Кислород, сяра, селен и техните съединения. Резюме: Химична характеристика на кислорода

ЕЛЕМЕНТИ VI А подгрупи

(O, S, Se, Te, Po)

основни характеристики

Кислород

Сяра

Селен и телур

Обща характеристика на елементите

VI A подгрупа на PS включва елементите: кислород, сяра, селен, телур и полоний. За сяра, селен, телур и полоний се използва общо наименование - халкогени. Кислородът, сярата, селенът и телурът са неметали, докато полоният е метал. Полоният е радиоактивен елемент, в природата се образува в малки количества по време на радиоактивния разпад на радия, поради което химичните му свойства са слабо разбрани.

маса 1

Основни характеристики на халкогените

Характеристики	ОТНОСНО	С	Se	Тези
Атомен радиус, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Йонен радиус E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Йонизационен потенциал, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Електронен афинитет, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Електроотрицателност (според Полинг)	3,44	2,58	2,55	2,10
Енталпия на връзката, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Точка на топене, °С
Точка на кипене, °C	- 183
Плътност, g / cm3	1.43 (течност)	2,07	4,80	6,33
Съдържание в земната кора, % (тегл.)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Масови числа на естествени изотопи	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
Агрегатното състояние по чл. условия на най-стабилната алотропна форма. цвят	безцветен газ	Кристал. жълто вещество	Кристал. сива материя	Кристал. сребристо бяло вещество
Кристална клетка	Молекулярно в телевизията. форма	молекулярно	молекулярно	молекулярно
Състав на молекулите	Около 2	S8	Se ∞	Te ∞

Според структурата на външния електронен слой разглежданите елементи спадат към p-елементите. От шестте електрона във външния слой два са несдвоени, което определя тяхната валентност от две. За атоми на сяра, селен, телур и полоний във възбудено състояние броят на несдвоените електрони може да бъде 4 и 6. Тоест тези елементи могат да бъдат четири - и шествалентни. Всички елементи имат високи стойности на електроотрицателност, а EO на кислорода е на второ място след флуора. Следователно, в съединения те показват чл. окисление -2, -1, 0. Йонизационните потенциали на атомите на сяра, селен и телур са малки и тези елементи в съединения с халогени имат степени на окисление +4 и +6. Кислородът има положителна степен на окисление във флуорните съединения и в озона.

Атомите могат да образуват молекули с двойна връзка O 2, ... и да се съединят във вериги E - E - ... - E -, които могат да съществуват както в прости, така и в сложни вещества. По химична активност и окислителна способност халкогените са по-ниски от халогените. Това се доказва от факта, че в природата кислородът и сярата съществуват не само в свързано, но и в свободно състояние. По-ниската активност на халкогените до голяма степен се дължи на по-силна връзка в молекулите. Като цяло халкогените са сред силно реактивоспособните вещества, чиято активност рязко нараства с повишаване на температурата. Алотропните модификации са известни за всички вещества от тази подгрупа. Сярата и кислородът практически не провеждат електрически ток (диелектрици), селенът и телурът са полупроводници.

При преминаване от кислород към телур тенденцията на елементите да образуват двойни връзки с малки атоми (C, N, O) намалява. Неспособността на големите атоми да образуват π-връзки с кислорода е особено очевидна в случая на телур. И така, в телура няма киселинни молекули H 2 TeO 3 и H 2 TeO 4 (мета-форми), както и молекули TeO 2. Телуровият диоксид съществува само под формата на полимер, където всички кислородни атоми са мостови: Te - O - Te. Телуровата киселина, за разлика от сярната и селеновата киселина, се среща само в орто форма - H 6 TeO 6, където, както в TeO 2, Te атомите са свързани с O атомите само чрез σ-връзки.

Химичните свойства на кислорода се различават от тези на сярата, селена и телура. Напротив, има много общо в свойствата на сярата, селена и телура. При преминаване през групата отгоре надолу трябва да се отбележи увеличаване на киселинните и редуциращи свойства в серия от съединения с водород H 2 E; повишаване на окислителните свойства в серия от подобни съединения (H 2 EO 4, EO 2); намаляване на термичната стабилност на водородни халкогени и соли на кислородни киселини.

Елементите от VI група на главната подгрупа се наричат ​​халкогени. Те включват кислород, сяра, селен, телур и полоний. Думата "халкоген" се състои от две гръцки думи, означаващи "мед" или "руда" и "роден".

Описание

Халкогените в природата се срещат най-често в състава на руда - сулфиди, пирити, оксиди, селениди. Халкогените включват неметали и метали. В групата отгоре надолу свойствата се променят, както следва:

• металните свойства се подобряват;
• свойствата на окислителя отслабват;
• електроотрицателността намалява;
• термичната стабилност отслабва.

Общи характеристики на халкогенната група:

• неметали - кислород, сяра, селен;
• метали - телур, полоний;
• валентност: II - O; IV и VI - S; II, IV, VI - Se, Te, Po;
• електронна конфигурация - ns 2 np 4;
• хидриди - H2R;
• оксиди - RO 2, RO 3;
• кислородни киселини - H 2 RO 3, H 2 RO 4.

Ориз. 1. Халкогени.

Според електронната си структура халкогените са р-елементи. Във външното енергийно ниво има шест електрона. Преди завършването на p-орбиталата липсват два електрона, следователно в съединенията халкогените проявяват свойствата на окислител. С увеличаване на броя на енергийните нива в групата, връзката с външните електрони отслабва, така че телурът и полоният са редуциращи агенти.

Намирайки се на границата на металите и неметалите, телурът принадлежи към металоидите или полуметалите. Той е аналог на сярата и селена, но по-малко активен.

Ориз. 2. Телур.

Имоти

Най-активният елемент от халкогеновата група е кислородът. Той е мощен окислител, който проявява четири степени на окисление - -2, -1, +1, +2.

Основните свойства на халкогените са представени в таблицата.

елемент	Физични свойства	Химични свойства
Кислород (O)	Газ. Образува две модификации - O 2 и O 3 (озон). O 2 е без мирис и вкус, слабо разтворим във вода. Озонът е синкав газ без мирис, който е силно разтворим във вода.	Реагира с метали, неметали
	Типичен неметал. Твърдо вещество с точка на топене 115°C. Неразтворим във вода. Има три модификации - ромбична, моноклинна, пластична. Степен на окисление - -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6	Реагира с кислород, халогени, неметали, метали
	Крехко твърдо вещество. полупроводник. Има три модификации - сив, червен, черен селен. Степен на окисление - -2, +2, +4, +6	Реагира с алкални метали, кислород, вода
	Външно подобен на метал. полупроводник. Степен на окисление - -2, +2, +4, +6	Реагира с кислород, основи, киселини, вода, метали, неметали, халогени
Полоний (Po)	Сребрист радиоактивен метал. Ниво на окисление - +2, +4, +6	Реагира с кислород, халогени, киселини

Изкуствено създадените ливермориум (Lv) или унунгексиум (Uuh) също се считат за халкогени. Това е 116-ият елемент от периодичната таблица. Показва силни метални свойства.

Ориз. 3. Ливермориум.

Какво научихме?

Халкогените са елементи от шестата група на периодичната таблица на Менделеев. Групата съдържа три неметала (кислород, сяра, селен), метал (полоний) и полуметал (телур). Следователно халкогените са както окислители, така и редуктори. Металните свойства се подобряват в групата отгоре надолу: кислородът е газ, полоният е твърд метал. Халкогените включват и изкуствено синтезиран ливерморий със силни метални свойства.

Тематическа викторина

Доклад за оценка

Среден рейтинг: 4.3. Общо получени оценки: 139.

Подгрупа на кислород или халкогени - 6-та група от периодичната система на D.I. Менделев, включително следните елементи: O; S; Se; Te; Po. Номерът на групата показва максималната валентност на елементите в тази група. Общата електронна формула на халкогените е: ns2np4 - на външно валентно ниво всички елементи имат 6 електрона, които рядко се отказват и по-често приемат 2 липсващи електрона преди завършване на електронното ниво. Наличието на еднакво ниво на валентност определя химичното сходство на халкогените. Типични степени на окисление: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислородът показва само -1 - в пероксиди; -2 - в оксиди; 0 - в свободно състояние; +1 и +2 - при флуоридите - O2F2, OF2 защото няма d-подниво и не могат да се отделят електрони, а валентността винаги е 2; S - всичко с изключение на +1 и -1. Сярата има d-подниво и електрони с 3p и 3s във възбудено състояние могат да се отделят и да отидат на d-подниво. В невъзбудено състояние валентността на сярата е 2 в SO, 4 в SO2 и 6 в SO3. Se+2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентностите на селен, телур и полоний също са 2, 4, 6. Стойностите на степента на окисление се отразяват в електронната структура на елементите: O - 2s22p4; S, 3s23p4; Se—4s24p4; Те—5s25p4; Po - 6s26p4. Отгоре надолу, с увеличаване на външното енергийно ниво, физическите и химичните свойства на халкогените естествено се променят: радиусът на атома на елементите се увеличава, енергията на йонизация и афинитетът към електрони, както и електроотрицателността намаляват; неметалните свойства намаляват, металните се увеличават (кислородът, сярата, селенът, телурът са неметали), полоният има метален блясък и електропроводимост. Водородните съединения на халкогените отговарят на формулата: H2R: H2O, H2S, H2Se, H2Te са водородни халкогени. Водородът в тези съединения може да бъде заменен с метални йони. Степента на окисление на всички халкогени в комбинация с водород е -2 и валентността също е 2. Когато водородните халкогени се разтварят във вода, се образуват съответните киселини. Тези киселини са редуциращи агенти. Силата на тези киселини се увеличава отгоре надолу, тъй като енергията на свързване намалява и насърчава активното разпадане. Кислородните съединения на халкогените отговарят на формулата: RO2 и RO3 са киселинни оксиди. Когато тези оксиди се разтворят във вода, те образуват съответните киселини: H2RO3 и H2RO4. В посока отгоре надолу силата на тези киселини намалява. H2RO3 са редуциращи киселини, H2RO4 са окислители.

Кислород е най-разпространеният елемент на земята. Съставлява 47,0% от масата на земната кора. Съдържанието му във въздуха е 20,95% обемни или 23,10% масови. Кислородът се намира във вода, скали, много минерали, соли и се намира в протеини, мазнини и въглехидрати, които изграждат живите организми. В лабораторията се получава кислород: - чрез нагряване на бертолетова сол (калиев хлорат) в присъствието на катализатор MnO2:2KClO3 = 2KCl + 3O2 - чрез нагряване на разлагане на калиев перманганат: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 В този случай се получава много чист кислород.Може да се получи и кислород получен чрез електролиза на воден разтвор на натриев хидроксид (електродите са никелови); Основният източник на промишлено производство на кислород е въздухът, който се втечнява и след това се фракционира. Първо се отделя азот (tкип = -195°C), а почти чистият кислород остава в течно състояние, тъй като температурата му на кипене е по-висока (-183°C). Широко разпространен е метод за получаване на кислород, базиран на електролиза на вода.При нормални условия кислородът е газ без цвят, вкус и мирис, малко по-тежък от въздуха. Той е слабо разтворим във вода (31 ml кислород се разтварят в 1 литър вода при 20°C). При температура -183°C и налягане 101,325 kPa кислородът преминава в течно състояние. Течният кислород има синкав цвят и се изтегля в магнитно поле.Естественият кислород съдържа три стабилни изотопа 168O (99,76%), 178O (0,04%) и 188O (0,20%). Изкуствено са получени три нестабилни изотопа - 148O, 158O, 198O.За завършване на външното електронно ниво на кислородния атом липсват два електрона. При енергично приемане кислородът проявява степен на окисление -2. Въпреки това, в съединения с флуор (OF2 и O2F2), общите електронни двойки са изместени към флуора, като по-електроотрицателен елемент. В този случай степента на окисление на кислорода е съответно +2 и +1, а на флуора -1.Молекулата на кислорода се състои от два атома О2. Химическата връзка е ковалентна неполярна Кислородът образува съединения с всички химични елементи, с изключение на хелий, неон и аргон. Той взаимодейства директно с повечето елементи, с изключение на халогени, злато и платина. Скоростта на реакция на кислород както с прости, така и със сложни вещества зависи от естеството на веществата, температурата и други условия. Такъв активен метал като цезий се запалва спонтанно в атмосферен кислород дори при стайна температура.Кислородът реагира активно с фосфор при нагряване до 60 ° C, със сяра - до 250 ° C, с водород - над 300 ° C, с въглерод (в под формата на въглища и графит) - при 700-800 ° С. =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Горните реакции са придружени от отделяне на топлина и светлина. Такива процеси с участието на кислород се наричат ​​горене. По отношение на относителната електроотрицателност кислородът е вторият елемент. Следователно, при химични реакции както с прости, така и със сложни вещества, той е окислител, т.к. приема електрони. Горенето, ръждясването, гниенето и дишането протичат с участието на кислород. Това са окислително-редукционни процеси.За ускоряване на окислителните процеси вместо обикновен въздух се използва кислород или въздух, обогатен с кислород. Кислородът се използва за интензифициране на окислителните процеси в химическата промишленост (производство на азотна киселина, сярна киселина, изкуствено течно гориво, смазочни масла и други вещества) Металургичната промишленост консумира доста кислород. Кислородът се използва за получаване на високи температури. Температурата на кислородно-ацетиленов пламък достига 3500°C, кислородно-водороден пламък достига 3000°C В медицината кислородът се използва за улесняване на дишането. Използва се в кислородни устройства при работа в трудна за дишане атмосфера.

Сяра- един от малкото химически елементи, които са били използвани от хората в продължение на няколко хилядолетия. Той е широко разпространен в природата и се среща както в свободно състояние (самородна сяра), така и в съединения. Минералите, съдържащи сяра, могат да бъдат разделени на две групи - сулфиди (пирити, блясъци, смеси) и сулфати. Самородната сяра се намира в големи количества в Италия (остров Сицилия) и САЩ. В ОНД има находища на самородна сяра в района на Волга, в държавите от Централна Азия, в Крим и други региони.Минералите от първата група включват оловен блясък PbS, меден блясък Cu2S, сребърен блясък - Ag2S, цинк бленда - ZnS, кадмиева бленда - CdS, пирит или железни пирити - FeS2, халкопирит - CuFeS2, цинобър - HgS Минералите от втората група включват гипс CaSO4 2H2O, мирабилит (сол на Глаубер) - Na2SO4 10H2O, кизерит - MgSO4 H2O. намира се в организмите на животни и растения, тъй като е част от протеиновите молекули. Органичните серни съединения се намират в нефта. Касова бележка 1. При получаване на сяра от природни съединения, например от серен пирит, тя се нагрява до високи температури. Серният пирит се разлага с образуването на железен (II) сулфид и сяра: FeS2=FeS+S 2. Сярата може да се получи чрез окисляване на сероводород с липса на кислород по реакцията: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Понастоящем е обичайно да се получава сяра чрез въглеродна редукция на серен диоксид SO2 - страничен продукт при топенето на метали от серни руди: SO2 + C \u003d CO2 + S4. Отпадъчните газове от металургични и коксови пещи съдържат смес от серен диоксид и сероводород. Тази смес преминава при висока температура през катализатор: H2S+SO2=2H2O+3S Сярата е лимоненожълто крехко твърдо вещество. Той е практически неразтворим във вода, но силно разтворим в въглероден дисулфид CS2 анилин и някои други разтворители.Той провежда топлина и електрически ток лошо. Сярата образува няколко алотропни модификации: Естествената сяра се състои от смес от четири стабилни изотопа: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Химични свойства Серен атом, който има непълно външно енергийно ниво, може да прикрепи два електрона и да покаже степен на окисление -2.Сярата проявява това състояние на окисление в съединения с метали и водород (Na2S, H2S). Когато електроните се даряват или изтеглят към атом на по-електроотрицателен елемент, степента на окисление на сярата може да бъде +2, +4, +6.В студа сярата е относително инертна, но нейната реактивност се увеличава с повишаване на температурата. 1. С металите сярата проявява окислителни свойства. По време на тези реакции се образуват сулфиди (не реагира със злато, платина и иридий): Fe + S = FeS
2. При нормални условия сярата не взаимодейства с водорода и при 150-200 ° C възниква обратима реакция: H2 + S "H2S свойства. S+3F2=SF6 (не реагира с йод)4. Изгарянето на сярата в кислород протича при 280°C, а във въздуха при 360°C. Това произвежда смес от SO2 и SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. При нагряване без достъп на въздух сярата директно се свързва с фосфор, въглерод, показвайки окислителни свойства: 2P + 3S = P2S3 2S + C = CS26. При взаимодействие със сложни вещества сярата се държи главно като редуциращ агент:

7. Сярата е способна на реакции на диспропорциониране. Така че, когато сярният прах се вари с основи, се образуват сулфити и сулфиди: Сярата е широко разпространена Приложив индустрията и селското стопанство. Около половината от производството му се използва за производство на сярна киселина. Сярата се използва за вулканизиране на каучук: в този случай каучукът се превръща в каучук.Под формата на сярен цвят (фин прах) сярата се използва за борба с болестите по лозята и памука. Използва се за получаване на барут, кибрит, светещи състави. В медицината се приготвят сярни мехлеми за лечение на кожни заболявания.

31 Елементи от IV А подгрупа.

Въглерод (C), силиций (Si), германий (Ge), калай (Sn), олово (Pb) - елементи от група 4 на основната подгрупа на PSE. На външния електронен слой атомите на тези елементи имат 4 електрона: ns2np2. В подгрупата, с увеличаване на поредния номер на елемента, атомният радиус се увеличава, неметалните свойства отслабват и металните свойства се увеличават: въглеродът и силицийът са неметали, германий, калай, оловото са метали. Елементите от тази подгрупа показват както положителни, така и отрицателни степени на окисление: -4; +2; +4.

елемент	Електрическа формула	rad nm	OEO	ТАКА.
° С	2s 2 2p 2	0.077	2.5	-4; 0; +3; +4
14 Si	3s 2 3p 2	0.118	1.74	-4; 0; +3; +4
32ge	4s 2 4p 2	0.122	2.02	-4; 0; +3; +4
50 сн	5s 2 5p 2	0.141	1.72	0; +3; +4
82Pb	6s 2 6p 2	0.147	1.55	0; +3; +4

---------------------->(металните свойства се увеличават)

ХАЛКОГЕНИ
ПОДГРУПА VIA. ХАЛКОГЕНИ
КИСЛОРОД
Елементът кислород O е осмият елемент от Периодичната таблица на елементите и първият елемент от подгрупата VIA (Таблица 7а). Този елемент е най-разпространен в земната кора, като представлява около 50% (тегл.). Въздухът, който дишаме, съдържа ХАЛКОГЕНИ, 20% от кислорода е в свободно (несвързано) състояние, а 88% от кислорода е в хидросферата в свързано състояние под формата на вода H2O.
Най-често срещаният изотоп е 168O. Ядрото на такъв изотоп съдържа 8 протона и 8 неутрона. Значително по-рядко срещан (0,2%) изотоп с 10 неутрона, 188O. Дори по-рядко (0,04%) е изотопът 9 неутрона, 178O. Среднопретеглената маса на всички изотопи е 16,044. Тъй като атомната маса на въглеродния изотоп с масово число 12 е точно 12 000 и всички други атомни маси се основават на този стандарт, атомната маса на кислорода според този стандарт трябва да бъде 15,9994.
Кислородът е двуатомен газ, подобно на водорода, азота и халогените флуор, хлор (бромът и йодът също образуват двуатомни молекули, но не са газове). Повечето от кислорода, използван в промишлеността, идва от атмосферата. За да направите това, са разработени сравнително евтини методи за втечняване на химически пречистен въздух с помощта на цикли на компресия и охлаждане. Втечненият въздух бавно се нагрява, докато се отделят по-летливи и лесно изпаряващи се съединения и се натрупва течен кислород. Този метод се нарича фракционна дестилация или дестилация на течен въздух. В този случай замърсяването на кислорода с примес на азот е неизбежно и за да се получи кислород с висока чистота, процесът на ректификация се повтаря до пълното отстраняване на азота.
Вижте също ВЪЗДУХ.
При температура от 182,96 ° C и налягане от 1 atm кислородът се превръща от безцветен газ в бледосиня течност. Наличието на цвят показва, че веществото съдържа молекули с несдвоени електрони. При 218,7°C кислородът се втвърдява. Газообразният O2 е 1,105 пъти по-тежък от въздуха и при 0 ° C и 1 atm 1 l кислород има маса от 1,429 g. Газът е слабо разтворим във вода (ХАЛКОГЕНИ 0,30 cm 3 / l при 20 ° C), но това е важен за съществуването на живот във водата. Големи маси кислород се използват в стоманодобивната промишленост за бързо отстраняване на нежеланите примеси, предимно въглерод, сяра и фосфор, под формата на оксиди по време на процеса на продухване или директно чрез продухване на кислород през стопилката. Едно от важните приложения на течния кислород е като пропелент окислител. Кислородът, съхраняван в бутилки, се използва в медицината за обогатяване на въздуха с кислород, както и в техниката за заваряване и рязане на метали.
Образуването на оксиди.Металите и неметалите реагират с кислорода, за да образуват оксиди. Реакциите могат да възникнат с отделяне на голямо количество енергия и да бъдат придружени от силно сияние, светкавица, изгаряне. Светкавицата се получава чрез окисляване на алуминиево или магнезиево фолио или тел. Ако по време на окисляването се образуват газове, те се разширяват в резултат на отделянето на реакционна топлина и могат да причинят експлозия. Не всички елементи реагират с кислорода, за да отделят топлина. Азотните оксиди например се образуват при поглъщане на топлина. Кислородът реагира с елементи, за да образува оксиди на съответните елементи а) в нормално или б) във високо окислително състояние. Дървесината, хартията и много природни вещества или органични продукти, съдържащи въглерод и водород, изгарят според тип (а), образувайки например CO, или според тип (b), образувайки CO2.
Озон.В допълнение към атомния (едноатомен) кислород O и молекулярния (двуатомен) кислород O2, има озон, вещество, чиито молекули се състоят от три кислородни атома O3. Тези форми са алотропни модификации. Чрез преминаване на тих електрически разряд през сух кислород се получава озон:
3O2 2O3 Озонът има силна дразнеща миризма и често се намира в близост до електрически двигатели или генератори. Озонът при същите температури е химически по-активен от кислорода. Обикновено реагира с образуване на оксиди и освобождаване на свободен кислород, например: Hg + O3 -> HgO + O2 Озонът е ефективен за пречистване (дезинфекция) на вода, избелване на тъкани, нишесте, рафинирани масла, сушене и стареене на дърво и чай , при производството на ванилин и камфор. Вижте КИСЛОРОД.
СЯРА, СЕЛЕН, ТЕЛУР, ПОЛОНИЙ
При прехода от кислород към полоний в подгрупата VIA промяната в свойствата от неметални към метални е по-слабо изразена, отколкото в елементите на подгрупата VA. Електронната структура на ns2np4 халкогени предполага по-скоро приемане на електрони, отколкото тяхното връщане. Възможно е частично изтегляне на електрони от активния метал към халкогена с образуването на съединение с частично йонна връзка, но не до същата степен на йонност като подобно съединение с кислород. Тежките метали образуват халкогениди с ковалентна връзка, съединенията са оцветени и напълно неразтворими.
молекулярни форми.Образуването на октет от електрони около всеки атом се извършва в елементарно състояние поради електроните на съседните атоми. В резултат на това например при сярата се получава циклична S8 молекула, изградена по коронен тип. Няма силна връзка между молекулите, така че сярата се топи, кипи и се изпарява при ниски температури. Селенът, който образува молекулата Se8, има подобна структура и набор от свойства; телурът вероятно образува Te8 вериги, но тази структура не е установена със сигурност. Молекулярната структура на полония също не е ясна. Сложността на структурата на молекулите определя различните форми на тяхното съществуване в твърдо, течно и газообразно състояние (алотропия); това свойство очевидно е отличителна черта на халкогените сред други групи елементи. Най-стабилната форма на сярата е а-формата или ромбичната сяра; втората метастабилна форма b, или моноклинна сяра, която може да се превърне в a-сяра при съхранение. Други модификации на сярата са показани на диаграмата:

A-Sulfur и b-Sulfur са разтворими в CS2. Известни са и други форми на сярата. m-Form Вискозната течност вероятно се образува от структурата на "корона", което обяснява нейното гумено състояние. При рязко охлаждане или кондензация на серни пари се образува прахообразна сяра, която се нарича "сярен цвят". Парите, както и лилавият прах, получен чрез бързо охлаждане на парите, според резултатите от изследванията в магнитно поле, съдържат несдвоени електрони. За Se и Te алотропията е по-малко характерна, но има общо сходство със сярата, като модификациите на селен са подобни на модификациите на сярата.
реактивност.Всички елементи от подгрупата VIA реагират с едноелектронни донори (алкални метали, водород, метилов радикал HCH3), образувайки съединения от състава на RMR, т.е. показващ координационно число 2, като HSH, CH3SCH3, NaSNa и ClSCl. Шест валентни електрона се координират около атома на халкогена, два върху валентната s-обвивка и четири върху валентната p-обвивка. Тези електрони могат да участват в образуването на връзка с по-силен акцептор на електрони (например кислород), който ги отдръпва, за да образуват молекули и йони. По този начин тези халкогени проявяват степени на окисление II, IV, VI, образувайки предимно ковалентни връзки. В семейството на халкогена проявлението на степента на окисление VI отслабва с увеличаване на атомния номер, тъй като електронната двойка ns2 все по-малко участва в образуването на връзки в по-тежки елементи (ефектът на инертна двойка). Съединения с такива степени на окисление включват SO и H2SO2 за сяра (II); SO2 и H2SO3 за сяра (IV); SO3 и H2SO4 за сяра(IV). Съединенията на други халкогени имат подобен състав, въпреки че има някои разлики. Има относително малко странни степени на окисление. Методите за извличане на свободни елементи от естествени суровини са различни за различните халкогени. Известни са големи отлагания на свободна сяра в скалите, за разлика от незначителни количества други халкогени в свободно състояние. Седиментната сяра може да бъде извлечена чрез геотехнологичен метод (флаш процес): през вътрешната тръба се изпомпва прегрята вода или пара, за да се стопи сярата, след което стопената сяра се изстисква на повърхността през външната концентрична тръба със сгъстен въздух. По този начин се получава чиста, евтина сяра от находища в Луизиана и под Мексиканския залив край бреговете на Тексас. Селенът и телурът се извличат от газови емисии от металургията на медта, цинка и оловото, както и от електрометалургичните утайки на среброто и оловото. Някои растения, където е концентриран селен, стават източници на отравяне на животинския свят. Свободната сяра намира голямо приложение в селското стопанство като прахообразен фунгицид. Само в САЩ около 5,1 милиона тона сяра се използват годишно за различни процеси и химически технологии. При производството на сярна киселина се изразходва много сяра.
Отделни класове халкогенни съединения, особено халогениди, се различават значително по свойства.
Водородни съединения.Водородът реагира бавно с халкогените, за да образува H2M хидриди. Има голяма разлика между вода (кислороден хидрид) и хидриди на други халкогени, които имат отвратителна миризма и са отровни, а водните им разтвори са слаби киселини (най-силната от тях е H2Te). Металите реагират директно с халкогените, за да образуват халкогениди (напр. натриев сулфид Na2S, калиев сулфид K2S). Сярата във водни разтвори на тези сулфиди образува полисулфиди (например Na2Sx). Халкоген хидридите могат да бъдат изместени от подкислени разтвори на метални сулфиди. По този начин, H2Sx сулфани се изолират от подкислени Na2Sx разтвори (където x може да бъде по-голямо от 50; обаче са изследвани само сулфани с x ~ 6).
Халогениди.Халкогените реагират директно с халогени, за да образуват халиди с различен състав. Обхватът на реагиращите халогени и стабилността на получените съединения зависят от съотношението на радиусите на халкогена и халогена. Възможността за образуване на халогенид с висока степен на окисление на халкогена намалява с увеличаване на атомната маса на халогена, тъй като халогенният йон ще се окисли до халоген, а халкогенът ще се редуцира до свободен халкоген или халкоген халид в ниско състояние на окисление, например: TeI6 -> TeI4 + I2 Степен на окисление I за сярата, може да се реализира в съединението (SCl)2 или S2Cl2 (този състав не е установен достатъчно надеждно). Най-необичайният от серните халиди е SF6, който е силно инертен. Сярата в това съединение е толкова силно защитена от флуорни атоми, че дори най-агресивните вещества практически нямат ефект върху SF6. От табл. 7б, че сярата и селенът не образуват йодиди.
Известни са сложни халкоген халиди, които се образуват при взаимодействието на халкоген халид с халогенидни йони, напр.
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Оксиди и оксокиселини.Халкогенните оксиди се образуват при директно взаимодействие с кислорода. Сярата изгаря във въздух или кислород, за да образува примеси SO2 и SO3. За получаване на SO3 се използват и други методи. Когато SO2 взаимодейства със сярата, е възможно образуването на SO. Селенът и телурът образуват подобни оксиди, но те са много по-малко важни на практика. Електрическите свойства на селеновите оксиди и особено на чистия селен определят нарастването на тяхното практическо приложение в електрониката и електротехническата промишленост. Сплавите от желязо и селен са полупроводници и се използват за направата на токоизправители. Тъй като проводимостта на селена зависи от светлината и температурата, това свойство се използва при производството на фотоклетки и температурни сензори. Триоксидите са известни за всички елементи от тази подгрупа, с изключение на полония. Каталитичното окисляване на SO2 до SO3 е в основата на промишленото производство на сярна киселина. Твърдият SO3 има алотропни модификации: перовидни кристали, структура, подобна на азбест, структура, подобна на лед, и полимерен цикличен (SO3)3. Селенът и телурът се разтварят в течен SO3, образувайки интерхалкогенни съединения като SeSO3 и TeSO3. Получаването на SeO3 и TeO3 е свързано с определени трудности. SeO3 се получава от газова смес от Se и O2 в разрядна тръба, а TeO3 се образува чрез интензивна дехидратация на H6TeO6. Споменатите оксиди хидролизират или реагират енергично с вода, за да образуват киселини. Най-голямо практическо значение има сярната киселина. За получаването му се използват два процеса - непрекъснато развиващият се контактен метод и остарелият метод на азотна кула (виж също SULPHUR).
Сярната киселина е силна киселина; той активно взаимодейства с вода с отделяне на топлина чрез реакцията H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Следователно, трябва да се внимава при разреждане на концентрирана сярна киселина, тъй като прегряването може да доведе до отделяне на пари от резервоара за киселина (изгаряния от сярна киселина често са свързано с добавянето на малко количество сярна киселина към водата). Поради високия си афинитет към вода, H2SO4 (конц.) взаимодейства интензивно с памучните дрехи, захарта и човешките живи тъкани, отнемайки вода. Огромни количества киселина се използват за повърхностна обработка на метали, в селското стопанство за производство на суперфосфат (виж също ФОСФОР), при преработката на суров нефт до етапа на ректификация, в технологията на полимери, багрила, във фармацевтичната промишленост и много други индустрии. Сярната киселина е най-важното неорганично съединение от индустриална гледна точка. Оксокиселините на халкогените са дадени в табл. 7 век Трябва да се отбележи, че някои киселини съществуват само в разтвор, други само под формата на соли.
Сред другите серни оксокиселини важно място в промишлеността заема сярната киселина H2SO3, която се образува при разтваряне на SO2 във вода, слаба киселина, която съществува само във водни разтвори. Солите му са доста стабилни. Киселината и нейните соли са редуциращи агенти и се използват като "антихлоранти" за отстраняване на излишния хлор от белина. Тиосулфурната киселина и нейните соли се използват във фотографията за отстраняване на излишния нереагирал AgBr от фотографски филм: AgBr + S2O32 [] + Br
Името "натриев хипосулфит" за натриевата сол на тиосулфатната киселина е неудачно, правилното име "тиосулфат" отразява структурната връзка на тази киселина със сярната киселина, в която един атом нехидратиран кислород е заменен със серен атом ("тио" ). Политионовите киселини представляват интересен клас съединения, в които се образува верига от серни атоми между две SO3 групи. Има много данни за производните на H2S2O6, но политионовите киселини също могат да съдържат голям брой серни атоми. Пероксокиселините са важни не само като окислители, но и като междинни продукти за производството на водороден пероксид. Пероксодисулфурната киселина се получава чрез електролитно окисление на HSO4 йона на студено. Пероксосярната киселина се образува при хидролиза на пероксодисярна киселина: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Обхватът на селеновите и телуровите киселини е много по-малък. Селеновата киселина H2SeO3 се получава чрез изпаряване на вода от разтвор на SeO2. Той е окислител, за разлика от сярната киселина H2SO3 (редуциращ агент) и лесно окислява халидите до халогени. Електронната двойка 4s2 на селен не участва активно в образуването на връзка (ефектът на инертна двойка; вижте по-горе в раздела за реактивността на сярата) и следователно селенът лесно преминава в елементарно състояние. Селеновата киселина, по същата причина, лесно се разлага, за да образува H2SeO3 и Se. Атомът Te има по-голям радиус и следователно е неефективен при образуването на двойни връзки. Следователно телуровата киселина не съществува в обичайната си форма.

и 6 хидроксо групи се координират от телур, за да образуват H6TeO6 или Te(OH)6.
Оксохалогениди.Оксокиселините и халкогенните оксиди реагират с халогени и PX5, за да образуват оксохалиди със състав MOX2 и MO2X2. Например, SO2 реагира с PCl5, за да образува SOCl2 (тионилхлорид):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Съответният флуорид SOF2 се образува от взаимодействието на SOCl2 и SbF3, а тионилбромидът SOBr2 от SOCl2 и HBr. Сулфурил хлорид SO2Cl2 се получава чрез хлориране с хлор SO2 (в присъствието на камфор), сулфурил флуорид SO2F2 се получава по подобен начин. Хлорофлуоридът SO2ClF се образува от SO2Cl2, SbF3 и SbCl3. Хлоросулфоновата киселина HOSO2Cl се получава чрез преминаване на хлор през димяща сярна киселина. Флуоросулфоновата киселина се образува по подобен начин. Известни са също селенови оксохалиди SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Азот- и сяра-съдържащи съединения.Сярата образува различни съединения с азота, много от които са слабо разбрани. Когато S2Cl2 се третира с амоняк, се образуват N4S4 (тетрасярен тетранитрид), S7HN (хептасярен имид) и други съединения. S7HN молекулите са конструирани като циклична S8 молекула, в която един серен атом е заменен с азот. N4S4 също се образува от сяра и амоняк. Той се превръща в тетрасярен тетраимид S4N4H4 чрез действието на калай и солна киселина. Друго азотно производно на сулфаминова киселина NH2SO3H е от индустриално значение, бяло, нехигроскопично кристално вещество. Получава се чрез взаимодействие на урея или амоняк с димяща сярна киселина. Тази киселина е близка по сила до сярната киселина. Неговата амониева сол NH4SO3NH2 се използва като забавител на горенето, а солите на алкални метали като хербициди.
полоний.Въпреки ограничената наличност на полоний, химията на този последен елемент от VIA подгрупа е сравнително добре разбрана чрез използване на неговото свойство на радиоактивност (обикновено смесен с телур като носител или ко-реагент в химични реакции). Времето на полуразпад на най-стабилния изотоп 210Po е само 138,7 дни, така че трудностите при изучаването му са разбираеми. За да се получи 1 g Po, е необходимо да се преработят повече от 11,3 тона уранова смола. 210Po може да се получи чрез неутронно бомбардиране на 209Bi, който първо се трансформира в 210Bi и след това изхвърля b-частица, образувайки 210Po. Очевидно полоният проявява същите степени на окисление като другите халкогени. Синтезирани са полониев хидрид H2Po, оксид PoO2, известни са соли със степени на окисление II и IV. Очевидно PoO3 не съществува.

Енциклопедия на Collier. - Отворено общество. 2000 .

Вижте какво е "ХАЛКОГЕНИ" в други речници:

ХАЛКОГЕНИ, химични елементи от VI група на периодичната система: кислород, сяра, селен, телур. Съединения на халкогени с по-електроположителни химични елементи халкогениди (оксиди, сулфиди, селениди, телуриди) ... Съвременна енциклопедия

Химични елементи от VI група на периодичната система кислород, сяра, селен, телур ... Голям енциклопедичен речник

Група → 16 ↓ Период 2 8 Кислород ... Уикипедия

Химични елементи от VI група на периодичната система кислород, сяра, селен, телур. * * * ХАЛКОГЕНИ ХАЛКОГЕНИ, химични елементи от VI група на периодичната таблица кислород, сяра, селен, телур ... енциклопедичен речник

халкогени- халкогенен статус T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). атитикменис: англ. халкогени рус. халкогени... Chemijes terminų aiskinamasis žodynas

Chem. елементи VIa гр. периодичен системи: кислород O, сяра S, селен Se, телур Te, полоний Po. Вътр. електронната обвивка на X атомите има конфигурация s2p4. С увеличаване на при. н. ковалентните и йонните радиуси X се увеличават, енергията намалява ... ... Химическа енциклопедия

Съединения със степен на окисление –2. H 2 Se и H 2 Te са безцветни газове с отвратителна миризма, разтворими във вода. В серията H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te стабилността на молекулите намалява, следователно във водни разтвори H 2 Se и H 2 Te се държат като двуосновни киселини, по-силни от хидросулфидната киселина. Те образуват соли - селениди и телуриди. Телуро- и водородният селенид, както и техните соли, са изключително токсични. Селенидите и телуридите са сходни по свойства със сулфидите. Сред тях са основни (K 2 Se, K 2 Te), амфотерни (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) и киселинни съединения (CSe 2, CTe 2).

Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 Se

Голяма група селениди и телуриди са полупроводници. Най-широко приложение намират селенидите и телуридите на елементите от подгрупата на цинка.

Съединения със степен на окисление +4.Селен (IV) и телур (IV) оксиди се образуват при окисляването на прости вещества с кислород и са твърди полимерни съединения. Типични киселинни оксиди. Селеновият (IV) оксид се разтваря във вода, образувайки селена киселина, която за разлика от H 2 SO 3 е изолирана в свободно състояние и е твърдо вещество.

SeO 2 + H 2 O \u003d H 2 SeO 3

Телуровият (IV) оксид е неразтворим във вода, но взаимодейства с водни разтвори на основи, образувайки телурит.

TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3

H 2 TeO 3 е склонен към полимеризация, следователно под действието на киселини върху телуритите се образува утайка с променлив състав TeO 2 nH 2 O.

SeO 2 и TeO 2 са по-силни окислители в сравнение с SO 2:

2SO 2 + SeO 2 \u003d Se + 2SO 3

Съединения със степен на окисление +6. Селеновият (VI) оксид е бяло твърдо вещество (т.т. 118,5 ºС, разлага се > 185 ºС), известно в стъкловидни и азбестови модификации. Получава се чрез действието на SO 3 върху селенати:

K 2 SeO 4 + SO 3 \u003d SeO 3 + K 2 SO 4

Телуровият (VI) оксид също има две модификации, оранжева и жълта. Получава се чрез дехидратация на ортхотеллурова киселина:

H 6 TeO 6 \u003d TeO 3 + 3H 2 O

Селен (VI) и телур (VI) оксиди са типични киселинни оксиди. SeO 3 се разтваря във вода, образувайки селенова киселина - H 2 SeO 4 . Селеновата киселина е бяло кристално вещество, във водни разтвори е силна киселина (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), карбонизира органични съединения, силен окислител.

H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O

Солите - бариеви и оловни селенати са неразтворими във вода.

TeO 3 е практически неразтворим във вода, но взаимодейства с водни разтвори на основи, образувайки соли на телурова киселина - телурати.

TeO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 4 + H 2 O

Под действието на разтвори на солна киселина на телурати се отделя ортхотеллурова киселина - H 6 TeO 6 - бяло кристално вещество, което е силно разтворимо в гореща вода. Дехидратацията на H 6 TeO 6 може да произведе телурова киселина. Телуровата киселина е много слаба, K 1 \u003d 2 10 -8, K 2 \u003d 5 10 -11.

Na 2 TeO 4 + 2HCl + 2H 2 O \u003d H 6 TeO 6 + 2NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.

Съединенията на селен са токсични за растенията и животните, докато съединенията на телур са много по-малко токсични. Отравянето със съединения на селен и телур е придружено от появата на постоянна отвратителна миризма в жертвата.

Литература: с. 359 - 383, стр. 425 - 435, стр. 297 - 328