислот: HClO3 та HClO4. Хлорна кислота HClO4 відома у вільному вигляді. Її добувають відгонкою при зниженому тиску із суміші її солі з H2SO4: KClO4 + H2SO4 = HClO4 + KHSO4, Ba(ClO4)2 + H2SO4 = 2HClO4 + BaSO4¯. Кислоту та її солі добувають також анодним окисненням хлоратів або хлоридів (анод – платина): електроліз ClO3- - 2e- + H2O ® ClO4- + 2H+, електроліз Cl- - 8e- + 4H2O ® ClO4- + 8H+. Хлорна кислота - безбарвна, рухлива, димляча на повітрі рідина, дуже гігроскопічна. Безводна кислота малостійка, часто вибухає (при нагріванні, при зіткненні з деревом, вугіллям та ін. органічними речовинами). Її водні розчини стабільні. HClO4 - найсильніша зі всіх відомих кислот. H2O + HClO4« H3O+ + ClO4-. Окисні властивості HClO4 та її солей виражені меншою мірою, ніж у HClO3 та хлоратів, не кажучи вже про хлористу та хлорнуватисту кислоти та їхні похідні. У розбавлених розчинах HClO4 практично не виявляє окиснювальних властивостей, нею не окиснюються навіть такі відновники як H2S та SO2. При нагріванні вона розкладається за рівнянням: 4HClO4 = 4ClO2 + 3О2 + 2Н2О. Солі HClO4 - перхлорати - найстійкіші сполуки хлору. Перхлорати - безбарвні кристалічні речовини. Як правило, вони добре розчинні у воді (мало розчинні KClO4, RbClO4, CsClO4) та органічних розчинниках. У розчині перхлорати окиснювальних властивостей не виявляють, але у сухому стані при підвищеній температурі - це одні з найсильніших окисників. При нагріванні вище 300-600 оС перхлорати розкладаються з виділенням кисню. Ангідридом хлорної кислоти є оксид хлору(VII) Cl2O7. Його добувають шляхом зневоднення хлорної кислоти HClO4 при слабкому нагріванні: 4HClO4 + Р4О10 = 2Cl2O7 + 4НРО3. Взаємодія Cl2O7 з водою знов дає HClO4. Кисневмісні кислоти та оксиди брому та йоду Бромнуватиста HBrO та йоднуватиста HIO кислоти утворюються при взаємодії відповідних галогенів з водою. Вони є слабкими кислотами, у ряді HClO - HBrO - HIO їхня сила зменшується. Кислота HIO дисоціює і за типом основи, причому основні властивості виражені сильніше, ніж кислотні: I+ + OH- « HIO « H+ + IO-. HBrO та HIO та їхні солі є менш сильними окисниками, ніж аналогічні похідні хлору, окиснювальна активність також знижується у ряді HClO - HBrO - HIO. Бромнуватиста та йоднуватиста кислоти можуть існувати лише у сильно розбавлених розчинах. Як і HClO, при нагріванні та на світлі вони розкладаються: НГО(р)= НГ(р)+ 1/2 О2(г). Відносна стійкість зростає у ряді HClO - HBrO - HIO. Крім окиснювального розпаду, для HBrO та HIO характерне диспропорціонування без нагрівання: 3НГО = 2НГ + НГО3. Похідні ГО- (гіпоброміти та гіпойодити) за властивостями і способами добування подібні до гіпохлоритів. У відсутності вологи вони цілком стабільні. При нагріванні вони легко диспропорціонують: 3КГО = 2КГ + КГО3 або подібно KClO розпадаються, виділяючи кисень. Для HBrO ангідридом є Br2O - червоно-коричнева рідина, розкладається на прості речовини при 40 оС. Оксиди брому(III) та йоду(III) невідомі, а відповідні аніони BrO2- та IO2- нестійкі та легко диспропорціонують. Бромнувата кислота HBrO3 існує лише у розчині, а йоднувата кислота HIO3 виділена у вільному стані. Розчин HBrO3 добувають дією на її солі розб. H2SO4. Можна також провести окиснення бромної води хлором: Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl. Йоднувату кислоту добувають окисненням йоду конц. азотною кислотою (рівняння наведене у розділі про властивості галогенів). Тверда HIO3 - легкорозчинні безбарвні кристали, цілком стійкі при кімнатній температурі, tпл = 110 оС. У ряді HClO3 - HBrO3 - HIO3 сила кислот та їхня окиснювальна активність зменшуються, а стійкість, навпаки, підвищується. Так, HBrO3 розкладається: 4HBrO3 = 2Br2 + 5O2 + 2H2O, а HIO3 стійка до 200 оС, при 200 оС вона розкладається з утворенням I2O5 та H2O. I2O5 - йоднуватий ангідрид, безбарвні кристали, виявляє окисні властивості, а при нагріванні вище 300 оС розпадається на йод та кисень. Ангідрид бромнуватої кислоти невідомий. Солі бромнуватої та йодноватої кислот - відповідно бромати та йодати - у нейтральних та лужних середовищах не виявляють окиснювальних властивостей, але при сплавленні є сильними окисниками. Ангідрид бромнуватої кислоти невідомий. Бромна кислота HBrO4 нестійка, вона стабільна лише у водних розчинах, концентрація яких менша 55%, при вищих концентраціях розкладається. HBrO4 - сильна одноосновна кислота, по силі близька до HClO4, але значно менш стійка, а тому є сильнішим окисником, ніж хлорна кислота. Солі HBrO4 - пербромати – можна добути при окисненні броматів: BrO3- + F2 + 2OH- = BrO4- +2F- + H2O, КBrO3 + XeF2 + H2O = КBrO4 + Xe + 2HF. Пербромати за властивостями схожі на перхлорати. Пербромати - надзвичайно сильні окисники (сильніші, ніж KMnO4). Аналогічний Cl2O7 оксид для брому невідомий. Йодні кислоти. Йодна кислота HIO4 може бути добута анодним окисненням HIO3 за схемою: електроліз HIO3 + H2O ® H2 + HIO4 катод анод або окисненням йоду хлорною кислотою: 2HClO4(конц.) + I2 = 2HIO4 + Cl2. HIO4 - безбарвна кристалічна речовина, на повітрі легко розпливається, поглинаючи вологу. По силі значно поступається хлорній кислоті, а по окисній активності трохи поступається хлорній кислоті. При нагріванні HIO4 розкладається за рівнянням: 2HIO4 ® H2O + I2O5 + O2. Вище 275 оС розпадається і I2O5 на I2 та O2. З водних розчинів йодна кислота виділяється у вигляді кристалогідрату HIO4,2Н2О, що є кислотою H5IO6. H5IO6 можна добути за реакціями: 5Ba(IO3)2 ® Ba5(IO6)2 + 4I2 + 9O2, Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 = 5BaSO4¯ + 2H5IO6. Солі цієї кислоти можна добути також окисненням йодатів хлором у лужному середовищі: KIO3 + Cl2 + 6KOH = K5IO6 + 2KCl + 3H2O. H5IO6 - ортойодна кислота - безбарвна гігроскопічна кристалічна речовина, tпл = 122 оС, добре розчинна у воді. У водному розчині - слабка кислота. У розчинах мають місце рівноваги: IO65- + 2H+ « IO53- + H2O, IO53- + 2H+ « IO4- + H2O, 2IO4- + H2O « I2O94- + 2H+. Перші дві реакції переважають у кислому середовищі, третя - у лужному. Залежно від концентрації та рН утворюються солі: орто- (IO65-), мезо- (IO53-), мета- (IO4-) і диперйодати (I2O94-), наприклад Ag5IO6. H5IO6- сильніший окисник, ніж HClO4. При взаємодії HIO4 з олеумом утворюється I2O7 - оранжева тверда речовина, з водою утворює йодну кислоту.
Водень. Кисень. Пероксид водню Мета роботи. Ознайомлення з добуванням, фізичними та хімічними властивостями водню та кисню. Добування пероксиду водню та його похідних, ознайомлення з якісною реакцією на Н2О2 та реакцією його каталітичного розкладу, вивчення окисно-відновних властивостей пероксиду водню. Водень Хімічні властивості водню 1. За звичайних умов водень безпосередньо взаємодіє лише із фтором і на світлі з хлором: H2 + F2 = 2HF - фтороводень, H2 + Cl2 = 2HCl – хлороводень. При нагріванні вступає до взаємодії з багатьма неметалами: H2 + Br2 = 2HBr – бромоводень, H2 + I2 = 2HI – йодоводень, 2H2(г) + O2(г)= 2H2O(г), 3H2 + N2 = 2NH3 – аміак, H2(г) +S(г) = 2H2S(г) – сірководень. У реакціях з неметалами водень виявляє відновні властивості. 2. Водень виявляє відновні властивості також по відношенню до багатьох оксидів та галогенідів, наприклад: CuO + H2 = Cu + H2O, WO3 + 3H2 = W + 3H2O, Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O (1050-1100 оС), Fe3O4 + 3H2 = 3Fe + 4H2O, VCl2 + H2 = V +2HCl, 2BCl3 + 3H2 = 2B +6HCl. 3. Як окисник водень взаємодіє з активними металами (лужними та лужноземельними) і утворює гідриди: 2Na + H2 = 2NaH, 2Li + H2 = 2LiH, 2K + H2 = 2KH, Ca + H2 = CaH2. Способи добування водню Лабораторні способи. 1) Дія розбавленого розчину кислоти на активний метал: Zn + 2HCl(розб.)= ZnCl2 + H2 (аналогічно Fe), Zn + H2SO4(розб.)= ZnSO4 + H2. 2) Взаємодія деяких металів з водою або з водяною парою: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2, Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2. 3) Розчинення алюмінію або цинку в розчинах лугів: 2Al + 2NaOH(конц.) + 6H2O(гар.) = 2Na[Al(OH)4] + 3H2, Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[ZnOH)4] + H2. 4) Інші окисно-відновні реакції за участю, як правило, води, з якої відновлюється водень, наприклад: CaН2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2. 5) Можливо лабораторне добування водню електролізом водних розчинів NaOH або КОН. Технічні способи. 1) Головним чином водень у промисловості добувають з природного метану. а) пароводяна конверсія метану 800оС СН4 + Н2О ® СО + 3Н2, Ni б) киснева конверсія метану 2СН4 + О2 ® 2СО + 4Н2, в) конверсія оксиду вуглецю >230o СО + Н2О ® СО2 + Н2. Fe2O3
2) Газифікація твердого палива шляхом взаємодії водяної пари з розжареним вугіллям: 800-1000оС С (кокс) + Н2О ® СО + Н2. При газифікації твердого палива утворюється генераторний газ – суміш СО і Н2. Оскільки остання реакція ендотермічна, для підтримки вугілля у розжареному стані чергують пропускання водяної пари з пропусканням повітря. При цьому відбувається неповне окиснення вугілля: С + ½О2 = СО. В результаті утворюється суміш СО і Н2, в якій вміст Н2 не перевищує 45%, - водяний газ, при глибокому охолодженні якого добувають водень. 3) Залізо-паровий метод. 3Fe(к) + 4H2O(г) = Fe3O4(к) + 4H2(г). Залізо регенерують, пропускаючи понад нагрітим Fe3O4 оксид вуглецю: Fe3O4(к) + 4СО(г) = 3Fe(к) + 4CO2(г). 4) Водень високогоступеня чистоти в промисловості добувають, пропускаючи електричний струм крізь водні розчини деяких речовин, наприклад гідроксидів лужних металів (NaOH, KOH), Na2SO4, H2SO4. електроліз 2Н2О ® 2Н2 (катод) + О2 (анод). 5) Водень також утворюється при електролітичному добуванні NаOH і хлору: електроліз 2NaCl + 2Н2О ® Н2 (катод) + Cl2 (анод) + 2NaOH.
Хімічні властивості води 1) Взаємодія з металами з виділенням Н2. Відновлення H2O з виділенням Н2 відбувається також при дії деяких іонів з малим зарядом, наприклад, Cr2+ (переходить в Cr3+). 2) Взаємодія з оксидами. З оксидами неметалів вода реагує, утворюючи кислоти, наприклад: SO3 + H2O = H2SO4, оксид сірки(VI) сірчана кислота SO2 + H2O = H2SO3. оксид сірки(IV) сірчиста кислота З оксидами лужних та лужноземельних металів вода дає основи, наприклад: CaO + H2O = Ca(OH)2, оксид кальцію гідроксид кальцію BaO + H2O = Ba(OH)2. оксид барію гідроксид барію 3) Реакції гідролізу. Наприклад: PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl. хлорид фосфорна хлороводень фосфору(III) кислота Більшість солей у воді гідролізується. Гідролізуються також білки. 4) Утворення гідратів та кристалогідратів, наприклад: H2SO4 + H2O = H2SO4.H2O, CaCl2 + 6H2O = CaCl2.6H2O. 5) Окиснення H2O з виділенням О2 відбувається під дією F2, деяких багатозарядних катіонів, наприклад Со3+ (переходить у Со2+), і складних аніонів, утворених елементами у високих ступенях окиснення. 4MnO4-(pозч) + 2H2O(рід) = 4MnO2(к) + 4OH-(pозч) + 3O2(г). Ще активніше окиснюють воду озон, XeO3, XeF6, XeO64-. 6) Для води характерна висока стійкість до термічної дисоціації. Водяна пара починає розкладатися на Н2 і О2 при температурах вищих 1000 оС: 2H2O « 2Н2 + О2.
Пероксид водню Способи добування 1) Електролітичне утворення персульфат-іона та його подальший гідроліз. 2HSO4- - 2e- = H2S2O8 - на аноді надсірчана кислота (пероксодисірчана) електроліз сумарний процес: 2КHSO4 ® К2S2O8 + Н2. Надсірчана кислота гідролізується в дві стадії: H2S2O8 + Н2О = H2SO5 + H2SO4 (швидко) мононадсірчана кислота, кислота Каро H2SO5 + Н2О = H2O2 + H2SO4 (повільно). H2O2 швидко видаляють перегонкою при високій температурі та низькому тиску. 2) У промисловому масштабі H2O2 також добувають аутоокисненням 9,10-діоксиантраценів (антрахінолів), наприклад 2-етилантрахінолу, у циклічному безперервному процесі. 3) Можна добувати H2O2 з пероксиду барію: BaO2 + H2SO4 = BaSO4¯ + H2O2, BaO2 + СО2 + H2O = BaСO3¯ + H2O2. 4)Окиснення вуглеводнів. Наприклад: СН3-СН=СН2 + Н2О ® СН3-СН(ОН)-СН3 – гідратація, ізопропіловий спирт СН3-СН(ОН)-СН3 + О2 ® СН3-С(=О)-СН3 + H2O2. ацетон Хімічні властивості 1) Пероксид водню є дуже слабкою кислотою: Н2О2 « НО2- + Н+, Н2О2 « О22- + 2Н+. Н2О2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O, Н2О2 + Ba(OH)2 = BaO2¯ + 2H2O. Оскільки кислота Н2О2 слабка, її солі повністю гідролізуються. 2) Внаслідок того, що у пероксиді водню кисень формально має проміжний ступінь окиснення (-1), Н2О2 може поводитися і як окисник, і як відновник. а) як окисник: у кислому середовищі: Н2О2 + 2Н+ + 2е- = 2Н2О, у лужному середовищі: Н2О2 + 2е- = 2ОН-. б) як відновник: у кислому середовищі: Н2О2 - 2е- = О2 + 2Н+, у лужному середовищі: НО2- + ОН- - 2е- = О2 + Н2О (або Н2О2 + 2ОН- - 2е- = О2 + 2Н2О). Окисні властивості пероксидів виражені сильніше, ніж відновні: 2KI + H2O2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O, KNO2 + H2O2 = KNO3 + H2O, 2K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 = 2K2CrO4 + 2KOH + 8H2O, H2CrO4 + H2O2 = H2CrO5 + H2O, MnSO4 + H2O2 + 2KOH = MnO2 + K2SO4 + 2H2O, Na[Sn(OH)3] + H2O2 + NaOH = Na2[Sn(OH)6]. При дії конц. розчинів Н2О2 на папір, тирсу або інші горючі речовини відбувається їх самозаймання. Відновні властивості Н2О2 виявляє лише у реакціях із сильними окисниками: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O, 3H2O2 + 2KMnO4 = 3O2 + 2MnO2 + 2KОН + 2H2O, H2O2 + Cl2 = 2HCl + O2, H2O2 + O3 = H2O + 2O2, H2O2 + Ag2O = 2 Ag + H2O + O2. Для пероксиду водню характерний також розпад за типом диспропорціонування: H2O2 + H2O2 = 2H2O + O2. Цей розпад прискорюється у присутності MnO2, високодисперсних металів Pt, Ag, багатьох іонів d-елементів: Cu2+, Fe3+, Mn2+ та ін.; при освітленні, нагріванні і може перебігати з вибухом. 3) Пероксид водню у вигляді Н2О2, НО2- та О22- здатний бути лігандом у комплексних сполуках. Наприклад, [Ti(H2O2)]4+, [Ti(HO2)]3+, [Ti(O2)]2+ та [Ti(O2)ОН]+.
Кисень Хімічні властивості Кисень утворює хімічні сполуки зі всіма елементами (за винятком He, Ne і Ar). Безпосередньо реагує зі всіма простими речовинами (зазвичай для цього потрібне нагрівання), окрім галогенів, благородних металів Ag, Au, Pt, благородних газів. Їхні оксиди добувають непрямим шляхом. 1. Взаємодія з простими речовинами. Внаслідок взаємодії кисню з металами та неметалами, як правило, утворюються оксиди: S + O2 = SO2 - оксид сірки(IV), P4 + 5O2 = 2P2O5 - оксид фосфору(V), 2Mg + O2 = 2MgO - оксид магнію, 4Al + 3O2 = 2Al2O3 - оксид алюмінію, 3Fe + 2O2 = Fe3O4. Лужні метали при нагріванні у сухому повітрі дають пероксиди: 2Na + O2 = Na2O2 - пероксид натрію. 2. Взаємодія із складними речовинами. 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O, CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O. Реакції окиснення прискорюються у присутності каталізаторів (каталітичне окиснення). Наприклад: Pt 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O. Способи добування Лабораторні способи. 1) Електроліз розчину КОН з нікелевими електродами. Катод: 4H2O + 4e- = 2H2 + 4OH-. Анод: 4OH- - 4e- = O2 + 2H2O. 2) Розклад Н2О2 або його окиснення перманганатом калію. 3) Реакція пероксидів лужних металів з оксидом вуглецю або водою: 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2, 2Na2O2 + 2Н2О = 4NaОН + O2. 4) Реакції термічного розкладу ряду речовин: 2HgO ® 2Hg + O2. оксид ртуті(II) t, MnO2 2KClO3 ® 2KCl + O2, хлорат калію 2KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2, перманганат калію 2ВаО2 ® 2ВаО + О2, пероксид барію 2KNO3 ® 2KNO2 + O2. нітрат калію солі Со 2CaOCl2 ® 2CaCl2 + O2. Технічні способи. У промисловості кисень добувають, в основному, ректифікацією (фракціонованою перегонкою) рідкого повітря на перегінних установках з колонами. Крім того, кисень добувають як побічний продукт при добуванні водню електролізом води.
Оксиди Способи добування 1) Окиснення елементів киснем у вільному вигляді. 2Са + О2 = 2СаО. 2) Прожарювання гідроксидів або гідратованих оксидів. t Cu(OH)2 ® CuO + H2O, t SnO2.nH2O ® SnO2 + nH2O. 3) Термічний розклад солей кисневих кислот (карбонатів, сульфатів, сульфітів, нітратів тощо). t CuСО3 ® CuO + СО2, t CaСО3 ® CaO + СО2, t 2Cu(NО3)2 ® 2CuO + 4NО2 + О2. 4) Окиснення складних речовин вільним киснем або кисневмісними сполуками. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Хімічні властивості За хімічними властивостями оксиди зручно класифікувати відповідно до їхнього кислотного або основного характеру у водній системі. Оксиди підрозділяються на солетворні та несолетворні (байдужі). Несолетворні оксиди - CO, NO, N2O. Солетворні оксиди підрозділяються на основні, кислотні та амфотерні. Основні оксиди дають основи при взаємодії з водою або утворюються при зневодненні гідроксидів, а з кислотами утворюють солі та H2O. Кислотні оксиди при взаємодії з водою дають кислоти, а з основами - сіль та H2O. Амфотерні оксиди взаємодіють з кислотами та основами, проявляючи основні властивості по відношенню до сильних кислот і кислотні по відношенню до сильних основ. 1) Взаємодія з водою. Основні оксиди: Na2O + H2O = 2NaOH, BaO + H2O = Ba(OH)2; кислотні оксиди: P2O5 + 3H2O = 2H3PO4, Re2O7 + H2O = 2HReO4. Амфотерні оксиди з водою не взаємодіють. 2) Взаємодія оксидів. Чим більше відрізняються за характером оксиди, тим краще вони вступають до взаємодії один з одним і утворюють солі. Na2O + SO3 = Na2SO4, 3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2, сплавлення Na2O + SiO2 = Na2SiO3. Амфотерні оксиди можуть взаємодіяти і з основними, і з кислотними оксидами: PbO(к) + Na2O(к) = Na2PbO2(к), PbO(к) + SO3(г) = PbSO4(к). 3) Взаємодія з кислотами та основами: а) кислотні оксиди утворюють солі з основами: SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O, б) основні оксиди утворюють солі з кислотами: FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O, в) амфотерні оксиди можуть реагувати і з кислотами, і з лугами: Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O, основний Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]. кислотний Озон Фізичні властивості. Озон – синій газ із різким подразнюючим запахом. Температури плавлення (-192,7 оС) і кипіння (-111,9 оС) вищі, ніж у О2, вища і його розчинність у воді (5 об. у 10 об. води). Ще краще він розчинний у тетрахлориді вуглецю (31 об. О3 у 10 об. CCl4), сірковуглеці та інших рідких органічних речовинах. Озон діамагнітний. Суміші, що містять більше 70% О3, - вибухові. Озон отруйний, ГДК у повітрі 10-5%. Подразнює слизові оболонки очей і дихальних шляхів. Хімічні властивості Озон - сильний окисник. Його окисні властивості виражені незрівнянно сильніше, ніж у кисню, причому в кислих розчинах окисні властивості озону посилюються. О3 + 2KI + H2O = I2 +2KOH + O2, 3PbS + 4O3 = 3PbSO4, NO + O3 = NO2 + O2, 2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 4O2 + H2O, Pb(OH)2 + O3 = PbO2 + O2 + H2O. З більшістю простих речовин озон реагує безпосередньо, за винятком благородних газів, платини та золота. 2Ag + 2O3 = 2AgO + 2O2. Озон бурхливо реагує з багатьма органічними речовинами. Спирт, ефір, скипидар при зіткненні з ним спалахують. Каучук дуже швидко руйнується озоном. Він розкладає також органічні барвники. При дії озону на лужні метали утворюються озоніди: К + О3 = КО3. Добування Озон утворюється у процесах, що супроводжуються виділенням атомарного кисню, а також при дії на молекулярний кисень потоку електронів, протонів, короткохвильового випромінювання, тобто за рахунок радіохімічних і фотохімічних реакцій. До таких процесів відносяться такі: 1) Електричні розряди у кисні або повітрі. Так зазвичай добувають озон в лабораторії; для цього застосовують прилади, звані озонаторами. 2) Нагрівання кисню при високій температурі. 3) При дії короткохвильового УФ випромінювання кисень частково перетворюється на озон. 4) При електролізі водних розчинів кислот (HClO4, H2SO4 тощо) з інертними електродами на аноді утворюється кисень у вигляді вільних атомів, частина яких утворює молекули О2, а інша частина сполучається з цими молекулами з утворенням О3. 5) Утворення озону при хімічних реакціях. 3F2 + 3H2O(г) = 6HF + O3, (NH4)2S2O8 + 2HNO3 = H2S2O8 + 2NH4NO3, H2S2O8 = 2SO2 + O3 + H2O. 6) Озон утворюється при радіолізі води, розкладі пероксидів. Озоніди. Озоніди – це сполуки, що складаються з позитивно заряджених іонів металу та негативно заряджених іонів О3-. Вони утворюються при дії озону на найбільш активні метали, а також при взаємодії озону з гідроксидами цих металів: 4О3 + 4КОН = 4КО3 + О2 + 2Н2О. Озоніди нестійкі, легко розкладаються на надпероксиди та кисень: 2КО3 = 2КО2 + О2. У воді озоніди гідролізуються з виділенням кисню і відщепленням радикалів .ОН (без утворення Н2О2) за типом: КО3 + Н2О = КОН + .ОН + О2.
Cірка Мета роботи. Ознайомлення з властивостями сірки та деяких її сполук. Встановлення окисно-відновної здатності залежно від ступеня окиснення сірки.
Халькогени
Хімічні властивості халькогенів Сірка, селен та телур - помірно реакційноздатні речовини, ступені окиснення елементів можуть бути рівними від -2 до +6. Сірка за електронегативністю поступається лише галогенам, кисню та азоту і тому окиснюється ними. Селен та телур віддають електрони легше, ніж сірка. Наприклад, сірка та кристалічний селен не реагують з водою, аморфний селен реагує з водою при нагріванні, а телур - навіть за звичайних умов за схемою: Е + 2Н2О = ЕО2 + 2Н2. Горіння на повітрі призводить до утворення діоксидів: Е + О2 = ЕО2. Сірка горить синім полум'ям, селен - синім, телур - зеленувато-синім. Як окисник сірка при підвищеній температурі взаємодіє з металами та з воднем; у ряді S - Se - Te схильність елементу до прояву негативних ступенів окиснення зменшується. Hg + S = HgS, Fe + S = FeS, Zn + S= ZnS, 2Cu + Se = Cu2Se, 2Ag + Te = Ag2Te. Рівновага реакції сірки з воднем H2 + S « H2S при температурі біля 350 оС зміщена праворуч, а при подальшому підвищенні температури зміщується вліво. Селен частково реагує з газоподібним воднем при підвищених температурах, тоді як телур з ним безпосередньо не сполучається. При кип'ятінні у концентрованих лужних розчинах сірка, селен та телур диспропорціонують: 3Е + 6КОН = К2ЕО3 + 2К2Е + 3Н2О. Для сірки паралельно йде реакція 4S + 6KOH = K2S2O3 + 2K2S + 3H2O. Сірка, селен та телур не реагують з кислотами, які не мають окиснювальних властивостей, а полоній розчиняється у плавиковій, соляній, сірчаній кислотах, що узгоджується з його металевим характером: Po + 6HCl(конц.) = H2[PoCl6] + 2H2. При нагріванні сірка, селен та телур реагують з концентрованими розчинами сірчаної або азотної кислот та окиснюються до відповідних кислот, наприклад: S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2Н2О, S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O, 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO. До вищих кислот селен та телур окиснюються за жорсткіших умов: 4Se + 3HClO4 + 4H2O = 4H2SeO4 + 3HCl, t Te + 3H2O2(30%) = H6TeO6. Полоній же за цих умов утворює солеподібну сполуку: Po + 8HNO3(конц.) = Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O. Сірка утворює сполуки майже зі всіма неметалами, але не так легко та енергійно, як з металами. Наприклад, при пропусканні пари сірки над розжареним вугіллям утворюється сірковуглець: C + 2S « CS2. Посилення відновної та зменшення окиснювальної активності у ряді S - Se - Te - Po підтверджує, зокрема, реакція: S (ромб.) + H2Se(г) = H2S(г) + Se(к, сірий). Добування халькогенів Сірка. 1. Головним чином сірку добувають виплавкою самородної сірки безпосередньо у місцях її залягання під землею. 2. Виділення сірки під час десульфуризації газів, що містять SO2 та H2S (природний газ, гази, що утворюються при випалюванні сульфідних руд, продукти газифікації вугілля - водяний, повітряний та світильний гази). 3. Виділення сірки при підкисленні розчину тіосульфату натрію: Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O + S та як кубовий залишок при перегонці розчину полісульфіду амонію: (NH4)2(S5) = (NH4)2S + 4S. 4. Карботермія сульфатів: а) CaSO4 + 3C (кокс) = CaS + CO2 + 2CO, б) CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S,
Селен та телур добувають з відходів кольорової металургії та сірчанокислотної промисловості. При витяганні їх переводять у стан Е+4 з подальшим відновленням за допомогою SO2, наприклад: SeO2 + 2SO2 + 2H2O = Se + 2H2SO4.
Халькогеноводні У ряді H2O - H2S - H2Se - H2Te - Н2Ро падає стійкість халькогеноводнів. У воді H2Se та H2Te розчиняються краще, ніж H2S. Водні розчини Н2Е - слабкі кислоти внаслідок встановлення рівноваг типу H2O + Н2Е « Н3О+ + НЕ-. Константи дисоціації хальгеноводневих кислот зростають від H2S до H2Te. У цьому ж ряді зростає і відновна здатність Н2Е. Для H2S та H2Se відомі і кислі, і середні солі, для H2Te - лише середні. Сірководень - сильний відновник. На повітрі він горить, як і H2Se та H2Tе: 2Н2Е + 3О2 = 2ЕО2 + 2Н2О. У водних розчинах сірководень повільно окиснюється киснем повітря з виділенням сірки: 2H2S + O2 = 2H2O + 2S. Окиснення селено- та телуроводню відбувається швидше та призводить до виділення вільного селену та телуру. Халькогеноводні можуть реагувати також з багатьма іншими окисниками, продуктами окиснення залежно від умов можуть бути похідні Е(0), Е(IV) та Е(VI), наприклад: 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O, K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O, H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl, H2S + Br2 = S¯ + 2HBr (аналогічно I2), 3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl. Сірководень, селеноводень та телуроводень - безбарвні гази з дуже неприємним запахом, надзвичайно отруйні. Сірководень та селеноводень можна добути прямим синтезом, для H2Tе це неможливо. Селеноводень та телуроводень добувають розкладом селенідів та телуридів водою або розбавленими кислотами: Al2Te3 + 6H2O = 3H2Te + 2Al(OH)3, |
в) H2S + 1/2O2 каталізатор S + H2O.