Занятие по химии vi-й группы элементов
Download 310.5 Kb.
|
Ramziddin
- Bu sahifa navigatsiya:
- 1.5 Нахождения природы. Получение VI-A группы элементов
- Константа O S Se Te
- Свойство О S ромбическая
- Глава 2. "Элементы VI-й группы" в учебной деятельности студентов в рамках дисциплины "Химии". Методическая разработка лабораторного-практического занятие по химии VI-й группы элементов
- Список информационных источников
Химические соединения. Известны следующие соединения сиборгия: SgO2Cl2, SgO2F2, SgO3, H2SgO3, а также комплексные ионы [SgO2F3]- и [Sg(OH)5(H2O)]+. 1.5 Нахождения природы. Получение VI-A группы элементов К р-элементам шестой группы относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний. Общее название – халькогены- «рождающие соль». Их строение атомов: 8O 1s22s22p4 16S 1s22s22p63s23p4 34Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 52Te 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4 84Po 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 4f14 5s25p65d106s26p4 Общая электронная формула ns2np4. Основные константы приведены в таблице: Таблица 4
Запасы в атмосфере 1,21018 т. Содержание в атмосфере 20,96 об. %. Кислород – самый распространённый на Земле элемент. Селен и теллур относятся к редким рассеянным элементам. **Po- очень редкий радиоактивный металл. Периоды полураспада Ро-216 0,15 с; Ро-211 0,52с; Ро-218-3,11 мин; Ро-210 138,4 дня; Ро-209 105 лет. Как видно из приведённых данных, в ряду O-S-Se-Te-Po увеличиваются размеры атомов и ионов, и понижается энергия ионизации, что ослабляет неметаллические свойства элементов и увеличивает металлические. Атом кислорода отличается от атомов других элементов отсутствием d-уровня во внешнем квантовом слое. Возможные степени окисления: Таблица 5
Кислород во всех соединениях, кроме соединений со связями с фтором и собой, проявляет отрицательную степень окисления –2. При образовании химических связей атомы кислорода обычно используют неспаренные р-электроны, но в ряде соединений возникают дополнительные связи по донорно-акцепторному механизму за счёт неподелённых электронных пар. Сера, селен и теллур, помимо отрицательной степени окисления -2, проявляют в соединениях и положительные степени окисления +6, +4, +2. В пределах подгруппы от серы к полонию уменьшается устойчивость соединений с отрицательной степенью окисления. В этом же ряду повышается устойчивость соединений с низкими положительными степенями окисления. Нахождение в природе Таблица 6
* Кислород важен для процессов дыхания; тление и гниение погибших растений и животных – при этом сложные органические вещества превращаются в более простые (СО2, H2O, N2), последние вступают в круговорот веществ в природе. Простые вещества Некоторые свойства простых веществ представлены в таблице. Таблица 7
Простые вещества представляют собой полиатомные молекулы O2; S2; S8; Se8; Se; Te. Кислород образует две аллотропные модификации: кислород О2 и озон О3. Кислород – бесцветный газ, немного тяжелее воздуха. Строение молекулы по методу МО повторить по материалам первого семестра. Молекула кислорода очень прочная, энергия связи О=О равна 494 кДж/моль. Парамагнетизм молекулы объясняется по методу МО (см. лекция первого семестра) наличием двух неспаренных электронов. Озон (O3) - газ с характерным запахом свежести, образуется в атмосфере при грозовом разряде, лучше чем кислород растворяется в воде (озонирование природной воды с целью уничтожения бактерий). Молекула же озона диамагнитна, имеет угловую форму, обладает небольшой полярностью. Строение её можно передать следующей структурной формулой: Между атомами кислорода, кроме одинарной -связи, образуется делокализованная -связь, обозначенная на рисунке пунктриной линией. Озон – один из сильнейших окислителей: разрушает органические вещества; окисляет большинство неметаллов и все металлы, кроме золота и платиновых; переводит низшие оксиды в высшие, сульфиды в сульфаты; убивает бактерии. Озон ядовит, ПДК в воздухе 10-5%. При этой концентрации хорошо ощущается его запах. В приземных же слоях атмосферы его содержание обычно составляет 10-7-10-6%. Качественная реакция на озон: 2KI + HOH + O3 = I2 + 2KOH + O2 То есть, если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную растворами иодида калия и крахмала, она посинеет. Сера имеет несколько аллотропных модификаций, наиболее устойчивые из них ромбическая (жёлтая кристаллическая форма- октаэдры, у которых часть углов или ребер как бы срезана, -сера) и моноклинная (тёмно-жёлтые игольчатые кристаллы --сера; образуется при нагревании ромбической до 112,8оС). Для атомов серы в этих модификациях характерно образование прочных гомоцепей зигзагообразной формы: Наиболее устойчивы восьмиатомные циклы S8, хотя в зависимости от температуры возможно образование молекул S2, S4, S6 и S8 с открытыми цепями. При более высоких температурах расплавленная сера претерпевает ряд превращений. Выше 160оС кольца S8 разрываются, расплав серы темнеет и становится вязким; при 300оС кольца цепи из атомов серы укорачиваются и расплав становится снова жидким; при 444,6оС сера закипает. Пары серы при невысоких температурах состоят из молекул S8, S6, S4, выше 800 до 1500оС – из молекул S2. Если расплавленную серу быстро вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера (каучукоподобная масса). При быстром же охлаждении паров серы образуется мелкораздробленная сера – серный цвет. Серный цвет применяется в сельском хозяйстве для уничтожения вредителей. Сера не растворима в воде, но растворима в сероуглероде, бензоле и некоторых других жидкостях. Селен и теллур способны образовывать гомоцепи зигзагообразных форм Se и Тe. Они образуют аллотропные модификации, обладающие полупроводниковыми свойствами. Модификации селена: аморфный – порошок красно-бурого цвета; стекловидный – хрупкая, блестящая, красно-коричневая масса; кристаллический – хрупкое вещество серого цвета, его электропроводность сильно увеличивается при освещении – полупроводник. Модификации теллура: кристаллический – очень хрупкий с металлическим блеском; аморфный – порошок коричневого цвета. Теллур хорошо проводит тепло и электрический ток, приближаясь в этом отношении к металлам. В ряду O-S-Se-Te-Po изменяется характер связи от ковалентной к металлической. При этом свойства простых веществ меняются от типичных неметаллов через полупроводники к металлу. В ряду O-S-Se-Te-Po уменьшается окислительная и возрастает восстановительная активность. Кислород проявляет только окислительные свойства (кроме реакций с F2). Сера, селен и теллур могут быть как окислителями, так и восстановителями. Po – типичный металл – восстановитель. У кислорода особая роль в химии: ещё Берцелиус утверждал, что кислород – это та ось, вокруг которой вращается химия. На это есть две причины: большая распространённость и исключительная реакционная способность кислорода, из которых вытекает многообразие его соединений; классическая неорганическая химия, в основном, - это химия водных растворов, т.е. химия самого главного соединения кислорода – его оксида. Кислород как сильно электроотрицательный элемент вступает в реакции почти со всеми элементами, за исключением галогенов и некоторых благородных металлов (Au, Pt и др.). В качестве окислителя он реагирует со многими неорганическими и органическими веществами. Эти реакции часто сопровождаются воспламенением и выделением значительных количеств тепла. Особенно активно протекают реакции с участием жидкого кислорода. S и её аналоги окисляют многие металлы, образуя соли – сульфиды, селениды и теллуриды. Например, Fe + S = FeS Pb+ Se = PbSe Сера окисляет неметаллы с более низкой величиной электроотрицательности, например, H2, P, As, C и др. H2 + S = H2S 2As + 3S = As2S3 Сера и её аналоги проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с сильными окислителями, такими как фтор, хлор, кислород, азотная кислота. S + 3F2 = SF6 Se + 6HNO3конц= H2SeO4 + 6NO2 + 2H2O Глава 2. "Элементы VI-й группы" в учебной деятельности студентов в рамках дисциплины "Химии". Методическая разработка лабораторного-практического занятие по химии VI-й группы элементов Характерные степени окисления хрома +3 и в меньшей мере +6; для молибдена и вольфрама наиболее характерна высшая степень окисления +6. Возможны также соединения, где хром и его аналоги проявляют степени окисления 0, +1, +2, +4, +5. В природе хром и вольфрам находятся в виде соединений с кислородом, а молибден – с серой. Наиболее распространенными минералами являются FeО∙Cr2О3 – хромистый железняк, PbCrO4 – крокоит, MoS2 – молибденит, CaWО4 – шеелит, (Fe, Mn)WО4 – вольфрамит. Наличие в почве следов молибдена необходимо для каталитической фиксации атмосферного азота растений, особенно у видов семейства бобовых. Простые вещества. Cr (хром) – серый, очень твердый, тугоплавкий металл. На воздухе покрыт тонкой оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте, «царской водке». Реагирует с серой, азотом, разбавленными хлороводородной и серной кислотами, расплавами KClO3, KNO3. Медленно окисляется кислородом воздуха при нагревании, быстро – галогенами. Мо (молибден) – светло-серый, достаточно твердый, пластичный металл. Устойчив на воздухе. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, водородом, иодом. Пассивируется дымящей азотной кислотой. Реагирует с водяным паром, концентрированными серной и азотной кислотами, при сплавлении – со щелочами на воздухе, кислородом, галогенами, серой, моно- и диоксидом углерода, сероводородом. W (вольфрам) – светло-серый, очень твердый и наиболее тугоплавкий из всех металлов. Устойчив на воздухе. Мало реакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленными и концентрированными кислотами (кроме смеси азотной и фтороводородной кислот), щелочами, гидратом аммиака, водородом, иодом. Реагирует с кислородом, галогенами, серой, углеродом, сероводородом, моно- и диоксидом углерода. Получение и применение. В чистом виде хром получают с помощью алюмотермии; молибден и вольфрам методом водородного восстановления из оксидов. Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3 MoO3 + 3H2 = Mo + 3H2O WO3 + 3H2 = W + 3H2O В металлургии при карботермическом восстановлении совместно с железными рудами получают обычно феррометаллы (феррохром, ферромолибден, ферровольфрам), которые используются для получения высококачественных специальных сталей. Хром легко пассивируется и используется в качестве гальванических защитных покрытий и для получения коррозионно стойких сталей. Молибден применяют для изготовления химической аппаратуры, вольфрам – в электротехнической промышленности (в частности, для ламп накаливания). Молибден и вольфрам используют в качестве катализаторов. Из производных хрома и его аналогов применяются главным образом соединения самого хрома. Так, Cr2O3 используется для приготовления красок и как катализатор, CrО3 – для электролитического получения хрома и хромированных изделий. Соединения хрома (0), молибдена (0), вольфрама (0). Для хрома и его аналогов известны гексакарбонилы Э(СО)6 – бесцветные легко возгоняющиеся твердые вещества, хорошо растворимые в органических растворителях. Термическим разложением карбонилов получают чистейшие металлы. Кроме того, их используют в химическом синтезе. Они очень токсичны. Соединения хрома (II). Известно лишь небольшое число соединений, в частности, дигалогениды CrНаl2, CrO, Cr(ОН)2, которые проявляют практически лишь оснóвные свойства, взаимодействуя с кислотами: Cr(OH)2 + 2HCl + 4Н2O = [Cr(Н2О)6]2+Cl2 Дигалогениды довольно легко поглощают газообразный аммиак, образуя аммиакаты, так: Cr(OH)2 + 6NH3 = [Cr(NH3)6]Cl2 Соединения Cr (II) получают восстановлением соединений Cr (III), например водородом в растворе в момент выделения, или нагреванием в атмосфере Н2. Дигалогениды можно получить также взаимодействием металла с газообразными галогеноводородами (при 600–700 °С). Кластерные соединения. Для d-элементов характерны соединения, в которых содержатся группировки из двух и большего числа непосредственно связанных друг с другом атомов d-элементов, такие группировки называют кластерами. Известные в настоящее время кластерные соединения делят на два больших класса: 1) низшие галогениды и оксиды и 2) многоядерные карбонилы. Так, молекуле МоСl2 отвечает формула [Мо6Cl8]Cl4 с ковалентными связями Мо–Мо. Аналогичное шестиядерное строение кластеров имеют МоBr2, WCl2, WBr2. К двухъядерным кластерам относится ион [Мо2Сl8]4+. Соединения кластерного типа также весьма характерны для Nb, Ta, Tc и Re. Соединения хрома (III). Степень окисления хрома +3 является наиболее устойчивой и проявляется в галогенидах CrHal3, солях ряда кислородсодержащих кислот, оксидах Cr2О3, FeCr2O4, гидроксиде Cr(OH)3, катионных и анионных комплексах. Оксид хрома (III) Cr2О3 – порошок темно-зеленого цвета, нерастворимый в воде, кислотах и растворах щелочей. (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2↑ + H2O При высокой температуре проявляет амфотерные свойства. При сплавлении Cr2О3 со щелочами и соответствующими основными оксидами образуются оксохроматы (III), называемые хромитами: 2КОН + Cr2О3 = 2КCrО2 + Н2О Осаждаемый из растворов серо-голубой гидроксид Cr(ОН)3 имеет переменный состав Cr2О3∙nН2О. Cr2(SO4)3 + 6NaOH(разб.) = Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4 Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами: Cr(ОН)3 + 3HCl + 3H2O = [Cr(Н2О)6] Cl3 (оснóвные свойства) Cr(ОН)3 + 3NaОН = Na3[Cr(ОН)6] (кислотные свойства) Соединения хрома (VI), молибдена (VI), вольфрама (VI). Степень окисления +6 у хрома и его аналогов проявляется в галогенидах, оксогалогенидах, оксидах и отвечающих им анионных комплексах. Триоксид хрома CrО3 в отличие от МоО3 и WO3 легко растворяется в воде, образуя сильную хромовую кислоту Н2CrO4: Н2О + CrО3 = Н2CrO4 Кислотная природа МoО3 и WO3 проявляется при растворении в щелочах: 2КОН + ЭО3 = К2ЭО4 + Н2О Для Mo (VI) и W (VI) известны многочисленные производные полимерных оксоанионов весьма сложного состава и строения. Способность к полимеризации иона CrО2– менее выражена, тем не менее известны, например, К2Cr2О7 – дихромат, К2Cr3О10 – трихромат, CrCr4О13 – тетрахромат. Полихроматы образуются при действии кислот на хроматы, так: 2К2CrО4 + 2Н2SO4(разб.) = К2Cr2О7 + K2SO4 + Н2O 3К2Cr2О7 + 2Н2SO4(разб.) = 2К2Cr3О10 + K2SO4 + Н2O и т. д. При действии раствора концентрированной серной кислотой выделяются темно-красные кристаллы триоксида: К2CrО4 + H2SО4 = CrО3 + K2SО4 + Н2О Если же действовать на растворы полихроматов щелочью, процесс идет в обратном направлении и получается снова хромат. Равновесие очень подвижно. Из оксохроматов (VI) наибольшее значение имеют соли Na+ и К+, получаемые сплавлением Cr2О3 или хромистого железняка с соответствующими карбонатами на воздухе. Соединения хрома (VI) – сильные окислители, переходят в окислительно-восстановительных процессах в производные Cr (III) в зависимости от среды, так: в нейтральной – Na2Cr2О7 + 3(NH4)2S + Н2О = 2Cr(ОН)3↓ + 3S + 6NH3 + 2NaОH в кислой – Na2Cr2О7 + 3Na2SO3 + 4Н2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4Na2SO4 + 4Н2O в щелочной – Na2Cr2О7 + 3(NH4)2S + 4NaОН + Н2О = 2Na3[Cr(OH)6] + 3S + 6NH3 Окислительная способность соединений хрома (VI) используется в химическом анализе и синтезе. Окислительные свойства производных Мо (VI) и W (VI) проявляются лишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями, например, с водородом в момент выделения. Заключение Cr, Mo, W, Sg — элементы 6 группы. Cr, Mo, W — тяжелые металлы, которые сжижаются при высокой температуре. Эти элементы проявляют степени окисления +3 и +6 в своих соединениях. Впервые хром был обнаружен французским химиком Воклином в 1797 году. Молибден редко встречается в природе. Минералов насчитывается около 20. Вольфрам — редкий металл, открытый как новый элемент в 1781 году. Это то, что я узнал, организовав эту тему. Итак, я получил различные сведения из области химии элементов VIБ группы и в большей степени о хлоре, узнал о том, где и как применяют и получают эти элементы, также узнал о воздействии хрома, вольфрама и молибдена на нашу жизнь, народное хозяйство и культуру. Каждый из этих элементов играет важную роль в организме. При недостаточном поступлении элемента в организм наносится существенный ущерб росту и развитию организма. Это объясняется снижением активности ферментов, в состав которых входит элемент. При повышении дозы этого элемента ответная реакция организма возрастает, достигает норму (биотическая концентрация элемента). Дефицит и избыток биогенного элемента наносит вред организму. Все живые организмы реагируют на недостаток и избыток или неблагоприятное соотношение элементов. Обычные микроэлементы, когда их концентрация превышает биотическую концентрацию, проявляют токсическое действие на организм. Токсичные элементы при очень малых концентрациях не оказывают вредного воздействия на растения и животных. Следовательно, нет токсических элементов, а есть токсичные дозы. Таким образом, малые дозы элемента-лекарство, большие дозы-яд. «Все есть яд, и ничего не лишено ядовитости, одна лишь доза делает яд незаметным» - Парацельс. В курсовой работе, подготовленной по теме общего описания элементов VI группы, использовано и изучено более 10 литературных источников, учебных пособий и интернет-источников. Получена важная информация об элементах VI группы. Реакции этих элементов изучались и проводились в лабораторных условиях. Список информационных источников Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. / Ахметов Н.С. – М.: Высш. шк., 1981. – 679 с. Бабков А.В. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. / Бабков А.В., Попков В.А., Пузаков С.А., Трофимова Л.И.; Под ред. В.А. Попкова, А.В. Бабкова. – М.: Высш. шк., 2001. – 237 с. Берёзов Т.Т. Биологическая химия. / Берёзов Т.Т., Коровкин Б.Ф. – М., Медицина, 1998. – 704 с. Биохимия: Учебник для вузов / под ред. Северина Е.С. – М.: ГЭОТАР-МЕД, 2011. –784 с. Бышевский А.Ш. Биохимия. / Бышевский А.Ш., Терсенов О.А. – Екатеринбург: Уральский рабочий, 1994. – 384 с. Долгов В.В. Клинико-диагностическое значение лабораторных показателей. / Долгов В.В. и соавт. – М.: Лабинформ, Центр, 1995. - 224 с. Зайчик А.Ш. Основы общей патологии. Часть 2. Основы патохимии. / Зайчик А.Ш., Чурилов Л.П. – Спб.: ЭЛБИ, 2000. – 688 с. Зеленин К.Н. Химия. / Зеленин К.Н. – СПб.: Специальная литература, 1997. – 688 с. Исследование системы крови в клинической практике / под редакцией Козинца Г.И. и Макарова В.А. – М.: Триада-Х, 1997. – 480 с. Клиническая биохимия: учебник / под ред. Ткачука В.А. – М.: ГЭОТАР-МЕД, 2002. 1. https://studfile.net/preview/5606819/ 2. https://chem.ru/hrom.html 3. https://studfile.net/preview/9698592/page:45/ 4. https://studwood.net/1724869/matematika_himiya_fizika/vvedenie#429 5. https://studfile.net/preview/4385555/ 6. http://himsnab-spb.ru/article/ps/sg/ Download 310.5 Kb. Do'stlaringiz bilan baham: 
|