Качественная реакция на сульфид – ион:

1) осаждение соли CdS –желтого цвета;

2) действие кислоты на сульфид - появляется запах H₂S.

Оксиды

ЭО₂, ЭО₃. У серы еще S₂O₃, SO, S₂O₇, SO₄.

S + O₂ ® SO₂  

SO₂ + H₂O «H₂SO₃ - слабая кислота К₁=1.3 ×10^-2, К₂ = 10^-8

SO₂ + 1/2O₂ ® SO₃ DH=-97.5 кДж

	DHf^o,(ЭО2) кДж/моль	DHf^o(ЭО3), кДж/моль
S	-295	-439(ж)
Se	-235(кр)	-173(кр)
Te	-324(кр)

ЭО₂ - понижается стабильность от S к Se, но повышается к теллуру.

У всех оксидов понижается кислотность, возрастают основные свойства. ТеО₂ - амфотерный оксид.

H₂SO₄, но H₆TeO₆ по тем же причинам, что и у иода, слабая кислота.

Обилие кислородных кислот серы. Систематизируем.

1) Кислоты с одним атомом серы - H₂SO₃ и H₂SO₄.

2) С двумя и более атомами серы

     

очень хороший восстановитель

Политионовые кислоты (сохраняется цепочка атомов серы)

3) Производные перекиси водорода

пероксомоносерная                   пероксодисерная

Из кислот серы важнейшее значение имеет серная кислота.

Галогениды и оксогалогениды халькогенов

С фтором S + F₂ ® SF₆; SF₄, S₂F₁₀

SF₆ очень устойчив, хотя SF₆+H₂O®SO₃+6HF DH=-460 кДж, действуют кинетические факторы. Используется как газообразный изолятор.

SF₄ + H₂O ® SO₂ + HF, SeF₄, TeF₄ сильные фторирующие агенты.

С хлором образуются только низшие хлориды и оксихлориды: S₂Cl₂, SCl₂. Селен и теллур образуют ЭГ₄ - галогенангидриды, которые с солями щелочных металлов образуют комплексы K[SeF₅], K₂[SeCl₆], Cs₂[TeI₆].

Оксигалогениды: SOCl₂ - хлористый тионил; SeOCl₂ - селенил.

SO₂Cl₂ - хлористый сульфурил

Все они ковалентные соединения, галогенангидриды.

Уметь нарисовать геометрию молекул и написать гидролиз.

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ V ГРУППЫ

    Общая электронная формула ns ² np ³

	r(A)	I1, эВ	Е^о(Э^3+/Э)	Степени окисления
N	0.71	14.5	-	-3,0,+1,+2,+3,+4,+5
P	1.10	10.5	-	-3,0,+3,+5
As	1.48	9.8	0.3	-3,0,+3,+5
Sb	1.61	8.6	0.24	0,+3,+5
Bi	1.82	7.3	0.2	0,+3,+5

1) радиус атома увеличивается вниз по группе;

2) металлические свойства усиливаются;

3) энергия ионизации I₁ уменьшается;

4) электроотрицательность (ЭО) уменьшается;

5) восстановительные свойства растут вниз по группе;

6) окислительные свойства усиливаются вверх по группе.

В пятой группе появляются настоящие металлы Sb, Bi. As - полупроводник. Двухатомная молекула существует только в случае азота - тройная связь, уже для фосфора перекрывание оказывается слишком мало. Фосфор образует три связи, но с разными атомами, его аллотропные модификации P₄ - белый фосфор - тетраэдрическая молекула, красный фосфор - соединение тетраэдров, черный фосфор - гофрированные слои, в которых каждый атом связан с тремя другими (знать свойства белого, красного, черного фосфора). У сурьмы и висмута металлические решетки.

Особое значение азота - вся органика, растения, живые организмы - аминосоединения. Инертность азота - DН_ат= 943 кДж/моль (сравните О₂ - 498, F₂ - 159).

Из металлов азот реагирует только с магнием и литием, образуя нитриды, с неметаллами реагирует только при высоких  температурах с катализаторами. Проблема связывания азота. В природе азот переводится в аммиак с помощью фермента нитрогеназа (Знать круговорот азота в природе, процессы аммонификации, нитрификации, денитрификации).

Фосфор - содержится в мозге, в скелете 2 кг (26%) Ca₃(PO₄)₂, белки, АТФ, нуклеиновые кислоты.

Получение.

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ +5C = 3CaSiO₃ + 5CO + P_2(г) DН=3000 кДж

Реакция идет при ~2000^оС.

As₂O₃ + C ® As + CO₂.

В кислотах не растворяются, только в кислотах-окислителях

P + HNO_3(к) ®H₃PO₄ + NO

As+ HNO_3(к) ®H₃AsO₄ + NO

Sb + HNO_3(к) ® Sb₂O₅ + NO (кислота не получается, антимонаты есть)

Bi + HNO_3(к) ® Bi(NO₃)₃ + NO (указание на понижение стабильности высшей степени окисления - эффект инертной пары. Между валентными электронами и ядром появляется полностью заполненная 4f-оболочка.