Подгрупата на кислорода или халкогените е 6-та група на периодичната таблица D.I. Менделски, 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-та липсващи до завършване на електронното ниво. Наличието на еднакво ниво на валентност определя химичното сходство на халкогените. Характерни степени на окисление: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислородът проявява само -1 – в пероксиди; -2 – в оксиди; 0 – в свободно състояние; +1 и +2 – във флуоридите – O2F2, ОF2 защото няма d-подниво и не могат да се отделят електрони, а валентността винаги е 2; S – всичко с изключение на +1 и -1. В сярата се появява d-подниво и електроните от 3p и 3s във възбудено състояние могат да бъдат разделени и да отидат на d-подниво. В невъзбудено състояние валентността на сярата е 2 в SO, 4 в SO2, 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; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Отгоре надолу, с увеличаване на външното енергийно ниво, физическите и химичните свойства на халкогените естествено се променят: атомният радиус 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: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – калкови водороди. 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 – 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. Н2RO3 – редуциращи киселини, Н2RO4 – окислители.
Кислород - най-често срещаният елемент на Земята. Съставлява 47,0% от масата на земната кора. Съдържанието му във въздуха е 20,95% обемни или 23,10% масови. Кислородът е част от водата, скалите, много минерали, соли и се намира в протеините, мазнините и въглехидратите, които изграждат живите организми. В лабораторни условия се получава кислород: - разлагане при нагряване на бертолетова сол (калиев хлорат) в присъствието на катализатор MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - разлагане при нагряване на калиев перманганат: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Това произвежда много чист кислород. Можете също така да получите кислород чрез електролиза на воден разтвор на натриев хидроксид (никелови електроди); Основният източник за промишлено производство на кислород е въздухът, който се втечнява и след това се фракционира. Първо се отделя азот (точка на кипене = -195°C), а почти чистият кислород остава в течно състояние, тъй като температурата му на кипене е по-висока (-183°C). Широко използван метод за производство на кислород се основава 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 от -183°C и налягане от 101,325 kPa кислородът преминава в течно състояние. Течният кислород е синкав на цвят и се привлича 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. Чрез енергичното им 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 е -1.Молекулата на кислорода се състои от два атома O2. Химическата връзка е ковалентна неполярна Кислородът образува съединения с всички химични елементи с изключение на хелий, неон и аргон. Той реагира директно с повечето елементи, с изключение на халогени, злато и платина. Скоростта на реакцията на кислород както с прости, така и със сложни вещества зависи от естеството на веществата, температурата и други условия. Активен метал като цезий се запалва спонтанно в атмосферен кислород още 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°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 При изгаряне на сложни вещества в излишък на кислород се образуват оксиди на съответните елементи: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Разглежданите 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 редокс процеси.За ускоряване на окислителните процеси вместо обикновен въздух се използва кислород или обогатен с кислород въздух. Кислородът се използва за интензифициране на окислителните процеси в химическата промишленост (производство на азотна и сярна киселина, изкуствени течни горива, смазочни масла и др.) Металургичната промишленост консумира доста кислород. Кислородът се използва за получаване на високи температури. Температурата на кислородно-ацетиленовия пламък достига 3500 ° C, кислородно-водородния пламък достига 3000 ° C. В медицината кислородът се използва за улесняване на дишането. Използва се в кислородни устройства при извършване на работа в трудни за дишане атмосфери.
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, искри, бленд) и сулфати. Самородната сяра се намира в големи количества в Италия (остров Сицилия) и САЩ. В ОНД има находища на самородна сяра в Поволжието, в държавите от Централна Азия, в Крим и др.. Минералите от първата група включват оловен блясък PbS, меден блясък Cu2S, сребърен блясък - Ag2S, цинкова бленда - ZnS, кадмиева смес - CdS, пирит или железен пирит - FeS2, халкопирит - CuFeS2, цинобър - HgS Минералите от втората група включват гипс CaSO4 2H2O, мирабилит (Глауберова сол) - Na2SO4 10H2O, кизерит - MgSO4 H2O. Намерена е сяра в телата на животните и растенията, 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 серни пирити, тя се нагрява до високи температури. Серният пирит се разлага до образуване 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 редуциране на серен диоксид SO2 с въглерод, страничен продукт при топенето на метали от серни руди: SO2 + C = CO2 + S4. Отработените 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, твърдо, крехко вещество. Той е практически неразтворим във вода, но е 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 Серният атом, който има непълно външно енергийно ниво, може да прикрепи два електрона и да прояви степен на окисление -2.Сярата проявява това състояние на окисление в съединения с метали и водород (Na2S, H2S). Когато електроните се отдават 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 с повишаване на температурата нейната реактивност се увеличава. 1. С металите сярата проявява окислителни свойства. Тези реакции произвеждат 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 протича обратима реакция: H2 + S «H2S 3. При реакции с метали и водород сярата се държи като типичен окислител, а в присъствие на силни окислители проявява свойства на редуциращи реакции.S+3F2=SF6 (не реагира с йод)4. Изгарянето на сярата в кислород става при 280°C, а във въздуха при 360°C. В този случай се образува смес от SO2 и SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. При нагряване без достъп на въздух сярата директно се свързва с фосфор и въглерод, проявявайки 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. По този начин, 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 производство на барут, кибрит и светещи съединения. 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) са елементи от група 4 на основната подгрупа на PSE. На външния електронен слой атомите на тези елементи имат 4 електрона: ns2np2. В една подгрупа, с увеличаване на атомния номер на даден елемент, атомният радиус се увеличава, неметалните свойства отслабват и металните свойства се увеличават: въглеродът и силицийът са неметали, германият, калайът, оловото са метали. Елементите от тази подгрупа показват както положителни, така и отрицателни степени на окисление: -4; +2; +4.
| елемент | Електрическа формула | радвам се 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 |
| 32 Ge | 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 |
| 82 Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
--------------------->(металните свойства се увеличават)
Селенът и телурът са в VI група на периодичната таблица и са аналози на сярата. На външно електронно ниво селенът и телурът имат по 6 електрона: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4, така че те показват степени на окисление IV, VI и -II. Както във всяка група от периодичната таблица, с увеличаване на атомната маса на даден елемент, киселинните свойства на елемента отслабват, а основните се увеличават, така че телурът проявява редица основни (метални) свойства и не е изненадващо, че откривателите сбъркал го с метал.
Селенът се характеризира с полиморфизъм, има 3 кристални и 2 аморфни модификации.
Стъкловиден селен получен чрез бързо охлаждане на стопен селен, се състои от пръстенни молекули Se 8 и пръстени до 1000 атома.
Червен аморфен селен се образува, ако парата Se се охлади бързо, състои се главно от неправилно ориентирани молекули Se 8, разтваря се в CS 2 при кристализация, получават се две кристални модификации:
t топи 170 0 C t топи 180 0 C
бавно бързо
изграден от молекули Se 8.
Най-стабилен сив шестоъгълен селен , състоящ се от безкрайни вериги от селенови атоми. При нагряване всички модификации отиват в последния. Това е единствената полупроводникова модификация. Има: температура на топене 221 0 C и температура на кипене 685 0 C. В парата, заедно с Se 8, има и молекули с по-малък брой атоми, до Se 2.
За телура всичко е по-просто - хексагоналният телур е най-стабилен, с температура на топене 452 0 C и температура на кипене 993 0 C. Аморфният телур е фино диспергиран хексагонален телур.
Селенът и телурът са стабилни на въздух, при нагряване те изгарят, образувайки диоксиди SeO 2 и TeO 2. При стайна температура те не реагират с вода.
Когато аморфният селен се нагрее до t 60 0 C, той започва да реагира с вода:
3Se + 3H 2 O = 2H 2 Se + H 2 SeO 3 (17)
Телурът е по-малко активен и реагира с вода над 100 0 C. Той реагира с основи при по-меки условия, образувайки:
3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)
Те не реагират с киселини (HCl и разредена H 2 SO 4), разредената HNO 3 ги окислява до H 2 SeO 3; H 2 TeO 3 , ако киселината е концентрирана, тогава тя окислява телур до основния нитрат Te 2 O 3 (OH)NO 3 .
Концентрираната H 2 SO 4 разтваря селен и телур, образувайки
Se 8 (HSO 4) 2 – зелен H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 – червен Te 2 O 3 SO 4
½ разтвори
нестабилен
Se и Te са освободени
Se, подобно на S, се характеризира с реакции на присъединяване:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (най-стабилен) (20)
Na 2 S + 2Te = Na 2 STe 2 (най-стабилен) (21)
в общия случай Na 2 SE n, където E = Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
селеносулфат
За телур тази реакция протича само в автоклави.
Se + KCN = KSeCN (неизвестен за телур) (23)
Селенът взаимодейства с водорода при температура 200 0 С:
Se + H 2 = H 2 Se (24)
За телур реакцията протича трудно и добивът на водороден телурид е малък.
Селенът и телурът реагират с повечето метали. В съединенията селенът и телурът се характеризират със степен на окисление -2, +4 и също са известни +6.
Съединения с кислород Диоксиди. SeO 2 – бял, възвишен. – 337 0 C, разтваря се във вода, образувайки H 2 SeO 3 – нестабилен, при температура 72 0 C се разлага чрез перектична реакция.
TeO 2 – по-огнеупорен, t pl. – 733 0 С, точка на кипене. – 1260 0 C, нелетлив, слабо разтворим във вода, лесно разтворим в основи, минимална разтворимост настъпва при pH ~ 4, утайка от H 2 TeO 3 се отделя от разтвора, нестабилна и се разпада при изсушаване.
Триоксиди.Висшите оксиди се получават под действието на силни окислители.
SeO 3 (наподобява SO 3) реагира с вода, за да образува H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, силен окислител, разтваря Au:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
разтваря Pt в смес с HCl.
TeO 3 е нискоактивно вещество, съществува в аморфни и кристални модификации. Аморфният триоксид се хидратира при продължително излагане на гореща вода, превръщайки се в орто-телурова киселина H 6 TeO 6 . Разтваря се в концентрирани алкални разтвори при нагряване, образувайки телурат.
H 2 TeO 4 има три разновидности: орто-телуровата киселина H 6 TeO 6 е силно разтворима в H 2 O, нейните разтвори не дават кисела реакция; това е много слаба киселина; при дехидратация полиметателуровата киселина (H 2 TeO 4 ) n е неразтворим във вода. Алотелуровата киселина се получава чрез нагряване на ортотелуровата киселина в запечатана ампула, смесва се с вода във всяко съотношение и е киселинна по природа. Той е междинен, има 6 – 10 молекули във веригата, нестабилен е, при стайна температура се превръща в орто-телурова киселина, а при нагряване на въздух бързо се превръща в H 2 TeO 4.
Сол.За селенатите солите на тежките метали са силно разтворими във вода; селенатите на алкалните метали, оловото и, за разлика от сулфатите, Ag и Tl са слабо разтворими. При нагряване те образуват селенити (различни от сулфатите). Селенитите са по-стабилни от сулфитите; те могат да се стопят, за разлика от сулфитите.
Телурати Na 2 H 4 TeO 6 - ортохолуратът съществува в две модификации, получава се при ниски температури, разтворим е във вода, а при високи температури е неразтворим. При дехидратиране се получава Na 2 TeO 4, който е неразтворим във вода. Тежките телурати и алкалните метали се характеризират с ниска разтворимост. За разлика от телурата, натриевият телурит е разтворим във вода.
Хидриди.Газовете H 2 Se и H 2 Te се разтварят във вода и дават по-силни киселини от H 2 S. Когато се неутрализират с алкали, те образуват соли, подобни на Na 2 S. Телуридите и селенидите, като Na 2 S, се характеризират с реакции на присъединяване:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
В общия случай се образуват Na 2 ES 3 и Na 2 ES 4, където E е селен и телур.
Хлориди.Ако за сярата най-стабилният е S 2 Cl 2, тогава за селен е известно подобно съединение, но най-стабилният е SeCl 4, за телур TeCl 4. Когато се разтвори във вода, SeCl4 хидролизира:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4HCl + H 2 SeO 3 (28)
TeCl4 се разтваря без забележима хидролиза.
За TeCl 4 са известни следните комплекси: K 2 TeCl 6 и KTeCl 5, с алуминиев хлорид образува катионни комплекси + -. В някои случаи селенът също образува комплекси, но за него са известни само хексахлороселенати: M 2 SeCl 6 .
При нагряване те се сублимират и дисоциират:
SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)
по време на кондензация те са непропорционални:
2TeCl 2 = Te + TeCl 4 (30)
Известно е, че флуоридите, бромидите и йодидите се образуват само в телур.
Сулфиди.При сливане със сяра не се образуват съединения. Когато H 2 S действа върху соли на селен и телур, е възможно да се утаи TeS 2 и смес от SeS 2 и SeS (смята се, че това е смес от S и Se).
Чрез синтез, чрез заместване на сярата със селен в молекулата S 8, се получават Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7, заместването става чрез един серен атом.
Слайд 2
Сярата, селенът и телурът са елементи от основната подгрупа на група VI, членове на семейството на халкогените.
Слайд 3
Сяра
Сярата е едно от веществата, познати на човечеството от незапомнени времена. Дори древните гърци и римляни са намерили различни практически приложения за него. Парченца самородна сяра се използвали за извършване на ритуала за прогонване на злите духове.
Слайд 4
Телур
В един от регионите на Австрия, наречен Semigorye, през 18 век е открита странна синкаво-бяла руда.
Слайд 5
селен
Селенът е един от елементите, които човек познава още преди официалното му откриване. Този химичен елемент беше много добре маскиран от други химични елементи, които бяха подобни по характеристики на селена. Основните маскиращи го елементи са сярата и телурът.
Слайд 6
Касова бележка
Методът за окисляване на сероводород до елементарна сяра е разработен за първи път във Великобритания, където се научиха да получават значителни количества сяра от Na2CO3, останал след производството на сода, използвайки метода на френския химик Н. Льоблан на калциев сулфид CaS. Методът на Leblanc се основава на редукция на натриев сулфат с въглища в присъствието на варовик CaCO3. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Слайд 7
След това содата се излугва с вода и водната суспензия на слабо разтворим калциев сулфид се третира с въглероден диоксид
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Полученият сероводород H2S, смесен с въздух, преминава в пещ над слой катализатор. В този случай, поради непълното окисление на сероводорода, се образува сяра 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
Слайд 8
При нагряване със солна киселина селеновата киселина се редуцира до селенна киселина. След това серен диоксид SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 преминава през получения разтвор на селена киселина.За пречистване селенът след това се изгаря в кислород, наситен с пари на димяща азотна киселина HNO3. В този случай се сублимира чист селенов диоксид SeO2. От разтвор на SeO2 във вода, след добавяне на солна киселина, селенът отново се утаява чрез преминаване на серен диоксид през разтвора.
Слайд 9
За да се отдели Te от утайките, те се синтероват със сода, последвано от излугване. Te преминава в алкален разтвор, от който при неутрализация се утаява под формата на TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. За пречистване на телур от S и Se се използва способността му под действието на редуциращ агент (Al) в алкална среда да се превръща в разтворим динатриев дителлурид Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
Слайд 10
За да се утаи телур, през разтвора се пропуска въздух или кислород: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. За да се получи телур със специална чистота, той се хлорира: Te+2Cl2=TeCl4. Полученият тетрахлорид се пречиства чрез дестилация или ректификация. След това тетрахлоридът се хидролизира с вода: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl и полученият TeO2 се редуцира с водород: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
Слайд 11
Физични свойства
Слайд 12
Химични свойства
Във въздуха сярата гори, образувайки серен диоксид - безцветен газ с остра миризма: S + O2 → SO2 Редукционните свойства на сярата се проявяват в реакциите на сярата с други неметали, но при стайна температура сярата реагира само с флуор : S + 3F2 → SF6
Слайд 13
Разтопената сяра реагира с хлор, с възможно образуване на два по-ниски хлорида 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 При нагряване сярата също реагира с фосфор, образувайки смес от фосфорни сулфиди, сред които е по-високият сулфид P2S5: 5S + 2P → P2S2 Освен това, когато се нагрява, сярата реагира с водород, въглерод, силиций: S + H2 → H2S (сероводород) C + 2S → CS2 (въглероден дисулфид)
Слайд 14
От сложните вещества трябва да отбележим на първо място реакцията на сярата с разтопена основа, при която сярата се диспропорционира подобно на хлора: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O С концентрирани окислителни киселини сярата реагира само при продължително нагряване: S+ 6HNO3 (конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (конц.) → 3SO2 + 2H2O
Слайд 15
При 100–160°C се окислява от вода: Te+2H2O= TeO2+2H2 При кипене в алкални разтвори телурът диспропорционира до образуване на телурид и телурит: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
Слайд 16
Разреденият HNO3 окислява Te до телурова киселина H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Силните окислители (HClO3, KMnO4) окисляват Te до слаба телурова киселина H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Телуровите съединения (+2) са нестабилни и склонни към диспропорциониране: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Слайд 17
При нагряване на въздух той изгаря, образувайки безцветен кристален SeO2: Se + O2 = SeO2. Реагира с вода при нагряване: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Селенът реагира при нагряване с азотна киселина, за да образува селенидна киселина H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Слайд 18
При кипене в алкални разтвори селенът диспропорционира: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Ако селенът се вари в алкален разтвор, през който преминава въздух или кислород, тогава се образуват червено-кафяви разтвори, съдържащи полиселениди: K2Se + 3Se = K2Se4
В групата VIA на периодичната система от елементи D.I. Елементите на Менделеев включват кислород, сяра, селен, телур и полоний. Първите четири от тях са неметални по природа. Общо наименование на елементите от тази група халкогени,който е преведен от гръцки. означава „образуване на руди“, което показва тяхното срещане в природата.
Електронна формула на валентната обвивка на атоми от елементи от VI група.
Атомите на тези елементи имат 6 валентни електрона в s- и p-орбиталите на външното енергийно ниво. От тях две p-орбитали са наполовина запълнени.
Кислородният атом се различава от атомите на други халкогени по липсата на ниско разположено d-подниво. Следователно кислородът, като правило, е в състояние да образува само две връзки с атоми на други елементи. Въпреки това, в някои случаи наличието на несподелени двойки електрони на външно енергийно ниво позволява на кислородния атом да образува допълнителни връзки чрез донорно-акцепторния механизъм.
За атомите на други халкогени, когато енергията се доставя отвън, броят на несдвоените електрони може да се увеличи в резултат на прехода на s- и p-електрони към d-подниво. Следователно атомите на сярата и други халкогени са способни да образуват не само 2, но и 4 и 6 връзки с атоми на други елементи. Например, във възбудено състояние на серен атом, електроните на външното енергийно ниво могат да придобият електронна конфигурация 3s 2 3p 3 3d 1 и 3s 1 3p 3 3d 2:
В зависимост от състоянието на електронната обвивка се появяват различни степени на окисление (CO). В съединения с метали и водород елементите от тази група показват CO = -2. В съединения с кислород и неметали сярата, селенът и телурът могат да имат CO = +4 и CO = +6. В някои съединения те показват CO = +2.
Кислородът е на второ място след флуора по електроотрицателност. Във флуороксид F2O степента на окисление на кислорода е положителна и равна на +2. С други елементи кислородът обикновено проявява степен на окисление -2 в съединенията, с изключение на водородния пероксид H 2 O 2 и неговите производни, в които кислородът има степен на окисление -1. В живите организми кислородът, сярата и селенът са част от биомолекулите в степен на окисление -2.
В серията O - S - Se-Te - Po радиусите на атомите и йоните се увеличават. Съответно йонизационната енергия и относителната електроотрицателност естествено намаляват в същата посока.
С увеличаване на поредния номер на елементите от VI група намалява окислителната активност на неутралните атоми и се увеличава редуциращата активност на отрицателните йони. Всичко това води до отслабване на неметалните свойства на халкогените по време на прехода от кислород към телур.
С увеличаването на атомния номер на халкогените характерните координационни числа се увеличават. Това се дължи на факта, че по време на прехода от p-елементи от четвъртия период към p-елементи от пети и шести период при образуването на σ- и π-връзки d започва да играе все по-важна роля - и дори f-орбитали. Така че, ако за сярата и селена най-характерните координационни числа са 3 и 4, то за телура - 6 и дори 8.
При нормални условия водородните съединения H 2 E на елементите от група VIA, с изключение на водата, са газове с много неприятна миризма. Термодинамичната стабилност на тези съединения намалява от вода до водороден телурид H 2 Te. Във водни разтвори те проявяват слабо киселинни свойства. В серията H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te силата на киселините се увеличава.
Това се обяснява с увеличаване на радиусите на E 2- йоните и съответно отслабване на E-H връзките. Редукционната способност на H2E нараства в същата посока.
Сярата, селенът и телурът образуват две серии киселинни оксиди: EO 2 и EO 3. Те съответстват на киселинни хидроксиди със състав H 2 EO 3 и H 2 EO 4. Киселините H 2 EO 3 в свободно състояние са нестабилни. Солите на тези киселини и самите киселини проявяват редокс двойственост, тъй като елементите S, Se и Te в тези съединения имат междинна степен на окисление + 4.
Киселините от състава H 2 EO 4 са по-стабилни и се държат като окислители в реакции (най-високата степен на окисление на елемента е +6).
Химични свойства на кислородните съединения.Кислородът е най-разпространеният елемент в земната кора (49,4%). Високото съдържание и високата химическа активност на кислорода определят преобладаващата форма на съществуване на повечето елементи на Земята под формата на кислородсъдържащи съединения. Кислородът е част от всички жизненоважни органични вещества - протеини, мазнини, въглехидрати.
Без кислород са невъзможни редица изключително важни жизнени процеси, като дишане, окисляване на аминокиселини, мазнини и въглехидрати. Само няколко растения, наречени анаеробни, могат да оцелеят без кислород.
При висшите животни (фиг. 8.7) кислородът прониква в кръвта и се свързва с хемоглобина, образувайки лесно разпадащото се съединение оксихемоглобин. С кръвния поток това съединение навлиза в капилярите на различни органи. Тук кислородът се отделя от хемоглобина и дифундира през стените на капилярите в тъканите. Връзката между хемоглобина и кислорода е крехка и възниква поради донорно-акцепторно взаимодействие с Fe 2+ йона.
В покой човек вдишва приблизително 0,5 m 3 въздух на час. Но само 1/5 от вдишания с въздуха кислород се задържа в тялото. Въпреки това, излишъкът от кислород (4/5) е необходим за създаване на висока концентрация на кислород в кръвта. Това, в съответствие със закона на Фик, осигурява достатъчна скорост на дифузия на кислород през стените на капилярите. Така човек реално използва около 0,1 m 3 кислород на ден.
Кислородът се консумира в тъканите. за окисляване на различни вещества. Тези реакции в крайна сметка водят до образуването на въглероден диоксид, вода и съхранение на енергия.
Кислородът се консумира не само в процеса на дишане, но и в процеса на гниене на растителни и животински остатъци. В резултат на процеса на разпадане на сложни органични вещества се образуват техните продукти на окисление: CO 2, H 2 O и др. В растенията се извършва регенерация на кислород.
Така в резултат на кръговрата на кислорода в природата се поддържа постоянното му съдържание в атмосферата. Естествено цикълът на кислорода в природата е тясно свързан с цикъла на въглерода (фиг. 8.8).
Елементът кислород съществува под формата на две прости вещества (алотропни модификации): диоксиген(кислород) O 2 и триоксиген(озон) O 3 . В атмосферата почти целият кислород се съдържа под формата на кислород O 2, докато съдържанието на озон е много малко. Максималната обемна част на озона на надморска височина 22 km е само 10 -6%.
Кислородната молекула O2 е много стабилна в отсъствието на други вещества. Наличието на два несдвоени електрона в молекулата определя нейната висока реактивност. Кислородът е един от най-активните неметали. Той реагира директно с повечето прости вещества, образувайки оксиди E x O y. Степента на окисление на кислорода в тях е -2. В съответствие с промяната в структурата на електронните обвивки на атомите, естеството на химическата връзка и следователно структурата и свойствата на оксидите в периодите и групите на системата от елементи се променят естествено. Така в серията от оксиди на елементи от втория период Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5 полярността на химичната връзка E-O от група I до V постепенно намалява. В съответствие с това основните свойства са отслабени и киселинните свойства са засилени: Li 2 O е типичен основен оксид, BeO е амфотерен, а B 2 O 3, CO 2 и N 2 O 5 са киселинни оксиди. Киселинно-алкалните свойства се променят по подобен начин в други периоди.
В главните подгрупи (А-групи), с увеличаване на атомния номер на елемента, йонността на E-O връзката в оксидите обикновено се увеличава.
Съответно се увеличават основните свойства на оксидите в групата Li-Na-K-Rb-Cs и други А-групи.
Свойствата на оксидите, дължащи се на промени в природата на химичната връзка, са периодична функция на заряда на ядрото на атома на елемента. Това се доказва, например, от промените в температурите на топене и енталпиите на образуване на оксид през периоди и групи в зависимост от заряда на ядрото.
Полярността на E-OH връзката в E(OH) n хидроксидите и следователно свойствата на хидроксидите естествено се променят според групите и периодите на системата от елементи.
Например в IA-, IIA- и IIIA-групите отгоре надолу, с увеличаване на йонните радиуси, полярността на E-OH връзката се увеличава. В резултат на това йонизацията E-OH → E + + OH - се случва по-лесно във водата. Съответно основните свойства на хидроксидите се подобряват. По този начин, в група IA, основните свойства на хидроксидите на алкални метали са подобрени в серията Li-Na-K-Rb-Cs.
В периоди отляво надясно, с намаляване на йонните радиуси и увеличаване на йонния заряд, полярността на E-OH връзката намалява. В резултат на това йонизацията на EON ⇄ EO - + H + се извършва по-лесно във водата. Съответно, киселинните свойства се засилват в тази посока. Така в петия период хидроксидите RbOH и Sr (OH) 2 са основи, In (OH) 3 и Sn (OH) 4 са амфотерни съединения, а H и H 6 TeO 6 са киселини.
Най-често срещаният оксид на земята е водородният оксид или водата. Достатъчно е да се каже, че той съставлява 50-99% от масата на всяко живо същество. Човешкото тяло съдържа 70-80% вода. За 70 години живот човек изпива около 25 000 кг вода.
Поради своята структура водата има уникални свойства. В живия организъм той е разтворител на органични и неорганични съединения и участва в процесите на йонизация на молекулите на разтворените вещества. Водата е не само среда, в която протичат биохимични реакции, но и активно участва в хидролитичните процеси.
Способността на кислорода да се образува е жизненоважна оксигенилкомплекси с различни вещества. По-рано бяха разгледани примери за оксигенилови комплекси O2 с метални йони - носители на кислород в живи организми - оксихемоглобин и оксихемоцианин:
НbFe 2 + + О 2 → НbFe 2+ ∙О 2
НсСu 2+ + О 2 → НсСu 2+ ∙О 2
където Hb е хемоглобин, Hc е хемоцианин.
Имайки две несподелени двойки електрони, кислородът действа като донор в тези координационни съединения с метални йони. В други съединения кислородът образува различни водородни връзки.
Понастоящем се обръща много внимание на получаването на оксигенилни комплекси на преходни метали, които биха могли да изпълняват функции, подобни на тези на съответните бионеорганични комплексни съединения. Съставът на вътрешната координационна сфера на тези комплекси е подобен на естествените активни центрове. По-специално, комплекси от кобалт с аминокиселини и някои други лиганди са обещаващи за тяхната способност обратимо да добавят и освобождават елементарен кислород. Тези съединения до известна степен могат да се считат за заместители на хемоглобина.
Една от алотропните модификации на кислорода е озон О 3. По своите свойства озонът е много различен от кислорода O2 - има по-високи точки на топене и кипене и има остра миризма (откъдето идва и името му).
Образуването на озон от кислород се придружава от абсорбцията на енергия:
3О 2 ⇄2О 3 ,
Озонът се получава от действието на електрически разряд в кислород. Озонът се образува от O 2 и под въздействието на ултравиолетовото лъчение. Следователно, когато работят бактерицидни и физиотерапевтични ултравиолетови лампи, се усеща миризмата на озон.
Озонът е най-силният окислител. Окислява метали, реагира бурно с органични вещества и при ниски температури окислява съединения, с които кислородът не реагира:
O 3 + 2Ag = Ag 2 O + O 2
РbS + 4О 3 = РbSO 4 + 4O 2
Добре известна качествена реакция е:
2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KON + O 2
Окислителният ефект на озона върху органичните вещества е свързан с образуването на радикали:
RН + О 3 → RО 2 ∙ + ТОЙ ∙
Радикалите инициират радикални верижни реакции с биоорганични молекули - липиди, протеини, ДНК. Такива реакции водят до увреждане и смърт на клетките. По-специално, озонът убива микроорганизмите, съдържащи се във въздуха и водата. Това е основата за използването на озон за стерилизация на питейна вода и вода в плувни басейни.
Химични свойства на серните съединения.По своите свойства сярата е близка до кислорода. Но за разлика от него, той проявява в съединенията не само степента на окисление -2, но и положителни степени на окисление +2, +4 и +6. Сярата, подобно на кислорода, се характеризира с алотропия - наличието на няколко елементарни вещества - орторомбична, моноклинна, пластична сяра. Поради по-ниската си електроотрицателност в сравнение с кислорода, способността за образуване на водородни връзки в сярата е по-слабо изразена. Сярата се характеризира с образуването на стабилни полимерни хомовериги, имащи зигзагообразна форма.
Образуването на хомовериги от серни атоми е характерно и за неговите съединения, които играят значителна биологична роля в жизнените процеси. Така в молекулите на аминокиселината цистин има дисулфиден мост -S-S-:
Тази аминокиселина играе важна роля в образуването на протеини и пептиди. Благодарение на S-S дисулфидната връзка, полипептидните вериги се държат заедно (дисулфиден мост).
Характерно за сярата е образуването на сероводород (сулфхидрил) тиолова група -SH, която присъства в аминокиселината цистеин, протеините и ензимите.
Аминокиселината метионин е много важна от биологична гледна точка.
Донорът на метиловите групи в живите организми е S-аденозилметионин Ad-S-CH3 - активирана форма на метионин, в която метиловата група е свързана чрез S към аденин Ad. Метиловата група на метионин в процесите на биосинтеза се прехвърля към различни акцептори на метилови групи RH:
Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SN + R-CH 3
Сярата е доста разпространена на Земята (0,03%). В природата се среща под формата на сулфидни (ZnS, HgS, PbS и др.) И сулфатни (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O, CaSO 4 ∙2H 2 O и др.) минерали, както и в местните състояние. Утаената сяра на прах се използва външно под формата на мехлеми (5-10-20%) и прахове при лечение на кожни заболявания (себорея, псориазис). Тялото произвежда продукти на окисление на сярата - политионови киселини с обща формула H 2 S x O 6 ( x = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
Сярата е доста реактивен неметал. Дори при леко нагряване той окислява много прости вещества, но самият той лесно се окислява от кислород и халогени (редокс двойственост).
Сярата проявява степен на окисление -2 в сероводорода и неговите производни - сулфиди.
Сероводород (дихидроген сулфид)често срещани в природата. Съдържа се в така наречените сярни минерални води. Това е безцветен газ с неприятна миризма. Образува се при разлагането на растителни и по-специално животински остатъци под въздействието на микроорганизми. Някои фотосинтезиращи бактерии, като зелени серни бактерии, използват дихидроген сулфид като донор на водород. Тези бактерии, вместо кислород O2, произвеждат елементарна сяра - продукт от окисляването на H2S.
Дихидрогенсулфидът е много токсично вещество, тъй като е инхибитор на ензима цитохромоксидаза, преносител на електрони в дихателната верига. Той блокира преноса на електрони от цитохромоксидазата към кислорода O2.
Водните разтвори на H 2 S дават леко кисела реакция на лакмус. Йонизацията протича на два етапа:
Н 2 S ⇄ Н + + НS - (I етап)
NS - ⇄ N + + S 2- (II етап)
Сероводородната киселина е много слаба. Следователно вторият етап на йонизация възниква само в много разредени разтвори.
Солите на сулфидната киселина се наричат сулфиди.Само сулфидите на алкалните, алкалоземните метали и амония са разтворими във вода. Киселинните соли - хидросулфидите E + HS и E 2+ (HS) 2 - са известни само за алкални и алкалоземни метали
Като соли на слаба киселина, сулфидите се подлагат на хидролиза. Хидролизата на сулфиди на многозарядни метални катиони (Al 3+, Cr 3+ и др.) Често достига завършеност и е практически необратима.
Сулфидите, особено сероводородът, са силни редуциращи агенти. В зависимост от условията те могат да бъдат окислени до S, SO 2 или H 2 SO 4:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (във въздух)
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S (във въздух)
3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl (в разтвор)
Някои протеини, съдържащи цистеин HSCH 2 CH(NH 2) COOH и важен метаболит коензим А, имащи сероводородни (тиолови) групи -SH, се държат в редица реакции като бионеорганични производни на дихидроген сулфид. Протеините, съдържащи цистеин, както и дихидрогенсулфид, могат да бъдат окислени с йод. С помощта на дисулфиден мост, образуван по време на окисляването на тиоловите групи, цистеиновите остатъци на полипептидните вериги свързват тези вериги с напречна връзка (образува се напречна връзка).
Много сяросъдържащи E-SH ензими са необратимо отровени от йони на тежки метали, като Cu 2+ или Ag+. Тези йони блокират тиоловите групи, за да образуват меркаптани, бионеорганични аналози на сулфидите:
E-SН + Ag + → E-S-Аg + H +
В резултат на това ензимът губи активност. Афинитетът на Ag + йони към тиоловите групи е толкова висок, че AgNO 3 може да се използва за количествено определяне на -SH групи чрез титруване.
Серен (IV) оксид SO 2 е киселинен оксид. Получава се чрез изгаряне на елементарна сяра в кислород или печене на пирит FeS 2:
S + O 2 = SO 2
4FеS 2 + 11О 2 = 2Fe 2 О 3 + 8SO 2
SO 2 - газ със задушлива миризма; много отровен. Когато SO 2 се разтвори във вода, той се образува сярна киселина H2SO3. Тази киселина е със средна сила. Сярната киселина, като двуосновна, образува два вида соли: средна - сулфити(Na 2 SO 3, K 2 SO 3 и др.) И кисели - хидросулфити(NaHSO3, KHSO3 и др.). Само соли на алкални метали и хидросулфити от типа E 2+ (HSO 3) 2 са разтворими във вода, където E са елементи от различни групи.
Оксидът SO2, киселината H2SO3 и неговите соли се характеризират с редокс двойственост, тъй като сярата в тези съединения има междинно състояние на окисление +4:
2Na 2 SO 3 + O 2 = 2Na 2 SO 4
SO 2 + 2H 2 S = 3S° + 2H 2 O
Редукционните свойства на серните (IV) съединения обаче преобладават. Така сулфитите в разтворите се окисляват дори от дикислород във въздуха при стайна температура.
При висшите животни SO 2 оксидът действа предимно като дразнител на лигавицата на дихателните пътища. Този газ е токсичен и за растенията. В индустриални зони, където се изгарят много въглища, съдържащи малки количества серни съединения, серен диоксид се отделя в атмосферата. Разтваряйки се във влагата върху листата, SO 2 образува разтвор на сярна киселина, която от своя страна се окислява до сярна киселина H 2 SO 4:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3
2H 2 SO 3 + O 2 = 2H 2 SO 4
Атмосферната влага с разтворен SO 2 и H 2 SO 4 често пада под формата на киселинен дъжд, което води до смъртта на растителността.
При нагряване на разтвор на Na 2 SO 3 със серен прах, натриев тиосулфат:
Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3
От разтвора се отделя кристален хидрат Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O. Натриев тиосулфат - сол тиосярна киселина H2S2O3.
Тиосулфатната киселина е много нестабилна и се разлага на H 2 O, SO 2 и S. Натриевият тиосулфат Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O се използва в медицинската практика като антитоксично, противовъзпалително и десенсибилизиращо средство. Като антитоксично средство натриевият тиосулфат се използва при отравяне с живачни съединения, олово, циановодородна киселина и нейните соли. Механизмът на действие на лекарството очевидно е свързан с окисляването на тиосулфатния йон до сулфитен йон и елементарна сяра:
S 2 O 3 2- → SO 3 2- + S°
Оловните и живачните йони, влизащи в тялото с храна или въздух, образуват слабо разтворими нетоксични сулфити:
Рb 2+ + SO 3 2- = РbSO 3
Цианидните йони реагират с елементарна сяра, образувайки по-малко токсични тиоцианати:
СN - + S° = NСS -
Натриевият тиосулфат също се използва за лечение на краста. След втриване на разтвора в кожата, повторете втриването с 6% разтвор на HCl. В резултат на реакцията с HCl натриевият тиосулфат се разлага на сяра и серен диоксид:
Na 2 S 2 O 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O
които действат пагубно на краста акари.
Оксид сяра (VI) SO 3 е летлива течност. При взаимодействие с вода SO 3 образува сярна киселина:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Структурата на молекулите на сярната киселина съответства на сярата в sp 3 -хибридно състояние.
Сярната киселина е силна двуосновна киселина. В първия етап той е почти напълно йонизиран:
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 - ,
Йонизацията във втория етап се проявява в по-малка степен:
НSO 4 - ⇄ Н + + SO 4 2- ,
Концентрираната сярна киселина е силен окислител. Окислява металите и неметалите. Обикновено продуктът от неговата редукция е SO 2, въпреки че в зависимост от реакционните условия (метална активност, температура, концентрация на киселина) могат да се получат и други продукти (S, H 2 S).
Като двуосновна киселина, H 2 SO 4 образува два вида соли: средни - сулфати(Na 2 SO 4 и др.) и киселинни - хидросулфати(NaHSO4, KHSO4 и др.). Повечето сулфати са силно разтворими във вода. Много сулфати се изолират от разтвори под формата на кристални хидрати: FeSO 4 ∙7H 2 O, CuSO 4 ∙5H 2 O. Практически неразтворимите сулфати включват BaSO 4, SrSO 4 и PbSO 4. Слабо разтворим калциев сулфат CaSO 4 . Бариевият сулфат е неразтворим не само във вода, но и в разредени киселини.
В медицинската практика сулфатите на много метали се използват като лекарства: Na 2 SO 4 ∙10H 2 O - като слабително, MgSO 4 ∙7H 2 O - за хипертония, като слабително и като холеретично средство, меден сулфат CuSO 4 ∙ 5H 2 O и ZnSO 4 ∙7H 2 O - като антисептик, адстрингент, еметик, бариев сулфат BaSO 4 - като контрастно средство за рентгеново изследване на хранопровода и стомаха
Съединения на селен и телур.Химическите свойства на телура и особено на селена са подобни на сярата. Въпреки това, укрепването на металните свойства на Se и Te увеличава тяхната склонност да образуват по-силни йонни връзки. Сходството на физикохимичните характеристики: радиуси на Е 2- йони, координационни числа (3, 4) - определя взаимозаменяемостта на селен и сяра в съединенията. Така селенът може да замести сярата в активните центрове на ензимите. Заместването на сероводородна група -SH с селеноводородна група -SeH променя хода на биохимичните процеси в тялото. Селенът може да действа както като синергист, така и като антагонист на сярата.
С водорода Se и Te образуват подобни на H 2 S, много отровни газове H 2 Se и H 2 Te. Дихидроген селенид и дихидроген телурид са силни редуциращи агенти. В серията H 2 S-H 2 Se-H 2 Te редуциращата активност нараства.
За H 2 Se се изолират като средни соли - селениди(Na 2 Se и др.) и киселинни соли - хидроселениди(NaHSe и др.). За H 2 Te са известни само средни соли - телуриди.
Съединенията на Se (IV) и Te (IV) с кислород, за разлика от SO 2, са твърди кристални вещества SeO 2 и TeO 2.
Селенна киселина H 2 SeO 3 и неговите соли селенити,например Na 2 SeO 3 са окислители със средна сила. Така във водни разтвори те се редуцират до селен чрез редуциращи агенти като SO 2, H 2 S, HI и др.:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O = Se + 2H 2 SO 4
Очевидно лекотата на редуциране на селенитите до елементарно състояние определя образуването в организма на биологично активни селенсъдържащи съединения, например селеноцистеин.
SeO 3 и TeO 3 са киселинни оксиди. Кислородни киселини Se (VI) и Te (VI) - селен H2SeO4 и телур H 6 TeO 6 - кристални вещества със силни окислителни свойства. Солите на тези киселини се наричат съответно селенатиИ телурати.
В живите организми селенатите и сулфатите са антагонисти. По този начин въвеждането на сулфати води до отстраняване на излишните селен-съдържащи съединения от тялото.
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. Телурът и селеноводородът, както и техните соли, са изключително токсични. Селенидът и телуридите имат свойства, подобни на сулфидите. Сред тях има 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 = H 2 CO 3 + 2H 2 Se
Голяма група селениди и телуриди са полупроводници. Най-широко използвани са селенидите и телуридите на елементите от подгрупата на цинка.
Съединения със степен на окисление +4.Селен (IV) и телур (IV) оксиди се образуват при окисление 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 = H 2 SeO 3
Телуровият (IV) оксид е неразтворим във вода, но реагира с водни разтвори на основи, образувайки телурит.
TeO 2 + 2NaOH = Na 2 TeO 3
H 2 TeO 3 е склонен към полимеризация, следователно, когато киселините действат върху телуритите, се освобождава 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 = 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 азбестоподобни модификации. Получава се чрез действието на SO 3 върху селенати:
K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4
Телуровият (VI) оксид също има две модификации: оранжева и жълта. Получава се чрез дехидратиране на ортхотеллурова киселина:
H 6 TeO 6 = TeO 3 + 3H 2 O
Оксидите на селен (VI) и телур (VI) 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 = 1·10 3, K 2 = 1,2·10 -2), овъглява 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 = Na 2 TeO 4 + H 2 O
Когато разтворите на телуратите са изложени на солна киселина, се освобождава ортхотеллурова киселина - H 6 TeO 6 - бяло кристално вещество, което е силно разтворимо в гореща вода. Чрез дехидратиране на H 6 TeO 6 може да се получи телурова киселина. Телуровата киселина е много слаба, K1 = 2·10 -8, K2 = 5·10 -11.
Na 2 TeO 4 + 2HCl + 2H 2 O = 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; 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
