Struktur von Selen- und Telluroxidmolekülen. Zusammenfassung: Chemische Charakterisierung von Sauerstoff

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Chemische Eigenschaften

Schwefel verbrennt in der Luft und bildet Schwefeldioxid – ein farbloses Gas mit stechendem Geruch: S + O2 → SO2

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Die Schwefelschmelze reagiert mit Chlor und die Bildung zweier niedrigerer Chloride 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 ist möglich. Beim Erhitzen reagiert Schwefel auch mit Phosphor und bildet ein Gemisch aus Phosphorsulfiden, darunter das höhere Sulfid P2S5 : 5S + 2P → P2S2 Darüber hinaus reagiert Schwefel beim Erhitzen mit Wasserstoff, Kohlenstoff, Silizium: S + H2 → H2S (Schwefelwasserstoff) C + 2S → CS2 (Schwefelkohlenstoff)

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Unter den komplexen Stoffen ist zunächst die Reaktion von Schwefel mit geschmolzenem Alkali zu erwähnen, bei der Schwefel ähnlich wie Chlor disproportioniert: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Schwefel reagiert nur bei längerem Erhitzen mit konzentrierten oxidierenden Säuren: S + 6HNO3 (konz.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konz.) → 3SO2 + 2H2O

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Bei 100–160 °C wird es durch Wasser oxidiert: Te+2H2O= TeO2+2H2 Beim Kochen in alkalischen Lösungen disproportioniert Tellur zu Tellurid und Tellurit: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.

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Verdünntes HNO3 oxidiert Te zu Tellursäure H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Starke Oxidationsmittel (HClO3, KMnO4) oxidieren Te zu schwacher Tellursäure H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Tellurverbindungen (+2) sind instabil und neigen zur Disproportionierung: 2TeCl2=TeCl4+Te.

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Beim Erhitzen an der Luft verbrennt es und bildet farbloses kristallines SeO2: Se + O2 = SeO2. Beim Erhitzen interagiert es mit Wasser: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selen reagiert beim Erhitzen mit Salpetersäure unter Bildung der selenigen Säure H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.

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Beim Kochen in alkalischen Lösungen disproportioniert Selen: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Wird Selen in einer alkalischen Lösung gekocht, durch die Luft oder Sauerstoff geleitet wird, so entstehen rotbraune Lösungen, die Polyselenide enthalten: K2Se + 3Se = K2Se4

In der VIA-Gruppe des Periodensystems der Elemente D.I. Mendeleev umfasst Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Polonium. Die ersten vier davon sind nichtmetallischer Natur. Der gebräuchliche Name der Elemente dieser Gruppe Chalkogene, was aus dem Griechischen übersetzt ist. bedeutet „bildende Erze“ und weist auf deren Vorkommen in der Natur hin.

Die elektronische Formel der Valenzschale der Atome der Elemente der VIA-Gruppe.

Die Atome dieser Elemente verfügen über 6 Valenzelektronen in den s- und p-Orbitalen des äußeren Energieniveaus. Davon sind zwei p-Orbitale zur Hälfte gefüllt.

Das Sauerstoffatom unterscheidet sich von den Atomen anderer Chalkogene durch das Fehlen einer tief liegenden d-Unterebene. Daher kann Sauerstoff in der Regel nur zwei Bindungen mit Atomen anderer Elemente eingehen. In einigen Fällen ermöglicht das Vorhandensein freier Elektronenpaare auf dem externen Energieniveau jedoch, dass das Sauerstoffatom durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus zusätzliche Bindungen bildet.

Bei Atomen anderer Chalkogene kann sich bei Energiezufuhr von außen die Zahl der ungepaarten Elektronen durch den Übergang von s- und p-Elektronen in die d-Unterebene erhöhen. Daher können die Atome von Schwefel und anderen Chalkogenen nicht nur 2, sondern auch 4 und 6 Bindungen mit Atomen anderer Elemente eingehen. Beispielsweise können im angeregten Zustand eines Schwefelatoms die Elektronen des äußeren Energieniveaus die elektronische Konfiguration 3s 2 3p 3 3d 1 und 3s 1 3p 3 3d 2 annehmen:

Je nach Zustand der Elektronenhülle treten unterschiedliche Oxidationsstufen (CO) auf. In Verbindungen mit Metallen und Wasserstoff weisen die Elemente dieser Gruppe CO = -2 auf. In Verbindungen mit Sauerstoff und Nichtmetallen können Schwefel, Selen und Tellur CO = +4 und CO = +6 haben. In einigen Verbindungen weisen sie CO = +2 auf.

In der Elektronegativität steht Sauerstoff nach Fluor an zweiter Stelle. In Fluoroxid F 2 O ist die Oxidationsstufe von Sauerstoff positiv und beträgt +2. Mit anderen Elementen weist Sauerstoff in Verbindungen normalerweise eine Oxidationsstufe von -2 auf, mit Ausnahme von Wasserstoffperoxid H 2 O 2 und seinen Derivaten, in denen Sauerstoff eine Oxidationsstufe von -1 aufweist. In lebenden Organismen sind Sauerstoff, Schwefel und Selen Bestandteile von Biomolekülen in der Oxidationsstufe -2.

In der Reihe O – S – Se-Te – Po nehmen die Radien der Atome und Ionen zu. Dementsprechend nehmen die Ionisierungsenergie und die relative Elektronegativität natürlich in die gleiche Richtung ab.

Mit zunehmender Seriennummer der Elemente der VIA-Gruppe nimmt die oxidative Aktivität neutraler Atome ab und die reduzierende Aktivität negativer Ionen nimmt zu. All dies führt zu einer Schwächung der nichtmetallischen Eigenschaften von Chalkogenen beim Übergang von Sauerstoff zu Tellur.

Mit zunehmender Ordnungszahl der Chalkogene nehmen die charakteristischen Koordinationszahlen zu. Dies liegt daran, dass beim Übergang von den p-Elementen der vierten Periode zu den p-Elementen der fünften und sechsten Periode, d - und sogar f-Orbitale. Wenn also für Schwefel und Selen die typischsten Koordinationszahlen 3 und 4 sind, dann sind es für Tellur 6 und sogar 8.

Unter normalen Bedingungen sind Wasserstoffverbindungen H 2 E von Elementen der Gruppe VIA, mit Ausnahme von Wasser, Gase mit einem sehr unangenehmen Geruch. Die thermodynamische Stabilität dieser Verbindungen nimmt von Wasser zu Telluridwasserstoff H 2 Te ab. In wässrigen Lösungen zeigen sie leicht saure Eigenschaften. In der Reihe H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nimmt die Stärke der Säuren zu.

Dies ist auf die Vergrößerung der Radien der E 2-Ionen und die entsprechende Schwächung der E-N-Bindungen zurückzuführen. In die gleiche Richtung nimmt die Reduktionsfähigkeit von H 2 E zu.

Schwefel, Selen und Tellur bilden zwei Reihen saurer Oxide: EO 2 und EO 3. Sie entsprechen Säurehydroxiden der Zusammensetzung H 2 EO 3 und H 2 EO 4 . Säuren H 2 EO 3 im freien Zustand sind instabil. Die Salze dieser Säuren und die Säuren selbst weisen eine Redoxdualität auf, da die Elemente S, Se und Te in diesen Verbindungen eine mittlere Oxidationsstufe von +4 aufweisen.

Säuren der Zusammensetzung H 2 EO 4 sind stabiler und verhalten sich bei Reaktionen wie Oxidationsmittel (die höchste Oxidationsstufe des Elements ist +6).

Chemische Eigenschaften von Sauerstoffverbindungen. Sauerstoff ist das häufigste Element in der Erdkruste (49,4 %). Der hohe Gehalt und die hohe chemische Aktivität von Sauerstoff bestimmen die vorherrschende Existenzform der meisten Elemente der Erde in Form sauerstoffhaltiger Verbindungen. Sauerstoff ist Bestandteil aller lebenswichtigen organischen Substanzen – Proteine, Fette, Kohlenhydrate.

Zahlreiche äußerst wichtige Lebensprozesse wie die Atmung, die Oxidation von Aminosäuren, Fetten und Kohlenhydraten sind ohne Sauerstoff nicht möglich. Nur wenige Pflanzen, sogenannte anaerobe Pflanzen, können ohne Sauerstoff überleben.

Bei höheren Tieren (Abb. 8.7) gelangt Sauerstoff in das Blut, verbindet sich mit Hämoglobin und bildet eine leicht dissoziierende Verbindung Oxyhämoglobin. Mit dem Blutfluss gelangt diese Verbindung in die Kapillaren verschiedener Organe. Dabei wird Sauerstoff vom Hämoglobin abgespalten und diffundiert durch die Wände der Kapillaren in das Gewebe. Die Verbindung zwischen Hämoglobin und Sauerstoff ist fragil und erfolgt aufgrund der Donor-Akzeptor-Wechselwirkung mit dem Fe 2+-Ion.

Im Ruhezustand atmet ein Mensch pro Stunde etwa 0,5 m 3 Luft ein. Allerdings wird nur 1/5 des mit der Luft eingeatmeten Sauerstoffs im Körper gespeichert. Allerdings ist ein Sauerstoffüberschuss (4/5) notwendig, um eine hohe Konzentration im Blut zu erzeugen. Dies sorgt gemäß dem Fickschen Gesetz für eine ausreichende Sauerstoffdiffusionsrate durch die Kapillarwände. Somit verbraucht ein Mensch tatsächlich etwa 0,1 m 3 Sauerstoff pro Tag.

Sauerstoff wird im Gewebe verbraucht. zur Oxidation verschiedener Stoffe. Diese Reaktionen führen letztendlich zur Bildung von Kohlendioxid, Wasser und Energiespeichern.

Sauerstoff wird nicht nur bei der Atmung verbraucht, sondern auch beim Zerfall pflanzlicher und tierischer Überreste. Durch den Zerfallsprozess komplexer organischer Substanzen entstehen deren Oxidationsprodukte: CO 2, H 2 O usw. In Pflanzen findet eine Sauerstoffregeneration statt.

Durch den Sauerstoffkreislauf in der Natur bleibt somit sein Gehalt in der Atmosphäre konstant. Naturgemäß ist der Sauerstoffkreislauf in der Natur eng mit dem Kohlenstoffkreislauf verbunden (Abb. 8.8).

Das Element Sauerstoff liegt in Form von zwei einfachen Stoffen (allotrope Modifikationen) vor: Disauerstoff(Sauerstoff) O 2 und Trisauerstoff(Ozon) O 3 . In der Atmosphäre ist fast der gesamte Sauerstoff in Form von Sauerstoff O 2 enthalten, während der Ozongehalt sehr gering ist. Der maximale Volumenanteil von Ozon beträgt in 22 km Höhe nur 10 -6 %.

Das Sauerstoffmolekül O 2 ist in Abwesenheit anderer Substanzen sehr stabil. Das Vorhandensein zweier ungepaarter Elektronen in einem Molekül bestimmt seine hohe Reaktivität. Sauerstoff ist eines der aktivsten Nichtmetalle. Mit den meisten einfachen Substanzen reagiert es direkt und bildet Oxide E x O y. Der Oxidationsgrad des Sauerstoffs in ihnen beträgt -2. Entsprechend der Veränderung der Struktur der Elektronenhüllen der Atome ändern sich regelmäßig die Art der chemischen Bindung und damit die Struktur und Eigenschaften der Oxide in den Perioden und Gruppen des Elementsystems. In einer Reihe von Oxiden von Elementen der zweiten Periode Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5 nimmt die Polarität der chemischen Bindung E-O von Gruppe I zu Gruppe V allmählich ab. Dementsprechend werden die basischen Eigenschaften abgeschwächt und die sauren Eigenschaften verstärkt: Li 2 O ist ein typisches basisches Oxid, BeO ist amphoter und B 2 O 3, CO 2 und N 2 O 5 sind saure Oxide. Die Säure-Base-Eigenschaften ändern sich in anderen Zeiträumen ähnlich.

In den Hauptuntergruppen (A-Gruppen) nimmt mit zunehmender Ordnungszahl des Elements normalerweise die Ionizität der E-O-Bindung in Oxiden zu.

Dementsprechend nehmen die Haupteigenschaften von Oxiden in der Li-Na-K-Rb-Cs-Gruppe und anderen A-Gruppen zu.

Die Eigenschaften von Oxiden sind aufgrund einer Änderung der Art der chemischen Bindung eine periodische Funktion der Ladung des Atomkerns eines Elements. Dies wird beispielsweise durch die Änderung der Perioden und Gruppen der Schmelztemperaturen und der Oxidbildungsenthalpien in Abhängigkeit von der Ladung des Kerns belegt.

Die Polarität der E-OH-Bindung in E(OH) n-Hydroxiden und damit die Eigenschaften der Hydroxide ändern sich natürlicherweise entsprechend den Gruppen und Perioden des Elementsystems.

Beispielsweise nimmt in IA-, IIA- und IIIA-Gruppen von oben nach unten mit zunehmenden Radien der Ionen die Polarität der E-OH-Bindung zu. Infolgedessen ist die Ionisierung E-OH → E + + OH - in Wasser einfacher. Dementsprechend werden die Grundeigenschaften von Hydroxiden verbessert. In der Gruppe IA werden die Haupteigenschaften von Alkalimetallhydroxiden in der Reihe Li-Na-K-Rb-Cs verstärkt.

In Perioden von links nach rechts nimmt die Polarität der E-OH-Bindung mit abnehmenden Ionenradien und zunehmender Ionenladung ab. Dadurch ist die Ionisierung von EON ⇄ EO - + H + in Wasser einfacher. Dementsprechend werden die sauren Eigenschaften in dieser Richtung verstärkt. In der fünften Periode sind also die Hydroxide RbOH und Sr(OH) 2 Basen, In(OH) 3 und Sn(OH) 4 amphotere Verbindungen und H und H 6 TeO 6 sind Säuren.

Das auf der Erde am häufigsten vorkommende Oxid ist Wasserstoffoxid oder Wasser. Es genügt zu sagen, dass es 50–99 % der Masse eines Lebewesens ausmacht. Der menschliche Körper besteht zu 70-80 % aus Wasser. Im Laufe seines 70-jährigen Lebens trinkt ein Mensch etwa 25.000 kg Wasser.

Aufgrund seiner Struktur verfügt Wasser über einzigartige Eigenschaften. In einem lebenden Organismus ist es ein Lösungsmittel organischer und anorganischer Verbindungen und beteiligt sich an den Ionisierungsprozessen von Molekülen gelöster Substanzen. Wasser ist nicht nur das Medium, in dem biochemische Reaktionen stattfinden, sondern ist auch aktiv an hydrolytischen Prozessen beteiligt.

Die Fähigkeit von Sauerstoff, sich zu bilden sauerstoffhaltig Komplexe mit verschiedenen Substanzen. Zuvor wurden Beispiele für O 2 -Oxygenylkomplexe mit Metallionen – Sauerstoffträger in lebenden Organismen – Oxyhämoglobin und Oxyhämocyanin betrachtet:

HbFe 2 + + O 2 → HbFe 2+ ∙O 2

HcCu 2+ + O 2 → HcCu 2+ ∙O 2

wobei Hb Hämoglobin ist, Hc Hämocyanin.

Sauerstoff verfügt über zwei freie Elektronenpaare und fungiert in diesen Koordinationsverbindungen mit Metallionen als Donor. In anderen Verbindungen bildet Sauerstoff verschiedene Wasserstoffbrückenbindungen.

Derzeit wird der Herstellung von Oxygenylkomplexen von Übergangsmetallen große Aufmerksamkeit gewidmet, die ähnliche Funktionen wie die entsprechenden bioanorganischen Komplexverbindungen erfüllen könnten. Die Zusammensetzung der inneren Koordinationssphäre dieser Komplexe ähnelt natürlichen aktiven Zentren. Insbesondere Komplexe von Kobalt mit Aminosäuren und einigen anderen Liganden sind hinsichtlich ihrer Fähigkeit, elementaren Sauerstoff reversibel hinzuzufügen und abzugeben, vielversprechend. Diese Verbindungen können gewissermaßen als Ersatz für Hämoglobin angesehen werden.

Eine der allotropen Modifikationen von Sauerstoff ist Ozon Ungefähr 3 . Ozon unterscheidet sich in seinen Eigenschaften stark vom Sauerstoff O 2 – es hat höhere Schmelz- und Siedepunkte und einen stechenden Geruch (daher der Name).

Die Bildung von Ozon aus Sauerstoff geht mit der Aufnahme von Energie einher:

3O 2 ⇄2O 3,

Ozon entsteht durch die Einwirkung einer elektrischen Entladung in Sauerstoff. Ozon entsteht aus O 2 und unter Einwirkung ultravioletter Strahlung. Daher ist beim Betrieb von bakteriziden und physiotherapeutischen UV-Lampen der Geruch von Ozon zu spüren.

Ozon ist das stärkste Oxidationsmittel. Oxidiert Metalle, reagiert heftig mit organischen Substanzen, oxidiert bei niedrigen Temperaturen Verbindungen, mit denen Sauerstoff nicht reagiert:

O 3 + 2Ag \u003d Ag 2 O + O 2

PbS + 4O 3 \u003d PbSO 4 + 4O 2

Eine bekannte qualitative Reaktion:

2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KOH + O 2

Die oxidative Wirkung von Ozon auf organische Stoffe ist mit der Bildung von Radikalen verbunden:

RN + O 3 → RO 2 ∙ + OH ∙

Radikale initiieren radikalische Kettenreaktionen mit bioorganischen Molekülen – Lipiden, Proteinen, DNA. Diese Reaktionen führen zu Zellschäden und zum Tod. Ozon tötet insbesondere Mikroorganismen ab, die in Luft und Wasser vorkommen. Dies ist die Grundlage für den Einsatz von Ozon zur Entkeimung von Trink- und Schwimmbadwasser.

Chemische Eigenschaften von Schwefelverbindungen. Schwefel hat ähnliche Eigenschaften wie Sauerstoff. Im Gegensatz dazu weist es in Verbindungen jedoch nicht nur die Oxidationsstufe -2, sondern auch die positiven Oxidationsstufen +2, +4 und +6 auf. Sowohl für Schwefel als auch für Sauerstoff ist Allotropie charakteristisch – das Vorhandensein mehrerer elementarer Substanzen – rhombischer, monokliner, plastischer Schwefel. Aufgrund der geringeren Elektronegativität im Vergleich zu Sauerstoff ist die Fähigkeit zur Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen im Schwefel weniger ausgeprägt. Schwefel zeichnet sich durch die Bildung stabiler Polymerhomoketten mit Zickzackform aus.

Charakteristisch für seine Verbindungen ist auch die Bildung von Homoketten aus Schwefelatomen, die in Lebensprozessen eine wesentliche biologische Rolle spielen. In den Molekülen der Aminosäure Cystin gibt es also eine Disulfidbrücke -S-S-:

Diese Aminosäure spielt eine wichtige Rolle bei der Bildung von Proteinen und Peptiden. Aufgrund der S-S-Disulfidbindung sind die Polypeptidketten miteinander verbunden (Disulfidbrücke).

Schwefel ist auch durch die Bildung einer Schwefelwasserstoff-Thiolgruppe (Sulfhydryl) -SH gekennzeichnet, die in der Aminosäure Cystein, Proteinen und Enzymen vorkommt.

Biologisch wichtig ist die Aminosäure Methionin.

Der Donor von Methylgruppen in lebenden Organismen ist S-Adenosylmethionin Ad-S-CH 3 – eine aktivierte Form von Methionin, bei der die Methylgruppe über S mit Adenin Ad verbunden ist. Die Methylgruppe von Methionin wird bei Biosyntheseprozessen auf verschiedene Akzeptoren von Methylgruppen RN übertragen:

Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SH + R-CH 3

Schwefel ist auf der Erde recht weit verbreitet (0,03 %). In der Natur kommt es in Form von Sulfid- (ZnS, HgS, PbS usw.) und Sulfat- (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O, CaSO 4 ∙2H 2 O usw.) Mineralien sowie in a vor Heimatstaat. Pulver „ausgefällter Schwefel“ wird äußerlich in Form von Salben (5-10-20 %) und Pulvern zur Behandlung von Hautkrankheiten (Seborrhoe, Psoriasis) eingesetzt. Im Körper entstehen Schwefeloxidationsprodukte – Polythionsäuren mit der allgemeinen Formel H 2 S x O 6 ( x = 3-6)

S + O 2 → H 2 S x O 6

Schwefel ist ein ziemlich aktives Nichtmetall. Schon bei leichter Erwärmung oxidiert es viele einfache Stoffe, wird jedoch selbst leicht durch Sauerstoff und Halogene oxidiert (Redox-Dualität).

Die Oxidationsstufe -2 Schwefel zeigt sich in Schwefelwasserstoff und seinen Derivaten - Sulfiden.

Schwefelwasserstoff (Dihydrogensulfid) kommt oft in der Natur vor. Enthalten in den sogenannten schwefelhaltigen Mineralwässern. Es ist ein farbloses Gas mit unangenehmem Geruch. Es entsteht beim Zerfall pflanzlicher und insbesondere tierischer Rückstände unter Einwirkung von Mikroorganismen. Einige photosynthetische Bakterien, wie zum Beispiel grüne Schwefelbakterien, nutzen Dihydrogensulfid als Wasserstoffspender. Diese Bakterien emittieren anstelle von Sauerstoff O 2 elementaren Schwefel – das Produkt der Oxidation von H 2 S.

Dihydrogensulfid ist eine sehr giftige Substanz, da es das Enzym Cytochromoxidase, einen Elektronenträger in der Atmungskette, hemmt. Es blockiert die Übertragung von Elektronen von der Cytochromoxidase auf Sauerstoff O 2 .

Wässrige Lösungen von H 2 S reagieren laut Lackmus schwach sauer. Die Ionisierung erfolgt in zwei Stufen:

H 2 S ⇄ H + + HS - (I-Stadium)

HS - ⇄ H + + S 2- (Stadium II)

Schwefelsäure ist sehr schwach. Daher findet die Ionisierung in der zweiten Stufe nur in sehr verdünnten Lösungen statt.

Salze der Schwefelsäure werden genannt Sulfide. Nur Alkali-, Erdalkali- und Ammoniumsulfide sind wasserlöslich. Saure Salze – Hydrosulfide E + NS und E 2+ (HS) 2 – sind nur für Alkali- und Erdalkalimetalle bekannt

Als Salze einer schwachen Säure unterliegen Sulfide einer Hydrolyse. Die Hydrolyse von Sulfiden mehrfach geladener Metallkationen (Al 3+ , Cr 3 + usw.) endet oft, sie ist praktisch irreversibel.

Sulfide, insbesondere Schwefelwasserstoff, sind starke Reduktionsmittel. Je nach Bedingungen können sie zu S, SO 2 oder H 2 SO 4 oxidiert werden:

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O (in Luft)

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S (in Luft)

3H 2 S + 4HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + 4HCl (in Lösung)

Einige Proteine, die Cystein HSCH 2 CH (NH 2) COOH und einen wichtigen Metaboliten Coenzym A mit Schwefelwasserstoff (Thiol)-Gruppen -SH enthalten, verhalten sich in einer Reihe von Reaktionen wie bioanorganische Dihydrogensulfid-Derivate. Cysteinhaltige Proteine ​​wie Dihydrogensulfid können mit Jod oxidiert werden. Mit Hilfe einer Disulfidbrücke, die bei der Oxidation von Thiolgruppen entsteht, verbinden Cysteinreste von Polypeptidketten diese Ketten mit einer Vernetzung (es entsteht eine Vernetzung).

Viele schwefelhaltige E-SH-Enzyme werden durch Schwermetallionen wie Cu 2+ oder Ag+ irreversibel vergiftet. Diese Ionen blockieren Thiolgruppen und bilden Mercaptane, bioanorganische Analoga von Sulfiden:

E-SH + Ag + → E-S-Ag + H +

Dadurch verliert das Enzym seine Aktivität. Die Affinität von Ag + -Ionen zu Thiolgruppen ist so hoch, dass AgNO 3 zur Quantifizierung von -SH-Gruppen durch Titration verwendet werden kann.

Schwefel(IV)-oxid SO 2 ist ein saures Oxid. Es wird durch Verbrennen von elementarem Schwefel in Sauerstoff oder durch Verbrennen von Pyrit FeS 2 gewonnen:

S + O 2 \u003d SO 2

4FeS 2 + 11О 2 = 2Fe 2 О 3 + 8SO 2

SO 2 – Gas mit erstickendem Geruch; sehr giftig. Wenn SO 2 in Wasser gelöst wird, schweflige Säure H 2 SO 3. Dies ist eine mittelstarke Säure. Da schweflige Säure zweibasig ist, bildet sie zwei Arten von Salzen: mittel - Sulfite(Na 2 SO 3, K 2 SO 3 usw.) und sauer - Hydrosulfite(NaHSO 3 , KHSO 3 und andere). In Wasser löslich sind nur Alkalimetallsalze und Hydrosulfite vom Typ E 2+ (HSO 3) 2, wobei E Elemente verschiedener Gruppen sind.

Oxid SO 2, Säure H 2 SO3 und ihre Salze zeichnen sich durch Redox-Dualität aus, da Schwefel in diesen Verbindungen eine mittlere Oxidationsstufe von +4 aufweist:

2Na 2 SO 3 + O 2 \u003d 2Na 2 SO 4

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ° + 2H 2 O

Allerdings überwiegen die reduzierenden Eigenschaften der Schwefelverbindungen (IV). So werden Sulfite in Lösungen selbst durch Luftsauerstoff bei Raumtemperatur oxidiert.

Bei höheren Tieren wirkt SO 2 -Oxid vor allem reizend auf die Schleimhaut der Atemwege. Dieses Gas ist auch für Pflanzen giftig. In Industriegebieten, in denen viel Kohle mit geringen Schwefelverbindungen verbrannt wird, gelangt Schwefeldioxid in die Atmosphäre. SO 2 löst sich in der Feuchtigkeit auf den Blättern auf und bildet eine Lösung aus schwefliger Säure, die wiederum zu Schwefelsäure H 2 SO 4 oxidiert wird:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3

2H 2 SO 3 + O 2 \u003d 2H 2 SO 4

Luftfeuchtigkeit mit gelöstem SO 2 und H 2 SO 4 fällt oft in Form von saurem Regen und führt zum Absterben der Vegetation.

Wenn eine Lösung von Na 2 SO 3 mit Schwefelpulver erhitzt wird, Natriumthiosulfat:

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

Kristallhydrat Na 2 S 2 O 3 ∙ 5H 2 O sticht aus der Lösung hervor. Natriumthiosulfat - Salz Thioschwefelsäure H 2 S 2 O 3.

Thioschwefelsäure ist sehr instabil und zerfällt in H 2 O, SO 2 und S. Natriumthiosulfat Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O wird in der medizinischen Praxis als antitoxisches, entzündungshemmendes und desensibilisierendes Mittel eingesetzt. Als antitoxisches Mittel wird Natriumthiosulfat bei Vergiftungen mit Quecksilber, Blei, Blausäure und deren Salzen eingesetzt. Der Wirkungsmechanismus des Arzneimittels hängt offensichtlich mit der Oxidation von Thiosulfat-Ionen zu Sulfitionen und elementarem Schwefel zusammen:

S 2 O 3 2- → SO 3 2- + S °

Blei- und Quecksilberionen, die mit der Nahrung oder Luft in den Körper gelangen, bilden schwerlösliche, ungiftige Sulfite:

Pb 2+ + SO 3 2- = PbSO 3

Cyanidionen interagieren mit elementarem Schwefel und bilden weniger giftige Thiocyanate:

СN - + S° = NСS -

Natriumthiosulfat wird auch zur Behandlung von Krätze eingesetzt. Nach dem Einreiben der Lösung in die Haut erfolgt das wiederholte Einreiben einer 6 %igen HCl-Lösung. Durch die Reaktion mit HCl zerfällt Natriumthiosulfat in Schwefel und Schwefeldioxid:

Na 2 S 2 O 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O

die eine schädliche Wirkung auf Krätzemilben haben.

Oxid Schwefel (VI) SO 3 ist eine flüchtige Flüssigkeit. Bei Wechselwirkung mit Wasser bildet SO 3 Schwefelsäure:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Die Struktur der Schwefelsäuremoleküle entspricht der von Schwefel sp 3 - Hybridstaat.

Schwefelsäure ist eine starke zweibasige Säure. In der ersten Stufe ist es fast vollständig ionisiert:

H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 -,

Die Ionisierung in der zweiten Stufe verläuft in geringerem Maße:

HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-,

Konzentrierte Schwefelsäure ist ein starkes Oxidationsmittel. Es oxidiert Metalle und Nichtmetalle. Normalerweise ist das Produkt seiner Reduktion SO 2, obwohl je nach Reaktionsbedingungen (Metallaktivität, Temperatur, Säurekonzentration) auch andere Produkte (S, H 2 S) erhalten werden können.

Als zweibasige Säure bildet H 2 SO 4 zwei Arten von Salzen: mittel - Sulfate(Na 2 SO 4 usw.) und sauer - Hydrosulfate(NaHSO 4 , KHSO 4 und andere). Die meisten Sulfate sind in Wasser gut löslich. Viele Sulfate werden aus Lösungen in Form von kristallinen Hydraten freigesetzt: FeSO 4 ∙7H 2 O, CuSO 4 ∙5H 2 O. Sulfate BaSO 4, SrSO 4 und PbSO 4 sind praktisch unlöslich. Schwerlösliches Calciumsulfat CaSO 4 . Bariumsulfat ist nicht nur in Wasser, sondern auch in verdünnten Säuren unlöslich.

In der medizinischen Praxis werden Sulfate vieler Metalle als Arzneimittel verwendet. Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O – als Abführmittel, MgSO 4 ∙ 7H 2 O – gegen Bluthochdruck, als Abführmittel und als Choleretikum, Kupfersulfat CuSO 4 ∙ 5H 2 O und ZnSO 4 ∙7H 2 O – als Antiseptikum, Adstringens, Brechmittel, Bariumsulfat BaSO 4 – als Kontrastmittel bei der Röntgenuntersuchung der Speiseröhre und des Magens

Selen- und Tellurverbindungen. Tellur und insbesondere Selen ähneln chemisch Schwefel. Allerdings erhöht die Stärkung der metallischen Eigenschaften von Se und Te ihre Tendenz, stärkere Ionenbindungen zu bilden. Die Ähnlichkeit der physikalischen und chemischen Eigenschaften: die Radien der E 2-Ionen, Koordinationszahlen (3, 4) – bestimmt die Austauschbarkeit von Selen und Schwefel in Verbindungen. So kann Selen Schwefel in den aktiven Zentren von Enzymen ersetzen. Der Ersatz der Schwefelwasserstoffgruppe -SH durch die Selenwasserstoffgruppe -SeH verändert den Ablauf biochemischer Prozesse im Körper. Selen kann sowohl als Synergist als auch als Antagonist von Schwefel wirken.

Se und Te bilden mit Wasserstoff sehr giftige Gase, ähnlich wie H 2 S, H 2 Se und H 2 Te. Dihydrogenselenid und Dihydrogentellurid sind starke Reduktionsmittel. In der Reihe H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nimmt die reduzierende Aktivität zu.

Für H 2 Se isoliert als mittlere Salze - Selenide(Na 2 Se usw.) und saure Salze - Hydroselenide(NaHSe und andere). Für H 2 Te sind nur mittlere Salze bekannt - Telluride.

Die Verbindungen Se (IV) und Te (IV) mit Sauerstoff sind im Gegensatz zu SO 2 feste kristalline Stoffe SeO 2 und TeO 2.

Selensäure H 2 SeO 3 und seine Salze Selenite, B. Na 2 SeO 3, sind Oxidationsmittel mittlerer Stärke. In wässrigen Lösungen werden sie daher durch Reduktionsmittel wie SO 2, H 2 S, HI usw. zu Selen reduziert:

H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O \u003d Se + 2H 2 SO 4

Offensichtlich bestimmt die Leichtigkeit der Reduktion von Seleniten in den elementaren Zustand die Bildung biologisch aktiver selenhaltiger Verbindungen wie Selenocystein im Körper.

SeO 3 und TeO 3 sind saure Oxide. Sauerstoffsäuren Se (VI) und Te (VI) - Selen H 2 SeO 4 und Tellur H 6 TeO 6 – kristalline Substanzen mit starken oxidierenden Eigenschaften. Die Salze dieser Säuren werden entsprechend benannt. Selenate Und erzählt.

In lebenden Organismen sind Selenate und Sulfate Antagonisten. Somit führt die Einführung von Sulfaten zur Ausscheidung überschüssiger selenhaltiger Verbindungen aus dem Körper.

Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von –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 wie zweibasische Säuren stärker als Hydrosulfidsäure. Sie bilden Salze – Selenide und Telluride. Telluro- und Selenwasserstoff sowie deren Salze sind äußerst giftig. Selenide 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 \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 Se

Eine große Gruppe von Seleniden und Telluriden sind Halbleiter. Am häufigsten werden Selenide und Telluride von Elementen der Zink-Untergruppe verwendet.

Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +4. Selen(IV)- und Tellur(IV)-Oxide entstehen bei der Oxidation einfacher Stoffe mit Sauerstoff und sind feste polymere Verbindungen. 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 ein Feststoff ist.

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

Tellur(IV)-oxid ist in Wasser unlöslich, interagiert jedoch mit wässrigen Alkalilösungen und bildet Tellurite.

TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3

H 2 TeO 3 neigt zur Polymerisation, daher bildet sich unter Einwirkung von Säuren auf Tellurite ein Niederschlag variabler Zusammensetzung TeO 2 nH 2 O.

SeO 2 und TeO 2 sind im Vergleich zu SO 2 stärkere Oxidationsmittel:

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

Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +6. Selen(VI)-oxid ist ein weißer Feststoff (Fp. 118,5 °C, Zersetzung > 185 °C), bekannt in Glas- und Asbestmodifikationen. Erhalten durch die Einwirkung von SO 3 auf Selenate:

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

Tellur(VI)-oxid hat auch zwei Modifikationen, orange und gelb. Erhalten durch Dehydratisierung von Orthotellursäure:

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

Selen(VI)- und Tellur(VI)-Oxide 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), karbonisiert 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

Unter Einwirkung von Salzsäurelösungen von Telluraten 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 entstehen. Tellursäure ist sehr schwach, K 1 = 2 · 10 -8, K 2 = 5 · 10 -11.

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

Selenverbindungen sind für Pflanzen und Tiere giftig, während Tellurverbindungen weitaus weniger giftig sind. 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