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)
Selen i telur su u grupi VI periodnog sistema i analozi su sumpora. Na vanjskom elektronskom nivou, selen i telur imaju po 6 elektrona: Se 4s 2 4p 4; Te 5s 2 5p 4 , pa pokazuju oksidaciona stanja IV, VI i -II. Kao iu bilo kojoj grupi periodnog sistema, kako atomska masa elementa raste, kisela svojstva elementa slabe, a bazična se povećavaju, tako i telur pokazuje niz bazičnih (metalnih) svojstava i nije iznenađujuće što otkrivači su ga zamijenili za metal.
Selen se odlikuje polimorfizmom, postoje 3 kristalne i 2 amorfne modifikacije.
Selen staklastog tijela dobijen brzo ohlađenim rastopljenim selenom, sastoji se od prstenastih molekula Se 8 i prstenova od do 1000 atoma.
Crveni amorfni selen nastaje ako se para Se brzo ohladi, uglavnom se sastoji od pogrešno orijentiranih molekula Se 8, rastvara se u CS 2 nakon kristalizacije, dobijaju se dvije kristalne modifikacije:
t topljenje 170 0 C t topljenje 180 0 C
sporo brzo
izgrađen od Se 8 molekula.
Najstabilniji sivi heksagonalni selen , koji se sastoji od beskrajnih lanaca atoma selena. Kada se zagrije, sve modifikacije se prenose na posljednju. Ovo je jedina modifikacija poluvodiča. Ima: temperaturu topljenja 221 0 C i temperaturu ključanja 685 0 C. U pari se, uz Se 8, nalaze i molekuli sa manjim brojem atoma, do Se 2.
Za telur je sve jednostavnije - heksagonalni telur je najstabilniji, sa temperaturom topljenja od 452 0 C i temperaturom ključanja od 993 0 C. Amorfni telur je fino dispergovani heksagonalni telur.
Selen i telur su stabilni na vazduhu; kada se zagreju, sagorevaju, stvarajući diokside SeO 2 i TeO 2. Na sobnoj temperaturi ne reaguju sa vodom.
Kada se amorfni selen zagrije na t 60 0 C, on počinje reagirati s vodom:
3Se + 3H 2 O = 2H 2 Se + H 2 SeO 3 (17)
Telur je manje aktivan i reaguje sa vodom iznad 100 0 C. Reaguje sa alkalijama u blažim uslovima, formirajući:
3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)
Ne reaguju sa kiselinama (HCl i razrijeđeni H 2 SO 4), razrijeđeni HNO 3 ih oksidira u H 2 SeO 3; H 2 TeO 3 , ako je kiselina koncentrisana, onda ona oksidira telur u bazični nitrat Te 2 O 3 (OH)NO 3 .
Koncentrovani H 2 SO 4 otapa selen i telur, formirajući
Se 8 (HSO 4) 2 – zeleni H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 – crvena Te 2 O 3 SO 4
½ rješenja
nestabilno
Se i Te se oslobađaju
Se, kao i S, karakteriziraju reakcije adicije:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (najstabilniji) (20)
Na 2 S + 2Te = Na 2 STe 2 (najstabilniji) (21)
u opštem slučaju Na 2 SE n, gde je E = Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
selenosulfat
Za telur, ova reakcija se dešava samo u autoklavima.
Se + KCN = KSeCN (nepoznato za telurij) (23)
Selen stupa u interakciju sa vodonikom na temperaturi od 200 0 C:
Se + H 2 = H 2 Se (24)
Za telur, reakcija se odvija s poteškoćama i prinos vodikovog telurida je mali.
Selen i telur reaguju sa većinom metala. U jedinjenjima, selen i telur se karakterišu oksidacionim stanjima od -2, +4 i +6 su takođe poznati.
Jedinjenja sa kiseonikom.Dioksidi. SeO 2 – bijelo, uzvišeno. – 337 0 C, rastvara se u vodi, formirajući H 2 SeO 3 – nestabilan, na temperaturi od 72 0 C razlaže se peretektičnom reakcijom.
TeO 2 – vatrostalniji, t pl. – 733 0 C, tačka ključanja. – 1260 0 C, neisparljiv, slabo rastvorljiv u vodi, lako rastvorljiv u alkalijama, minimalna rastvorljivost se javlja pri pH ~ 4, iz rastvora se oslobađa talog H 2 TeO 3, nestabilan i raspada kada se osuši.
Trioksidi. Viši oksidi se dobijaju pod dejstvom jakih oksidacionih sredstava.
SeO 3 (sliči SO 3) reaguje sa vodom i formira H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, jak oksidant, rastvara Au:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
rastvara Pt u smjesi sa HCl.
TeO 3 je neaktivna supstanca, postoji u amorfnim i kristalnim modifikacijama. Amorfni trioksid se hidratizira pod produženim izlaganjem vrućoj vodi, pretvarajući se u ortotelursku kiselinu H 6 TeO 6 . Otapa se u koncentriranim alkalnim otopinama kada se zagrije, formirajući telurate.
H 2 TeO 4 ima tri varijante: orto-telurska kiselina H 6 TeO 6 je visoko rastvorljiva u H 2 O, njeni rastvori ne daju kiselu reakciju, vrlo slaba kiselina, nakon dehidracije, polimetatelurska kiselina (H 2 TeO 4) je dobijen n nerastvorljiv u vodi. Alotelurska kiselina se dobija zagrevanjem orto-telurske kiseline u zatvorenoj ampuli, meša se sa vodom u bilo kom odnosu i ima kiseli karakter. Srednji je, u lancu ima 6-10 molekula, nestabilan je, na sobnoj temperaturi prelazi u orto-telurnu kiselinu, a zagrevanjem na vazduhu brzo prelazi u H 2 TeO 4 .
Sol. Za selenate, soli teških metala su visoko rastvorljive u vodi, selenati zemnoalkalnih metala, olovo i, za razliku od sulfata, Ag i Tl, slabo su rastvorljivi. Kada se zagriju, formiraju selenite (različiti od sulfata). Seleniti su stabilniji od sulfita, za razliku od sulfita, mogu se topiti.
Telurati Na 2 H 4 TeO 6 - orthotelurat postoji u dve modifikacije, dobijeni na niskim temperaturama, rastvorljiv je u vodi, a na visokim temperaturama je nerastvorljiv. Dehidracijom se dobija Na 2 TeO 4 koji je nerastvorljiv u vodi. Telurati teških i zemnoalkalnih metala razlikuju se po niskoj rastvorljivosti. Za razliku od telurata, natrijum telurit je rastvorljiv u vodi.
Hidridi. Plinovi H 2 Se i H 2 Te se rastvaraju u vodi i daju jače kiseline od H 2 S. Kada se neutraliziraju alkalijama, formiraju soli slične Na 2 S. Teluride i selenide, poput Na 2 S, karakteriziraju reakcije adicije:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
U opštem slučaju nastaju Na 2 ES 3 i Na 2 ES 4, gde je E selen i telur.
Hloridi. Ako je za sumpor najstabilniji S 2 Cl 2, onda je za selen poznat sličan spoj, ali je najstabilniji SeCl 4, za telur TeCl 4. Kada se rastvori u vodi, SeCl 4 hidrolizira:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4HCl + H 2 SeO 3 (28)
TeCl 4 se rastvara bez primjetne hidrolize.
Za TeCl 4 poznati su sledeći kompleksi: K 2 TeCl 6 i KTeCl 5, sa aluminijum hloridom formira katjonske komplekse + -. U nekim slučajevima i selen formira komplekse, ali su po njemu poznati samo heksahloroselenati: M 2 SeCl 6 .
Kada se zagreju, sublimiraju i disociraju:
SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)
tokom kondenzacije su nesrazmjerne:
2TeCl 2 = Te + TeCl 4 (30)
Poznato je da fluoridi, bromidi i jodidi nastaju samo u telurijumu.
Sulfidi. Kada se spoji sa sumporom, ne stvaraju se jedinjenja. Kada H 2 S djeluje na soli selena i telura, moguće je istaložiti TeS 2 i mješavinu SeS 2 i SeS (smatra se da se radi o mješavini S i Se).
Sintezom, zamjenom sumpora selenom u molekulu S 8, dobijeni su Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7, supstitucija se odvija preko jednog atoma sumpora.
Slajd 2
Sumpor, selen i telur su elementi glavne podgrupe VI grupe, članovi porodice halkogena.
Slajd 3
Sumpor
Sumpor je jedna od supstanci poznatih čovječanstvu od pamtivijeka. Čak su mu i stari Grci i Rimljani našli različite praktične namjene. Komadi prirodnog sumpora korišteni su za izvođenje rituala protjerivanja zlih duhova.
Slajd 4
Telurijum
U jednoj od oblasti Austrije, koja se zvala Semigorje, u 18. veku je otkrivena čudna plavkasto-bela ruda.
Slajd 5
selen
Selen je jedan od elemenata koje je čovjek poznavao i prije njegovog zvaničnog otkrića. Ovaj hemijski element je bio veoma dobro maskiran drugim hemijskim elementima koji su po karakteristikama bili slični selenu. Glavni elementi koji su ga maskirali bili su sumpor i telur.
Slajd 6
Potvrda
Metoda oksidacije sumporovodika u elementarni sumpor prvi put je razvijena u Velikoj Britaniji, gdje su naučili kako dobiti značajne količine sumpora iz Na2CO3 preostalog nakon proizvodnje sode prema metodi francuskog hemičara N. Leblanc kalcijum sulfida CaS. Leblancova metoda se zasniva na redukciji natrijum sulfata ugljem u prisustvu krečnjaka CaCO3. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Slajd 7
Soda se zatim izluži vodom, a vodena suspenzija slabo rastvorljivog kalcijum sulfida se tretira ugljičnim dioksidom.
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Rezultirajući vodonik sulfid H2S pomiješan sa zrakom prolazi u peći preko sloja katalizatora. U ovom slučaju, zbog nepotpune oksidacije sumporovodika, nastaje sumpor 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
Slajd 8
Kada se zagrije sa hlorovodoničnom kiselinom, selenska kiselina se redukuje u selensku kiselinu. Zatim se kroz nastali rastvor selenske kiseline propušta sumpor dioksid SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4. Za prečišćavanje selen se zatim sagoreva u kiseoniku zasićenom parama dimajuće azotne kiseline HNO3. U ovom slučaju, čisti selen-dioksid SeO2 sublimira. Iz rastvora SeO2 u vodi, nakon dodavanja hlorovodonične kiseline, selen se ponovo taloži propuštanjem sumpordioksida kroz rastvor.
Slajd 9
Da bi se Te odvojio od mulja, oni se sinteruju sa sodom nakon čega slijedi ispiranje. Te prelazi u alkalni rastvor iz kojeg se nakon neutralizacije taloži u obliku TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. Za prečišćavanje telura od S i Se koristi se njegova sposobnost da se pod dejstvom redukcionog agensa (Al) u alkalnom mediju transformiše u rastvorljivi ditelurid dinatrijum Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
Slajd 10
Da bi se precipitirao telur, kroz rastvor se propušta vazduh ili kiseonik: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Da bi se dobio telur posebne čistoće, hloriše se: Te+2Cl2=TeCl4. Rezultirajući tetrahlorid se pročišćava destilacijom ili rektifikacijom. Zatim se tetrahlorid hidrolizira vodom: TeCl4 + 2H2O = TeO2Í̈ + 4HCl, a nastali TeO2 se reducira vodonikom: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
Slajd 11
Fizička svojstva
Slajd 12
Hemijska svojstva
Na zraku sumpor gori, stvarajući sumpor-dioksid - bezbojni plin oštrog mirisa: S + O2 → SO2 Redukciona svojstva sumpora se očituju u reakcijama sumpora sa drugim nemetalima, ali na sobnoj temperaturi sumpor reagira samo s fluorom. : S + 3F2 → SF6
Slajd 13
Rastopljeni sumpor reaguje sa hlorom, uz moguće stvaranje dva niža hlorida 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Pri zagrevanju sumpor reaguje i sa fosforom, formirajući mešavinu sulfida fosfora, među kojima je i viši sulfid P2S5: 2P → P2S2 Osim toga, kada se zagrije, sumpor reagira s vodikom, ugljikom, silicijumom: S + H2 → H2S (vodonik sulfid) C + 2S → CS2 (ugljični disulfid)
Slajd 14
Od složenih supstanci treba pre svega istaći reakciju sumpora sa rastopljenom alkalijom, u kojoj je sumpor disproporcionalan slično kao i hlor: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Sa koncentrisanim oksidacionim kiselinama sumpor reaguje samo uz produženo zagrevanje: S+ 6HNO3 (konc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konc) → 3SO2 + 2H2O
Slajd 15
Na 100–160°C oksidira se vodom: Te+2H2O= TeO2+2H2 Kada se prokuva u alkalnim rastvorima, telur postaje neproporcionalan da bi nastao telurid i telurit: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
Slajd 16
Razređeni HNO3 oksidira Te u telursku kiselinu H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Jaki oksidanti (HClO3, KMnO4) oksidiraju Te u slabu telursku kiselinu H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Jedinjenja telura (+2) su nestabilna i sklona disproporcionalnosti: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Slajd 17
Kada se zagrije na zraku, gori i formira bezbojni kristalni SeO2: Se + O2 = SeO2. Reaguje sa vodom kada se zagreje: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selen reaguje kada se zagreje sa azotnom kiselinom i formira selensku kiselinu H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Slajd 18
Kada se prokuva u alkalnim rastvorima, selen postaje neproporcionalan: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Ako se selen kuha u alkalnoj otopini kroz koju prolazi zrak ili kisik, tada nastaju crveno-smeđe otopine koje sadrže poliselenide: K2Se + 3Se = K2Se4
U grupi VIA periodnog sistema elemenata D.I. Mendeljejevljevi elementi uključuju kiseonik, sumpor, selen, telur i polonijum. Prva četiri od njih su nemetalne prirode. Opšti naziv elemenata ove grupe halkogeni,što je prevedeno sa grčkog. znači "formiranje ruda", što ukazuje na njihovu pojavu u prirodi.
Elektronska formula valentne ljuske atoma elemenata VI grupe.
Atomi ovih elemenata imaju 6 valentnih elektrona u s- i p-orbitalama vanjskog energetskog nivoa. Od toga su dvije p-orbitale napola popunjene.
Atom kiseonika se razlikuje od atoma drugih halkogena u odsustvu nisko ležećeg d-podnivoa. Stoga kisik, u pravilu, može formirati samo dvije veze s atomima drugih elemenata. Međutim, u nekim slučajevima, prisustvo usamljenih parova elektrona na vanjskom energetskom nivou omogućava atomu kisika da formira dodatne veze kroz mehanizam donor-akceptor.
Za atome drugih halkogena, kada se energija dovodi izvana, broj nesparenih elektrona može porasti kao rezultat prijelaza s- i p-elektrona na d-podnivo. Stoga su atomi sumpora i drugih halkogena sposobni formirati ne samo 2, već i 4 i 6 veze s atomima drugih elemenata. Na primjer, u pobuđenom stanju atoma sumpora, elektroni vanjskog energetskog nivoa mogu dobiti elektronsku konfiguraciju 3s 2 3p 3 3d 1 i 3s 1 3p 3 3d 2:
U zavisnosti od stanja elektronske ljuske pojavljuju se različita oksidaciona stanja (CO). U jedinjenjima sa metalima i vodonikom, elementi ove grupe pokazuju CO = -2. U spojevima sa kiseonikom i nemetalima, sumpor, selen i telur mogu imati CO = +4 i CO = +6. U nekim jedinjenjima pokazuju CO = +2.
Kiseonik je drugi po elektronegativnosti nakon fluora. U fluoroksidu F2O, oksidacijsko stanje kisika je pozitivno i jednako +2. Sa ostalim elementima, kiseonik obično pokazuje oksidaciono stanje od -2 u jedinjenjima, sa izuzetkom vodikovog peroksida H 2 O 2 i njegovih derivata, kod kojih kiseonik ima oksidaciono stanje -1. U živim organizmima kiseonik, sumpor i selen su deo biomolekula u -2 oksidacionom stanju.
U seriji O - S - Se-Te - Po, radijusi atoma i jona se povećavaju. Shodno tome, energija ionizacije i relativna elektronegativnost prirodno se smanjuju u istom smjeru.
S povećanjem serijskog broja elemenata VIA grupe, oksidativna aktivnost neutralnih atoma se smanjuje, a smanjuje se aktivnost negativnih iona. Sve to dovodi do slabljenja nemetalnih svojstava halkogena tokom prelaska sa kiseonika na telur.
Sa povećanjem atomskog broja halkogena, povećavaju se karakteristični koordinacijski brojevi. To je zbog činjenice da je tokom prelaska sa p-elemenata četvrtog perioda na p-elemente petog i šestog perioda, d - pa čak i f-orbitale. Dakle, ako su za sumpor i selen najkarakterističniji koordinacijski brojevi 3 i 4, onda za telur - 6, pa čak i 8.
U normalnim uslovima, jedinjenja vodonika H 2 E grupe VIA elemenata, sa izuzetkom vode, su gasovi veoma neprijatnog mirisa. Termodinamička stabilnost ovih spojeva opada iz vode u vodik telurid H 2 Te. U vodenim rastvorima pokazuju blago kisela svojstva. U seriji H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te jačina kiselina se povećava.
Ovo se objašnjava povećanjem radijusa E 2- jona i odgovarajućim slabljenjem E-H veza. Sposobnost smanjenja H2E raste u istom smjeru.
Sumpor, selen i telur formiraju dve serije kiselih oksida: EO 2 i EO 3. Odgovaraju kiselim hidroksidima sastava H 2 EO 3 i H 2 EO 4. Kiseline H 2 EO 3 u slobodnom stanju su nestabilne. Soli ovih kiselina i same kiseline pokazuju redoks dualnost, jer elementi S, Se i Te u ovim jedinjenjima imaju srednje oksidaciono stanje od +4.
Kiseline sastava H 2 EO 4 su stabilnije i u reakcijama se ponašaju kao oksidanti (najveće oksidaciono stanje elementa je +6).
Hemijska svojstva jedinjenja kiseonika. Kiseonik je najzastupljeniji element u zemljinoj kori (49,4%). Visok sadržaj i visoka hemijska aktivnost kiseonika određuju preovlađujući oblik postojanja većine elemenata Zemlje u obliku jedinjenja koja sadrže kiseonik. Kiseonik je deo svih vitalnih organskih materija – proteina, masti, ugljenih hidrata.
Bez kiseonika su nemogući brojni izuzetno važni životni procesi, kao što su disanje, oksidacija aminokiselina, masti i ugljikohidrata. Samo nekoliko biljaka, koje se nazivaju anaerobne, mogu preživjeti bez kisika.
Kod viših životinja (slika 8.7), kiseonik prodire u krv i spaja se sa hemoglobinom, formirajući lako odvojivo jedinjenje oksihemoglobin. S protokom krvi ovaj spoj ulazi u kapilare različitih organa. Ovdje se kisik odvaja od hemoglobina i difundira kroz zidove kapilara u tkiva. Veza između hemoglobina i kiseonika je krhka i nastaje usled interakcije donor-akceptor sa Fe 2+ jonom.
U mirovanju osoba udahne približno 0,5 m 3 zraka na sat. Ali samo 1/5 kiseonika koji se udiše sa vazduhom zadržava se u telu. Međutim, višak kisika (4/5) je neophodan za stvaranje visoke koncentracije kisika u krvi. Ovo, u skladu sa Fickovim zakonom, osigurava dovoljnu brzinu difuzije kiseonika kroz zidove kapilara. Dakle, osoba zapravo koristi oko 0,1 m 3 kiseonika dnevno.
Kiseonik se troši u tkivima. za oksidaciju raznih supstanci. Ove reakcije na kraju dovode do stvaranja ugljičnog dioksida, vode i skladištenja energije.
Kiseonik se ne troši samo u procesu disanja, već iu procesu propadanja biljnih i životinjskih ostataka. Kao rezultat procesa raspadanja složenih organskih supstanci nastaju njihovi produkti oksidacije: CO 2, H 2 O itd. U biljkama se javlja regeneracija kisika.
Dakle, kao rezultat ciklusa kiseonika u prirodi, održava se njegov konstantan sadržaj u atmosferi. Prirodno, ciklus kiseonika u prirodi je usko povezan sa ciklusom ugljenika (slika 8.8).
Element kiseonik postoji u obliku dve jednostavne supstance (alotropske modifikacije): dioksigen(kiseonik) O 2 i trioksigen(ozon) O 3 . U atmosferi se gotovo sav kisik nalazi u obliku kisika O 2, dok je sadržaj ozona vrlo mali. Maksimalni volumenski udio ozona na visini od 22 km iznosi samo 10 -6%.
Molekul kiseonika O2 je veoma stabilan u odsustvu drugih supstanci. Prisustvo dva nesparena elektrona u molekulu određuje njegovu visoku reaktivnost. Kiseonik je jedan od najaktivnijih nemetala. Sa većinom jednostavnih supstanci direktno reaguje, formirajući okside E x O y Stepen oksidacije kiseonika u njima je -2. U skladu sa promenom strukture elektronskih omotača atoma, priroda hemijske veze, a samim tim i struktura i svojstva oksida u periodima i grupama sistema elemenata, redovno se menjaju. Dakle, u nizu oksida elemenata drugog perioda Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5, polaritet hemijske veze E-O od grupe I do grupe V postepeno opada. U skladu s tim oslabljena su osnovna svojstva i pojačana kisela svojstva: Li 2 O je tipičan bazični oksid, BeO je amfoterni, a B 2 O 3, CO 2 i N 2 O 5 su kiseli oksidi. Kiselo-bazna svojstva se slično mijenjaju u drugim periodima.
U glavnim podgrupama (A-grupe), sa povećanjem atomskog broja elementa, obično raste ionitet E-O veze u oksidima.
Shodno tome, povećavaju se osnovna svojstva oksida u Li-Na-K-Rb-Cs grupi i drugim A-grupama.
Svojstva oksida, zbog promjena u prirodi kemijske veze, periodična su funkcija naboja jezgra atoma elementa. O tome svjedoče, na primjer, promjene u temperaturama topljenja i entalpijama stvaranja oksida kroz periode i grupe ovisno o naboju jezgra.
Polaritet E-OH veze u E(OH) n hidroksidima, a samim tim i svojstva hidroksida, prirodno se mijenjaju prema grupama i periodima sistema elemenata.
Na primjer, u IA-, IIA- i IIIA-grupama od vrha do dna, sa povećanjem radijusa jona, polaritet E-OH veze se povećava. Kao rezultat toga, jonizacija E-OH → E + + OH - se odvija lakše u vodi. Shodno tome, poboljšana su osnovna svojstva hidroksida. Tako su u grupi IA glavna svojstva hidroksida alkalnih metala pojačana u seriji Li-Na-K-Rb-Cs.
U periodima s lijeva na desno, sa smanjenjem ionskog radijusa i povećanjem naboja jona, polaritet E-OH veze opada. Kao rezultat toga, jonizacija EON ⇄ EO - + H + se odvija lakše u vodi. U skladu s tim, kisela svojstva su pojačana u ovom smjeru. Tako su u petom periodu hidroksidi RbOH i Sr(OH) 2 baze, In(OH) 3 i Sn(OH) 4 su amfoterna jedinjenja, a H i H 6 TeO 6 su kiseline.
Najčešći oksid na zemlji je vodikov oksid ili voda. Dovoljno je reći da čini 50-99% mase bilo kojeg živog bića. Ljudsko tijelo sadrži 70-80% vode. Tokom 70 godina života osoba popije oko 25.000 kg vode.
Zbog svoje strukture, voda ima jedinstvena svojstva. U živom organizmu je rastvarač organskih i neorganskih jedinjenja i učestvuje u procesima jonizacije molekula rastvorenih supstanci. Voda nije samo medij u kojem se odvijaju biokemijske reakcije, već i aktivno sudjeluje u hidrolitičkim procesima.
Sposobnost formiranja kiseonika je od vitalnog značaja oksigenil kompleksi sa raznim supstancama. Ranije su razmatrani primjeri oksigenilnih kompleksa O2 s ionima metala - nosiocima kisika u živim organizmima - oksihemoglobinom i oksihemocijaninom:
NbFe 2 + + O 2 → NbFe 2+ ∙O 2
NsSu 2+ + O 2 → NsSu 2+ ∙O 2
gdje je Hb hemoglobin, Hc je hemocijanin.
Imajući dva usamljena para elektrona, kisik djeluje kao donator u ovim koordinacijskim spojevima s ionima metala. U drugim jedinjenjima kisik stvara različite vodikove veze.
Trenutno se velika pažnja poklanja pripremi oksigenilnih kompleksa prijelaznih metala, koji bi mogli obavljati funkcije slične onima odgovarajućih bioanorganskih kompleksnih spojeva. Sastav unutrašnje koordinacione sfere ovih kompleksa je sličan prirodnim aktivnim centrima. Konkretno, kompleksi kobalta sa aminokiselinama i nekim drugim ligandima obećavaju zbog njihove sposobnosti da reverzibilno dodaju i oslobađaju elementarni kiseonik. Ova jedinjenja, u određenoj mjeri, mogu se smatrati zamjenama za hemoglobin.
Jedna od alotropskih modifikacija kiseonika je ozona O 3. Po svojim svojstvima, ozon se veoma razlikuje od kiseonika O2 – ima više tačke topljenja i ključanja i ima oštar miris (otuda i njegovo ime).
Stvaranje ozona iz kiseonika je praćeno apsorpcijom energije:
3O 2 ⇄2O 3 ,
Ozon nastaje djelovanjem električnog pražnjenja u kisiku. Ozon nastaje iz O 2 i pod uticajem ultraljubičastog zračenja. Stoga, kada rade baktericidne i fizioterapeutske ultraljubičaste lampe, osjeća se miris ozona.
Ozon je najjači oksidant. Oksidira metale, burno reagira s organskim tvarima, a na niskim temperaturama oksidira spojeve s kojima kisik ne reagira:
O 3 + 2Ag = Ag 2 O + O 2
RbS + 4O 3 = RbSO 4 + 4O 2
Dobro poznata kvalitativna reakcija je:
2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KON + O 2
Oksidativni učinak ozona na organske tvari povezan je s stvaranjem radikala:
RN + O 3 → RO 2 ∙ + HE ∙
Radikali pokreću radikalne lančane reakcije sa bioorganskim molekulima - lipidima, proteinima, DNK. Takve reakcije dovode do oštećenja stanica i smrti. Konkretno, ozon ubija mikroorganizme sadržane u zraku i vodi. Ovo je osnova za korištenje ozona za sterilizaciju vode za piće i vode u bazenima.
Hemijska svojstva jedinjenja sumpora. Po svojim svojstvima, sumpor je blizak kiseoniku. Ali za razliku od njega, on u jedinjenjima pokazuje ne samo oksidaciono stanje -2, već i pozitivna oksidaciona stanja +2, +4 i +6. Sumpor, kao i kisik, karakterizira alotropija - postojanje nekoliko elementarnih supstanci - ortorombični, monoklinski, plastični sumpor. Zbog manje elektronegativnosti u odnosu na kisik, sposobnost stvaranja vodikovih veza u sumporu je manje izražena. Sumpor je karakteriziran formiranjem stabilnih polimernih homolanaca koji imaju cik-cak oblik.
Formiranje homolanaca iz atoma sumpora također je karakteristično za njegove spojeve koji igraju značajnu biološku ulogu u životnim procesima. Dakle, u molekulima aminokiseline cistina postoji disulfidni most -S-S-:
Ova aminokiselina igra važnu ulogu u formiranju proteina i peptida. Zahvaljujući S-S disulfidnoj vezi, polipeptidni lanci se drže zajedno (disulfidni most).
Karakteristika sumpora je stvaranje sumporovodikove (sulfhidrilne) tiolne grupe -SH, koja je prisutna u aminokiselini cisteinu, proteinima i enzimima.
Amino kiselina metionin je biološki veoma važna.
Donator metilnih grupa u živim organizmima je S-adenozilmetionin Ad-S-CH 3 - aktivirani oblik metionina u kojem je metilna grupa povezana preko S za adenin Ad. Metilna grupa metionina u procesima biosinteze prenosi se na različite akceptore metilnih grupa RH:
Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SN + R-CH 3
Sumpor je prilično rasprostranjen na Zemlji (0,03%). U prirodi je prisutan u obliku sulfidnih (ZnS, HgS, PbS i dr.) i sulfata (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O, CaSO 4 ∙2H 2 O i dr.) minerala, kao i u izvornim stanje. Precipitirani sumporni prah koristi se spolja u obliku masti (5-10-20%) i praha u liječenju kožnih oboljenja (seboreja, psorijaza). Tijelo proizvodi proizvode oksidacije sumpora - politionske kiseline opće formule H 2 S x O 6 ( x = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
Sumpor je prilično reaktivan nemetal. Čak i uz blago zagrijavanje, oksidira mnoge jednostavne tvari, ali se sam lako oksidira kisikom i halogenima (redox duality).
Sumpor pokazuje oksidaciono stanje -2 u vodonik sulfidu i njegovim derivatima - sulfidima.
Vodonik sulfid (dihidrogen sulfid)često se nalaze u prirodi. Sadrži se u takozvanim sumpornim mineralnim vodama. To je bezbojni gas neprijatnog mirisa. Nastaje tokom propadanja biljnih, a posebno životinjskih ostataka pod uticajem mikroorganizama. Neke fotosintetske bakterije, poput zelenih sumpornih bakterija, koriste dihidrogen sulfid kao donora vodika. Ove bakterije, umjesto kisika O2, proizvode elementarni sumpor - produkt oksidacije H2S.
Dihidrogen sulfid je vrlo toksična supstanca, jer je inhibitor enzima citokrom oksidaze, transportera elektrona u respiratornom lancu. On blokira prijenos elektrona s citokrom oksidaze na kisik O2.
Vodeni rastvori H 2 S daju blago kiselu reakciju na lakmus. Jonizacija se odvija u dvije faze:
N 2 S ⇄ N + + NS - (I stepen)
NS - ⇄ N + + S 2- (II stepen)
Vodonik sulfidna kiselina je vrlo slaba. Stoga se jonizacija u drugom stupnju javlja samo u vrlo razrijeđenim otopinama.
Soli hidrosulfidne kiseline nazivaju se sulfidi. U vodi su rastvorljivi samo sulfidi alkalnih, zemnoalkalnih metala i amonijuma. Kisele soli - hidrosulfidi E + HS i E 2+ (HS) 2 - poznate su samo za alkalne i zemnoalkalne metale
Kao soli slabe kiseline, sulfidi se podvrgavaju hidrolizi. Hidroliza sulfida višestruko nabijenih metalnih katjona (Al 3+, Cr 3+ itd.) često se završava i praktično je nepovratna.
Sulfidi, posebno sumporovodik, su jaki redukcioni agensi. Ovisno o uvjetima, mogu se oksidirati u S, SO 2 ili H 2 SO 4:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (u zraku)
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S (u zraku)
3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl (u rastvoru)
Neki proteini koji sadrže cistein HSCH 2 CH(NH 2) COOH i važan metabolit koenzim A, koji ima sumporovodik (tiol) grupe -SH, ponašaju se u nizu reakcija kao bioanorganski derivati dihidrogen sulfida. Proteini koji sadrže cistein, kao i dihidrogen sulfid, mogu se oksidirati jodom. Uz pomoć disulfidnog mosta koji nastaje tokom oksidacije tiolnih grupa, cisteinski ostaci polipeptidnih lanaca povezuju ove lance poprečnom vezom (formira se poprečna veza).
Mnogi E-SH enzimi koji sadrže sumpor su nepovratno otrovni jonima teških metala, kao što su Cu 2+ ili Ag+. Ovi joni blokiraju tiolne grupe da formiraju merkaptane, bioanorganske analoge sulfida:
E-SN + Ag + → E-S-Ag + H +
Kao rezultat, enzim gubi aktivnost. Afinitet Ag+ jona za tiolne grupe je toliko visok da se AgNO 3 može koristiti za kvantitativno određivanje -SH grupa titracijom.
Sumpor(IV) oksid SO2 je kiseli oksid. Dobiva se sagorevanjem elementarnog sumpora u kiseoniku ili prženjem pirita FeS 2:
S + O 2 = SO 2
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
SO 2 - gas zagušljivog mirisa; veoma otrovno. Kada se SO 2 otopi u vodi, on se formira sumporna kiselina H 2 SO 3 . Ova kiselina je srednje jačine. Sumporna kiselina, kao dvobazna, formira dvije vrste soli: srednje - sulfiti(Na 2 SO 3, K 2 SO 3, itd.) i kiseli - hidrosulfiti(NaHSO 3, KHSO 3, itd.). U vodi su rastvorljive samo soli alkalnih metala i hidrosulfiti tipa E 2+ (HSO 3) 2, gde su E elementi različitih grupa.
Oksid SO2, kiselina H2SO3 i njene soli karakteriše redoks dualnost, budući da sumpor u ovim jedinjenjima ima srednje oksidaciono stanje od +4:
2Na 2 SO 3 + O 2 = 2Na 2 SO 4
SO 2 + 2H 2 S = 3S° + 2H 2 O
Međutim, preovlađuju redukciona svojstva jedinjenja sumpora (IV). Dakle, sulfiti u otopinama se oksidiraju čak i dioksigenom u zraku na sobnoj temperaturi.
Kod viših životinja, SO 2 oksid djeluje prvenstveno kao iritant na sluzokožu respiratornog trakta. Ovaj plin je toksičan i za biljke. U industrijskim područjima gdje se spaljuje mnogo uglja koji sadrži male količine sumpornih spojeva, sumpor dioksid se ispušta u atmosferu. Otapajući se u vlazi na listovima, SO 2 formira otopinu sumporne kiseline, koja se zauzvrat oksidira u sumpornu kiselinu H 2 SO 4:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3
2H 2 SO 3 + O 2 = 2H 2 SO 4
Atmosferska vlaga sa otopljenim SO 2 i H 2 SO 4 često pada u obliku kiselih kiša, što dovodi do odumiranja vegetacije.
Prilikom zagrijavanja otopine Na 2 SO 3 sa sumpornim prahom, natrijum tiosulfat:
Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3
Iz rastvora se oslobađa kristalni hidrat Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O Natrijum tiosulfat - so tiosumporna kiselina H 2 S 2 O 3 .
Tiosumporna kiselina je vrlo nestabilna i razlaže se na H 2 O, SO 2 i S. Natrijum tiosulfat Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O koristi se u medicinskoj praksi kao antitoksično, antiinflamatorno i desenzibilizirajuće sredstvo. Kao antitoksično sredstvo, natrijev tiosulfat se koristi kod trovanja spojevima žive, olovom, cijanovodonične kiseline i njenim solima. Mehanizam djelovanja lijeka očito je povezan s oksidacijom tiosulfat iona u sulfitni ion i elementarni sumpor:
S 2 O 3 2- → SO 3 2- + S°
Joni olova i žive koji ulaze u tijelo s hranom ili zrakom stvaraju slabo topljive netoksične sulfite:
Rb 2+ + SO 3 2- = RbSO 3
Joni cijanida reagiraju s elementarnim sumporom, stvarajući manje toksične tiocijanate:
SN - + S° = NSS -
Natrijum tiosulfat se takođe koristi za lečenje šuge. Nakon utrljavanja rastvora u kožu, ponovite trljanje sa 6% rastvorom HCl. Kao rezultat reakcije sa HCl, natrijev tiosulfat se razlaže na sumpor i sumpor dioksid:
Na 2 S 2 O 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O
koji štetno djeluju na grinje šuga.
Oksid sumpor(VI) SO 3 je isparljiva tečnost. U interakciji s vodom, SO 3 stvara sumpornu kiselinu:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Struktura molekula sumporne kiseline odgovara sumporu u sp 3 - hibridno stanje.
Sumporna kiselina je jaka dvobazna kiselina. U prvoj fazi je skoro potpuno jonizovan:
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 - ,
Ionizacija u drugoj fazi se javlja u manjoj mjeri:
NSO 4 - ⇄ N + + SO 4 2- ,
Koncentrovana sumporna kiselina je jako oksidaciono sredstvo. Oksidira metale i nemetale. Tipično, proizvod njegove redukcije je SO 2, iako se u zavisnosti od reakcionih uslova (aktivnost metala, temperatura, koncentracija kiseline) mogu dobiti i drugi proizvodi (S, H 2 S).
Budući da je dvobazna kiselina, H 2 SO 4 formira dvije vrste soli: srednje - sulfati(Na 2 SO 4, itd.) i kiseli - hidrosulfati(NaHSO 4, KHSO 4, itd.). Većina sulfata je visoko rastvorljiva u vodi.Mnogi sulfati se izoluju iz rastvora u obliku kristalnih hidrata: FeSO 4 ∙7H 2 O, CuSO 4 ∙5H 2 O. Praktično nerastvorljivi sulfati uključuju BaSO 4, SrSO 4 i PbSO 4. Slabo rastvorljiv kalcijum sulfat CaSO 4 . Barijum sulfat je nerastvorljiv ne samo u vodi, već iu razrijeđenim kiselinama.
U medicinskoj praksi se kao lekovi koriste sulfati mnogih metala: Na 2 SO 4 ∙10H 2 O - kao laksativ, MgSO 4 ∙7H 2 O - za hipertenziju, kao laksativ i kao koleretik, bakar sulfat CuSO 4 ∙ 5H 2 O i ZnSO 4 ∙7H 2 O - kao antiseptik, adstringent, emetik, barijum sulfat BaSO 4 - kao kontrastno sredstvo za rendgenski pregled jednjaka i želuca
Jedinjenja selena i telura. Hemijska svojstva telura i posebno selena su slična sumporu. Međutim, jačanje metalnih svojstava Se i Te povećava njihovu sklonost stvaranju jačih ionskih veza. Sličnost fizičko-hemijskih karakteristika: radijusi E 2- jona, koordinacijski brojevi (3, 4) - određuje zamjenjivost selena i sumpora u jedinjenjima. Dakle, selen može zamijeniti sumpor u aktivnim centrima enzima. Zamjena sumporovodikove grupe -SH sa vodonik selenidnom grupom -SeH mijenja tok biohemijskih procesa u tijelu. Selen može djelovati i kao sinergist i kao antagonist sumpora.
Sa vodonikom, Se i Te formiraju slične H 2 S, veoma otrovne gasove H 2 Se i H 2 Te. Dihidrogen selenid i dihidrogen telurid su jaki redukcioni agensi. U seriji H 2 S-H 2 Se-H 2 Te, aktivnost redukcije se povećava.
Za H 2 Se izoluju se kao srednje soli - selenidi(Na 2 Se, itd.), i kisele soli - hidroselenidi(NaHSe, itd.). Za H 2 Te su poznate samo srednje soli - teluridi.
Jedinjenja Se (IV) i Te (IV) sa kiseonikom, za razliku od SO 2, su čvrste kristalne supstance SeO 2 i TeO 2.
Selenska kiselina H 2 SeO 3 i njegove soli seleniti, na primjer, Na 2 SeO 3 su oksidanti srednje jačine. Tako se u vodenim rastvorima redukuju u selen pomoću redukcionih agenasa kao što su SO 2, H 2 S, HI, itd.:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O = Se + 2H 2 SO 4
Očigledno, lakoća redukcije selenita u elementarno stanje određuje stvaranje biološki aktivnih spojeva koji sadrže selen u tijelu, na primjer, selenocisteina.
SeO 3 i TeO 3 su kiseli oksidi. Kiseoničke kiseline Se (VI) i Te (VI) - selen H 2 SeO 4 i telur H 6 TeO 6 - kristalne supstance sa jakim oksidacionim svojstvima. Soli ovih kiselina nazivaju se respektivno selenati I telurate.
U živim organizmima, selenati i sulfati su antagonisti. Dakle, uvođenje sulfata dovodi do uklanjanja viška spojeva koji sadrže selen iz tijela.
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
