Οξυγόνο, θείο, σελήνιο και οι ενώσεις τους. Περίληψη: Χημικά χαρακτηριστικά οξυγόνου

ΣΤΟΙΧΕΙΑ VI Μια υποομάδα

(O, S, Se, Te, Po)

γενικά χαρακτηριστικά

Οξυγόνο

Θείο

Σελήνιο και τελλούριο

Γενικά χαρακτηριστικά των στοιχείων

Η υποομάδα VI Α του PS περιλαμβάνει τα στοιχεία: οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο και πολώνιο. Η κοινή ονομασία που χρησιμοποιείται για το θείο, το σελήνιο, το τελλούριο και το πολώνιο είναι χαλκογόνα. Το οξυγόνο, το θείο, το σελήνιο και το τελλούριο είναι αμέταλλα, ενώ το πολώνιο είναι μέταλλο. Το πολώνιο είναι ένα ραδιενεργό στοιχείο· στη φύση, σχηματίζεται σε μικρές ποσότητες κατά τη ραδιενεργή διάσπαση του ραδίου, επομένως οι χημικές του ιδιότητες δεν έχουν μελετηθεί ελάχιστα.

Τραπέζι 1

Κύρια χαρακτηριστικά των χαλκογόνων

Χαρακτηριστικά	ΣΧΕΤΙΚΑ ΜΕ	μικρό	Se	Εκείνοι
Ατομική ακτίνα, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Ιονική ακτίνα E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Δυναμικό ιονισμού, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Συγγένεια ηλεκτρονίων, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	3,44	2,58	2,55	2,10
Ενθαλπία δεσμού, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Σημείο τήξεως, °C
Σημείο βρασμού, °C	- 183
Πυκνότητα, g/cm 3	1,43 (υγρό)	2,07	4,80	6,33
Περιεκτικότητα στον φλοιό της γης, % (wt.)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Μαζικός αριθμός φυσικών ισοτόπων	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
Φυσική κατάσταση στην οδό. συνθήκες της πιο σταθερής αλλοτροπικής μορφής. χρώμα	Άχρωμο αέριο	Κρύσταλλο. κίτρινη ουσία	Κρύσταλλο. γκρίζα ουσία	Κρύσταλλο. ασημί-λευκή ουσία
Κρυσταλλικό κελί	Μοριακή στην τηλεόραση μορφή	μοριακός	μοριακός	μοριακός
Σύνθεση μορίων	Ο 2	S 8	Se ∞	Te ∞

Σύμφωνα με τη δομή του εξωτερικού ηλεκτρονικού στρώματος, τα στοιχεία που εξετάζονται ανήκουν στα στοιχεία p. Από τα έξι ηλεκτρόνια στο εξωτερικό στρώμα, δύο ηλεκτρόνια είναι ασύζευκτα, γεγονός που καθορίζει το σθένος τους ίσο με δύο. Για άτομα θείου, σεληνίου, τελουρίου και πολωνίου σε διεγερμένη κατάσταση, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων μπορεί να είναι 4 και 6. Δηλαδή, αυτά τα στοιχεία μπορεί να είναι τετραπλάσια ή εξασθενή. Όλα τα στοιχεία έχουν υψηλές τιμές ηλεκτραρνητικότητας και η EO του οξυγόνου είναι δεύτερη μετά το φθόριο. Ως εκ τούτου, σε συνδέσεις εμφανίζουν st. οξείδωση -2, -1, 0. Τα δυναμικά ιοντισμού των ατόμων θείου, σεληνίου και τελλουρίου είναι μικρά και αυτά τα στοιχεία σε ενώσεις με αλογόνα έχουν καταστάσεις οξείδωσης +4 και +6. Το οξυγόνο έχει θετική κατάσταση οξείδωσης στις ενώσεις του φθορίου και στο όζον.

Τα άτομα μπορούν να σχηματίσουν μόρια με διπλό δεσμό O 2, ... και να συνδεθούν σε αλυσίδες E - E - ... - E -, οι οποίες μπορούν να υπάρχουν τόσο σε απλές όσο και σε σύνθετες ουσίες. Όσον αφορά τη χημική δραστηριότητα και την οξειδωτική ικανότητα, τα χαλκογόνα είναι κατώτερα από τα αλογόνα. Αυτό υποδηλώνεται από το γεγονός ότι στη φύση το οξυγόνο και το θείο υπάρχουν όχι μόνο σε δεσμευμένη κατάσταση, αλλά και σε ελεύθερη κατάσταση. Η χαμηλότερη δραστηριότητα των χαλκογόνων οφείλεται σε μεγάλο βαθμό στους ισχυρότερους δεσμούς στα μόρια. Γενικά, τα χαλκογόνα είναι πολύ αντιδραστικές ουσίες, η δραστηριότητα των οποίων αυξάνεται απότομα με την αύξηση της θερμοκρασίας. Οι αλλοτροπικές τροποποιήσεις είναι γνωστές για όλες τις ουσίες αυτής της υποομάδας. Το θείο και το οξυγόνο πρακτικά δεν άγουν ηλεκτρικό ρεύμα (διηλεκτρικά), το σελήνιο και το τελλούριο είναι ημιαγωγοί.

Όταν μετακινούνται από το οξυγόνο στο τελλούριο, η τάση των στοιχείων να σχηματίζουν διπλούς δεσμούς με μικρά άτομα (C, N, O) μειώνεται. Η αδυναμία μεγάλων ατόμων να σχηματίσουν δεσμούς π με το οξυγόνο είναι ιδιαίτερα εμφανής στην περίπτωση του τελλουρίου. Έτσι, το τελλούριο δεν έχει μόρια οξέος H 2 TeO 3 και H 2 TeO 4 (μεταμορφές), καθώς και μόρια TeO 2. Το διοξείδιο του τελλουρίου υπάρχει μόνο με τη μορφή πολυμερούς, όπου όλα τα άτομα οξυγόνου γεφυρώνονται: Te – O – Te. Το τελλουρικό οξύ, σε αντίθεση με το θειικό και το σεληνικό οξύ, εμφανίζεται μόνο στην ορθομορφή - H 6 TeO 6, όπου, όπως και στο TeO 2, τα άτομα Te συνδέονται με τα άτομα O μόνο με δεσμούς σ.

Οι χημικές ιδιότητες του οξυγόνου διαφέρουν από τις ιδιότητες του θείου, του σεληνίου και του τελλουρίου. Αντίθετα, οι ιδιότητες του θείου, του σεληνίου και του τελλουρίου έχουν πολλές ομοιότητες. Όταν μετακινείστε στην ομάδα από πάνω προς τα κάτω, θα πρέπει να σημειωθεί αύξηση των όξινων και αναγωγικών ιδιοτήτων στη σειρά ενώσεων με υδρογόνο H 2 E. μια αύξηση στις οξειδωτικές ιδιότητες σε έναν αριθμό παρόμοιων ενώσεων (H 2 EO 4, EO 2). μείωση της θερμικής σταθερότητας των υδρογόνων του χαλκογόνου και των αλάτων των οξέων οξυγόνου.

Τα στοιχεία της ομάδας VI της κύριας υποομάδας ονομάζονται χαλκογόνα. Αυτά περιλαμβάνουν οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο και πολώνιο. Η λέξη "χαλκογόνο" αποτελείται από δύο ελληνικές λέξεις που σημαίνουν "χαλκός" ή "μετάλλευμα" και "γεννημένος".

Περιγραφή

Τα χαλκογόνα στη φύση βρίσκονται συχνότερα σε μεταλλεύματα - σουλφίδια, πυρίτες, οξείδια, σεληνίδια. Τα χαλκογόνα περιλαμβάνουν αμέταλλα και μέταλλα. Σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω, οι ιδιότητες αλλάζουν ως εξής:

• Οι μεταλλικές ιδιότητες ενισχύονται.
• οι οξειδωτικές ιδιότητες εξασθενούν.
• Η ηλεκτραρνητικότητα μειώνεται.
• η θερμική σταθερότητα εξασθενεί.

Γενικά χαρακτηριστικά της ομάδας χαλκογόνων:

• μη μέταλλα - οξυγόνο, θείο, σελήνιο.
• μέταλλα - τελλούριο, πολώνιο.
• Σθένος: II - O; IV και VI - S; II, IV, VI - Se, Te, Po;
• ηλεκτρονική διαμόρφωση - ns 2 np 4;
• υδρίδια - H2R;
• οξείδια - RO 2, RO 3;
• οξέα οξυγόνου - H 2 RO 3, H 2 RO 4.

Ρύζι. 1. Χαλκογόνα.

Σύμφωνα με την ηλεκτρονική τους δομή, τα χαλκογόνα ανήκουν στα στοιχεία p. Το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας περιέχει έξι ηλεκτρόνια. Λείπουν δύο ηλεκτρόνια για να ολοκληρωθεί το ρ-τροχιακό, έτσι στις ενώσεις τα χαλκογόνα παρουσιάζουν οξειδωτικές ιδιότητες. Καθώς ο αριθμός των ενεργειακών επιπέδων σε μια ομάδα αυξάνεται, ο δεσμός με τα εξωτερικά ηλεκτρόνια εξασθενεί, έτσι το τελλούριο και το πολώνιο είναι αναγωγικοί παράγοντες.

Βρίσκεται στα όρια μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων, το τελλούριο ταξινομείται ως μεταλλοειδές ή ημιμεταλλικό. Είναι ανάλογο θείου και σεληνίου, αλλά λιγότερο ενεργό.

Ρύζι. 2. Τελλούριο.

Ιδιότητες

Το πιο ενεργό στοιχείο της ομάδας χαλκογόνων είναι το οξυγόνο. Είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας που εμφανίζει τέσσερις καταστάσεις οξείδωσης - -2, -1, +1, +2.

Οι κύριες ιδιότητες των χαλκογόνων παρουσιάζονται στον πίνακα.

Στοιχείο	Φυσικές ιδιότητες	Χημικές ιδιότητες
Οξυγόνο (Ο)	Αέριο. Σχηματίζει δύο τροποποιήσεις - O 2 και O 3 (όζον). Το O 2 είναι άοσμο και άγευστο και ελάχιστα διαλυτό στο νερό. Το όζον είναι ένα γαλαζωπό αέριο με οσμή, εξαιρετικά διαλυτό στο νερό.	Αντιδρά με μέταλλα, αμέταλλα
	Τυπικό μη μέταλλο. Στερεή ουσία με σημείο τήξης 115°C. Αδιάλυτο στο νερό. Υπάρχουν τρεις τροποποιήσεις - ρομβική, μονοκλινική, πλαστική. Κατάσταση οξείδωσης - -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6	Αντιδρά με οξυγόνο, αλογόνα, αμέταλλα, μέταλλα
	Εύθραυστο στερεό. Ημιαγωγός. Έχει τρεις τροποποιήσεις - γκρι, κόκκινο, μαύρο σελήνιο. Κατάσταση οξείδωσης - -2, +2, +4, +6	Αντιδρά με αλκαλικά μέταλλα, οξυγόνο, νερό
	Εξωτερικά μοιάζει με μέταλλο. Ημιαγωγός. Κατάσταση οξείδωσης - -2, +2, +4, +6	Αντιδρά με οξυγόνο, αλκάλια, οξέα, νερό, μέταλλα, αμέταλλα, αλογόνα
Πολώνιο (Po)	Ραδιενεργό μέταλλο σε ασημί χρώμα. Κατάσταση οξείδωσης - +2, +4, +6	Αντιδρά με οξυγόνο, αλογόνα, οξέα

Τα χαλκογόνα περιλαμβάνουν επίσης τεχνητά δημιουργημένο livermorium (Lv) ή unungexium (Uuh). Αυτό είναι το στοιχείο 116 του περιοδικού πίνακα. Παρουσιάζει ισχυρές μεταλλικές ιδιότητες.

Ρύζι. 3. Livermorium.

Τι μάθαμε;

Τα χαλκογόνα είναι στοιχεία της έκτης ομάδας του περιοδικού πίνακα. Η ομάδα περιέχει τρία αμέταλλα (οξυγόνο, θείο, σελήνιο), ένα μέταλλο (πολώνιο) και ένα ημιμέταλλο (τελλούριο). Επομένως, τα χαλκογόνα είναι και οξειδωτικοί και αναγωγικοί παράγοντες. Οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται στην ομάδα από πάνω προς τα κάτω: το οξυγόνο είναι αέριο, το πολώνιο είναι ένα στερεό μέταλλο. Τα χαλκογόνα περιλαμβάνουν επίσης τεχνητά συντιθέμενο ήπαρ με ισχυρές μεταλλικές ιδιότητες.

Δοκιμή για το θέμα

Αξιολόγηση της έκθεσης

Μέση βαθμολογία: 4.3. Συνολικές βαθμολογίες που ελήφθησαν: 139.

Η υποομάδα οξυγόνου, ή χαλκογόνα, είναι η 6η ομάδα του περιοδικού πίνακα D.I. Μεντελιανό, συμπεριλαμβανομένων των ακόλουθων στοιχείων: O;S;Se;Te;Po. Ο αριθμός ομάδας υποδεικνύει το μέγιστο σθένος των στοιχείων αυτής της ομάδας. Ο γενικός ηλεκτρονικός τύπος των χαλκογόνων είναι: ns2np4– στο εξωτερικό επίπεδο σθένους, όλα τα στοιχεία έχουν 6 ηλεκτρόνια, τα οποία σπάνια παραιτούνται και πιο συχνά δέχονται τα 2 που λείπουν μέχρι να ολοκληρωθεί το επίπεδο ηλεκτρονίων. Η παρουσία του ίδιου επιπέδου σθένους καθορίζει τη χημική ομοιότητα των χαλκογόνων. Χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Το οξυγόνο εμφανίζει μόνο -1 - σε υπεροξείδια. -2 – σε οξείδια; 0 – σε ελεύθερη κατάσταση. +1 και +2 – στα φθορίδια – O2F2, ОF2 γιατί δεν έχει d-υποεπίπεδο και τα ηλεκτρόνια δεν μπορούν να διαχωριστούν και το σθένος είναι πάντα 2. S – τα πάντα εκτός από +1 και -1. Στο θείο, εμφανίζεται ένα d-υποεπίπεδο και τα ηλεκτρόνια από το 3p και το 3s σε διεγερμένη κατάσταση μπορούν να διαχωριστούν και να πάνε στο d-υποεπίπεδο. Στη μη διεγερμένη κατάσταση, το σθένος του θείου είναι 2 σε SO, 4 σε SO2, 6 σε SO3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Τα σθένη του σεληνίου, του τελλουρίου και του πολωνίου είναι επίσης 2, 4, 6. Οι τιμές των καταστάσεων οξείδωσης αντικατοπτρίζονται στην ηλεκτρονική δομή των στοιχείων: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Από πάνω προς τα κάτω, με την αύξηση του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου, οι φυσικές και χημικές ιδιότητες των χαλκογόνων αλλάζουν φυσικά: η ατομική ακτίνα των στοιχείων αυξάνεται, η ενέργεια ιονισμού και η συγγένεια ηλεκτρονίων, καθώς και η ηλεκτραρνητικότητα μειώνονται. Οι μη μεταλλικές ιδιότητες μειώνονται, οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται (οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο είναι αμέταλλα), το πολώνιο έχει μεταλλική λάμψη και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Οι ενώσεις υδρογόνου των χαλκογόνων αντιστοιχούν στον τύπο: H2R: H2O, H2S, H2Sе, H2Те – υδρογόνα χαλκ. Το υδρογόνο σε αυτές τις ενώσεις μπορεί να αντικατασταθεί από μεταλλικά ιόντα. Η κατάσταση οξείδωσης όλων των χαλκογόνων σε συνδυασμό με το υδρογόνο είναι -2 και το σθένος είναι επίσης 2. Όταν τα υδρογονοαλκογόνα διαλύονται στο νερό, σχηματίζονται τα αντίστοιχα οξέα. Αυτά τα οξέα είναι αναγωγικοί παράγοντες. Η ισχύς αυτών των οξέων αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω, καθώς η ενέργεια δέσμευσης μειώνεται και προάγει την ενεργό διάσταση. Οι ενώσεις οξυγόνου των χαλκογόνων αντιστοιχούν στον τύπο: RO2 και RO3 – οξείδια οξέος. Όταν αυτά τα οξείδια διαλύονται στο νερό, σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα: H2RO3 και H2RO4. Στην κατεύθυνση από πάνω προς τα κάτω, η ισχύς αυτών των οξέων μειώνεται. Н2RO3 – αναγωγικά οξέα, Н2RO4 – οξειδωτικά μέσα.

Οξυγόνο - το πιο κοινό στοιχείο στη Γη. Αποτελεί το 47,0% της μάζας του φλοιού της γης. Η περιεκτικότητά του στον αέρα είναι 20,95% κατ' όγκο ή 23,10% κατά μάζα. Το οξυγόνο είναι μέρος του νερού, των πετρωμάτων, πολλών ορυκτών, αλάτων και βρίσκεται σε πρωτεΐνες, λίπη και υδατάνθρακες που αποτελούν τους ζωντανούς οργανισμούς. Σε εργαστηριακές συνθήκες, λαμβάνεται οξυγόνο: - αποσύνθεση κατά τη θέρμανση του άλατος κουκουλών (χλωρικό κάλιο) παρουσία καταλύτη MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - αποσύνθεση κατά τη θέρμανση του υπερμαγγανικού καλίου: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Μπορείτε επίσης να λάβετε ηλεκτροξυγόνο με πολύ οξύ. υδατικού διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου (ηλεκτρόδια νικελίου)· Η κύρια πηγή βιομηχανικής παραγωγής οξυγόνου είναι ο αέρας, ο οποίος υγροποιείται και στη συνέχεια κλασματοποιείται. Πρώτον, απελευθερώνεται άζωτο (σημείο βρασμού = -195°C), και σχεδόν καθαρό οξυγόνο παραμένει σε υγρή κατάσταση, αφού το σημείο βρασμού του είναι υψηλότερο (-183°C). Μια ευρέως χρησιμοποιούμενη μέθοδος για την παραγωγή οξυγόνου βασίζεται στην ηλεκτρόλυση του νερού.Υπό κανονικές συνθήκες, το οξυγόνο είναι ένα άχρωμο, άγευστο και άοσμο αέριο, ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (31 ml οξυγόνου διαλύονται σε 1 λίτρο νερού στους 20°C). Σε θερμοκρασία -183°C και πίεση 101.325 kPa, το οξυγόνο μετατρέπεται σε υγρή κατάσταση. Το υγρό οξυγόνο έχει μπλε χρώμα και έλκεται σε μαγνητικό πεδίο.Το φυσικό οξυγόνο περιέχει τρία σταθερά ισότοπα 168O (99,76%), 178O (0,04%) και 188O (0,20%). Ελήφθησαν τεχνητά τρία ασταθή ισότοπα - 148O, 158O, 198O. Για να ολοκληρωθεί το εξωτερικό επίπεδο ηλεκτρονίων, το άτομο οξυγόνου στερείται δύο ηλεκτρονίων. Με τη σθεναρή λήψη τους, το οξυγόνο εμφανίζει μια κατάσταση οξείδωσης -2. Ωστόσο, σε ενώσεις με φθόριο (OF2 και O2F2), τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται προς το φθόριο, ως ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Στην περίπτωση αυτή, οι καταστάσεις οξείδωσης του οξυγόνου είναι αντίστοιχα +2 και +1 και το φθόριο είναι -1. Το μόριο οξυγόνου αποτελείται από δύο άτομα Ο2. Ο χημικός δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός Το οξυγόνο σχηματίζει ενώσεις με όλα τα χημικά στοιχεία εκτός από ήλιο, νέον και αργό. Αντιδρά άμεσα με τα περισσότερα στοιχεία, εκτός από αλογόνα, χρυσό και πλατίνα. Ο ρυθμός αντίδρασης οξυγόνου τόσο με απλές όσο και με πολύπλοκες ουσίες εξαρτάται από τη φύση των ουσιών, τη θερμοκρασία και άλλες συνθήκες. Ένα ενεργό μέταλλο όπως το καίσιο αναφλέγεται αυθόρμητα στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο ήδη σε θερμοκρασία δωματίου Το οξυγόνο αντιδρά ενεργά με τον φώσφορο όταν θερμαίνεται στους 60°C, με θείο - έως 250°C, με υδρογόνο - περισσότερο από 300°C, με άνθρακα (σε τη μορφή άνθρακα και γραφίτη) - στους 700-800°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Όταν σύνθετες ουσίες καίγονται σε περίσσεια οξυγόνου, σχηματίζονται οξείδια των αντίστοιχων στοιχείων: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Οι αντιδράσεις που εξετάζονται συνοδεύονται από απελευθέρωση θερμότητας και φωτός. Τέτοιες διεργασίες που περιλαμβάνουν οξυγόνο ονομάζονται καύση. Όσον αφορά τη σχετική ηλεκτραρνητικότητα, το οξυγόνο είναι το δεύτερο στοιχείο. Επομένως, σε χημικές αντιδράσεις τόσο με απλές όσο και με πολύπλοκες ουσίες, είναι οξειδωτικός παράγοντας, γιατί δέχεται ηλεκτρόνια. Η καύση, η σκουριά, η σήψη και η αναπνοή συμβαίνουν με τη συμμετοχή οξυγόνου. Αυτές είναι διεργασίες οξειδοαναγωγής Για την επιτάχυνση των διεργασιών οξείδωσης, αντί για συνηθισμένο αέρα, χρησιμοποιείται οξυγόνο ή αέρας εμπλουτισμένος με οξυγόνο. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται για την εντατικοποίηση των οξειδωτικών διεργασιών στη χημική βιομηχανία (παραγωγή νιτρικών και θειικών οξέων, τεχνητών υγρών καυσίμων, λιπαντικών ελαίων και άλλων ουσιών) Η μεταλλουργική βιομηχανία καταναλώνει πολύ οξυγόνο. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται για την επίτευξη υψηλών θερμοκρασιών. Η θερμοκρασία της φλόγας οξυγόνου-ακετυλενίου φτάνει τους 3500 ° C, η φλόγα οξυγόνου-υδρογόνου φτάνει τους 3000 ° C. Στην ιατρική, το οξυγόνο χρησιμοποιείται για τη διευκόλυνση της αναπνοής. Χρησιμοποιείται σε συσκευές οξυγόνου κατά την εκτέλεση εργασιών σε δύσκολες στην αναπνοή ατμόσφαιρες.

Θείο- ένα από τα λίγα χημικά στοιχεία που έχουν χρησιμοποιηθεί από τον άνθρωπο εδώ και αρκετές χιλιετίες. Είναι ευρέως διαδεδομένο στη φύση και βρίσκεται τόσο σε ελεύθερη κατάσταση (φυσικό θείο) όσο και σε ενώσεις. Τα ορυκτά που περιέχουν θείο μπορούν να χωριστούν σε δύο ομάδες - σουλφίδια (πυρίτες, σπινθηροβόλα, blende) και θειικά. Το εγγενές θείο βρίσκεται σε μεγάλες ποσότητες στην Ιταλία (το νησί της Σικελίας) και στις ΗΠΑ. Στην ΚΑΚ, υπάρχουν κοιτάσματα αυτοφυούς θείου στην περιοχή του Βόλγα, στις πολιτείες της Κεντρικής Ασίας, στην Κριμαία και σε άλλες περιοχές. Τα ορυκτά της πρώτης ομάδας περιλαμβάνουν λάμψη μολύβδου PbS, λάμψη χαλκού Cu2S, λάμψη αργύρου - Ag2S, μείγμα ψευδαργύρου - ZnS, μείγμα καδμίου - CdS, πυρίτης ή σιδηροπυρίτης - FeS2, χαλκοπυρίτης - CuFeS2, κιννάβαρη - HgS Τα ορυκτά της δεύτερης ομάδας περιλαμβάνουν γύψο CaSO4 2H2O, μιραμπιλίτη (άλας του Glauber) - Na2SO2-Suleses. στα σώματα των ζώων και των φυτών, καθώς αποτελεί μέρος των μορίων πρωτεΐνης. Οργανικές ενώσεις θείου βρίσκονται στο λάδι. Παραλαβή 1. Όταν λαμβάνεται θείο από φυσικές ενώσεις, για παράδειγμα από θεοπυρίτες, θερμαίνεται σε υψηλές θερμοκρασίες. Ο θεοπυρίτης διασπάται για να σχηματίσει θειούχο σίδηρο (II) και θείο: FeS2=FeS+S 2. Το θείο μπορεί να ληφθεί με οξείδωση υδρόθειου με έλλειψη οξυγόνου σύμφωνα με την αντίδραση: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Επί του παρόντος, είναι σύνηθες να λαμβάνεται θείο με αναγωγή του διοξειδίου του θείου SO2 με άνθρακα, ένα υποπροϊόν κατά την τήξη μετάλλων από θειούχα μεταλλεύματα: SO2 + C = CO2 + S4. Τα καυσαέρια από μεταλλουργικούς φούρνους και φούρνους οπτάνθρακα περιέχουν ένα μείγμα διοξειδίου του θείου και υδρόθειου. Αυτό το μείγμα περνάει σε υψηλή θερμοκρασία πάνω από έναν καταλύτη: H2S+SO2=2H2O+3S Το θείο είναι μια λεμονοκίτρινη, σκληρή, εύθραυστη ουσία. Είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό, αλλά είναι εξαιρετικά διαλυτό στο δισουλφίδιο του άνθρακα CS2 ανιλίνη και σε ορισμένους άλλους διαλύτες.Διαχωρεί τη θερμότητα και το ηλεκτρικό ρεύμα ελάχιστα. Το θείο σχηματίζει διάφορες αλλοτροπικές τροποποιήσεις: Το φυσικό θείο αποτελείται από ένα μείγμα τεσσάρων σταθερών ισοτόπων: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Χημικές ιδιότητες Το άτομο θείου, έχοντας ένα ατελές εξωτερικό επίπεδο ενέργειας, μπορεί να προσκολλήσει δύο ηλεκτρόνια και να εμφανίσει κατάσταση οξείδωσης -2. Το θείο εμφανίζει αυτήν την κατάσταση οξείδωσης σε ενώσεις με μέταλλα και υδρογόνο (Na2S, H2S). Όταν τα ηλεκτρόνια δίνονται μακριά ή αποσύρονται σε ένα άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου, η κατάσταση οξείδωσης του θείου μπορεί να είναι +2, +4, +6. Στο κρύο, το θείο είναι σχετικά αδρανές, αλλά με την αύξηση της θερμοκρασίας η δραστικότητά του αυξάνεται. 1. Με τα μέταλλα, το θείο εμφανίζει οξειδωτικές ιδιότητες. Αυτές οι αντιδράσεις παράγουν σουλφίδια (δεν αντιδρά με χρυσό, πλατίνα και ιρίδιο): Fe+S=FeS
2. Υπό κανονικές συνθήκες, το θείο δεν αλληλεπιδρά με το υδρογόνο και στους 150-200°C συμβαίνει μια αναστρέψιμη αντίδραση: H2 + S«H2S 3. Σε αντιδράσεις με μέταλλα και υδρογόνο, το θείο συμπεριφέρεται ως τυπικός οξειδωτικός παράγοντας και παρουσία ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων παρουσιάζει ιδιότητες αναγωγικών αντιδράσεων.S+3F2=SF6 (δεν αντιδρά με ιώδιο)4. Η καύση του θείου στο οξυγόνο γίνεται στους 280°C και στον αέρα στους 360°C. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζεται μίγμα SO2 και SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Όταν θερμαίνεται χωρίς πρόσβαση αέρα, το θείο συνδυάζεται απευθείας με φώσφορο και άνθρακα, παρουσιάζοντας οξειδωτικές ιδιότητες: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. Όταν αλληλεπιδρά με σύνθετες ουσίες, το θείο συμπεριφέρεται κυρίως ως αναγωγικός παράγοντας:

7. Το θείο είναι ικανό για αντιδράσεις δυσαναλογίας. Έτσι, όταν η σκόνη θείου βράζεται με αλκάλια, σχηματίζονται θειώδη και σουλφίδια: Το θείο είναι ευρέως ισχύουνστη βιομηχανία και τη γεωργία. Περίπου το ήμισυ της παραγωγής του χρησιμοποιείται για την παραγωγή θειικού οξέος. Το θείο χρησιμοποιείται για τον βουλκανισμό του καουτσούκ: σε αυτή την περίπτωση, το καουτσούκ μετατρέπεται σε καουτσούκ.Με τη μορφή θειούχου χρώματος (λεπτή σκόνη), το θείο χρησιμοποιείται για την καταπολέμηση ασθενειών των αμπελώνων και του βαμβακιού. Χρησιμοποιείται για την παραγωγή πυρίτιδας, σπίρτων και φωτεινών ενώσεων. Στην ιατρική, οι αλοιφές θείου παρασκευάζονται για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων.

31 Στοιχεία της IV Α υποομάδας.

Ο άνθρακας (C), το πυρίτιο (Si), το γερμάνιο (Ge), ο κασσίτερος (Sn), ο μόλυβδος (Pb) είναι στοιχεία της ομάδας 4 της κύριας υποομάδας του PSE. Στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων, τα άτομα αυτών των στοιχείων έχουν 4 ηλεκτρόνια: ns2np2. Σε μια υποομάδα, καθώς αυξάνεται ο ατομικός αριθμός ενός στοιχείου, η ατομική ακτίνα αυξάνεται, οι μη μεταλλικές ιδιότητες εξασθενούν και οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται: ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι αμέταλλα, το γερμάνιο, ο κασσίτερος, ο μόλυβδος είναι μέταλλα. Στοιχεία αυτής της υποομάδας εμφανίζουν θετικές και αρνητικές καταστάσεις οξείδωσης: -4; +2; +4.

Στοιχείο	Ηλεκτρικός τύπος	χαίρομαι νμ	ΟΕΟ	ΕΤΣΙ.
ντο	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 Γε	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

--------------------->(αυξάνονται οι μεταλλικές ιδιότητες)

ΧΑΛΚΟΓΟΝΑ
ΥΠΟΟΜΑΔΑ ΜΕΣΩ. ΧΑΛΚΟΓΟΝΑ
ΟΞΥΓΟΝΟ
Το στοιχείο οξυγόνο Ο είναι το όγδοο στοιχείο του περιοδικού πίνακα των στοιχείων και το πρώτο στοιχείο της υποομάδας VIA (Πίνακας 7α). Αυτό το στοιχείο είναι πιο άφθονο στον φλοιό της γης, αντιπροσωπεύοντας περίπου το 50% (wt.). Στον αέρα που αναπνέουμε, τα ΧΑΛΚΟΓΟΝΑ περιέχουν 20% οξυγόνο σε ελεύθερη (αδέσμευτη) κατάσταση και το 88% του οξυγόνου βρίσκεται στην υδρόσφαιρα σε δεσμευμένη κατάσταση με τη μορφή νερού H2O.
Το πιο κοινό ισότοπο είναι το 168O. Ο πυρήνας ενός τέτοιου ισοτόπου περιέχει 8 πρωτόνια και 8 νετρόνια. Το ισότοπο με 10 νετρόνια, 188O, είναι σημαντικά λιγότερο κοινό (0,2%). Ένα ακόμη λιγότερο κοινό (0,04%) ισότοπο με 9 νετρόνια, 178O. Η μέση σταθμισμένη μάζα όλων των ισοτόπων είναι 16.044. Εφόσον η ατομική μάζα του ισοτόπου άνθρακα με αριθμό μάζας 12 είναι ακριβώς 12.000 και όλες οι άλλες ατομικές μάζες βασίζονται σε αυτό το πρότυπο, τότε η ατομική μάζα οξυγόνου σύμφωνα με αυτό το πρότυπο πρέπει να είναι 15.9994.
Το οξυγόνο είναι ένα διατομικό αέριο, όπως το υδρογόνο, το άζωτο και τα αλογόνα φθόριο, χλώριο (το βρώμιο και το ιώδιο σχηματίζουν επίσης διατομικά μόρια, αλλά δεν είναι αέρια). Το μεγαλύτερο μέρος του οξυγόνου που χρησιμοποιείται στη βιομηχανία λαμβάνεται από την ατμόσφαιρα. Για να επιτευχθεί αυτό, έχουν αναπτυχθεί σχετικά φθηνές μέθοδοι για την υγροποίηση του χημικά καθαρού αέρα με χρήση κύκλων συμπίεσης και ψύξης. Ο υγροποιημένος αέρας θερμαίνεται αργά, απελευθερώνοντας περισσότερες πτητικές και εύκολα εξατμιζόμενες ενώσεις και συσσωρεύεται υγρό οξυγόνο. Αυτή η μέθοδος ονομάζεται κλασματική απόσταξη ή διόρθωση υγρού αέρα. Σε αυτή την περίπτωση, η μόλυνση του οξυγόνου με ακαθαρσίες αζώτου είναι αναπόφευκτη και για να ληφθεί οξυγόνο υψηλής καθαρότητας, η διαδικασία διόρθωσης επαναλαμβάνεται μέχρι να απομακρυνθεί πλήρως το άζωτο.
Δείτε επίσης ΑΕΡΑ.
Σε θερμοκρασία 182,96 ° C και πίεση 1 atm, το οξυγόνο μετατρέπεται από ένα άχρωμο αέριο σε ένα απαλό μπλε υγρό. Η παρουσία χρώματος δείχνει ότι η ουσία περιέχει μόρια με ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Στους 218,7° C, το οξυγόνο στερεοποιείται. Το αέριο O2 είναι 1,105 φορές βαρύτερο από τον αέρα και στους 0° C και 1 atm 1 λίτρο οξυγόνου έχει μάζα 1,429 g. Το αέριο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (CHALCOGENS 0,30 cm 3 / l στους 20 ° C), αλλά αυτό είναι σημαντικό για την ύπαρξη ζωής στο νερό. Μεγάλες μάζες οξυγόνου χρησιμοποιούνται στη βιομηχανία χάλυβα για την ταχεία απομάκρυνση των ανεπιθύμητων ακαθαρσιών, κυρίως άνθρακα, θείου και φωσφόρου, με τη μορφή οξειδίων κατά τη διαδικασία εμφύσησης ή απευθείας με εμφύσηση οξυγόνου μέσω του τήγματος. Μία από τις σημαντικές χρήσεις του υγρού οξυγόνου είναι ως οξειδωτικό καυσίμου πυραύλων. Το οξυγόνο που αποθηκεύεται σε φιάλες χρησιμοποιείται στην ιατρική για τον εμπλουτισμό του αέρα με οξυγόνο, καθώς και στην τεχνολογία για τη συγκόλληση και την κοπή μετάλλων.
Σχηματισμός οξειδίων.Τα μέταλλα και τα αμέταλλα αντιδρούν με το οξυγόνο για να σχηματίσουν οξείδια. Οι αντιδράσεις μπορεί να συμβούν με την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας ενέργειας και να συνοδεύονται από ισχυρή λάμψη, λάμψη και καύση. Το φως του φλας παράγεται από την οξείδωση φύλλου αλουμινίου ή μαγνησίου ή σύρματος. Εάν σχηματιστούν αέρια κατά την οξείδωση, διαστέλλονται ως αποτέλεσμα της θερμότητας της αντίδρασης και μπορεί να προκαλέσουν έκρηξη. Δεν αντιδρούν όλα τα στοιχεία με το οξυγόνο για να απελευθερώσουν θερμότητα. Τα οξείδια του αζώτου, για παράδειγμα, σχηματίζονται με την απορρόφηση της θερμότητας. Το οξυγόνο αντιδρά με στοιχεία, σχηματίζοντας οξείδια των αντίστοιχων στοιχείων α) σε κανονικές ή β) σε υψηλές καταστάσεις οξείδωσης. Ξύλο, χαρτί και πολλές φυσικές ουσίες ή οργανικά προϊόντα που περιέχουν άνθρακα και υδρογόνο καίγονται στον τύπο (α), παράγοντας, για παράδειγμα, CO ή στον τύπο (β), παράγοντας CO2.
Οζο.Εκτός από το ατομικό (μονατομικό) οξυγόνο O και το μοριακό (διατομικό) οξυγόνο O2, υπάρχει το όζον, μια ουσία της οποίας τα μόρια αποτελούνται από τρία άτομα οξυγόνου O3. Αυτές οι μορφές είναι αλλοτροπικές τροποποιήσεις. Περνώντας μια αθόρυβη ηλεκτρική εκκένωση μέσω ξηρού οξυγόνου, λαμβάνεται το όζον:
3O2 2O3 Το όζον έχει έντονη, ερεθιστική οσμή και βρίσκεται συχνά κοντά σε ηλεκτρικούς κινητήρες ή γεννήτριες. Το όζον είναι πιο χημικά ενεργό από το οξυγόνο στις ίδιες θερμοκρασίες. Συνήθως αντιδρά σχηματίζοντας οξείδια και απελευθερώνει ελεύθερο οξυγόνο, για παράδειγμα: Hg + O3 -> HgO + O2 Το όζον είναι αποτελεσματικό για τον καθαρισμό (απολύμανση) του νερού, για τη λεύκανση υφασμάτων, το άμυλο, τα έλαια καθαρισμού, την ξήρανση και τη γήρανση του ξύλου και του τσαγιού, και στην παραγωγή βανιλίνης και καμφοράς. Βλέπε ΟΞΥΓΟΝΟ.
ΘΕΙΟ, ΣΕΛΗΝΙΟ, ΤΕΛΛΟΥΡΟ, ΠΟΛΩΝΙΟ
Κατά τη μετάβαση από το οξυγόνο στο πολώνιο στην υποομάδα VIA, η αλλαγή των ιδιοτήτων από μη μεταλλικό σε μεταλλικό είναι λιγότερο έντονη από ό,τι για στοιχεία της υποομάδας VA. Η ηλεκτρονική δομή των χαλκογόνων ns2np4 υποδηλώνει αποδοχή ηλεκτρονίων αντί για δωρεά ηλεκτρονίων. Η μερική απόσυρση ηλεκτρονίων από το ενεργό μέταλλο στο χαλκογόνο είναι δυνατή με το σχηματισμό μιας ένωσης με μερική ιοντική φύση του δεσμού, αλλά όχι στον ίδιο βαθμό ιονισμού με παρόμοια ένωση με οξυγόνο. Τα βαρέα μέταλλα σχηματίζουν χαλκογονίδια με ομοιοπολικούς δεσμούς· οι ενώσεις είναι έγχρωμες και εντελώς αδιάλυτες.
Μοριακές μορφές.Ο σχηματισμός μιας οκτάδας ηλεκτρονίων γύρω από κάθε άτομο επιτυγχάνεται στη στοιχειακή κατάσταση από τα ηλεκτρόνια γειτονικών ατόμων. Ως αποτέλεσμα, για παράδειγμα, στην περίπτωση του θείου, λαμβάνεται ένα κυκλικό μόριο S8, κατασκευασμένο σαν στέμμα. Δεν υπάρχει ισχυρός δεσμός μεταξύ των μορίων, έτσι το θείο λιώνει, βράζει και εξατμίζεται σε χαμηλές θερμοκρασίες. Το σελήνιο, το οποίο σχηματίζει το μόριο Se8, έχει παρόμοια δομή και σύνολο ιδιοτήτων. Το τελλούριο μπορεί να σχηματίζει αλυσίδες Te8, αλλά αυτή η δομή δεν έχει καθοριστεί με σαφήνεια. Η μοριακή δομή του πολωνίου είναι επίσης ασαφής. Η πολυπλοκότητα της δομής των μορίων καθορίζει τις διάφορες μορφές ύπαρξής τους σε στερεές, υγρές και αέριες καταστάσεις (αλλοτροπία)· αυτή η ιδιότητα είναι προφανώς ένα διακριτικό χαρακτηριστικό των χαλκογόνων μεταξύ άλλων ομάδων στοιχείων. Η πιο σταθερή μορφή θείου είναι η α-μορφή ή ορθορομβικό θείο. Το δεύτερο είναι μια μετασταθερή μορφή του b, ή μονοκλινικού θείου, που μπορεί να μετατραπεί σε α-θείο κατά την αποθήκευση. Άλλες τροποποιήσεις του θείου φαίνονται στο διάγραμμα:

Το A-Sulfur και το b-Sulfur είναι διαλυτά στο CS2. Άλλες μορφές θείου είναι επίσης γνωστές. Η μορφή m είναι ένα παχύρρευστο υγρό, πιθανότατα σχηματισμένο από τη δομή της «στεφάνης», γεγονός που εξηγεί την κατάσταση που μοιάζει με καουτσούκ. Όταν ο ατμός του θείου ψύχεται ή συμπυκνώνεται ξαφνικά, σχηματίζεται θείο σε σκόνη, το οποίο ονομάζεται «χρώμα θείου». Οι ατμοί, καθώς και η μωβ σκόνη που λαμβάνεται με την απότομη ψύξη των ατμών, σύμφωνα με τα αποτελέσματα μελετών σε μαγνητικό πεδίο, περιέχουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Για τα Se και Te, η αλλοτροπία είναι λιγότερο χαρακτηριστική, αλλά έχει μια γενική ομοιότητα με το θείο, και οι τροποποιήσεις του σεληνίου είναι παρόμοιες με τις τροποποιήσεις του θείου.
Αντιδραστικότητα.Όλα τα στοιχεία της υποομάδας VIA αντιδρούν με δότες ενός ηλεκτρονίου (αλκαλιμέταλλα, υδρογόνο, ρίζα μεθυλίου HCH3), σχηματίζοντας ενώσεις της σύνθεσης RMR, δηλ. που εμφανίζει αριθμό συντονισμού 2, όπως HSH, CH3SCH3, NaSNa και ClSCl. Έξι ηλεκτρόνια σθένους συντονίζονται γύρω από το άτομο του χαλκογόνου, δύο στο φλοιό σθένους και τέσσερα στο φλοιό σθένους p. Αυτά τα ηλεκτρόνια μπορούν να σχηματίσουν έναν δεσμό με έναν ισχυρότερο δέκτη ηλεκτρονίων (όπως το οξυγόνο), ο οποίος τα απομακρύνει για να σχηματίσει μόρια και ιόντα. Έτσι, αυτά τα χαλκογόνα εμφανίζουν καταστάσεις οξείδωσης II, IV, VI, σχηματίζοντας κυρίως ομοιοπολικούς δεσμούς. Στην οικογένεια των χαλκογόνων, η εκδήλωση της οξειδωτικής κατάστασης VI εξασθενεί με την αύξηση του ατομικού αριθμού, αφού το ζεύγος ηλεκτρονίων ns2 συμμετέχει όλο και λιγότερο στον σχηματισμό δεσμών σε βαρύτερα στοιχεία (το φαινόμενο αδρανούς ζεύγους). Οι ενώσεις με αυτές τις καταστάσεις οξείδωσης περιλαμβάνουν SO και H2SO2 για το θείο (II). SO2 και H2SO3 για θείο(IV); SO3 και H2SO4 για θείο (IV). Οι ενώσεις άλλων χαλκογόνων έχουν παρόμοιες συνθέσεις, αν και υπάρχουν κάποιες διαφορές. Υπάρχουν σχετικά λίγες περίεργες καταστάσεις οξείδωσης. Οι μέθοδοι εξαγωγής ελεύθερων στοιχείων από φυσικές πρώτες ύλες είναι διαφορετικές για διαφορετικά χαλκογόνα. Μεγάλα κοιτάσματα ελεύθερου θείου είναι γνωστά στα πετρώματα, σε αντίθεση με μικρές ποσότητες άλλων χαλκογόνων σε ελεύθερη κατάσταση. Το ιζηματογενές θείο μπορεί να εξαχθεί γεωτεχνολογικά (η διαδικασία flash): υπερθερμασμένο νερό ή ατμός αντλείται μέσω ενός εσωτερικού σωλήνα για να λιώσει το θείο και στη συνέχεια το λιωμένο θείο πιέζεται στην επιφάνεια με πεπιεσμένο αέρα μέσω ενός εξωτερικού ομόκεντρου σωλήνα. Με αυτόν τον τρόπο, καθαρό, φθηνό θείο λαμβάνεται από κοιτάσματα στη Λουιζιάνα και κάτω από τον Κόλπο του Μεξικού στα ανοικτά των ακτών του Τέξας. Το σελήνιο και το τελλούριο εξάγονται από τις εκπομπές αερίων από τη μεταλλουργία του χαλκού, του ψευδαργύρου και του μολύβδου, καθώς και από τη λάσπη από την ηλεκτρομεταλλουργία του αργύρου και του μολύβδου. Ορισμένα εργοστάσια στα οποία συγκεντρώνεται το σελήνιο γίνονται πηγές δηλητηρίασης του ζωικού κόσμου. Το ελεύθερο θείο χρησιμοποιείται ευρέως στη γεωργία ως μυκητοκτόνο σε σκόνη. Μόνο στις ΗΠΑ, περίπου 5,1 εκατομμύρια τόνοι θείου χρησιμοποιούνται ετησίως για διάφορες διεργασίες και χημικές τεχνολογίες. Στην παραγωγή θειικού οξέος καταναλώνεται πολύ θείο.
Οι επιμέρους κατηγορίες ενώσεων χαλκογόνων, ιδιαίτερα τα αλογονίδια, ποικίλλουν πολύ ως προς τις ιδιότητες.
Ενώσεις υδρογόνου.Το υδρογόνο αντιδρά αργά με τα χαλκογόνα για να σχηματίσει υδρίδια H2M. Υπάρχει μεγάλη διαφορά μεταξύ του νερού (υδρίδιο οξυγόνου) και των υδριδίων άλλων χαλκογόνων, τα οποία είναι δύσοσμα και δηλητηριώδη, και τα υδατικά τους διαλύματα είναι αδύναμα οξέα (το ισχυρότερο είναι το H2Te). Τα μέταλλα αντιδρούν απευθείας με τα χαλκογόνα για να σχηματίσουν χαλκογονίδια (π.χ. θειούχο νάτριο Na2S, θειούχο κάλιο K2S). Το θείο σε υδατικά διαλύματα αυτών των σουλφιδίων σχηματίζει πολυσουλφίδια (για παράδειγμα, Na2Sx). Τα υδρίδια του χαλκογόνου μπορούν να εκτοπιστούν από οξινισμένα διαλύματα θειούχων μετάλλων. Έτσι, οι σουλφάνες H2Sx απελευθερώνονται από οξινισμένα διαλύματα Na2Sx (όπου το x μπορεί να είναι μεγαλύτερο από 50, ωστόσο, έχουν μελετηθεί μόνο οι σουλφάνες με x Ј 6).
Χαλίδες.Τα χαλκογόνα αντιδρούν απευθείας με τα αλογόνα για να σχηματίσουν αλογονίδια διαφόρων συνθέσεων. Το εύρος των αλογόνων που αντιδρούν και η σταθερότητα των ενώσεων που προκύπτουν εξαρτώνται από την αναλογία των ακτίνων του χαλκογόνου και του αλογόνου. Η πιθανότητα σχηματισμού αλογονιδίου με υψηλή κατάσταση οξείδωσης του χαλκογόνου μειώνεται με την αύξηση της ατομικής μάζας του αλογόνου, καθώς το ιόν αλογονιδίου θα οξειδωθεί σε αλογόνο και το χαλκογόνο θα αναχθεί σε ελεύθερο χαλκογόνο ή σε αλογονίδιο χαλκογόνου σε χαμηλή κατάσταση οξείδωσης, για παράδειγμα: TeI6 -> TeI4 + I2 Κατάσταση οξείδωσης Ι για το θείο, μπορεί να πραγματοποιηθεί στην ένωση (SCl)2 ή S2Cl2 (αυτή η σύνθεση δεν έχει τεκμηριωθεί αξιόπιστα). Το πιο ασυνήθιστο από τα αλογονίδια του θείου είναι το SF6, το οποίο είναι εξαιρετικά αδρανές. Το θείο σε αυτή την ένωση είναι τόσο ισχυρά προστατευμένο από άτομα φθορίου που ακόμη και οι πιο επιθετικές ουσίες δεν έχουν ουσιαστικά καμία επίδραση στο SF6. Από το τραπέζι 7β προκύπτει ότι το θείο και το σελήνιο δεν σχηματίζουν ιωδίδια.
Είναι γνωστά σύμπλοκα αλογονίδια χαλκογονίου, τα οποία σχηματίζονται από την αλληλεπίδραση ενός αλογονιδίου χαλκογονίου με ιόντα αλογονιδίου, για παράδειγμα,
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Οξείδια και οξοξέα.Τα οξείδια του χαλκογόνου σχηματίζονται από άμεση αλληλεπίδραση με το οξυγόνο. Το θείο καίγεται στον αέρα ή το οξυγόνο για να σχηματίσει ακαθαρσίες SO2 και SO3. Άλλες μέθοδοι χρησιμοποιούνται για τη λήψη SO3. Όταν το SO2 αντιδρά με το θείο, μπορεί να σχηματιστεί SO2. Το σελήνιο και το τελλούριο σχηματίζουν παρόμοια οξείδια, αλλά έχουν σημαντικά μικρότερη σημασία στην πράξη. Οι ηλεκτρικές ιδιότητες των οξειδίων του σεληνίου και, ιδιαίτερα, του καθαρού σεληνίου καθορίζουν την ανάπτυξη της πρακτικής εφαρμογής τους στην ηλεκτρονική και ηλεκτρική βιομηχανία. Τα κράματα σιδήρου και σεληνίου είναι ημιαγωγοί και χρησιμοποιούνται για την κατασκευή ανορθωτών. Δεδομένου ότι η αγωγιμότητα του σεληνίου εξαρτάται από το φωτισμό και τη θερμοκρασία, αυτή η ιδιότητα χρησιμοποιείται στην κατασκευή φωτοκυττάρων και αισθητήρων θερμοκρασίας. Τα τριοξείδια είναι γνωστά για όλα τα στοιχεία αυτής της υποομάδας, εκτός από το πολώνιο. Η καταλυτική οξείδωση του SO2 σε SO3 αποτελεί τη βάση της βιομηχανικής παραγωγής θειικού οξέος. Το στερεό SO3 έχει αλλοτροπικές τροποποιήσεις: κρύσταλλοι που μοιάζουν με φτερά, δομή παρόμοια με τον αμίαντο, δομή παρόμοια με πάγο και πολυμερικό κυκλικό (SO3)3. Το σελήνιο και το τελλούριο διαλύονται σε υγρό SO3, σχηματίζοντας ενώσεις διαχαλκογόνων όπως SeSO3 και TeSO3. Η παραγωγή SeO3 και TeO3 συνδέεται με ορισμένες δυσκολίες. Το SeO3 λαμβάνεται από ένα μίγμα αερίων Se και O2 σε ένα σωλήνα εκκένωσης και το TeO3 σχηματίζεται από έντονη αφυδάτωση του H6TeO6. Τα αναφερόμενα οξείδια υδρολύονται ή αντιδρούν έντονα με το νερό για να σχηματίσουν οξέα. Το θειικό οξύ έχει τη μεγαλύτερη πρακτική σημασία. Για την απόκτησή του, χρησιμοποιούνται δύο διαδικασίες: η συνεχώς εξελισσόμενη μέθοδος επαφής και η απαρχαιωμένη μέθοδος νιτρωδών πύργων (βλ. επίσης ΘΕΙΟ).
Το θειικό οξύ είναι ένα ισχυρό οξύ. αλληλεπιδρά ενεργά με το νερό, απελευθερώνοντας θερμότητα σύμφωνα με την αντίδραση H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Επομένως, πρέπει να λαμβάνεται μέριμνα κατά την αραίωση πυκνού θειικού οξέος, καθώς η υπερθέρμανση μπορεί να προκαλέσει την απελευθέρωση ατμών από το δοχείο με οξύ (συχνά τα εγκαύματα από θειικό οξύ σχετίζεται με την προσθήκη μικρής ποσότητας νερού). Λόγω της υψηλής συγγένειάς του με το νερό, το H2SO4 (συγκ.) αλληλεπιδρά εντατικά με τα βαμβακερά ρούχα, τη ζάχαρη και τον ζωντανό ανθρώπινο ιστό, απομακρύνοντας το νερό. Τεράστιες ποσότητες οξέος χρησιμοποιούνται για την επιφανειακή επεξεργασία μετάλλων, στη γεωργία για την παραγωγή υπερφωσφορικών (βλέπε επίσης ΦΩΣΦΟΡΟΥ), στη διύλιση του αργού πετρελαίου μέχρι το στάδιο της ανόρθωσης, στην τεχνολογία πολυμερών, στις βαφές, στη φαρμακευτική βιομηχανία και σε πολλές άλλες βιομηχανίες. Το θειικό οξύ είναι η πιο σημαντική ανόργανη ένωση από βιομηχανική άποψη. Τα οξοξέα των χαλκογόνων δίνονται στον πίνακα. 7ος αιώνας Πρέπει να σημειωθεί ότι ορισμένα οξέα υπάρχουν μόνο σε διάλυμα, άλλα μόνο με τη μορφή αλάτων.
Μεταξύ άλλων θειούχων οξοξέων, σημαντική θέση στη βιομηχανία κατέχει το θειικό οξύ H2SO3, ένα ασθενές οξύ που σχηματίζεται όταν το SO2 διαλύεται στο νερό και υπάρχει μόνο σε υδατικά διαλύματα. Τα άλατά του είναι αρκετά σταθερά. Το οξύ και τα άλατά του είναι αναγωγικοί παράγοντες και χρησιμοποιούνται ως «αντιχλωριωτικά» για την απομάκρυνση της περίσσειας χλωρίου από το λευκαντικό. Το θειοθειικό οξύ και τα άλατά του χρησιμοποιούνται στη φωτογραφία για την απομάκρυνση της περίσσειας AgBr που δεν έχει αντιδράσει από φωτογραφικό φιλμ: AgBr + S2O32 []+ Br
Το όνομα "υποθειώδες νάτριο" για το άλας νατρίου του θειοθειικού οξέος είναι ατυχές· η σωστή ονομασία "θειοθειικό" αντικατοπτρίζει τη δομική σχέση αυτού του οξέος με το θειικό οξύ, στο οποίο ένα άτομο μη ενυδατωμένου οξυγόνου αντικαθίσταται από ένα άτομο θείου (" θειο"). Τα πολυθειονικά οξέα είναι μια ενδιαφέρουσα κατηγορία ενώσεων στην οποία σχηματίζεται μια αλυσίδα ατόμων θείου, που βρίσκεται μεταξύ δύο ομάδων SO3. Υπάρχουν πολλά δεδομένα για τα παράγωγα H2S2O6, αλλά τα πολυθειονικά οξέα μπορούν επίσης να περιέχουν μεγάλο αριθμό ατόμων θείου. Τα υπεροξοξέα είναι σημαντικά όχι μόνο ως οξειδωτικά μέσα, αλλά και ως ενδιάμεσα για την παραγωγή υπεροξειδίου του υδρογόνου. Το υπεροξυδισουλφουρικό οξύ λαμβάνεται με ηλεκτρολυτική οξείδωση του ιόντος HSO4 στο κρύο. Το υπεροξοθειικό οξύ σχηματίζεται από την υδρόλυση του υπεροξοδιθειικού οξέος: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Το εύρος των οξέων του σεληνίου και του τελλουρίου είναι σημαντικά μικρότερο. Το σεληνώδες οξύ H2SeO3 λαμβάνεται με εξάτμιση νερού από διάλυμα SeO2. Είναι ένας οξειδωτικός παράγοντας, σε αντίθεση με το θειικό οξύ H2SO3 (αναγωγικός παράγοντας) και οξειδώνει εύκολα τα αλογονίδια σε αλογόνα. Το ζεύγος ηλεκτρονίων 4s2 του σεληνίου εμπλέκεται ανενεργά στο σχηματισμό δεσμών (το φαινόμενο αδρανούς ζεύγους, βλέπε παραπάνω στην ενότητα για την αντιδραστικότητα του θείου), και επομένως το σελήνιο περνά εύκολα στη στοιχειακή κατάσταση. Για τον ίδιο λόγο, το σεληνικό οξύ αποσυντίθεται εύκολα για να σχηματίσει H2SeO3 και Se. Το άτομο Te έχει μεγαλύτερη ακτίνα και επομένως είναι αναποτελεσματικό στο σχηματισμό διπλών δεσμών. Επομένως, το τελλουρικό οξύ δεν υπάρχει στη συνηθισμένη του μορφή.

και 6 υδροξοομάδες συντονίζονται από το τελλούριο για να σχηματίσουν H6TeO6 ή Te(OH)6.
Οξοχαλίδες.Τα οξοξέα και τα οξείδια του χαλκογόνου αντιδρούν με αλογόνα και PX5, σχηματίζοντας οξοαλογονίδια της σύνθεσης ΜΟΧ2 και ΜΟ2Χ2. Για παράδειγμα, το SO2 αντιδρά με το PCl5 για να σχηματίσει SOCl2 (θειονυλοχλωρίδιο):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Το αντίστοιχο φθόριο SOF2 σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση των SOCl2 και SbF3 και το θειονυλοβρωμίδιο SOBr2 σχηματίζεται από τα SOCl2 και HBr. Το σουλφουρυλοχλωρίδιο SO2Cl2 λαμβάνεται με χλωρίωση του SO2 με χλώριο (παρουσία καμφοράς)· το σουλφουρυλοφθορίδιο SO2F2 λαμβάνεται παρομοίως. Το χλωροφθορίδιο SO2ClF σχηματίζεται από SO2Cl2, SbF3 και SbCl3. Το χλωροσουλφονικό οξύ HOSO2Cl λαμβάνεται με τη διέλευση του χλωρίου μέσω του ατμίζοντος θειικού οξέος. Το φθοροσουλφονικό οξύ σχηματίζεται με παρόμοιο τρόπο. Τα οξοαλογονίδια σεληνίου SeOCl2, SeOF2, SeOBr2 είναι επίσης γνωστά.
Ενώσεις που περιέχουν άζωτο και θείο.Το θείο σχηματίζει διάφορες ενώσεις με το άζωτο, πολλές από τις οποίες έχουν μελετηθεί ελάχιστα. Όταν το S2Cl2 υποβάλλεται σε επεξεργασία με αμμωνία, σχηματίζονται N4S4 (τετρανιτρίδιο τετραθείου), S7HN (ιμίδιο επταθείου) και άλλες ενώσεις. Τα μόρια S7HN είναι κατασκευασμένα σαν ένα κυκλικό μόριο S8, στο οποίο ένα άτομο θείου αντικαθίσταται από άζωτο. Το N4S4 σχηματίζεται επίσης από θείο και αμμωνία. Μετατρέπεται σε τετραθείο τετραϊμίδιο S4N4H4 με τη δράση του κασσίτερου και του υδροχλωρικού οξέος. Ένα άλλο παράγωγο αζώτου, το σουλφαμικό οξύ NH2SO3H, είναι βιομηχανικής σημασίας· είναι μια λευκή, μη υγροσκοπική κρυσταλλική ουσία. Λαμβάνεται με αντίδραση ουρίας ή αμμωνίας με ατμίζον θειικό οξύ. Αυτό το οξύ είναι κοντά σε ισχύ με το θειικό οξύ. Το άλας αμμωνίου του NH4SO3NH2 χρησιμοποιείται ως αναστολέας της φωτιάς και τα άλατα αλκαλιμετάλλων ως ζιζανιοκτόνα.
Πολώνιο.Παρά την περιορισμένη ποσότητα πολωνίου, η χημεία αυτού του τελευταίου στοιχείου της υποομάδας VIA είναι σχετικά καλά κατανοητή χάρη στη ραδιενεργή ιδιότητά του (συνήθως στις χημικές αντιδράσεις αναμιγνύεται με τελλούριο ως φορέας ή συνοδευτικό αντιδραστήριο). Ο χρόνος ημιζωής του πιο σταθερού ισοτόπου 210Po είναι μόνο 138,7 ημέρες, επομένως οι δυσκολίες μελέτης του είναι κατανοητές. Για να ληφθεί 1 g Po, είναι απαραίτητη η επεξεργασία περισσότερων από 11,3 τόνων πίσσας ουρανίου. Το 210Po μπορεί να παραχθεί με βομβαρδισμό νετρονίων του 209Bi, το οποίο πρώτα μετασχηματίζεται σε 210Bi και στη συνέχεια εκτοξεύει ένα σωματίδιο b για να σχηματίσει 210Po. Προφανώς, το πολώνιο εμφανίζει τις ίδιες καταστάσεις οξείδωσης με άλλα χαλκογόνα. Έχουν συντεθεί υδρίδιο του πολωνίου H2Po και οξείδιο PoO2· άλατα με καταστάσεις οξείδωσης II και IV είναι γνωστά. Προφανώς το PoO3 δεν υπάρχει.

Εγκυκλοπαίδεια Collier. - Ανοικτή Κοινωνία. 2000 .

Δείτε τι είναι τα "CHALCOGENS" σε άλλα λεξικά:

ΧΑΛΚΟΓΟΝΑ, χημικά στοιχεία της ομάδας VI του περιοδικού πίνακα: οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο. Ενώσεις χαλκογόνων με περισσότερα ηλεκτροθετικά χημικά στοιχεία χαλκογονίδια (οξείδια, σουλφίδια, σεληνίδια, τελουρίδια) ... Σύγχρονη εγκυκλοπαίδεια

Χημικά στοιχεία της ομάδας VI του περιοδικού πίνακα οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο... Μεγάλο Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό

Ομάδα → 16 ↓ Περίοδος 2 8 Οξυγόνο ... Wikipedia

Χημικά στοιχεία της ομάδας VI του περιοδικού πίνακα: οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο. * * * ΧΑΛΚΟΓΟΝΑ ΧΑΛΚΟΓΟΝΑ, χημικά στοιχεία της ομάδας VI του Περιοδικού Πίνακα οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο... εγκυκλοπαιδικό λεξικό

χαλκογόνα- chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). ατιτικμενύς: αγγλ. chalcogens rus. χαλκογόνα... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Chem. στοιχεία VIa gr. περιοδικός συστήματα: οξυγόνο Ο, θείο S, σελήνιο Se, τελλούριο Te, πολώνιο Ρο. Εξωτ. Το ηλεκτρονιακό κέλυφος των ατόμων Χ έχει τη διαμόρφωση s2p4. Με αύξηση σε. n. Η ομοιοπολική και η ιοντική ακτίνα Χ αυξάνονται, η ενέργεια μειώνεται... ... Χημική εγκυκλοπαίδεια

Ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης –2.Το H 2 Se και το H 2 Te είναι άχρωμα αέρια με αποκρουστική οσμή, διαλυτά στο νερό. Στη σειρά H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te, η σταθερότητα των μορίων μειώνεται, επομένως, σε υδατικά διαλύματα, το H 2 Se και το H 2 Te συμπεριφέρονται ως διβασικά οξέα ισχυρότερα από το υδροσουλφιδικό οξύ. Σχηματίζουν άλατα - σεληνίδια και τελουρίδια. Το τελλούριο και το υδροσεληνίδιο, καθώς και τα άλατά τους, είναι εξαιρετικά τοξικά. Το σελενίδιο και τα τελουρίδια έχουν ιδιότητες παρόμοιες με τα σουλφίδια. Μεταξύ αυτών υπάρχουν βασικές (K 2 Se, K 2 Te ), αμφοτερικές (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) και όξινες ενώσεις (CSe 2, CTe 2).

Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O = H 2 CO 3 + 2H 2 Se

Μια μεγάλη ομάδα σεληνιδίων και τελουριδίων είναι ημιαγωγοί. Τα πιο ευρέως χρησιμοποιούμενα είναι τα σεληνίδια και τα τελουρίδια των στοιχείων της υποομάδας του ψευδαργύρου.

Ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης +4.Τα οξείδια του σεληνίου (IV) και του τελλουρίου (IV) σχηματίζονται από την οξείδωση απλών ουσιών με οξυγόνο και είναι στερεές πολυμερείς ενώσεις. Τυπικά οξείδια οξέος. Το οξείδιο του σεληνίου (IV) διαλύεται στο νερό, σχηματίζοντας σεληνώδες οξύ, το οποίο, σε αντίθεση με το H 2 SO 3, απομονώνεται σε ελεύθερη κατάσταση και είναι στερεό.

SeO 2 + H 2 O = H 2 SeO 3

Το οξείδιο του τελλουρίου (IV) είναι αδιάλυτο στο νερό, αλλά αντιδρά με υδατικά διαλύματα αλκαλίων, σχηματίζοντας τελλουρίτες.

TeO 2 + 2NaOH = Na 2 TeO 3

Το H 2 TeO 3 είναι επιρρεπές σε πολυμερισμό, επομένως, όταν τα οξέα δρουν στους τελλουρίτες, απελευθερώνεται ένα ίζημα μεταβλητής σύνθεσης TeO 2 nH 2 O.

Το SeO 2 και το TeO 2 είναι ισχυρότεροι οξειδωτικοί παράγοντες σε σύγκριση με το SO 2:

2SO 2 + SeO 2 = Se + 2SO 3

Ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης +6. Το οξείδιο του σεληνίου (VI) είναι ένα λευκό στερεό (mp 118,5 ºС, αποσυντίθεται > 185 ºС), γνωστό σε υαλώδεις και αμιάντου τροποποιήσεις. Λαμβάνεται από τη δράση του SO 3 στα σεληνικά:

K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4

Το οξείδιο του τελλουρίου (VI) έχει επίσης δύο τροποποιήσεις: πορτοκαλί και κίτρινο. Παρασκευάζεται με αφυδάτωση του ορθοτελουρικού οξέος:

H 6 TeO 6 = TeO 3 + 3H 2 O

Τα οξείδια του σεληνίου (VI) και του τελλουρίου (VI) είναι τυπικά όξινα οξείδια. Το SeO 3 διαλύεται σε νερό σχηματίζοντας σεληνικό οξύ - H 2 SeO 4 . Το σεληνικό οξύ είναι λευκή κρυσταλλική ουσία, σε υδατικά διαλύματα είναι ισχυρό οξύ (K 1 = 1·10 3, K 2 = 1,2·10 -2), απανθρακώνει οργανικές ενώσεις, ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.

H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O

Άλατα - το βάριο και τα σεληνικά άλατα μολύβδου είναι αδιάλυτα στο νερό.

Το TeO 3 είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό, αλλά αλληλεπιδρά με υδατικά διαλύματα αλκαλίων, σχηματίζοντας άλατα τελουρικού οξέος - τελλουρικά.

TeO 3 + 2NaOH = Na 2 TeO 4 + H 2 O

Όταν διαλύματα τελλουρατικών εκτίθενται σε υδροχλωρικό οξύ, απελευθερώνεται ορθοτελουρικό οξύ - H 6 TeO 6 - μια λευκή κρυσταλλική ουσία που είναι εξαιρετικά διαλυτή στο ζεστό νερό. Με την αφυδάτωση του H 6 TeO 6, μπορεί να ληφθεί τελλουρικό οξύ. Το τελλουρικό οξύ είναι πολύ ασθενές, Κ1 = 2·10 -8, Κ2 = 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.

Οι ενώσεις του σεληνίου είναι τοξικές για τα φυτά και τα ζώα, ενώ οι ενώσεις του τελλουρίου είναι πολύ λιγότερο τοξικές. Η δηλητηρίαση με ενώσεις σεληνίου και τελλουρίου συνοδεύεται από την εμφάνιση μιας επίμονης αποκρουστικής μυρωδιάς στο θύμα.

Λογοτεχνία: σελ. 359 - 383, πίν. 425 - 435, πίν. 297 - 328