ELEMENTE VI Eine Untergruppe
(O, S, Se, Te, Po)
allgemeine Charakteristiken
Sauerstoff
Schwefel
Selen und Tellur
Allgemeine Eigenschaften von Elementen
Die Untergruppe VI A von PS umfasst die Elemente: Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium. Der gebräuchliche Name für Schwefel, Selen, Tellur und Polonium ist Chalkogene. Sauerstoff, Schwefel, Selen und Tellur sind Nichtmetalle, während Polonium ein Metall ist. Polonium ist ein radioaktives Element; in der Natur entsteht es in geringen Mengen beim radioaktiven Zerfall von Radium, weshalb seine chemischen Eigenschaften nur unzureichend untersucht wurden.
Tabelle 1
Hauptmerkmale von Chalkogenen
| Eigenschaften | UM | S | Se | Diese |
| Atomradius, nm | 0,066 | 0,104 | 0,117 | 0,136 |
| Ionenradius E 2-, nm | 0,140 | 0,184 | 0,198 | 0,221 |
| Ionisationspotential, eV | 13,62 | 10,36 | 9,75 | 9,01 |
| Elektronenaffinität, eV | 1,47 | 2,08 | 2,02 | 1,96 |
| Elektronegativität (Pauling) | 3,44 | 2,58 | 2,55 | 2,10 |
| Bindungsenthalpie, kJ/mol E –E E = E | - 146 - 494 | - 265 - 421 | - 192 - 272 | - 218 - 126 |
| Schmelzpunkt, °C | ||||
| Siedepunkt, °C | - 183 | |||
| Dichte, g/cm 3 | 1,43 (flüssig) | 2,07 | 4,80 | 6,33 |
| Gehalt in der Erdkruste, % (Gew.) | 49,13 | 0,003 | 1,4 · 10 -5 | 1 10 -7 |
| Massenzahlen natürlicher Isotope | 16, 17, 18 | 32, 33, 34, 35 | 74, 76, 77, 78, 80, 82 | 120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130 |
| Physischer Zustand in st. Bedingungen der stabilsten allotropen Form. Farbe | Farbloses Gas | Kristall. gelbe Substanz | Kristall. graue Substanz | Kristall. silberweiße Substanz |
| Kristallzelle | Molekular im Fernsehen bilden | molekular | molekular | molekular |
| Zusammensetzung von Molekülen | O 2 | S 8 | Se ∞ | Te ∞ |
Entsprechend der Struktur der äußeren elektronischen Schicht gehören die betrachteten Elemente zu den p-Elementen. Von den sechs Elektronen in der äußeren Schicht sind zwei Elektronen ungepaart, was ihre Wertigkeit gleich zwei bestimmt. Bei Atomen von Schwefel, Selen, Tellur und Polonium im angeregten Zustand kann die Anzahl der ungepaarten Elektronen 4 und 6 betragen. Das heißt, diese Elemente können vier- oder sechswertig sein. Alle Elemente haben hohe Elektronegativitätswerte und der EO von Sauerstoff ist nach Fluor der zweitgrößte. Daher weisen sie in Verbindungen Kunst auf. Oxidation -2, -1, 0. Die Ionisierungspotentiale von Schwefel-, Selen- und Telluratomen sind gering, und diese Elemente in Verbindungen mit Halogenen haben die Oxidationsstufen +4 und +6. Sauerstoff weist in Fluorverbindungen und Ozon eine positive Oxidationsstufe auf.
Atome können Moleküle mit einer Doppelbindung O 2, ... bilden und sich zu Ketten E - E - ... - E - verbinden, die sowohl in einfachen als auch in komplexen Stoffen vorkommen können. Hinsichtlich der chemischen Aktivität und Oxidationsfähigkeit sind Chalkogene den Halogenen unterlegen. Dies wird durch die Tatsache angezeigt, dass Sauerstoff und Schwefel in der Natur nicht nur in gebundenem, sondern auch in freiem Zustand vorliegen. Die geringere Aktivität von Chalkogenen ist größtenteils auf stärkere Bindungen in den Molekülen zurückzuführen. Generell handelt es sich bei Chalkogenen um sehr reaktive Stoffe, deren Aktivität mit zunehmender Temperatur stark zunimmt. Für alle Stoffe dieser Untergruppe sind allotrope Modifikationen bekannt. Schwefel und Sauerstoff leiten praktisch keinen elektrischen Strom (Dielektrika), Selen und Tellur sind Halbleiter.
Beim Übergang von Sauerstoff zu Tellur nimmt die Tendenz der Elemente zur Bildung von Doppelbindungen mit kleinen Atomen (C, N, O) ab. Die Unfähigkeit großer Atome, π-Bindungen mit Sauerstoff zu bilden, zeigt sich besonders deutlich im Fall von Tellur. Daher verfügt Tellur nicht über die Säuremoleküle H 2 TeO 3 und H 2 TeO 4 (Metaformen) sowie über TeO 2-Moleküle. Tellurdioxid liegt nur in Form eines Polymers vor, bei dem alle Sauerstoffatome Brücken bilden: Te – O – Te. Tellursäure kommt im Gegensatz zu Schwefel- und Selensäure nur in der ortho-Form vor – H 6 TeO 6, wobei Te-Atome wie in TeO 2 nur durch σ-Bindungen mit O-Atomen verbunden sind.
Die chemischen Eigenschaften von Sauerstoff unterscheiden sich von den Eigenschaften von Schwefel, Selen und Tellur. Im Gegenteil, die Eigenschaften von Schwefel, Selen und Tellur weisen viele Ähnlichkeiten auf. Beim Durchlaufen der Gruppe von oben nach unten sollte man eine Zunahme der sauren und reduzierenden Eigenschaften in der Reihe der Verbindungen mit Wasserstoff H 2 E feststellen; eine Erhöhung der oxidativen Eigenschaften in einer Reihe ähnlicher Verbindungen (H 2 EO 4, EO 2); Abnahme der thermischen Stabilität von Chalkogenwasserstoffen und Salzen von Sauerstoffsäuren.
Die Elemente der Gruppe VI der Hauptuntergruppe werden Chalkogene genannt. Dazu gehören Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium. Das Wort „Chalkogen“ setzt sich aus zwei griechischen Wörtern zusammen, die „Kupfer“ oder „Erz“ und „geboren“ bedeuten.
Beschreibung
Chalkogene kommen in der Natur am häufigsten in Erzen vor – Sulfiden, Pyriten, Oxiden, Seleniden. Zu den Chalkogenen zählen Nichtmetalle und Metalle. In einer Gruppe von oben nach unten ändern sich die Eigenschaften wie folgt:
- metallische Eigenschaften werden verbessert;
- die oxidierenden Eigenschaften werden schwächer;
- die Elektronegativität nimmt ab;
- Die thermische Stabilität lässt nach.
Allgemeine Merkmale der Chalkogengruppe:
- Nichtmetalle – Sauerstoff, Schwefel, Selen;
- Metalle - Tellur, Polonium;
- Wertigkeit: II - O; IV und VI - S; II, IV, VI – Se, Te, Po;
- elektronische Konfiguration - ns 2 np 4;
- Hydride - H 2 R;
- Oxide - RO 2, RO 3;
- Sauerstoffsäuren - H 2 RO 3, H 2 RO 4.
Reis. 1. Chalkogene.
Aufgrund ihrer elektronischen Struktur gehören Chalkogene zu den p-Elementen. Das äußere Energieniveau enthält sechs Elektronen. Zur Vervollständigung des p-Orbitals fehlen zwei Elektronen, daher weisen Chalkogene in Verbindungen oxidierende Eigenschaften auf. Wenn die Anzahl der Energieniveaus in einer Gruppe zunimmt, wird die Bindung mit den Außenelektronen schwächer, sodass Tellur und Polonium Reduktionsmittel sind.
Tellur liegt an der Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen und wird als Metalloid oder Halbmetall klassifiziert. Es ist ein Analogon von Schwefel und Selen, aber weniger aktiv.
Reis. 2. Tellur.
Eigenschaften
Das aktivste Element der Chalkogengruppe ist Sauerstoff. Es ist ein starkes Oxidationsmittel, das vier Oxidationsstufen aufweist: -2, -1, +1, +2.
Die Haupteigenschaften von Chalkogenen sind in der Tabelle dargestellt.
|
Element |
Physikalische Eigenschaften |
Chemische Eigenschaften |
|
Sauerstoff (O) |
Gas. Bildet zwei Modifikationen – O 2 und O 3 (Ozon). O 2 ist geruchs- und geschmacksneutral und in Wasser schlecht löslich. Ozon ist ein bläulich riechendes Gas, das gut wasserlöslich ist. |
Reagiert mit Metallen und Nichtmetallen |
|
Typisches Nichtmetall. Fester Stoff mit einem Schmelzpunkt von 115°C. Nicht in Wasser löslich. Es gibt drei Modifikationen – rhombisch, monoklin, plastisch. Oxidationsstufe - -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6 |
Reagiert mit Sauerstoff, Halogenen, Nichtmetallen und Metallen |
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Spröder Feststoff. Halbleiter. Es gibt drei Modifikationen – graues, rotes und schwarzes Selen. Oxidationsstufe - -2, +2, +4, +6 |
Reagiert mit Alkalimetallen, Sauerstoff, Wasser |
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Äußerlich sieht es aus wie Metall. Halbleiter. Oxidationsstufe - -2, +2, +4, +6 |
Reagiert mit Sauerstoff, Laugen, Säuren, Wasser, Metallen, Nichtmetallen und Halogenen |
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Polonium (Po) |
Radioaktives Metall von silberner Farbe. Oxidationsstufe - +2, +4, +6 |
Reagiert mit Sauerstoff, Halogenen und Säuren |
Zu den Chalkogenen zählen auch künstlich hergestelltes Livermorium (Lv) oder Unungexium (Uuh). Dies ist Element 116 des Periodensystems. Zeigt starke metallische Eigenschaften.
Reis. 3. Livermorium.
Was haben wir gelernt?
Chalkogene sind Elemente der sechsten Gruppe des Periodensystems. Die Gruppe umfasst drei Nichtmetalle (Sauerstoff, Schwefel, Selen), ein Metall (Polonium) und ein Halbmetall (Tellur). Daher sind Chalkogene sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel. Die metallischen Eigenschaften nehmen in der Gruppe von oben nach unten zu: Sauerstoff ist ein Gas, Polonium ist ein festes Metall. Zu den Chalkogenen gehört auch künstlich synthetisiertes Lebermorium mit starken metallischen Eigenschaften.
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Die Sauerstoff-Untergruppe oder Chalkogene ist die 6. Gruppe des Periodensystems D.I. Mendelsch, einschließlich der folgenden Elemente: O;S;Se;Te;Po. Die Gruppennummer gibt die maximale Wertigkeit der Elemente in dieser Gruppe an. Die allgemeine elektronische Formel von Chalkogenen lautet: ns2np4– Auf der äußeren Valenzebene haben alle Elemente 6 Elektronen, die selten aufgeben und häufiger die 2 fehlenden akzeptieren, bis die Elektronenebene vervollständigt ist. Das Vorhandensein des gleichen Wertigkeitsniveaus bestimmt die chemische Ähnlichkeit von Chalkogenen. Charakteristische Oxidationsstufen: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Sauerstoff weist in Peroxiden nur -1 auf; -2 – in Oxiden; 0 – im freien Staat; +1 und +2 – in Fluoriden – O2F2, ОF2, weil es kein d-Sub-Niveau hat und Elektronen nicht getrennt werden können und die Wertigkeit immer 2 ist; S – alles außer +1 und -1. In Schwefel erscheint eine d-Unterebene und Elektronen von 3p und 3s im angeregten Zustand können getrennt werden und in die d-Unterebene gelangen. Im nicht angeregten Zustand beträgt die Wertigkeit von Schwefel 2 in SO, 4 in SO2, 6 in SO3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Die Wertigkeiten von Selen, Tellur und Polonium betragen ebenfalls 2, 4, 6. Die Werte der Oxidationsstufen spiegeln sich in der elektronischen Struktur der Elemente wider: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Von oben nach unten ändern sich mit zunehmendem äußeren Energieniveau auf natürliche Weise die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Chalkogenen: Der Atomradius der Elemente nimmt zu, die Ionisierungsenergie und die Elektronenaffinität sowie die Elektronegativität nehmen ab; Nichtmetallische Eigenschaften nehmen ab, metallische Eigenschaften nehmen zu (Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur sind Nichtmetalle), Polonium hat einen metallischen Glanz und elektrische Leitfähigkeit. Wasserstoffverbindungen von Chalkogenen entsprechen der Formel: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – Chalkwasserstoffe. Wasserstoff in diesen Verbindungen kann durch Metallionen ersetzt werden. Die Oxidationsstufe aller Chalkogene in Verbindung mit Wasserstoff beträgt -2 und die Wertigkeit beträgt ebenfalls 2. Beim Lösen von Wasserstoffchalkogenen in Wasser entstehen die entsprechenden Säuren. Diese Säuren sind Reduktionsmittel. Die Stärke dieser Säuren nimmt von oben nach unten zu, da die Bindungsenergie abnimmt und die aktive Dissoziation gefördert wird. Sauerstoffverbindungen von Chalkogenen entsprechen der Formel: RO2 und RO3 – Säureoxide. Wenn diese Oxide in Wasser gelöst werden, bilden sie die entsprechenden Säuren: H2RO3 und H2RO4. Von oben nach unten nimmt die Stärke dieser Säuren ab. Н2RO3 – reduzierende Säuren, Н2RO4 – Oxidationsmittel.
Sauerstoff - das häufigste Element auf der Erde. Es macht 47,0 % der Masse der Erdkruste aus. Sein Gehalt in der Luft beträgt 20,95 Volumen-% bzw. 23,10 Massen-%. Sauerstoff ist Bestandteil von Wasser, Gesteinen, vielen Mineralien und Salzen und kommt in Proteinen, Fetten und Kohlenhydraten vor, aus denen lebende Organismen bestehen. Unter Laborbedingungen wird Sauerstoff gewonnen: - Zersetzung beim Erhitzen von Berthollet-Salz (Kaliumchlorat) in Gegenwart eines Katalysators MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - Zersetzung beim Erhitzen von Kaliumpermanganat: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Dabei entsteht sehr reiner Sauerstoff. Sauerstoff kann man auch durch Elektrolyse gewinnen einer wässrigen Lösung von Natriumhydroxid (Nickelelektroden); Die Hauptquelle der industriellen Sauerstoffproduktion ist Luft, die verflüssigt und dann fraktioniert wird. Zunächst wird Stickstoff freigesetzt (Siedepunkt = -195 °C) und nahezu reiner Sauerstoff verbleibt im flüssigen Zustand, da sein Siedepunkt höher ist (-183 °C). Eine weit verbreitete Methode zur Herstellung von Sauerstoff basiert auf der Elektrolyse von Wasser. Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein farb-, geschmacks- und geruchloses Gas, etwas schwerer als Luft. Es ist in Wasser schwer löslich (31 ml Sauerstoff lösen sich in 1 Liter Wasser bei 20 °C). Bei einer Temperatur von -183°C und einem Druck von 101,325 kPa geht Sauerstoff in einen flüssigen Zustand über. Flüssiger Sauerstoff hat eine bläuliche Farbe und wird von einem Magnetfeld angezogen. Natürlicher Sauerstoff enthält drei stabile Isotope: 168O (99,76 %), 178O (0,04 %) und 188O (0,20 %). Drei instabile Isotope wurden künstlich gewonnen – 148O, 158O, 198O. Um die äußere Elektronenebene zu vervollständigen, fehlen dem Sauerstoffatom zwei Elektronen. Bei kräftiger Einnahme weist Sauerstoff eine Oxidationsstufe von -2 auf. Allerdings sind in Verbindungen mit Fluor (OF2 und O2F2) die gemeinsamen Elektronenpaare in Richtung Fluor als elektronegativerem Element verschoben. In diesem Fall beträgt die Oxidationsstufe von Sauerstoff +2 bzw. +1 und von Fluor -1. Das Sauerstoffmolekül besteht aus zwei O2-Atomen. Die chemische Bindung ist kovalent unpolar. Sauerstoff geht mit allen chemischen Elementen außer Helium, Neon und Argon Verbindungen ein. Es reagiert direkt mit den meisten Elementen, außer Halogenen, Gold und Platin. Die Geschwindigkeit der Sauerstoffreaktion sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Substanzen hängt von der Art der Substanzen, der Temperatur und anderen Bedingungen ab. Ein aktives Metall wie Cäsium entzündet sich in Luftsauerstoff bereits bei Raumtemperatur spontan. Sauerstoff reagiert aktiv mit Phosphor, wenn es auf 60 °C erhitzt wird, mit Schwefel – bis zu 250 °C, mit Wasserstoff – über 300 °C, mit Kohlenstoff (in die Form von Kohle und Graphit) - bei 700-800°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Beim Verbrennen komplexer Stoffe im Sauerstoffüberschuss entstehen Oxide der entsprechenden Elemente: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Die betrachteten Reaktionen gehen mit der Freisetzung von Wärme und Licht einher. Solche Prozesse unter Beteiligung von Sauerstoff nennt man Verbrennung. Bezogen auf die relative Elektronegativität ist Sauerstoff das zweite Element. Daher ist es bei chemischen Reaktionen sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Stoffen ein Oxidationsmittel, weil nimmt Elektronen auf. Verbrennung, Rost, Verrottung und Atmung erfolgen unter Beteiligung von Sauerstoff. Dabei handelt es sich um Redoxprozesse. Um Oxidationsprozesse zu beschleunigen, wird anstelle gewöhnlicher Luft Sauerstoff oder mit Sauerstoff angereicherte Luft verwendet. Sauerstoff wird zur Intensivierung oxidativer Prozesse in der chemischen Industrie (Herstellung von Salpeter- und Schwefelsäure, künstlichen flüssigen Brennstoffen, Schmierölen und anderen Stoffen) verwendet. Die metallurgische Industrie verbraucht ziemlich viel Sauerstoff. Um hohe Temperaturen zu erreichen, wird Sauerstoff verwendet. Die Temperatur der Sauerstoff-Acetylen-Flamme erreicht 3500 °C, die der Sauerstoff-Wasserstoff-Flamme erreicht 3000 °C. In der Medizin wird Sauerstoff zur Erleichterung der Atmung eingesetzt. Es wird in Sauerstoffgeräten bei Arbeiten in schwer atembaren Atmosphären eingesetzt.
Schwefel- eines der wenigen chemischen Elemente, die seit mehreren Jahrtausenden vom Menschen genutzt werden. Es ist in der Natur weit verbreitet und kommt sowohl im freien Zustand (nativer Schwefel) als auch in Verbindungen vor. Schwefelhaltige Mineralien können in zwei Gruppen eingeteilt werden – Sulfide (Pyrite, Glitzersteine, Blende) und Sulfate. Nativer Schwefel kommt in großen Mengen in Italien (Insel Sizilien) und den USA vor. In der GUS gibt es Vorkommen von einheimischem Schwefel in der Wolga-Region, in den Staaten Zentralasiens, auf der Krim und in anderen Gebieten. Zu den Mineralien der ersten Gruppe gehören Bleiglanz PbS, Kupferglanz Cu2S, Silberglanz - Ag2S, Zinkblende - ZnS, Cadmiumblende - CdS, Pyrit oder Eisenpyrit - FeS2, Chalkopyrit - CuFeS2, Zinnober - HgS. Mineralien der zweiten Gruppe umfassen Gips CaSO4 · 2H2O, Mirabilit (Glaubersalz) - Na2SO4 · 10H2O, Kieserit - MgSO4 · H2O. Schwefel wird gefunden im Körper von Tieren und Pflanzen, da es Teil von Proteinmolekülen ist. Organische Schwefelverbindungen kommen im Öl vor. Quittung 1. Bei der Gewinnung von Schwefel aus Naturstoffen, beispielsweise aus Schwefelkies, wird dieser auf hohe Temperaturen erhitzt. Schwefelpyrit zersetzt sich zu Eisen(II)-sulfid und Schwefel: FeS2=FeS+S 2. Schwefel kann durch Oxidation von Schwefelwasserstoff unter Sauerstoffmangel gemäß der Reaktion erhalten werden: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Derzeit ist es üblich, Schwefel durch Reduktion von Schwefeldioxid SO2 mit Kohlenstoff zu gewinnen, einem Nebenprodukt beim Schmelzen von Metallen aus Schwefelerzen: SO2 + C = CO2 + S4. Abgase aus Hütten- und Kokereiöfen enthalten eine Mischung aus Schwefeldioxid und Schwefelwasserstoff. Dieses Gemisch wird bei hoher Temperatur über einen Katalysator geleitet: H2S+SO2=2H2O+3S Schwefel ist eine zitronengelbe, harte, spröde Substanz. Es ist in Wasser praktisch unlöslich, löst sich jedoch gut in Schwefelkohlenstoff CS2, Anilin und einigen anderen Lösungsmitteln. Es leitet Wärme und elektrischen Strom schlecht. Schwefel bildet mehrere allotrope Modifikationen: Natürlicher Schwefel besteht aus einer Mischung von vier stabilen Isotopen: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Chemische Eigenschaften Das Schwefelatom, das über ein unvollständiges äußeres Energieniveau verfügt, kann zwei Elektronen anlagern und eine Oxidationsstufe von -2 aufweisen. Schwefel weist diese Oxidationsstufe in Verbindungen mit Metallen und Wasserstoff (Na2S, H2S) auf. Wenn Elektronen an ein Atom eines elektronegativeren Elements abgegeben oder ihm entzogen werden, kann die Oxidationsstufe von Schwefel +2, +4, +6 betragen. In der Kälte ist Schwefel relativ träge, aber mit steigender Temperatur nimmt seine Reaktivität zu. 1. Bei Metallen weist Schwefel oxidierende Eigenschaften auf. Bei diesen Reaktionen entstehen Sulfide (reagiert nicht mit Gold, Platin und Iridium): Fe+S=FeS
2. Unter normalen Bedingungen interagiert Schwefel nicht mit Wasserstoff und bei 150–200 °C findet eine reversible Reaktion statt: H2 + S«H2S 3. Bei Reaktionen mit Metallen und Wasserstoff verhält sich Schwefel wie ein typisches Oxidationsmittel und in der In Gegenwart starker Oxidationsmittel weist es reduzierende Reaktionseigenschaften auf. S+3F2=SF6 (reagiert nicht mit Jod)4. Die Verbrennung von Schwefel in Sauerstoff erfolgt bei 280 °C und in Luft bei 360 °C. Dabei entsteht ein Gemisch aus SO2 und SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Beim Erhitzen ohne Luftzugang verbindet sich Schwefel direkt mit Phosphor und Kohlenstoff und weist oxidierende Eigenschaften auf: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. Bei der Wechselwirkung mit komplexen Stoffen verhält sich Schwefel hauptsächlich als Reduktionsmittel:
7. Schwefel ist zu Disproportionierungsreaktionen fähig. So entstehen beim Kochen von Schwefelpulver mit Alkalien Sulfite und Sulfide: Schwefel ist weit verbreitet anwenden in Industrie und Landwirtschaft. Etwa die Hälfte der Produktion wird zur Herstellung von Schwefelsäure verwendet. Schwefel wird zum Vulkanisieren von Gummi verwendet: In diesem Fall wird Gummi zu Gummi. In Form von Schwefelfarbe (feines Pulver) wird Schwefel zur Bekämpfung von Krankheiten in Weinbergen und Baumwolle eingesetzt. Es wird zur Herstellung von Schießpulver, Streichhölzern und Leuchtmitteln verwendet. In der Medizin werden Schwefelsalben zur Behandlung von Hautkrankheiten hergestellt.
31 Elemente von IV Eine Untergruppe.
Kohlenstoff (C), Silizium (Si), Germanium (Ge), Zinn (Sn), Blei (Pb) sind Elemente der Gruppe 4 der Hauptuntergruppe von PSE. Auf der äußeren Elektronenschicht haben die Atome dieser Elemente 4 Elektronen: ns2np2. In einer Untergruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl eines Elements der Atomradius zu, die nichtmetallischen Eigenschaften werden schwächer und die metallischen Eigenschaften nehmen zu: Kohlenstoff und Silizium sind Nichtmetalle, Germanium, Zinn und Blei sind Metalle. Elemente dieser Untergruppe weisen sowohl positive als auch negative Oxidationsstufen auf: -4; +2; +4.
| Element | Elektrische Formel | froh nm | OEO | ALSO. |
| 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 Dt | 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 |
--------------------->(metallische Eigenschaften nehmen zu)
CHALCOGENE
UNTERGRUPPE VIA. CHALCOGENE
SAUERSTOFF
Das Element Sauerstoff O ist das achte Element des Periodensystems der Elemente und das erste Element der VIA-Untergruppe (Tabelle 7a). Dieses Element kommt in der Erdkruste am häufigsten vor und macht etwa 50 % (Gew.) aus. In der Luft, die wir atmen, enthalten CHALCOGENE 20 % Sauerstoff in freiem (ungebundenem) Zustand, und 88 % des Sauerstoffs befinden sich in gebundenem Zustand in der Hydrosphäre in Form von Wasser H2O.
Das häufigste Isotop ist 168O. Der Kern eines solchen Isotops enthält 8 Protonen und 8 Neutronen. Das Isotop mit 10 Neutronen, 188O, ist deutlich seltener (0,2 %). Ein noch selteneres (0,04 %) Isotop mit 9 Neutronen, 178O. Die gewichtete Durchschnittsmasse aller Isotope beträgt 16,044. Da die Atommasse des Kohlenstoffisotops mit der Massenzahl 12 genau 12.000 beträgt und alle anderen Atommassen auf diesem Standard basieren, muss die Atommasse von Sauerstoff nach diesem Standard 15,9994 betragen.
Sauerstoff ist ein zweiatomiges Gas, wie Wasserstoff, Stickstoff und die Halogene Fluor, Chlor (Brom und Jod bilden ebenfalls zweiatomige Moleküle, sind aber keine Gase). Der Großteil des in der Industrie verwendeten Sauerstoffs wird aus der Atmosphäre gewonnen. Um dies zu erreichen, wurden relativ kostengünstige Methoden zur Verflüssigung chemisch gereinigter Luft mithilfe von Kompressions- und Kühlkreisläufen entwickelt. Verflüssigte Luft wird langsam erhitzt, wodurch flüchtigere und leicht verdampfbare Verbindungen freigesetzt werden und sich flüssiger Sauerstoff ansammelt. Diese Methode wird fraktionierte Destillation oder Rektifikation flüssiger Luft genannt. In diesem Fall ist eine Verunreinigung des Sauerstoffs mit Stickstoffverunreinigungen unvermeidlich. Um hochreinen Sauerstoff zu erhalten, wird der Rektifikationsprozess wiederholt, bis der Stickstoff vollständig entfernt ist.
Siehe auch LUFT.
Bei einer Temperatur von 182,96 °C und einem Druck von 1 atm verwandelt sich Sauerstoff von einem farblosen Gas in eine hellblaue Flüssigkeit. Das Vorhandensein einer Farbe weist darauf hin, dass die Substanz Moleküle mit ungepaarten Elektronen enthält. Bei 218,7 °C erstarrt Sauerstoff. Gasförmiges O2 ist 1,105-mal schwerer als Luft, und bei 0° C und 1 atm hat 1 Liter Sauerstoff eine Masse von 1,429 g. Das Gas ist in Wasser schwer löslich (CHALCOGENE 0,30 cm 3 / l bei 20 ° C), aber dies ist der Fall ist wichtig für die Existenz von Leben im Wasser. In der Stahlindustrie werden große Mengen Sauerstoff eingesetzt, um unerwünschte Verunreinigungen, vor allem Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor, in Form von Oxiden beim Blasprozess oder direkt durch Einblasen von Sauerstoff durch die Schmelze schnell zu entfernen. Eine der wichtigsten Anwendungen von flüssigem Sauerstoff ist die Verwendung als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff. In Flaschen gespeicherter Sauerstoff wird in der Medizin zur Anreicherung der Luft mit Sauerstoff sowie in der Technik zum Schweißen und Schneiden von Metallen verwendet.
Bildung von Oxiden. Metalle und Nichtmetalle reagieren mit Sauerstoff unter Bildung von Oxiden. Reaktionen können unter Freisetzung großer Energiemengen ablaufen und von starkem Glühen, Blitzen und Verbrennen begleitet sein. Blitzlicht wird durch Oxidation von Aluminium- oder Magnesiumfolie oder -draht erzeugt. Entstehen bei der Oxidation Gase, dehnen sich diese durch die Reaktionswärme aus und können eine Explosion verursachen. Nicht alle Elemente reagieren mit Sauerstoff unter Freisetzung von Wärme. Bei der Aufnahme von Wärme entstehen beispielsweise Stickoxide. Sauerstoff reagiert mit Elementen und bildet Oxide der entsprechenden Elemente a) in normaler oder b) in hoher Oxidationsstufe. Holz, Papier und viele Naturstoffe oder organische Produkte, die Kohlenstoff und Wasserstoff enthalten, verbrennen im Typ (a) und erzeugen dabei beispielsweise CO, oder im Typ (b) unter Bildung von CO2.
Ozon. Neben atomarem (einatomigem) Sauerstoff O und molekularem (zweiatomigem) Sauerstoff O2 gibt es Ozon, einen Stoff, dessen Moleküle aus drei Sauerstoffatomen O3 bestehen. Bei diesen Formen handelt es sich um allotrope Modifikationen. Durch das Leiten einer ruhigen elektrischen Entladung durch trockenen Sauerstoff wird Ozon gewonnen:
3O2 2O3 Ozon hat einen starken, reizenden Geruch und kommt häufig in der Nähe von Elektromotoren oder Generatoren vor. Ozon ist bei gleichen Temperaturen chemisch aktiver als Sauerstoff. Es reagiert normalerweise unter Bildung von Oxiden und setzt freien Sauerstoff frei, zum Beispiel: Hg + O3 -> HgO + O2 Ozon ist wirksam zur Reinigung (Desinfektion) von Wasser, zum Bleichen von Stoffen, Stärke, zur Reinigung von Ölen, zum Trocknen und Altern von Holz und Tee usw bei der Herstellung von Vanillin und Kampfer. Siehe SAUERSTOFF.
SCHWEFEL, SELEN, TELLURUM, POLONIUM
Beim Übergang von Sauerstoff zu Polonium in der VIA-Untergruppe ist die Änderung der Eigenschaften von nichtmetallisch zu metallisch weniger ausgeprägt als bei Elementen der VA-Untergruppe. Die elektronische Struktur von ns2np4-Chalkogenen deutet eher auf eine Elektronenaufnahme als auf eine Elektronenabgabe hin. Ein teilweiser Elektronenabzug vom Aktivmetall zum Chalkogen ist unter Bildung einer Verbindung mit teilweise ionischem Bindungscharakter möglich, jedoch nicht im gleichen Grad an Ionizität wie bei einer ähnlichen Verbindung mit Sauerstoff. Schwermetalle bilden mit kovalenten Bindungen Chalkogenide; die Verbindungen sind gefärbt und völlig unlöslich.
Molekulare Formen. Die Bildung eines Elektronenoktetts um jedes Atom herum wird im elementaren Zustand durch die Elektronen benachbarter Atome bewerkstelligt. Dadurch entsteht beispielsweise im Fall von Schwefel ein zyklisches S8-Molekül, das wie eine Krone aufgebaut ist. Zwischen den Molekülen besteht keine starke Bindung, daher schmilzt, siedet und verdampft Schwefel bei niedrigen Temperaturen. Selen, das das Se8-Molekül bildet, hat eine ähnliche Struktur und ähnliche Eigenschaften; Tellur kann Te8-Ketten bilden, diese Struktur ist jedoch nicht eindeutig geklärt. Auch die molekulare Struktur von Polonium ist unklar. Die Komplexität der Struktur von Molekülen bestimmt die verschiedenen Formen ihrer Existenz im festen, flüssigen und gasförmigen Zustand (Allotropie); diese Eigenschaft ist offensichtlich ein charakteristisches Merkmal von Chalkogenen gegenüber anderen Elementgruppen. Die stabilste Form von Schwefel ist die a-Form oder orthorhombischer Schwefel; der zweite ist eine metastabile Form von b- oder monoklinem Schwefel, der sich während der Lagerung in a-Schwefel umwandeln kann. Weitere Schwefelmodifikationen sind im Diagramm dargestellt:
A-Schwefel und b-Schwefel sind in CS2 löslich. Es sind auch andere Formen von Schwefel bekannt. Die m-Form ist eine viskose Flüssigkeit, die wahrscheinlich aus der „Kronen“-Struktur entsteht, was ihren gummiartigen Zustand erklärt. Wenn Schwefeldampf plötzlich abkühlt oder kondensiert, entsteht pulverförmiger Schwefel, der als „Schwefelfarbe“ bezeichnet wird. Die Dämpfe sowie das violette Pulver, das durch starkes Abkühlen der Dämpfe entsteht, enthalten nach den Ergebnissen von Untersuchungen im Magnetfeld ungepaarte Elektronen. Für Se und Te ist die Allotropie weniger charakteristisch, weist jedoch eine allgemeine Ähnlichkeit mit Schwefel auf, und die Modifikationen von Selen ähneln den Modifikationen von Schwefel.
Reaktivität. Alle Elemente der VIA-Untergruppe reagieren mit Ein-Elektronen-Donatoren (Alkalimetalle, Wasserstoff, Methylradikal HCH3) und bilden Verbindungen der Zusammensetzung RMR, d. h. mit einer Koordinationszahl von 2, wie HSH, CH3SCH3, NaSNa und ClSCl. Um das Chalkogenatom sind sechs Valenzelektronen koordiniert, zwei in der Valenzschale s und vier in der Valenzschale p. Diese Elektronen können eine Bindung mit einem stärkeren Elektronenakzeptor (z. B. Sauerstoff) eingehen, der sie wegzieht und so Moleküle und Ionen bildet. Somit weisen diese Chalkogene die Oxidationsstufen II, IV, VI auf und bilden überwiegend kovalente Bindungen. In der Chalkogenfamilie schwächt sich die Ausprägung der Oxidationsstufe VI mit zunehmender Ordnungszahl ab, da das ns2-Elektronenpaar immer weniger an der Bindungsbildung schwererer Elemente beteiligt ist (Inertpaareffekt). Verbindungen mit diesen Oxidationsstufen umfassen SO und H2SO2 für Schwefel(II); SO2 und H2SO3 für Schwefel(IV); SO3 und H2SO4 für Schwefel(IV). Verbindungen anderer Chalkogene haben eine ähnliche Zusammensetzung, es gibt jedoch einige Unterschiede. Es gibt relativ wenige seltsame Oxidationsstufen. Die Methoden zur Gewinnung freier Elemente aus natürlichen Rohstoffen sind für verschiedene Chalkogene unterschiedlich. Im Gestein sind große Vorkommen an freiem Schwefel bekannt, im Gegensatz zu geringen Mengen anderer Chalkogene im freien Zustand. Sedimentschwefel kann geotechnologisch gewonnen werden (Flash-Verfahren): Überhitztes Wasser oder Dampf wird durch ein internes Rohr gepumpt, um den Schwefel zu schmelzen. Anschließend wird der geschmolzene Schwefel mit Druckluft durch ein externes konzentrisches Rohr an die Oberfläche gedrückt. Auf diese Weise wird reiner, günstiger Schwefel aus Lagerstätten in Louisiana und unter dem Golf von Mexiko vor der Küste von Texas gewonnen. Selen und Tellur werden aus Gasemissionen der Metallurgie von Kupfer, Zink und Blei sowie aus Schlamm aus der Elektrometallurgie von Silber und Blei gewonnen. Einige Fabriken, in denen Selen konzentriert ist, werden zu Vergiftungsquellen für die Tierwelt. Freier Schwefel wird in der Landwirtschaft häufig als pulverförmiges Fungizid eingesetzt. Allein in den USA werden jährlich etwa 5,1 Millionen Tonnen Schwefel für verschiedene Prozesse und chemische Technologien verwendet. Bei der Herstellung von Schwefelsäure wird viel Schwefel verbraucht.
Einzelne Klassen von Chalkogenverbindungen, insbesondere die Halogenide, unterscheiden sich stark in ihren Eigenschaften.
Wasserstoffverbindungen. Wasserstoff reagiert langsam mit Chalkogenen unter Bildung von Hydriden H2M. Es gibt einen großen Unterschied zwischen Wasser (Sauerstoffhydrid) und den Hydriden anderer Chalkogene, die übelriechend und giftig sind und deren wässrige Lösungen schwache Säuren sind (die stärkste ist H2Te). Metalle reagieren direkt mit Chalkogenen unter Bildung von Chalkogeniden (z. B. Natriumsulfid Na2S, Kaliumsulfid K2S). Schwefel in wässrigen Lösungen dieser Sulfide bildet Polysulfide (z. B. Na2Sx). Chalkogenhydride können aus angesäuerten Lösungen von Metallsulfiden verdrängt werden. So werden Sulfane H2Sx aus angesäuerten Na2Sx-Lösungen freigesetzt (wobei x größer als 50 sein kann; es wurden jedoch nur Sulfane mit x Ј 6 untersucht).
Halogenide. Chalkogene reagieren direkt mit Halogenen unter Bildung von Halogeniden unterschiedlicher Zusammensetzung. Der Bereich der reagierenden Halogene und die Stabilität der resultierenden Verbindungen hängen vom Verhältnis der Radien von Chalkogen und Halogen ab. Die Möglichkeit der Bildung eines Halogenids mit einer hohen Oxidationsstufe von Chalkogen nimmt mit zunehmender Atommasse des Halogens ab, da das Halogenidion zu einem Halogen oxidiert wird und das Chalkogen in einem niedrigen Oxidationszustand zu einem freien Chalkogen oder einem Chalkogenhalogenid reduziert wird Oxidationsstufe, zum Beispiel: TeI6 -> TeI4 + I2 Oxidationsstufe I für Schwefel, kann in der Verbindung (SCl)2 oder S2Cl2 vorliegen (diese Zusammensetzung wurde nicht zuverlässig ermittelt). Das ungewöhnlichste Schwefelhalogenid ist SF6, das sehr inert ist. Der Schwefel in dieser Verbindung ist durch Fluoratome so stark abgeschirmt, dass selbst die aggressivsten Substanzen nahezu keine Wirkung auf SF6 haben. Vom Tisch 7b Daraus folgt, dass Schwefel und Selen keine Jodide bilden.
Es sind komplexe Chalkogenhalogenide bekannt, die durch die Wechselwirkung eines Chalkogenhalogenids mit Halogenidionen entstehen, beispielsweise
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oxide und Oxosäuren. Chalkogenoxide entstehen durch direkte Wechselwirkung mit Sauerstoff. Schwefel verbrennt in Luft oder Sauerstoff unter Bildung von SO2- und SO3-Verunreinigungen. Zur Gewinnung von SO3 werden andere Methoden verwendet. Wenn SO2 mit Schwefel reagiert, kann SO entstehen. Selen und Tellur bilden ähnliche Oxide, die in der Praxis jedoch von deutlich geringerer Bedeutung sind. Die elektrischen Eigenschaften von Selenoxiden und insbesondere von reinem Selen bestimmen das Wachstum ihrer praktischen Anwendung in der Elektronik- und Elektroindustrie. Legierungen aus Eisen und Selen sind Halbleiter und werden zur Herstellung von Gleichrichtern verwendet. Da die Leitfähigkeit von Selen von der Beleuchtung und der Temperatur abhängt, wird diese Eigenschaft bei der Herstellung von Fotozellen und Temperatursensoren genutzt. Trioxide sind für alle Elemente dieser Untergruppe bekannt, außer Polonium. Die katalytische Oxidation von SO2 zu SO3 liegt der industriellen Herstellung von Schwefelsäure zugrunde. Festes SO3 hat allotrope Modifikationen: federartige Kristalle, asbestartige Struktur, eisartige Struktur und polymeres zyklisches (SO3)3. Selen und Tellur lösen sich in flüssigem SO3 und bilden Interchalkogenverbindungen wie SeSO3 und TeSO3. Die Herstellung von SeO3 und TeO3 ist mit gewissen Schwierigkeiten verbunden. SeO3 wird aus einem Gasgemisch aus Se und O2 in einer Entladungsröhre gewonnen, und TeO3 entsteht durch intensive Dehydratisierung von H6TeO6. Die genannten Oxide hydrolysieren oder reagieren heftig mit Wasser unter Bildung von Säuren. Schwefelsäure ist von größter praktischer Bedeutung. Um es zu erhalten, werden zwei Verfahren verwendet: die sich ständig weiterentwickelnde Kontaktmethode und die veraltete Lachgasturmmethode (siehe auch SCHWEFEL).
Schwefelsäure ist eine starke Säure; Es interagiert aktiv mit Wasser und setzt Wärme entsprechend der Reaktion H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 frei. Daher ist beim Verdünnen konzentrierter Schwefelsäure Vorsicht geboten, da bei Überhitzung Dämpfe aus dem Behälter mit Säure freigesetzt werden können (Verbrennungen durch Schwefelsäure sind häufig). verbunden mit der Zugabe einer kleinen Menge Wasser). Aufgrund seiner hohen Affinität zu Wasser interagiert H2SO4 (konz.) intensiv mit Baumwollkleidung, Zucker und lebendem menschlichem Gewebe und entzieht dabei Wasser. Große Mengen Säure werden zur Oberflächenbehandlung von Metallen, in der Landwirtschaft zur Herstellung von Superphosphat (siehe auch PHOSPHOR), bei der Raffination von Rohöl bis zur Rektifikationsstufe, in der Polymertechnik, bei Farbstoffen, in der Pharmaindustrie und vielen anderen Industriezweigen eingesetzt. Schwefelsäure ist aus industrieller Sicht die wichtigste anorganische Verbindung. Oxosäuren von Chalkogenen sind in der Tabelle angegeben. 7. Jahrhundert Zu beachten ist, dass manche Säuren nur in Lösung vorliegen, andere nur in Form von Salzen.
Unter anderen Schwefeloxosäuren nimmt die schwefelige Säure H2SO3 einen wichtigen Platz in der Industrie ein, eine schwache Säure, die beim Auflösen von SO2 in Wasser entsteht und nur in wässrigen Lösungen vorkommt. Seine Salze sind ziemlich stabil. Die Säure und ihre Salze sind Reduktionsmittel und werden als „Antichlorungsmittel“ verwendet, um überschüssiges Chlor aus Bleichmitteln zu entfernen. Thioschwefelsäure und ihre Salze werden in der Fotografie verwendet, um überschüssiges, nicht umgesetztes AgBr aus fotografischen Filmen zu entfernen: AgBr + S2O32 []+ Br
Der Name „Natriumhyposulfit“ für das Natriumsalz der Thioschwefelsäure ist unglücklich; der korrekte Name „Thiosulfat“ spiegelt die strukturelle Verwandtschaft dieser Säure mit Schwefelsäure wider, bei der ein Atom nicht hydratisierten Sauerstoffs durch ein Schwefelatom ersetzt ist („ Thio"). Polythionsäuren sind eine interessante Verbindungsklasse, bei der eine Kette aus Schwefelatomen entsteht, die sich zwischen zwei SO3-Gruppen befindet. Es gibt viele Daten zu H2S2O6-Derivaten, aber Polythionsäuren können auch eine große Anzahl von Schwefelatomen enthalten. Peroxosäuren sind nicht nur als Oxidationsmittel wichtig, sondern auch als Zwischenprodukte für die Herstellung von Wasserstoffperoxid. Peroxidschwefelsäure wird durch elektrolytische Oxidation des HSO4-Ions in der Kälte gewonnen. Peroxoschwefelsäure entsteht durch Hydrolyse von Peroxodischwefelsäure: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Der Bereich der Selen- und Tellursäuren ist deutlich kleiner. Selenige Säure H2SeO3 wird durch Verdampfen von Wasser aus einer SeO2-Lösung gewonnen. Im Gegensatz zur schwefeligen Säure H2SO3 (einem Reduktionsmittel) ist es ein Oxidationsmittel und oxidiert leicht Halogenide zu Halogenen. Das 4s2-Elektronenpaar von Selen ist inaktiv an der Bindungsbildung beteiligt (Inertpaareffekt; siehe oben im Abschnitt zur Reaktivität von Schwefel), weshalb Selen leicht in den elementaren Zustand übergeht. Aus dem gleichen Grund zersetzt sich Selensäure leicht zu H2SeO3 und Se. Das Te-Atom hat einen größeren Radius und ist daher bei der Bildung von Doppelbindungen unwirksam. Daher kommt Tellursäure nicht in ihrer üblichen Form vor.
und 6 Hydroxogruppen werden durch Tellur koordiniert, um H6TeO6 oder Te(OH)6 zu bilden.
Oxohalogenide. Oxosäuren und Chalkogenoxide reagieren mit Halogenen und PX5 und bilden Oxohalogenide der Zusammensetzung MOX2 und MO2X2. Beispielsweise reagiert SO2 mit PCl5 zu SOCl2 (Thionylchlorid):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Das entsprechende Fluorid SOF2 entsteht durch die Wechselwirkung von SOCl2 und SbF3, und Thionylbromid SOBr2 entsteht aus SOCl2 und HBr. Sulfurylchlorid SO2Cl2 wird durch Chlorierung von SO2 mit Chlor (in Gegenwart von Kampfer) gewonnen; auf ähnliche Weise wird Sulfurylfluorid SO2F2 gewonnen. Chlorfluorid SO2ClF entsteht aus SO2Cl2, SbF3 und SbCl3. Chlorsulfonsäure HOSO2Cl wird durch Durchleiten von Chlor durch rauchende Schwefelsäure gewonnen. Auf ähnliche Weise entsteht Fluorsulfonsäure. Bekannt sind auch Selenoxohalogenide SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Stickstoff- und schwefelhaltige Verbindungen. Schwefel bildet mit Stickstoff verschiedene Verbindungen, von denen viele wenig untersucht sind. Bei der Behandlung von S2Cl2 mit Ammoniak entstehen N4S4 (Tetraschwefeltetranitrid), S7HN (Heptasulfurimid) und andere Verbindungen. S7HN-Moleküle sind wie ein zyklisches S8-Molekül aufgebaut, bei dem ein Schwefelatom durch Stickstoff ersetzt ist. N4S4 entsteht auch aus Schwefel und Ammoniak. Durch die Einwirkung von Zinn und Salzsäure wird es in Tetraschwefeltetraimid S4N4H4 umgewandelt. Ein weiteres Stickstoffderivat, Sulfaminsäure NH2SO3H, ist von industrieller Bedeutung; es handelt sich um eine weiße, nicht hygroskopische kristalline Substanz. Es wird durch die Reaktion von Harnstoff oder Ammoniak mit rauchender Schwefelsäure gewonnen. Diese Säure hat eine ähnliche Stärke wie Schwefelsäure. Sein Ammoniumsalz NH4SO3NH2 wird als Brandschutzmittel und Alkalimetallsalze als Herbizide eingesetzt.
Polonium. Trotz der begrenzten Menge an Polonium ist die Chemie dieses letzten VIA-Elements dank seiner radioaktiven Eigenschaft (normalerweise gemischt mit Tellur als Träger oder Co-Reagenz bei chemischen Reaktionen) relativ gut verstanden. Die Halbwertszeit des stabilsten Isotops 210Po beträgt nur 138,7 Tage, daher sind die Schwierigkeiten bei der Untersuchung verständlich. Um 1 g Po zu gewinnen, müssen mehr als 11,3 Tonnen Uran-Teer verarbeitet werden. 210Po kann durch Neutronenbeschuss von 209Bi erzeugt werden, das sich zunächst in 210Bi umwandelt und dann ein b-Teilchen ausstößt, um 210Po zu bilden. Anscheinend weist Polonium die gleichen Oxidationsstufen auf wie andere Chalkogene. Poloniumhydrid H2Po und Oxid PoO2 wurden synthetisiert; Salze mit den Oxidationsstufen II und IV sind bekannt. Anscheinend existiert PoO3 nicht.
Colliers Enzyklopädie. - Offene Gesellschaft. 2000 .
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Chalkogene- chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). atitikmenys: engl. Chalkogene rus. Chalkogene... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
Chem. Elemente VIa gr. periodisch Systeme: Sauerstoff O, Schwefel S, Selen Se, Tellur Te, Polonium Po. Ext. Die Elektronenhülle der X-Atome hat die s2p4-Konfiguration. Mit zunehmender Höhe. N. Kovalente und ionische Radien X nehmen zu, die Energie nimmt ab... ... Chemische Enzyklopädie
Verbindungen mit der Oxidationsstufe –2. H 2 Se und H 2 Te sind farblose Gase mit ekelhaftem Geruch, die in Wasser löslich sind. In der Reihe H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te nimmt die Stabilität der Moleküle ab, daher verhalten sich H 2 Se und H 2 Te in wässrigen Lösungen als zweibasische Säuren, die stärker sind als Hydrosulfidsäure. Sie bilden Salze – Selenide und Telluride. Tellur und Selenwasserstoff sowie deren Salze sind äußerst giftig. Selenid und Telluride haben ähnliche Eigenschaften wie Sulfide. Darunter sind basische (K 2 Se, K 2 Te), amphotere (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) und saure Verbindungen (CSe 2, CTe 2).
Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O = H 2 CO 3 + 2H 2 Se
Eine große Gruppe von Seleniden und Telluriden sind Halbleiter. Am weitesten verbreitet sind Selenide und Telluride von Elementen der Zink-Untergruppe.
Verbindungen mit der Oxidationsstufe +4. Selen(IV)- und Tellur(IV)-Oxide entstehen durch Oxidation einfacher Stoffe mit Sauerstoff und sind feste Polymerverbindungen. Typische Säureoxide. Selen(IV)-oxid löst sich in Wasser und bildet selenige Säure, die im Gegensatz zu H 2 SO 3 in freiem Zustand isoliert und fest ist.
SeO 2 + H 2 O = H 2 SeO 3
Tellur(IV)-oxid ist in Wasser unlöslich, reagiert jedoch mit wässrigen Alkalilösungen unter Bildung von Telluriten.
TeO 2 + 2NaOH = Na 2 TeO 3
H 2 TeO 3 neigt zur Polymerisation, daher wird bei der Einwirkung von Säuren auf Tellurite ein Niederschlag variabler Zusammensetzung TeO 2 nH 2 O freigesetzt.
SeO 2 und TeO 2 sind im Vergleich zu SO 2 stärkere Oxidationsmittel:
2SO 2 + SeO 2 = Se + 2SO 3
Verbindungen mit der Oxidationsstufe +6. Selen(VI)-oxid ist ein weißer Feststoff (Fp. 118,5 °C, Zersetzung > 185 °C), der in glasartigen und asbestähnlichen Modifikationen vorkommt. Erhalten durch die Einwirkung von SO 3 auf Selenate:
K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4
Tellur(VI)-oxid hat auch zwei Modifikationen: orange und gelb. Hergestellt durch Dehydratisierung von Orthotellursäure:
H 6 TeO 6 = TeO 3 + 3H 2 O
Oxide von Selen(VI) und Tellur(VI) sind typische saure Oxide. SeO 3 löst sich in Wasser unter Bildung von Selensäure – H 2 SeO 4 . Selensäure ist eine weiße kristalline Substanz, in wässrigen Lösungen ist sie eine starke Säure (K 1 = 1·10 3, K 2 = 1,2·10 -2), verkohlt organische Verbindungen und ist ein starkes Oxidationsmittel.
H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O
Salze – Barium- und Bleiselenate – sind in Wasser unlöslich.
TeO 3 ist in Wasser praktisch unlöslich, interagiert jedoch mit wässrigen Alkalilösungen und bildet Tellursäuresalze – Tellurate.
TeO 3 + 2NaOH = Na 2 TeO 4 + H 2 O
Wenn Lösungen von Telluraten Salzsäure ausgesetzt werden, wird Orthotellursäure freigesetzt – H 6 TeO 6 – eine weiße kristalline Substanz, die in heißem Wasser gut löslich ist. Durch Dehydratisierung von H 6 TeO 6 kann Tellursäure gewonnen werden. Tellursäure ist sehr schwach, 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.
Selenverbindungen sind giftig für Pflanzen und Tiere; Tellurverbindungen sind deutlich weniger giftig. Eine Vergiftung mit Selen- und Tellurverbindungen geht mit dem Auftreten eines anhaltenden ekelhaften Geruchs beim Opfer einher.
Literatur: S. 359 - 383, S. 425 - 435, S. 297 - 328
