ELEMENTI VI Podgrupa
(O, S, Se, Te, Po)
opšte karakteristike
Kiseonik
Sumpor
Selen i telur
Opće karakteristike elemenata
Podgrupa VI A PS uključuje elemente: kiseonik, sumpor, selen, telur i polonijum. Uobičajeni naziv koji se koristi za sumpor, selen, telur i polonijum je halkogeni. Kiseonik, sumpor, selen i telur su nemetali, dok je polonijum metal. Polonijum je radioaktivni element, u prirodi nastaje u malim količinama tokom radioaktivnog raspada radijuma, pa su njegova hemijska svojstva slabo proučena.
Tabela 1
Glavne karakteristike halkogena
| Karakteristike | O | S | Se | One |
| Atomski radijus, nm | 0,066 | 0,104 | 0,117 | 0,136 |
| Jonski radijus E 2-, nm | 0,140 | 0,184 | 0,198 | 0,221 |
| Potencijal jonizacije, eV | 13,62 | 10,36 | 9,75 | 9,01 |
| Elektronski afinitet, eV | 1,47 | 2,08 | 2,02 | 1,96 |
| elektronegativnost (Pauling) | 3,44 | 2,58 | 2,55 | 2,10 |
| Entalpija veze, kJ/mol E –E E = E | - 146 - 494 | - 265 - 421 | - 192 - 272 | - 218 - 126 |
| Tačka topljenja, °C | ||||
| Tačka ključanja, °C | - 183 | |||
| Gustina, g/cm 3 | 1,43 (tečnost) | 2,07 | 4,80 | 6,33 |
| Sadržaj u zemljinoj kori, % (tež.) | 49,13 | 0,003 | 1,4 10 -5 | 1 10 -7 |
| Maseni brojevi prirodnih izotopa | 16, 17, 18 | 32, 33, 34, 35 | 74, 76, 77, 78, 80, 82 | 120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130 |
| Fizičko stanje u ul. uslovi najstabilnije alotropne forme. boja | Bezbojni gas | Crystal. žuta supstanca | Crystal. sive supstance | Crystal. srebrno-bijele supstance |
| Kristalna ćelija | Molekularno u TV-u formu | molekularni | molekularni | molekularni |
| Sastav molekula | O 2 | S 8 | Se ∞ | Te ∞ |
Prema strukturi vanjskog elektronskog sloja, elementi koji se razmatraju pripadaju p-elementima. Od šest elektrona u vanjskom sloju, dva elektrona su nesparena, što određuje njihovu valenciju jednaku dva. Za atome sumpora, selena, telura i polonijuma u pobuđenom stanju, broj nesparenih elektrona može biti 4 i 6. To jest, ovi elementi mogu biti četvorostruki ili heksavalentni. Svi elementi imaju visoke vrijednosti elektronegativnosti, a EO kisika je drugi nakon fluora. Stoga u vezama izlažu sv. oksidacija -2, -1, 0. Jonizacioni potencijali atoma sumpora, selena i telura su mali, a ovi elementi u jedinjenjima sa halogenima imaju oksidaciona stanja +4 i +6. Kiseonik ima pozitivno oksidaciono stanje u jedinjenjima fluora i u ozonu.
Atomi mogu formirati molekule sa dvostrukom vezom O 2, ... i povezati se u lance E - E - ... - E -, koji mogu postojati i u jednostavnim i u složenim supstancama. U pogledu hemijske aktivnosti i oksidativne sposobnosti, halkogeni su inferiorni u odnosu na halogene. Na to ukazuje činjenica da u prirodi kiseonik i sumpor postoje ne samo u vezanom, već iu slobodnom stanju. Niža aktivnost halkogena je uglavnom zbog jačih veza u molekulima. Općenito, halkogeni su vrlo reaktivne tvari, čija aktivnost naglo raste s porastom temperature. Poznate su alotropske modifikacije za sve supstance ove podgrupe. Sumpor i kisik praktički ne provode električnu struju (dielektrici), selen i telur su poluvodiči.
Prilikom prelaska iz kisika u telur, tendencija elemenata da formiraju dvostruke veze s malim atomima (C, N, O) se smanjuje. Nesposobnost velikih atoma da formiraju π veze sa kiseonikom posebno je evidentna u slučaju telura. Dakle, telurij nema molekule kiseline H 2 TeO 3 i H 2 TeO 4 (meta-oblike), kao ni molekule TeO 2. Telur dioksid postoji samo u obliku polimera, gde su svi atomi kiseonika premošćeni: Te – O – Te. Telurna kiselina, za razliku od sumporne i selenske kiseline, javlja se samo u orto obliku - H 6 TeO 6, pri čemu su, kao i kod TeO 2, atomi Te povezani sa atomima O samo σ vezama.
Hemijska svojstva kiseonika razlikuju se od svojstava sumpora, selena i telura. Naprotiv, svojstva sumpora, selena i telura imaju mnogo sličnosti. Prilikom kretanja kroz grupu od vrha do dna, treba uočiti povećanje kiselih i redukcijskih svojstava u nizu jedinjenja sa vodonikom H 2 E; povećanje oksidativnih svojstava u nizu sličnih spojeva (H 2 EO 4, EO 2); smanjenje termičke stabilnosti halkogenih vodonika i soli kisikovih kiselina.
Elementi grupe VI glavne podgrupe nazivaju se halkogeni. To uključuje kiseonik, sumpor, selen, telur i polonijum. Riječ "halkogen" sastoji se od dvije grčke riječi koje znače "bakar" ili "ruda" i "rođen".
Opis
Halkogeni se u prirodi najčešće nalaze u rudama - sulfidima, piritima, oksidima, selenidima. Halkogeni uključuju nemetale i metale. U grupi od vrha do dna, svojstva se mijenjaju na sljedeći način:
- poboljšana su metalna svojstva;
- oksidirajuća svojstva slabe;
- elektronegativnost se smanjuje;
- termička stabilnost slabi.
Opće karakteristike halkogenske grupe:
- nemetali - kiseonik, sumpor, selen;
- metali - telur, polonijum;
- Valencija: II - O; IV i VI - S; II, IV, VI - Se, Te, Po;
- elektronska konfiguracija - ns 2 np 4;
- hidridi - H 2 R;
- oksidi - RO 2, RO 3;
- kiseonikove kiseline - H 2 RO 3, H 2 RO 4.
Rice. 1. Halkogeni.
Po svojoj elektronskoj strukturi, halkogeni spadaju u p-elemente. Spoljni energetski nivo sadrži šest elektrona. Dva elektrona nedostaju da bi se kompletirala p-orbitala, tako da u jedinjenjima halkogeni pokazuju oksidirajuća svojstva. Kako se broj energetskih nivoa u grupi povećava, veza sa vanjskim elektronima slabi, tako da su telur i polonijum redukcioni agensi.
Smješten na granici između metala i nemetala, telurij je klasifikovan kao metaloid ili polumetal. To je analog sumpora i selena, ali manje aktivan.
Rice. 2. Telurijum.
Svojstva
Najaktivniji element grupe halkogena je kiseonik. To je snažno oksidaciono sredstvo koje pokazuje četiri oksidaciona stanja - -2, -1, +1, +2.
Glavna svojstva halkogena prikazana su u tabeli.
|
Element |
Fizička svojstva |
Hemijska svojstva |
|
kiseonik (O) |
Gas. Formira dvije modifikacije - O 2 i O 3 (ozon). O 2 je bez mirisa i ukusa i slabo rastvorljiv u vodi. Ozon je plavkasti gas sa mirisom, veoma rastvorljiv u vodi. |
Reaguje sa metalima, nemetalima |
|
Tipični nemetalni. Čvrsta supstanca sa tačkom topljenja od 115°C. Nerastvorljivo u vodi. Postoje tri modifikacije - rombična, monoklinska, plastična. Oksidacijsko stanje - -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6 |
Reaguje sa kiseonikom, halogenima, nemetalima, metalima |
|
|
Krhka čvrsta. Semiconductor. Ima tri modifikacije - sivi, crveni, crni selen. Oksidacijsko stanje - -2, +2, +4, +6 |
Reaguje sa alkalnim metalima, kiseonikom, vodom |
|
|
Spolja izgleda kao metal. Semiconductor. Oksidacijsko stanje - -2, +2, +4, +6 |
Reaguje sa kiseonikom, alkalijama, kiselinama, vodom, metalima, nemetalima, halogenima |
|
|
polonij (Po) |
Radioaktivni metal srebrne boje. Oksidacijsko stanje - +2, +4, +6 |
Reaguje sa kiseonikom, halogenima, kiselinama |
Halkogeni takođe uključuju veštački stvoreni livermorijum (Lv) ili unungeksijum (Uuh). Ovo je element 116 periodnog sistema. Pokazuje jaka metalna svojstva.
Rice. 3. Livermorium.
Šta smo naučili?
Halkogeni su elementi šeste grupe periodnog sistema. Grupa sadrži tri nemetala (kiseonik, sumpor, selen), metal (polonijum) i polumetal (telur). Stoga su halkogeni i oksidacijski i redukcijski agensi. Metalna svojstva se povećavaju u grupi od vrha do dna: kiseonik je gas, polonijum je čvrst metal. Halkogeni također uključuju umjetno sintetizirani livermorijum sa jakim metalnim svojstvima.
Testirajte na temu
Evaluacija izvještaja
Prosječna ocjena: 4.3. Ukupno primljenih ocjena: 139.
Podgrupa kiseonika, ili halkogeni, je 6. grupa periodnog sistema D.I. Mendelski, uključujući sljedeće elemente: O;S;Se;Te;Po.Broj grupe označava maksimalnu valentnost elemenata u ovoj grupi. Opšta elektronska formula halkogena je: ns2np4– na vanjskom valentnom nivou svi elementi imaju 6 elektrona, koji rijetko odustaju i češće prihvataju 2 nedostajuća dok se ne završi nivo elektrona. Prisustvo istog valentnog nivoa određuje hemijsku sličnost halkogena. Karakteristična oksidaciona stanja: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Kiseonik ima samo -1 – u peroksidima; -2 – u oksidima; 0 – u slobodnom stanju; +1 i +2 – u fluoridima – O2F2, OF2 jer nema d-podnivo i elektroni se ne mogu razdvojiti, a valencija je uvijek 2; S – sve osim +1 i -1. U sumporu se pojavljuje d-podnivo i elektroni iz 3p i 3s u pobuđenom stanju mogu se odvojiti i otići na d-podnivo. U nepobuđenom stanju, valencija sumpora je 2 u SO, 4 u SO2, 6 u SO3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Valencije selena, telura i polonijuma su takođe 2, 4, 6. Vrednosti oksidacionih stanja se ogledaju u elektronskoj strukturi elemenata: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Od vrha do dna, sa povećanjem vanjskog energetskog nivoa, fizička i kemijska svojstva halkogena se prirodno mijenjaju: atomski radijus elemenata se povećava, energija ionizacije i afinitet elektrona, kao i elektronegativnost se smanjuju; Nemetalna svojstva se smanjuju, metalna se povećavaju (kiseonik, sumpor, selen, telur su nemetali), polonijum ima metalni sjaj i električnu provodljivost. Vodonička jedinjenja halkogena odgovaraju formuli: H2R: H2O, H2S, H2Se, H2Te – kalni vodonici. Vodik u ovim jedinjenjima može biti zamijenjen metalnim ionima. Oksidacijsko stanje svih halkogena u kombinaciji sa vodonikom je -2, a valencija je također 2. Kada se vodikovi halkogeni rastvore u vodi, nastaju odgovarajuće kiseline. Ove kiseline su redukcioni agensi. Snaga ovih kiselina raste od vrha do dna, kako se energija vezivanja smanjuje i potiče aktivnu disocijaciju. Kiseonička jedinjenja halkogena odgovaraju formuli: RO2 i RO3 – kiseli oksidi. Kada se ovi oksidi rastvore u vodi, formiraju odgovarajuće kiseline: H2RO3 i H2RO4. U smjeru odozgo prema dolje, jačina ovih kiselina opada. N2RO3 – redukcijske kiseline, N2RO4 – oksidirajuća sredstva.
Kiseonik - najčešći element na Zemlji. Čini 47,0% mase zemljine kore. Njegov sadržaj u vazduhu iznosi 20,95% po zapremini ili 23,10% po masi. Kiseonik je deo vode, kamenja, mnogih minerala, soli, a nalazi se u proteinima, mastima i ugljenim hidratima koji čine žive organizme. U laboratorijskim uslovima kiseonik se dobija: - raspadanje pri zagrijavanju bertollet soli (kalijev hlorat) u prisustvu katalizatora MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - raspadanje pri zagrijavanju kalijum permanganata: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Tako se može dobiti i vrlo čist kisik. vodenog rastvora natrijum hidroksida (nikl elektrode); Glavni izvor industrijske proizvodnje kiseonika je vazduh, koji se ukapljuje, a zatim frakcioniše. Prvo se oslobađa azot (tačka ključanja = -195°C), a gotovo čisti kiseonik ostaje u tečnom stanju, jer je njegova tačka ključanja viša (-183°C). Široko korišćena metoda za proizvodnju kiseonika zasniva se na elektrolizi vode.U normalnim uslovima kiseonik je gas bez boje, ukusa i mirisa, nešto teži od vazduha. Slabo je rastvorljiv u vodi (31 ml kiseonika se rastvara u 1 litru vode na 20°C). Na temperaturi od -183°C i pritisku od 101,325 kPa, kiseonik prelazi u tečno stanje. Tečni kiseonik ima plavkastu boju i uvučen je u magnetno polje Prirodni kiseonik sadrži tri stabilna izotopa 168O (99,76%), 178O (0,04%) i 188O (0,20%). Vještački su dobijena tri nestabilna izotopa - 148O, 158O, 198O. Za kompletiranje vanjskog elektronskog nivoa, atomu kisika nedostaju dva elektrona. Njihovim snažnim uzimanjem, kiseonik pokazuje oksidaciono stanje od -2. Međutim, u jedinjenjima sa fluorom (OF2 i O2F2), uobičajeni elektronski parovi su pomereni prema fluoru, kao elektronegativnijem elementu. U ovom slučaju, oksidaciona stanja kiseonika su redom +2 i +1, a fluora -1.Molekul kiseonika se sastoji od dva atoma O2. Hemijska veza je kovalentna nepolarna Kiseonik stvara spojeve sa svim hemijskim elementima, osim helijuma, neona i argona. On je u direktnoj interakciji sa većinom elemenata, osim sa halogenima, zlatom i platinom. Brzina reakcije kiseonika sa jednostavnim i složenim supstancama zavisi od prirode supstanci, temperature i drugih uslova. Aktivni metal kao što je cezijum se spontano zapali u atmosferskom kiseoniku već na sobnoj temperaturi. Kiseonik aktivno reaguje sa fosforom kada se zagreje na 60°C, sa sumporom - do 250°C, sa vodonikom - preko 300°C, sa ugljenikom (u u obliku uglja i grafita) - na 700-800°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Kada kompleksne supstance sagorevaju u višku kiseonika, nastaju oksidi odgovarajućih elemenata: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Reakcije koje se razmatraju su praćene oslobađanjem toplote i svetlosti. Takvi procesi koji uključuju kisik nazivaju se sagorijevanjem. U smislu relativne elektronegativnosti, kiseonik je drugi element. Stoga je u hemijskim reakcijama i sa jednostavnim i sa složenim supstancama oksidaciono sredstvo, jer prihvata elektrone. Sagorevanje, rđanje, truljenje i disanje nastaju uz učešće kiseonika. Radi se o redoks procesima.Za ubrzanje procesa oksidacije umjesto običnog zraka koristi se kisik ili zrak obogaćen kisikom. Kiseonik se koristi za intenziviranje oksidativnih procesa u hemijskoj industriji (proizvodnja azotne i sumporne kiseline, veštačkih tečnih goriva, mazivih ulja i drugih supstanci) Metalurška industrija troši dosta kiseonika. Kiseonik se koristi za postizanje visokih temperatura. Temperatura kiseonika-acetilenskog plamena dostiže 3500°C, plamena kiseonika i vodonika dostiže 3000°C U medicini se kiseonik koristi za olakšavanje disanja. Koristi se u uređajima za kiseonik kada se radi u atmosferi teškoj za disanje.
Sumpor- jedan od rijetkih hemijskih elemenata koji su ljudi koristili nekoliko milenijuma. Rasprostranjen je u prirodi i nalazi se i u slobodnom stanju (samorodni sumpor) i u spojevima. Minerali koji sadrže sumpor mogu se podijeliti u dvije grupe - sulfidi (piriti, iskrice, blende) i sulfati. Prirodni sumpor se u velikim količinama nalazi u Italiji (ostrvo Sicilija) i SAD. U ZND postoje nalazišta prirodnog sumpora u regionu Volge, u državama centralne Azije, na Krimu i drugim područjima. Minerali prve grupe uključuju olovni sjaj PbS, bakarni sjaj Cu2S, srebrni sjaj - Ag2S, mešavinu cinka - ZnS, kadmijum mešavina - CdS, pirit ili gvozdeni pirit - FeS2, halkopirit - CuFeS2, cinobar - HgS Minerali druge grupe su gips CaSO4 2H2O, mirabilit (Glauberova so) - Na2O4 104H2O je pronađen sufurit Na2SO4 10H2Og. u tijelima životinja i biljaka, jer je dio proteinskih molekula. Organska jedinjenja sumpora nalaze se u ulju. Potvrda 1. Prilikom dobijanja sumpora iz prirodnih jedinjenja, na primer iz sumpornih pirita, on se zagreva na visoke temperature. Sumporni pirit se razlaže da bi se formirao gvožđe (II) sulfid i sumpor: FeS2=FeS+S 2. Sumpor se može dobiti oksidacijom vodonik sulfida uz nedostatak kiseonika prema reakciji: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Trenutno je uobičajeno da se sumpor dobije redukcijom sumpordioksida SO2 ugljenikom, nusproizvodom tokom topljenja metala iz sumpornih ruda: SO2 + C = CO2 + S4. Ispušni plinovi metalurških i koksnih peći sadrže mješavinu sumpor-dioksida i vodonik-sulfida. Ova smeša se propušta na visokoj temperaturi preko katalizatora: H2S+SO2=2H2O+3S Sumpor je limun-žuta, tvrda, krhka supstanca. Praktično je nerastvorljiv u vodi, ali je vrlo topiv u ugljičnom disulfidu CS2 anilinu i nekim drugim rastvaračima. Slabo provodi toplinu i električnu struju. Sumpor formira nekoliko alotropskih modifikacija: Prirodni sumpor se sastoji od mješavine četiri stabilna izotopa: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Hemijska svojstva Atom sumpora, koji ima nepotpuni vanjski energetski nivo, može vezati dva elektrona i pokazati oksidacijsko stanje od -2. Sumpor pokazuje ovo oksidacijsko stanje u spojevima s metalima i vodonikom (Na2S, H2S). Kada se elektroni predaju ili povlače atomu elektronegativnijeg elementa, oksidacijsko stanje sumpora može biti +2, +4, +6. Na hladnoći je sumpor relativno inertan, ali s povećanjem temperature njegova reaktivnost raste. 1. Sa metalima, sumpor pokazuje oksidirajuća svojstva. Ove reakcije proizvode sulfide (ne reagiraju sa zlatom, platinom i iridijumom): Fe+S=FeS
2. U normalnim uslovima, sumpor ne stupa u interakciju sa vodonikom, a na 150-200°C dolazi do reverzibilne reakcije: H2 + S «H2S 3. U reakcijama sa metalima i vodonikom, sumpor se ponaša kao tipično oksidaciono sredstvo, a u prisustvo jakih oksidacionih sredstava ispoljava svojstva redukcionih reakcija.S+3F2=SF6 (ne reaguje sa jodom)4. Sagorevanje sumpora u kiseoniku se dešava na 280°C, a u vazduhu na 360°C. U tom slučaju nastaje mješavina SO2 i SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Kada se zagreva bez pristupa vazduha, sumpor se direktno kombinuje sa fosforom i ugljenikom, pokazujući oksidaciona svojstva: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. U interakciji sa složenim tvarima, sumpor se uglavnom ponaša kao redukcijski agens:
7. Sumpor je sposoban za reakcije disproporcije. Dakle, kada se sumporni prah prokuva sa alkalijama, nastaju sulfiti i sulfidi: sumpor je široko rasprostranjen. primijeniti u industriji i poljoprivredi. Otprilike polovina njegove proizvodnje se koristi za proizvodnju sumporne kiseline. Sumpor se koristi za vulkanizaciju kaučuka: u tom slučaju guma se pretvara u gumu.U obliku sumporne boje (fini prah), sumpor se koristi za suzbijanje bolesti vinograda i pamuka. Koristi se za proizvodnju baruta, šibica i blistavih jedinjenja. U medicini se za liječenje kožnih bolesti pripremaju sumporne masti.
31 Elementi IV A podgrupe.
Ugljik (C), silicijum (Si), germanijum (Ge), kalaj (Sn), olovo (Pb) su elementi grupe 4 glavne podgrupe PSE. Na vanjskom elektronskom sloju, atomi ovih elemenata imaju 4 elektrona: ns2np2. U podgrupi, kako se atomski broj elementa povećava, atomski radijus se povećava, nemetalna svojstva slabe, a metalna svojstva se povećavaju: ugljenik i silicijum su nemetali, germanijum, kalaj, olovo su metali. Elementi ove podgrupe pokazuju i pozitivna i negativna oksidaciona stanja: -4; +2; +4.
| Element | Električna formula | drago nm | OEO | S.O. |
| C | 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 Sn | 5s 2 5p 2 | 0.141 | 1.72 | 0; +3; +4 |
| 82 Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
--------------------->(povećavaju se svojstva metala)
CHALCOGENS
PODGRUPA VIA. CHALCOGENS
KISENIK
Element kiseonik O je osmi element periodnog sistema elemenata i prvi element VIA podgrupe (tabela 7a). Ovaj element je najzastupljeniji u zemljinoj kori, čineći oko 50% (tež.). U vazduhu koji udišemo, HALCOGENI sadrže 20% kiseonika u slobodnom (nevezanom) stanju, a 88% kiseonika je u hidrosferi u vezanom stanju u obliku vode H2O.
Najčešći izotop je 168O. Jezgro takvog izotopa sadrži 8 protona i 8 neutrona. Izotop sa 10 neutrona, 188O, je značajno rjeđi (0,2%). Još rjeđi (0,04%) izotop sa 9 neutrona, 178O. Prosečna ponderisana masa svih izotopa je 16,044. Budući da je atomska masa izotopa ugljika s masenim brojem 12 tačno 12.000 i sve ostale atomske mase su bazirane na ovom standardu, onda atomska masa kisika prema ovom standardu mora biti 15.9994.
Kiseonik je dvoatomski gas, kao i vodonik, azot i halogeni fluor, hlor (brom i jod takođe formiraju dvoatomske molekule, ali nisu gasovi). Većina kiseonika koji se koristi u industriji dobija se iz atmosfere. Da bi se to postiglo, razvijene su relativno jeftine metode za ukapljivanje hemijski pročišćenog vazduha korišćenjem ciklusa kompresije i hlađenja. Tečni vazduh se polako zagreva, oslobađajući više isparljivih i lako isparljivih jedinjenja, a tečni kiseonik se akumulira. Ova metoda se naziva frakcijska destilacija ili rektifikacija tekućeg zraka. U tom slučaju je neizbježna kontaminacija kisika nečistoćama dušika, a da bi se dobio kisik visoke čistoće, proces rektifikacije se ponavlja sve dok se dušik potpuno ne ukloni.
Vidi također AIR.
Na temperaturi od 182,96 °C i pritisku od 1 atm, kisik se iz bezbojnog plina pretvara u blijedoplavu tekućinu. Prisutnost boje ukazuje na to da supstanca sadrži molekule s nesparenim elektronima. Na 218,7°C kiseonik se skrućuje. Gasni O2 je 1,105 puta teži od vazduha, a na 0°C i 1 atm 1 litar kiseonika ima masu od 1,429 g. Gas je slabo rastvorljiv u vodi (HALKOGENI 0,30 cm 3/l na 20°C), ali ovo važan je za postojanje života u vodi. Velike mase kisika se koriste u industriji čelika za brzo uklanjanje neželjenih nečistoća, prvenstveno ugljika, sumpora i fosfora, u obliku oksida tokom procesa puhanja ili direktno uduvavanjem kisika kroz rastop. Jedna od važnih upotreba tekućeg kiseonika je kao oksidator raketnog goriva. Kiseonik uskladišten u bocama koristi se u medicini za obogaćivanje vazduha kiseonikom, kao i u tehnici zavarivanja i rezanja metala.
Formiranje oksida. Metali i nemetali reagiraju s kisikom i stvaraju okside. Reakcije se mogu javiti sa oslobađanjem velike količine energije i biti praćene jakim sjajem, bljeskom i sagorevanjem. Bljeskalica se proizvodi oksidacijom aluminijske ili magnezijeve folije ili žice. Ako se tijekom oksidacije formiraju plinovi, oni se šire kao rezultat topline reakcije i mogu uzrokovati eksploziju. Ne reagiraju svi elementi s kisikom da bi oslobodili toplinu. Azotni oksidi, na primjer, nastaju apsorpcijom topline. Kiseonik reaguje sa elementima, formirajući okside odgovarajućih elemenata a) u normalnom ili b) u visokom oksidacionom stanju. Drvo, papir i mnoge prirodne tvari ili organski proizvodi koji sadrže ugljik i vodik sagorevaju ili prema tipu (a), proizvodeći, na primjer, CO, ili prema vrsti (b), proizvodeći CO2.
Ozon. Pored atomskog (monatomskog) kiseonika O i molekularnog (dvoatomskog) kiseonika O2, postoji ozon, supstanca čiji se molekuli sastoje od tri atoma kiseonika O3. Ovi oblici su alotropske modifikacije. Propuštanjem tihog električnog pražnjenja kroz suhi kiseonik, ozon se dobija:
3O2 2O3 Ozon ima jak, iritantan miris i često se nalazi u blizini električnih motora ili generatora. Ozon je na istim temperaturama kemijski aktivniji od kisika. Obično reaguje formirajući okside i oslobađajući slobodni kiseonik, na primer: Hg + O3 -> HgO + O2 Ozon je efikasan za pročišćavanje (dezinfekciju) vode, za izbeljivanje tkanina, skroba, ulja za pročišćavanje, za sušenje i starenje drveta i čaja, i u proizvodnji vanilina i kamfora. Vidi KISENIK.
SUMPOR, SELEN, TELUR, POLONIJUM
Prilikom prelaska sa kiseonika na polonijum u VIA podgrupi, promena svojstava od nemetalnih do metalnih je manje izražena nego kod elemenata VA podgrupe. Elektronska struktura ns2np4 halkogena sugerira prihvatanje elektrona prije nego doniranje elektrona. Djelomično povlačenje elektrona iz aktivnog metala u halkogen moguće je formiranjem spoja s djelimično jonskom prirodom veze, ali ne u istom stepenu ionnosti kao slično jedinjenje sa kiseonikom. Teški metali formiraju halkogenide sa kovalentnim vezama; spojevi su obojeni i potpuno netopivi.
Molekularni oblici. Formiranje okteta elektrona oko svakog atoma postiže se u elementarnom stanju elektronima susjednih atoma. Kao rezultat, na primjer, u slučaju sumpora, dobija se ciklični molekul S8, izgrađen poput krune. Ne postoji jaka veza između molekula, pa se sumpor topi, ključa i isparava na niskim temperaturama. Selen, koji formira molekulu Se8, ima sličnu strukturu i skup svojstava; telur može formirati Te8 lance, ali ova struktura nije jasno utvrđena. Molekularna struktura polonijuma je takođe nejasna. Složenost strukture molekula određuje različite oblike njihovog postojanja u čvrstom, tekućem i gasovitom stanju (alotropija); ovo svojstvo je očigledno karakteristično obeležje halkogena među ostalim grupama elemenata. Najstabilniji oblik sumpora je a-oblik, ili ortorombski sumpor; drugi je metastabilni oblik b, ili monoklinski sumpor, koji se može pretvoriti u a-sumpor tokom skladištenja. Ostale modifikacije sumpora prikazane su na dijagramu:
A-Sumpor i b-Sumpor su rastvorljivi u CS2. Poznati su i drugi oblici sumpora. M-oblika je viskozna tečnost, vjerovatno nastala od strukture "krune", što objašnjava njeno stanje nalik na gumu. Kada se sumporna para naglo ohladi ili kondenzira, formira se sumpor u prahu, koji se naziva "boja sumpora". Pare, kao i ljubičasti prah dobijen naglim hlađenjem para, prema rezultatima istraživanja u magnetnom polju, sadrže nesparene elektrone. Za Se i Te, alotropija je manje karakteristična, ali ima opštu sličnost sa sumporom, a modifikacije selena su slične modifikacijama sumpora.
Reaktivnost. Svi elementi VIA podgrupe reaguju sa donorima jednog elektrona (alkalni metali, vodonik, metil radikal HCH3), formirajući jedinjenja sastava RMR, tj. pokazujući koordinacioni broj 2, kao što su HSH, CH3SCH3, NaSNa i ClSCl. Šest valentnih elektrona koordinirano je oko atoma halkogena, dva u valentnoj s ljusci i četiri u valentnoj p ljusci. Ovi elektroni mogu formirati vezu sa jačim akceptorom elektrona (kao što je kiseonik), koji ih povlači da formiraju molekule i ione. Dakle, ovi halkogeni pokazuju oksidaciona stanja II, IV, VI, formirajući pretežno kovalentne veze. U porodici halkogena, manifestacija VI oksidacionog stanja slabi sa povećanjem atomskog broja, budući da je ns2 elektronski par sve manje uključen u formiranje veza u težim elementima (efekat inertnog para). Jedinjenja sa ovim oksidacionim stanjima uključuju SO i H2SO2 za sumpor(II); SO2 i H2SO3 za sumpor(IV); SO3 i H2SO4 za sumpor(IV). Spojevi drugih halkogena imaju sličan sastav, iako postoje neke razlike. Postoji relativno malo čudnih oksidacionih stanja. Metode izdvajanja slobodnih elemenata iz prirodnih sirovina su različite za različite halkogene. U stijenama su poznate velike naslage slobodnog sumpora, za razliku od malih količina drugih halkogena u slobodnom stanju. Sedimentni sumpor se može ekstrahovati geotehnološki (flash proces): pregrijana voda ili para se pumpa kroz unutrašnju cijev da se sumpor otopi, a zatim se rastopljeni sumpor pritisne na površinu komprimiranim zrakom kroz vanjsku koncentričnu cijev. Na ovaj način se čisti, jeftini sumpor dobija iz ležišta u Luizijani i ispod Meksičkog zaliva kod obale Teksasa. Selen i telur se ekstrahuju iz gasnih emisija iz metalurgije bakra, cinka i olova, kao i iz mulja iz elektrometalurgije srebra i olova. Neke fabrike u kojima je koncentrisan selen postaju izvori trovanja životinjskog svijeta. Slobodni sumpor se široko koristi u poljoprivredi kao fungicid u prahu. Samo u SAD-u se godišnje koristi oko 5,1 milion tona sumpora za različite procese i hemijske tehnologije. U proizvodnji sumporne kiseline troši se mnogo sumpora.
Pojedinačne klase jedinjenja halkogena, posebno halogenida, uvelike se razlikuju po svojstvima.
Jedinjenja vodonika. Vodonik sporo reaguje sa halkogenima da bi formirao hidride H2M. Velika je razlika između vode (kisik-hidrida) i hidrida drugih halkogena, koji su smrdljivi i otrovni, a njihove vodene otopine su slabe kiseline (najjača je H2Te). Metali direktno reaguju sa halkogenima i formiraju halkogenide (npr. natrijum sulfid Na2S, kalijum sulfid K2S). Sumpor u vodenim otopinama ovih sulfida formira polisulfide (na primjer, Na2Sx). Halkogen hidridi mogu biti istisnuti iz zakiseljenih rastvora metalnih sulfida. Tako se sulfani H2Sx oslobađaju iz zakiseljenih rastvora Na2Sx (gde x može biti veće od 50; međutim, proučavani su samo sulfani sa x J 6).
Halogenidi. Halkogeni direktno reaguju sa halogenima i formiraju halogenide različitih sastava. Opseg reagujućih halogena i stabilnost nastalih jedinjenja zavise od odnosa radijusa halkogena i halogena. Mogućnost formiranja halida s visokim oksidacijskim stanjem halkogena opada s povećanjem atomske mase halogena, budući da će se halogenidni ion oksidirati u halogen, a halkogen će se reducirati u slobodni halkogen ili halkogen halogen u niskom oksidaciono stanje, na primer: TeI6 -> TeI4 + I2 Oksidaciono stanje I za sumpor, može se realizovati u jedinjenju (SCl)2 ili S2Cl2 (ovaj sastav nije pouzdano utvrđen). Najneobičniji od sumpornih halogenida je SF6, koji je vrlo inertan. Sumpor u ovom spoju je tako snažno zaštićen atomima fluora da čak i najagresivnije tvari nemaju praktički nikakav učinak na SF6. Sa stola 7b slijedi da sumpor i selen ne stvaraju jodide.
Poznati su složeni halkogen halogenidi koji nastaju interakcijom halkogena halogenida sa halogenim ionima, npr.
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oksidi i oksokiseline. Oksidi halkogena nastaju direktnom interakcijom sa kiseonikom. Sumpor sagorijeva u zraku ili kisiku stvarajući nečistoće SO2 i SO3. Za dobijanje SO3 koriste se i druge metode. Kada SO2 reaguje sa sumporom, može nastati SO. Selen i telur formiraju slične okside, ali su u praksi od znatno manjeg značaja. Električna svojstva oksida selena i posebno čistog selena određuju rast njihove praktične primjene u elektronskoj i elektro industriji. Legure gvožđa i selena su poluprovodnici i koriste se za pravljenje ispravljača. Budući da provodljivost selena ovisi o osvjetljenju i temperaturi, ovo svojstvo se koristi u proizvodnji fotoćelija i temperaturnih senzora. Trioksidi su poznati za sve elemente ove podgrupe, osim polonijuma. Katalitička oksidacija SO2 u SO3 je u osnovi industrijske proizvodnje sumporne kiseline. Čvrsti SO3 ima alotropne modifikacije: kristale nalik perju, strukturu nalik azbestu, strukturu nalik ledu i polimerni ciklični (SO3)3. Selen i telur se rastvaraju u tečnom SO3, formirajući interhalkogena jedinjenja kao što su SeSO3 i TeSO3. Proizvodnja SeO3 i TeO3 povezana je sa određenim poteškoćama. SeO3 se dobija iz gasne mešavine Se i O2 u odvodnoj cevi, a TeO3 nastaje intenzivnom dehidracijom H6TeO6. Pomenuti oksidi hidroliziraju ili snažno reagiraju s vodom da bi tvorili kiseline. Sumporna kiselina je od najveće praktične važnosti. Da bi se dobio, koriste se dva procesa: kontaktna metoda koja se stalno razvija i zastarjela metoda tornja sa azotom (vidi također SUMPOR).
Sumporna kiselina je jaka kiselina; aktivno stupa u interakciju s vodom, oslobađajući toplinu prema reakciji H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Stoga treba biti oprezan pri razrjeđivanju koncentrovane sumporne kiseline, jer pregrijavanje može uzrokovati oslobađanje para iz posude s kiselinom (često su opekotine od sumporne kiseline povezano s dodavanjem male količine vode). Zbog visokog afiniteta prema vodi, H2SO4 (konc.) intenzivno stupa u interakciju s pamučnom odjećom, šećerom i živim ljudskim tkivom, uklanjajući vodu. Ogromne količine kiseline koriste se za površinsku obradu metala, u poljoprivredi za proizvodnju superfosfata (vidi i FOSFOR), u rafinaciji sirove nafte do faze rektifikacije, u tehnologiji polimera, bojama, u farmaceutskoj industriji i mnogim drugim industrijama. Sumporna kiselina je najvažnije neorgansko jedinjenje sa industrijskog gledišta. Oksokiseline halkogena su date u tabeli. 7. vek Treba napomenuti da neke kiseline postoje samo u rastvoru, druge samo u obliku soli.
Od ostalih sumpornih oksokiselina, važno mjesto u industriji zauzima sumporna kiselina H2SO3, slaba kiselina koja nastaje otapanjem SO2 u vodi, a postoji samo u vodenim otopinama. Njegove soli su prilično stabilne. Kiselina i njene soli su redukcioni agensi i koriste se kao "antiklorinatori" za uklanjanje viška hlora iz izbjeljivača. Tiosumporna kiselina i njene soli se koriste u fotografiji za uklanjanje viška neizreagiranog AgBr iz fotografskog filma: AgBr + S2O32 []+ Br
Naziv "natrijev hiposulfit" za natrijevu sol tiosumporne kiseline je nesretan; ispravan naziv "tiosulfat" odražava strukturni odnos ove kiseline sa sumpornom kiselinom, u kojoj je jedan atom nehidratiranog kisika zamijenjen atomom sumpora (" tio"). Politionske kiseline su zanimljiva klasa spojeva u kojima se formira lanac atoma sumpora, koji se nalazi između dvije SO3 grupe. Postoji mnogo podataka o derivatima H2S2O6, ali politionske kiseline mogu sadržavati i veliki broj atoma sumpora. Peroksokiseline su važne ne samo kao oksidanti, već i kao intermedijeri za proizvodnju vodikovog peroksida. Peroksidisumporna kiselina se dobija elektrolitičkom oksidacijom jona HSO4 na hladnom. Peroksosumporna kiselina nastaje hidrolizom peroksosulfurne kiseline: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Opseg selena i telurovih kiselina je znatno manji. Selenska kiselina H2SeO3 se dobija isparavanjem vode iz rastvora SeO2. On je oksidant, za razliku od sumporne kiseline H2SO3 (redukciono sredstvo), i lako oksidira halogenide u halogene. 4s2 elektronski par selena je neaktivno uključen u formiranje veze (efekat inertnog para; vidi gore u odeljku o reaktivnosti sumpora), te stoga selen lako prelazi u elementarno stanje. Iz istog razloga, selenska kiselina se lako razlaže u H2SeO3 i Se. Te atom ima veći radijus i stoga je neefikasan u formiranju dvostrukih veza. Dakle, telurska kiselina ne postoji u svom uobičajenom obliku.
i 6 hidrokso grupa je koordinisano telurom da formiraju H6TeO6, ili Te(OH)6.
Oksohalidi. Oksokiseline i halkogeni oksidi reaguju sa halogenima i PX5, formirajući oksohalide sastava MOX2 i MO2X2. Na primjer, SO2 reaguje sa PCl5 i formira SOCl2 (tionil hlorid):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Odgovarajući fluorid SOF2 nastaje interakcijom SOCl2 i SbF3, a tionil bromid SOBr2 nastaje iz SOCl2 i HBr. Sulfuril hlorid SO2Cl2 se dobija hlorisanjem SO2 hlorom (u prisustvu kamfora), a slično se dobija i sulfuril fluorid SO2F2. Klorofluorid SO2ClF nastaje iz SO2Cl2, SbF3 i SbCl3. Klorosulfonska kiselina HOSO2Cl se dobija propuštanjem hlora kroz dimeću sumpornu kiselinu. Fluorsulfonska kiselina nastaje na sličan način. Poznati su i oksohalidi selena SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Jedinjenja koja sadrže dušik i sumpor. Sumpor stvara različite spojeve s dušikom, od kojih su mnoga malo proučavana. Kada se S2Cl2 tretira amonijakom, formiraju se N4S4 (tetrasulfur tetranitrid), S7HN (sumpor heptasimid) i druga jedinjenja. S7HN molekuli su građeni poput cikličke molekule S8, u kojoj je jedan atom sumpora zamijenjen dušikom. N4S4 se takođe formira od sumpora i amonijaka. Pretvara se u tetrasumporni tetraimid S4N4H4 djelovanjem kalaja i hlorovodonične kiseline. Drugi derivat dušika, sulfaminska kiselina NH2SO3H, je od industrijskog značaja; to je bijela, nehigroskopna kristalna supstanca. Dobiva se reakcijom uree ili amonijaka sa dimećom sumpornom kiselinom. Ova kiselina je po jačini bliska sumpornoj kiselini. Njegova amonijumova so NH4SO3NH2 koristi se kao inhibitor požara, a soli alkalnih metala kao herbicidi.
Polonijum. Uprkos ograničenoj količini polonijuma, hemija ovog poslednjeg elementa VIA podgrupe je relativno dobro shvaćena zahvaljujući njegovom radioaktivnom svojstvu (obično se u hemijskim reakcijama meša sa telurom kao nosačem ili pratećim reagensom). Poluživot najstabilnijeg izotopa 210Po je samo 138,7 dana, pa su poteškoće njegovog proučavanja razumljive. Za dobijanje 1 g Po potrebno je preraditi više od 11,3 tone uranijum katrana. 210Po se može proizvesti neutronskim bombardiranjem 209Bi, koji se prvo transformira u 210Bi, a zatim izbacuje b česticu kako bi se formirao 210Po. Očigledno, polonijum pokazuje ista oksidaciona stanja kao i drugi halkogeni. Sintetizovani su polonijev hidrid H2Po i oksid PoO2, poznate su soli sa oksidacionim stanjima II i IV. Očigledno PoO3 ne postoji.
Collier's Encyclopedia. - Otvoreno društvo. 2000 .
Pogledajte šta su "CHALCOGENS" u drugim rječnicima:
HALKOGENI, hemijski elementi grupe VI periodnog sistema: kiseonik, sumpor, selen, telur. Jedinjenja halkogena sa više elektropozitivnih hemijskih elemenata halkogenidi (oksidi, sulfidi, selenidi, teluridi)... Moderna enciklopedija
Hemijski elementi VI grupe periodnog sistema kiseonik, sumpor, selen, telur... Veliki enciklopedijski rječnik
Grupa → 16 ↓ Period 2 8 Kiseonik ... Wikipedia
Hemijski elementi grupe VI periodnog sistema: kiseonik, sumpor, selen, telur. * * * KALKOGENI HALKOGENI, hemijski elementi grupe VI periodnog sistema kiseonik, sumpor, selen, telur... enciklopedijski rječnik
halkogeni- chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). atitikmenys: engl. chalcogens rus. halkogeni... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
Chem. elementi VIa gr. periodično sistemi: kiseonik O, sumpor S, selen Se, telur Te, polonijum Po. Ext. Elektronska ljuska X atoma ima s2p4 konfiguraciju. Sa povećanjem na. n. Kovalentni i jonski radijusi X se povećavaju, energija opada...... Hemijska enciklopedija
Jedinjenja sa oksidacionim stanjem –2. H 2 Se i H 2 Te su bezbojni gasovi odvratnog mirisa, rastvorljivi u vodi. U nizu H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te, stabilnost molekula se smanjuje, pa se u vodenim rastvorima H 2 Se i H 2 Te ponašaju kao dvobazne kiseline jače od sulfidne kiseline. Formiraju soli - selenide i teluride. Telur i vodikov selenid, kao i njihove soli, izuzetno su toksični. Selenid i telurid imaju svojstva slična sulfidima. Među njima su bazična (K 2 Se, K 2 Te), amfoterna (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) i kisela jedinjenja (CSe 2, CTe 2).
Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O = H 2 CO 3 + 2H 2 Se
Velika grupa selenida i telurida su poluprovodnici. Najviše se koriste selenidi i teluridi elemenata podgrupe cinka.
Jedinjenja sa stanjem oksidacije +4. Selen(IV) i telur(IV) oksidi nastaju oksidacijom jednostavnih supstanci kiseonikom i predstavljaju čvrsta polimerna jedinjenja. Tipični kiseli oksidi. Selen(IV) oksid se rastvara u vodi, formirajući selensku kiselinu, koja je, za razliku od H 2 SO 3, izolirana u slobodnom stanju i čvrsta je tvar.
SeO 2 + H 2 O = H 2 SeO 3
Telur(IV) oksid je nerastvorljiv u vodi, ali reaguje sa vodenim rastvorima alkalija, formirajući telurite.
TeO 2 + 2NaOH = Na 2 TeO 3
H 2 TeO 3 je sklon polimerizaciji, pa se pri dejstvu kiselina na telurite oslobađa precipitat promenljivog sastava TeO 2 nH 2 O.
SeO 2 i TeO 2 su jači oksidanti u odnosu na SO 2:
2SO 2 + SeO 2 = Se + 2SO 3
Jedinjenja sa stepenom oksidacije +6. Selen(VI) oksid je bijela čvrsta supstanca (t.t. 118,5 ºS, raspada se > 185 ºS), poznata u staklastim i azbestnim modifikacijama. Dobija se djelovanjem SO 3 na selenate:
K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4
Telur (VI) oksid takođe ima dve modifikacije: narandžastu i žutu. Pripremljen dehidracijom ortohotellurične kiseline:
H 6 TeO 6 = TeO 3 + 3H 2 O
Oksidi selena(VI) i telura(VI) su tipični kiseli oksidi. SeO 3 se rastvara u vodi stvarajući selensku kiselinu - H 2 SeO 4 . Selenska kiselina je bela kristalna supstanca, u vodenim rastvorima je jaka kiselina (K 1 = 1·10 3, K 2 = 1,2·10 -2), ugljenisana organska jedinjenja, jako oksidaciono sredstvo.
H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O
Soli - selenati barija i olova su netopivi u vodi.
TeO 3 je praktički nerastvorljiv u vodi, ali stupa u interakciju sa vodenim rastvorima alkalija, formirajući soli telurske kiseline - telurate.
TeO 3 + 2NaOH = Na 2 TeO 4 + H 2 O
Kada se rastvori telurata izlože hlorovodoničkoj kiselini, oslobađa se orthotellurska kiselina - H 6 TeO 6 - bijela kristalna supstanca koja je visoko rastvorljiva u vrućoj vodi. Dehidracijom H 6 TeO 6 može se dobiti telurska kiselina. Telurna kiselina je veoma slaba, 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.
Jedinjenja selena su toksična za biljke i životinje; jedinjenja telura su mnogo manje toksična. Trovanje selenom i jedinjenjima telura praćeno je pojavom trajnog odvratnog mirisa kod žrtve.
Literatura: str. 359 - 383, str. 425 - 435, str. 297 - 328
