Μια υποομάδα οξυγόνου, ή χαλκογόνων - η 6η ομάδα του περιοδικού συστήματος του D.I. Mendellev, συμπεριλαμβανομένων των ακόλουθων στοιχείων: O, S, Se, Te, Po. Ο αριθμός της ομάδας υποδεικνύει το μέγιστο σθένος των στοιχείων αυτής της ομάδας. Ο γενικός ηλεκτρονικός τύπος των χαλκογόνων είναι: ns2np4 - στο επίπεδο εξωτερικού σθένους, όλα τα στοιχεία έχουν 6 ηλεκτρόνια, τα οποία σπάνια εγκαταλείπουν και πιο συχνά δέχονται 2 ηλεκτρόνια που λείπουν πριν από την ολοκλήρωση του επιπέδου ηλεκτρονίων. Η παρουσία του ίδιου επιπέδου σθένους καθορίζει τη χημική ομοιότητα των χαλκογόνων. Τυπικές καταστάσεις οξείδωσης: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Το οξυγόνο δείχνει μόνο -1 - σε υπεροξείδια. -2 - σε οξείδια. 0 - σε ελεύθερη κατάσταση. +1 και +2 - στα φθοριούχα - O2F2, OF2 επειδή 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. Το θείο έχει ένα d-υποεπίπεδο και τα ηλεκτρόνια με 3p και 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 και 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 ακτίνα του ατόμου των στοιχείων αυξάνεται, η ενέργεια ιοντισμού και η συγγένεια ηλεκτρονίων, καθώς και η ηλεκτραρνητικότητα μειώνονται. Οι μη μεταλλικές ιδιότητες μειώνονται, οι ιδιότητες των μετάλλων 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, H2Se, H2Te είναι υδρογόνα χαλκογόνα. 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, αφού η ενέργεια δέσμευσης μειώνεται και προάγει την ενεργό διάσταση. Οι ενώσεις οξυγόνου των χαλκογόνων αντιστοιχούν στον τύπο: τα RO2 και RO3 είναι 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. Τα H2RO3 είναι αναγωγικά οξέα, τα H2RO4 είναι οξειδωτικά μέσα.
Οξυγόνο είναι το πιο άφθονο 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 βρίσκεται στο νερό, τα πετρώματα, πολλά μέταλλα, άλατα και βρίσκεται σε πρωτεΐνες, λίπη και υδατάνθρακες που αποτελούν τους ζωντανούς οργανισμούς. Στο εργαστήριο, λαμβάνεται οξυγόνο: - αποσύνθεση με θέρμανση άλατος μπερτολέ (χλωρικό κάλιο) παρουσία καταλύτη MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - αποσύνθεση με θέρμανση υπερμαγγανικού καλίου: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 λαμβάνεται επίσης πολύ οξυγόνο. να λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου (τα ηλεκτρόδια είναι νικέλιο)· Η κύρια πηγή βιομηχανικής παραγωγής οξυγόνου είναι ο αέρας, ο οποίος υγροποιείται και στη συνέχεια κλασματοποιείται. Πρώτα απελευθερώνεται άζωτο (tboil = -195°C) και σχεδόν καθαρό οξυγόνο παραμένει σε υγρή κατάσταση, αφού το σημείο βρασμού του είναι υψηλότερο (-183°C). Μια μέθοδος λήψης οξυγόνου που βασίζεται στην ηλεκτρόλυση του νερού είναι ευρέως διαδεδομένη.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 περνά 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%). Λήφθηκαν τεχνητά τρία ασταθή ισότοπα - 148O, 158O, 198O. Για να ολοκληρωθεί το εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο, το άτομο οξυγόνου στερούνται δύο ηλεκτρονίων. Λαμβάνοντάς τα έντονα, 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 του φθορίου -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 το ήλιο, το νέο και το αργό. Αλληλεπιδρά άμεσα με τα περισσότερα στοιχεία, εκτός από τα αλογόνα, τον χρυσό και την πλατίνα. Ο ρυθμός αντίδρασης του οξυγόνου τόσο με απλές όσο και με πολύπλοκες ουσίες εξαρτάται από τη φύση των ουσιών, τη θερμοκρασία και άλλες συνθήκες. Ένα τέτοιο ενεργό μέταλλο όπως το καίσιο αναφλέγεται αυθόρμητα στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο ακόμη και 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 η μορφή του άνθρακα και του γραφίτη) - στους 700-800 ° C. =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Οι παραπάνω αντιδράσεις 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 ένας οξειδωτικός παράγοντας, tk. δέχεται ηλεκτρόνια. Η καύση, η σκουριά, η σήψη και η αναπνοή προχωρούν με τη συμμετοχή οξυγόνου. Αυτές είναι διεργασίες οξειδοαναγωγής Για να επιταχυνθούν οι διαδικασίες οξείδωσης, χρησιμοποιείται οξυγόνο ή αέρας εμπλουτισμένος με οξυγόνο αντί για συνηθισμένο αέρα. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται για την εντατικοποίηση των οξειδωτικών διεργασιών στη χημική βιομηχανία (παραγωγή νιτρικού οξέος, θειικού οξέος, τεχνητού υγρού καυσίμου, λιπαντικών ελαίων και άλλων ουσιών) Η μεταλλουργική βιομηχανία καταναλώνει πολύ οξυγόνο. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται για την παραγωγή υψηλών θερμοκρασιών. Η θερμοκρασία μιας φλόγας οξυγόνου-ακετυλενίου φτάνει τους 3500°C, μιας φλόγας οξυγόνου-υδρογόνου φτάνει τους 3000°C Στην ιατρική, το οξυγόνο χρησιμοποιείται για τη διευκόλυνση της αναπνοής. Χρησιμοποιείται σε συσκευές οξυγόνου όταν εργάζεστε σε μια ατμόσφαιρα που είναι δύσκολο να αναπνεύσει.
Θείο- ένα από τα λίγα χημικά στοιχεία που έχουν χρησιμοποιηθεί από τον άνθρωπο εδώ και αρκετές χιλιετίες. Είναι ευρέως διαδεδομένο στη φύση και εμφανίζεται τόσο σε ελεύθερη κατάσταση (φυσικό θείο) όσο και σε ενώσεις. Τα ορυκτά που περιέχουν θείο μπορούν να χωριστούν σε δύο ομάδες - σουλφίδια (πυρίτες, γυαλάδες, μείγματα) 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, ψευδάργυρο blende - ZnS, blende καδμίου - CdS, πυρίτης ή σιδηροπυρίτες - FeS2, χαλκοπυρίτης - CuFeS2, κιννάβαρη - HgS Στα ορυκτά της δεύτερης ομάδας περιλαμβάνονται ο γύψος CaSO4 2H2O, ο μιραμπιλίτης (άλας Glauber's Sulm. βρίσκεται σε οργανισμούς ζώων και φυτών, καθώς αποτελεί μέρος των μορίων πρωτεΐνης. Οργανικές ενώσεις θείου βρίσκονται στο λάδι. Παραλαβή 1. Όταν λαμβάνεται θείο από φυσικές ενώσεις, για παράδειγμα, από θειοπυρίτη, θερμαίνεται σε υψηλές θερμοκρασίες. Ο θεοπυρίτης διασπάται με σχηματισμό θειούχου σιδήρου (II) και θείου: 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 άνθρακα του διοξειδίου του θείου SO2 - ένα υποπροϊόν κατά την τήξη μετάλλων από θειούχα μεταλλεύματα: SO2 + C \u003d CO2 + S4. Τα αέρια που προέρχονται 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 ένα κίτρινο λεμόνι εύθραυστο στερεό. Είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό, αλλά εξαιρετικά διαλυτό στο δισουλφίδιο του άνθρακα CS2 ανιλίνη και σε ορισμένους άλλους διαλύτες.Αναγωγεί 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 Ένα άτομο θείου, με 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 δωρίζονται ή έλκονται 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 η αντιδραστικότητα του αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. 1. Με τα μέταλλα, το θείο εμφανίζει οξειδωτικές ιδιότητες. Κατά τη διάρκεια αυτών των αντιδράσεων, σχηματίζονται 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 εμφανίζεται αναστρέψιμη αντίδραση: Ιδιότητες H2 + S "H2S. S+3F2=SF6 (δεν αντιδρά με ιώδιο)4. Η καύση του θείου στο οξυγόνο γίνεται στους 280°C και στον αέρα στους 360°C. Αυτό παράγει ένα μείγμα SO2 και SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Όταν θερμαίνεται χωρίς πρόσβαση αέρα, το θείο συνδυάζεται απευθείας με φώσφορο, άνθρακα, εμφανίζοντας 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 του αμπελώνα και του βαμβακιού. Χρησιμοποιείται για την απόκτηση πυρίτιδας, σπίρτων, φωτεινών συνθέσεων. Στην ιατρική, παρασκευάζονται θειούχες αλοιφές για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων.
31 Στοιχεία της IV Α υποομάδας.
Άνθρακας (C), πυρίτιο (Si), γερμάνιο (Ge), κασσίτερος (Sn), μόλυβδος (Pb) - στοιχεία της ομάδας 4 της κύριας υποομάδας του PSE. Στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων, τα άτομα αυτών των στοιχείων έχουν 4 ηλεκτρόνια: ns2np2. Στην υποομάδα, με την αύξηση του τακτικού αριθμού του 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 | rad nm | 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 |
| 32ge | 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)
Το σελήνιο και το τελλούριο ανήκουν στην ομάδα VI του περιοδικού συστήματος και είναι ανάλογα του θείου. Στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο, το σελήνιο και το τελλούριο έχουν 6 ηλεκτρόνια το καθένα: Se 4s 2 4p 4; Te 5s 2 5p 4 , επομένως εμφανίζουν καταστάσεις οξείδωσης IV, VI και -II. Όπως σε κάθε ομάδα του περιοδικού συστήματος, καθώς αυξάνεται η ατομική μάζα ενός στοιχείου, οι όξινες ιδιότητες του στοιχείου εξασθενούν και οι βασικές αυξάνονται, έτσι το τελλούριο εμφανίζει έναν αριθμό βασικών (μεταλλικών) ιδιοτήτων και δεν προκαλεί έκπληξη το γεγονός ότι το οι ανακαλύψεις το μπέρδεψαν για μέταλλο.
Το σελήνιο χαρακτηρίζεται από πολυμορφισμό, υπάρχουν 3 κρυσταλλικές και 2 άμορφες τροποποιήσεις.
υαλοειδές σελήνιο που λαμβάνεται από ταχέως ψυγμένο λιωμένο σελήνιο, αποτελείται από μόρια δακτυλίου Se 8 και δακτυλίους έως 1000 άτομα.
Κόκκινο άμορφο σελήνιο σχηματίζεται εάν ο ατμός Se ψύχεται γρήγορα, αποτελείται κυρίως από ακατάλληλα προσανατολισμένα μόρια Se 8, διαλύεται στο CS 2 κατά την κρυστάλλωση, επιτυγχάνονται δύο κρυσταλλικές τροποποιήσεις:
t pl 170 0 C t pl 180 0 C
αργά γρήγορα
κατασκευασμένο από μόρια Se 8.
Το πιο σταθερό γκρι εξαγωνικό σελήνιο , που αποτελείται από ατελείωτες αλυσίδες ατόμων σεληνίου. Όταν θερμαίνεται, όλες οι τροποποιήσεις μεταφέρονται στην τελευταία. Αυτή είναι η μόνη τροποποίηση ημιαγωγών. Έχει: t pl 221 0 С και t kip 685 0 С. Μαζί με το Se 8, μόρια με μικρότερο αριθμό ατόμων μέχρι Se 2 υπάρχουν επίσης στους ατμούς.
Το τελλούριο είναι πιο απλό - το πιο σταθερό είναι το εξαγωνικό τελλούριο, με t pl 452 0 C και t kip 993 0 C. Το άμορφο τελλούριο είναι λεπτώς διασκορπισμένο εξαγωνικό τελλούριο.
Το σελήνιο και το τελλούριο είναι σταθερά στον αέρα· όταν θερμαίνονται, καίγονται, σχηματίζοντας διοξείδια SeO 2 και TeO 2 . Σε θερμοκρασία δωματίου δεν αντιδρούν με το νερό.
Όταν το άμορφο σελήνιο θερμαίνεται στους t 60 0 C, αρχίζει να αντιδρά με το νερό:
3Se + 3H 2 O = 2H 2 Se + H 2 SeO 3 (17)
Το τελλούριο είναι λιγότερο ενεργό και αντιδρά με νερό πάνω από 100 0 C. Αντιδρούν με αλκάλια κάτω από ηπιότερες συνθήκες, σχηματίζοντας:
3Se + 6NaOH = 2Na 2 Se + Na 2 SeO 3 + 3H 2 O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)
Δεν αντιδρούν με οξέα (HCl και αραιό H 2 SO 4), το αραιό HNO 3 τα οξειδώνει σε H 2 SeO 3. H 2 TeO 3 , εάν το οξύ είναι συμπυκνωμένο, τότε οξειδώνει το τελλούριο σε βασικό νιτρικό Te 2 O 3 (OH)NO 3 .
Το πυκνό H 2 SO 4 διαλύει το σελήνιο και το τελλούριο, σχηματίζοντας
Se 8 (HSO 4) 2 - πράσινο H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 - κόκκινο Te 2 O 3 SO 4
½ διαλύματα
ασταθής
Ο Se και ο Te απελευθερώνονται
Για το Se, καθώς και για το S, οι αντιδράσεις προσθήκης είναι χαρακτηριστικές:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (πιο σταθερό) (20)
Na 2 S + 2Te \u003d Na 2 STe 2 (πιο σταθερό) (21)
στη γενική περίπτωση, Na 2 SE n, όπου E \u003d Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
σεληνοθειικό
Για το τελλούριο, μια τέτοια αντίδραση συμβαίνει μόνο σε αυτόκλειστα.
Se + KCN = KSeCN (άγνωστο για τελλούριο) (23)
Το σελήνιο αλληλεπιδρά με το υδρογόνο σε θερμοκρασία 200 0 C:
Se + H 2 \u003d H 2 Se (24)
Για το τελλούριο, η αντίδραση προχωρά με δυσκολία και η απόδοση υδρογόνου τελλουρίου είναι χαμηλή.
Το σελήνιο και το τελλούριο αλληλεπιδρούν με τα περισσότερα μέταλλα. Στις ενώσεις, το σελήνιο και το τελλούριο χαρακτηρίζονται από καταστάσεις οξείδωσης -2, +4 και +6 είναι επίσης γνωστές.
Ενώσεις με οξυγόνο Διοξείδια. SeO 2 - λευκό, t υπο. - 337 0 С, διαλύεται στο νερό, σχηματίζοντας H 2 SeO 3 - ασταθές, σε θερμοκρασία 72 0 C αποσυντίθεται με περιτεκτική αντίδραση.
TeO 2 - πιο πυρίμαχο, t pl. – 733 0 С, t b.p. – 1260 0 C, μη πτητικό, ελαφρώς διαλυτό στο νερό, εύκολα διαλυτό σε αλκάλια, ελάχιστη διαλυτότητα πέφτει σε pH ~ 4, ίζημα H 2 TeO 3 απελευθερώνεται από το διάλυμα, είναι ασταθές και αποσυντίθεται κατά την ξήρανση.
τριοξείδια.Υψηλότερα οξείδια λαμβάνονται με τη δράση ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων.
Το SeO 3 (που θυμίζει SO 3) αντιδρά με το νερό, σχηματίζοντας H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, διαλύει το Au:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
διαλύει το Pt σε μίγμα με HCl.
Το TeO 3 είναι μια ανενεργή ουσία, υπάρχει σε άμορφες και κρυσταλλικές τροποποιήσεις. Το άμορφο τριοξείδιο ενυδατώνεται υπό παρατεταμένη έκθεση σε ζεστό νερό και μετατρέπεται σε ορθο-τελλουρικό οξύ H 6 TeO 6 . Διαλύεται σε πυκνά αλκαλικά διαλύματα όταν θερμαίνεται, σχηματίζοντας τελλουρικά.
Το H 2 TeO 4 έχει τρεις ποικιλίες: το ορθο-τελλουρικό οξύ H 6 TeO 6 είναι πολύ διαλυτό σε H 2 O, τα διαλύματά του δεν δίνουν όξινη αντίδραση, ένα πολύ ασθενές οξύ, κατά την αφυδάτωση, το πολυμεταλλουρικό οξύ (H 2 TeO 4) είναι λαμβάνεται n αδιάλυτο στο νερό. Το αλλοτελλουρικό οξύ λαμβάνεται με θέρμανση του ορθοτελλουρικού οξέος σε σφραγισμένη αμπούλα, είναι αναμίξιμο με νερό σε οποιαδήποτε αναλογία και έχει όξινο χαρακτήρα. Είναι ενδιάμεσο, υπάρχουν 6-10 μόρια στην αλυσίδα, είναι ασταθές, σε θερμοκρασία δωματίου μετατρέπεται σε ορθο-τελλουρικό οξύ και όταν θερμαίνεται στον αέρα μετατρέπεται γρήγορα σε H 2 TeO 4 .
Αλας.Για τα σεληνικά, τα άλατα των βαρέων μετάλλων είναι πολύ διαλυτά στο νερό, τα σεληνικά των μετάλλων των αλκαλικών γαιών, ο μόλυβδος και, σε αντίθεση με τα θειικά, το Ag και το Tl, είναι ελαφρώς διαλυτά. Όταν θερμαίνονται, σχηματίζουν σεληνίτες (διαφορετικούς από θειικούς). Οι σεληνίτες είναι πιο σταθεροί από τα θειώδη και μπορούν να λιώσουν σε αντίθεση με τα θειώδη.
Tellurates Na 2 H 4 TeO 6 - το orthotellurate υπάρχει σε δύο τροποποιήσεις, που λαμβάνονται σε χαμηλές θερμοκρασίες, διαλυτό στο νερό, σε υψηλές θερμοκρασίες - αδιάλυτο. Κατά την αφυδάτωση, λαμβάνεται Na 2 TeO 4, το οποίο είναι αδιάλυτο στο νερό. Οι τελουράτες των μετάλλων των βαρέων και των αλκαλικών γαιών διαφέρουν σε χαμηλή διαλυτότητα. Σε αντίθεση με το τελλουρικό, το τελλουρικό νάτριο είναι διαλυτό στο νερό.
Υδρίδια.Τα αέρια H 2 Se και H 2 Te διαλύονται στο νερό και δίνουν ισχυρότερα οξέα από το H 2 S. Όταν εξουδετερώνονται με αλκάλια, σχηματίζουν άλατα παρόμοια με το Na 2 S. Τα τελουρίδια και τα σεληνίδια, όπως το Na 2 S, χαρακτηρίζονται από αντιδράσεις προσθήκης:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
Στη γενική περίπτωση, σχηματίζονται Na 2 ES 3 και Na 2 ES 4, όπου το E είναι σελήνιο και τελλούριο.
Χλωρίδια.Εάν για το θείο το S 2 Cl 2 είναι το πιο σταθερό, τότε για το σελήνιο είναι γνωστή μια παρόμοια ένωση, ωστόσο, το SeCl 4 είναι το πιο σταθερό, για το τελλούριο TeCl 4. Όταν διαλύεται σε νερό, το SeCl 4 υδρολύεται:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4НCl + H 2 SeO 3 (28)
Το TeCl 4 διαλύεται χωρίς αισθητή υδρόλυση.
Για TeCl 4 είναι γνωστά σύμπλοκα: K 2 TeCl 6 και KTeCl 5, με το χλωριούχο αργίλιο σχηματίζει κατιονικά σύμπλοκα + -. Σε ορισμένες περιπτώσεις, σχηματίζει επίσης σύμπλοκα με το σελήνιο, αλλά μόνο εξαχλωροσελενικά είναι γνωστά για αυτό: M 2 SeCl 6 .
Όταν θερμαίνονται, εξαχνώνονται και διασπώνται:
SeCl 4 \u003d SeCl 2 + Cl 2 (29)
κατά τη συμπύκνωση είναι δυσανάλογα:
2TeCl 2 \u003d Te + TeCl 4 (30)
Τα φθορίδια, τα βρωμίδια και τα ιωδίδια είναι γνωστό ότι σχηματίζονται μόνο στο τελλούριο.
Σουλφίδια.Όταν συντήκονται με θειούχες ενώσεις δεν σχηματίζονται. Κάτω από τη δράση του H 2 S σε άλατα σεληνίου και τελλουρίου, μπορεί να καταβυθιστεί TeS 2 και ένα μείγμα SeS 2 και SeS (πιστεύεται ότι πρόκειται για μείγμα S και Se).
Σύνθεση, αντικαθιστώντας το θείο με σελήνιο στο μόριο S 8, λαμβάνονται Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7, η υποκατάσταση γίνεται μέσω ενός ατόμου θείου.
διαφάνεια 2
Το θείο, το σελήνιο και το τελλούριο είναι στοιχεία της κύριας υποομάδας της ομάδας VI, μέλη της οικογένειας των χαλκογόνων.
διαφάνεια 3
Θείο
Το θείο είναι μια από τις ουσίες που είναι γνωστές στην ανθρωπότητα από αμνημονεύτων χρόνων. Ακόμη και οι αρχαίοι Έλληνες και οι Ρωμαίοι βρήκαν μια ποικιλία από πρακτικές εφαρμογές. Κομμάτια αυτοφυούς θείου χρησιμοποιήθηκαν για να εκτελέσουν την ιεροτελεστία της εκδίωξης των κακών πνευμάτων.
διαφάνεια 4
Τελλούριο
Σε μια από τις περιοχές της Αυστρίας, που ονομαζόταν Semigorye, ανακαλύφθηκε ένα παράξενο γαλαζωπόλευκο μετάλλευμα τον 18ο αιώνα.
διαφάνεια 5
σελήνιο
Το σελήνιο είναι ένα από τα στοιχεία που γνώριζε ο άνθρωπος ακόμη και πριν την επίσημη ανακάλυψή του. Αυτό το χημικό στοιχείο καλύφθηκε πολύ καλά από άλλα χημικά στοιχεία που ήταν παρόμοια στα χαρακτηριστικά τους με το σελήνιο. Τα κύρια στοιχεία που το κάλυπταν ήταν το θείο και το τελλούριο.
διαφάνεια 6
Παραλαβή
Η μέθοδος οξείδωσης υδρόθειου σε στοιχειακό θείο αναπτύχθηκε για πρώτη φορά στη Μεγάλη Βρετανία, όπου έμαθαν πώς να αποκτούν σημαντικές ποσότητες θείου από το Na2CO3 που απομένει μετά την παραγωγή σόδας σύμφωνα με τη μέθοδο του Γάλλου χημικού N. Leblanc, θειούχο ασβέστιο CaS. Η μέθοδος Leblanc βασίζεται στην αναγωγή του θειικού νατρίου με άνθρακα παρουσία ασβεστόλιθου CaCO3. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Διαφάνεια 7
Η σόδα στη συνέχεια εκπλένεται με νερό και ένα υδατικό εναιώρημα κακώς διαλυτού θειούχου ασβεστίου επεξεργάζεται με διοξείδιο του άνθρακα.
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Το σχηματιζόμενο υδρόθειο H2S αναμεμειγμένο με αέρα περνά στον κλίβανο πάνω από την καταλυτική κλίνη. Στην περίπτωση αυτή, λόγω της ατελούς οξείδωσης του υδρόθειου, σχηματίζεται θείο 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
Διαφάνεια 8
Το σεληνικό οξύ, όταν θερμαίνεται με υδροχλωρικό οξύ, ανάγεται σε σεληνικό οξύ. Στη συνέχεια, το διοξείδιο του θείου SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 διέρχεται από το ληφθέν διάλυμα σεληνικού οξέος. Σε αυτή την περίπτωση, το καθαρό διοξείδιο του σεληνίου SeO2 εξαχνώνεται. Από διάλυμα SeO2 σε νερό, μετά την προσθήκη υδροχλωρικού οξέος, το σελήνιο κατακρημνίζεται και πάλι με διέλευση διοξειδίου του θείου από το διάλυμα.
Διαφάνεια 9
Για να απομονωθεί το Te από τη λάσπη, πυροσυσσωματώνονται με σόδα και ακολουθεί έκπλυση. Το Te περνά σε αλκαλικό διάλυμα, από το οποίο, κατά την εξουδετέρωση, καθιζάνει με τη μορφή TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. Για τον καθαρισμό του τελλουρίου από S και Se, χρησιμοποιείται η ικανότητά του, υπό τη δράση ενός αναγωγικού παράγοντα (Al) σε ένα αλκαλικό μέσο, να περνά σε διαλυτό διτελλουρίτιο δινάτριο Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
Διαφάνεια 10
Για να κατακρημνιστεί το τελλούριο, διέρχεται αέρας ή οξυγόνο από το διάλυμα: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Για να ληφθεί τελλούριο υψηλής καθαρότητας, χλωριώνεται: Te+2Cl2=TeCl4. Το προκύπτον τετραχλωρίδιο καθαρίζεται με απόσταξη ή διόρθωση. Στη συνέχεια το τετραχλωρίδιο υδρολύεται με νερό: TeCl4+2H2O=TeO2Ї+4HCl, και το TeO2 που προκύπτει ανάγεται με υδρογόνο: TeO2+4H2=Te+2H2O.
διαφάνεια 11
Φυσικές ιδιότητες
διαφάνεια 12
Χημικές ιδιότητες
Το θείο καίγεται στον αέρα, σχηματίζοντας διοξείδιο του θείου - ένα άχρωμο αέριο με έντονη οσμή: S + O2 → SO2
διαφάνεια 13
Το τήγμα του θείου αντιδρά με το χλώριο και είναι δυνατός ο σχηματισμός δύο κατώτερων χλωριδίων 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2. Όταν θερμαίνεται, το θείο αντιδρά επίσης με το φώσφορο, σχηματίζοντας ένα μείγμα θειούχων φωσφόρου, μεταξύ των οποίων είναι το υψηλότερο θειούχο P2S5 : 5S + 2P → P2S2 Επιπλέον, όταν θερμαίνεται, το θείο αντιδρά με υδρογόνο, άνθρακα, πυρίτιο: S + H2 → H2S (υδρόθειο) C + 2S → CS2 (δισουλφίδιο του άνθρακα)
Διαφάνεια 14
Από τις σύνθετες ουσίες, πρώτα απ 'όλα, πρέπει να σημειωθεί η αντίδραση του θείου με τηγμένο αλκάλιο, στην οποία το θείο είναι δυσανάλογο με το χλώριο: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Το θείο αντιδρά με πυκνά οξειδωτικά οξέα μόνο κατά τη διάρκεια παρατεταμένης θέρμανσης: S + 6HNO3 (συμπ.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (συμπ.) → 3SO2 + 2H2O
διαφάνεια 15
Στους 100–160°C οξειδώνεται με νερό: Te+2H2O= TeO2+2H2 Όταν βράζεται σε αλκαλικά διαλύματα, το τελλούριο δυσανάλογα σχηματίζει τελλουρίδιο και τελουρίτη: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
διαφάνεια 16
Το αραιό HNO3 οξειδώνει το Te σε τελλουρό οξύ H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Ισχυρά οξειδωτικά (HClO3, KMnO4) οξειδώνουν το Te σε ασθενές τελλουρικό οξύ H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Οι ενώσεις του τελλουρίου (+2) είναι ασταθείς και επιρρεπείς σε δυσαναλογία: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Διαφάνεια 17
Όταν θερμαίνεται στον αέρα, καίγεται για να σχηματίσει άχρωμο κρυσταλλικό SeO2: Se + O2 = SeO2. Αλληλεπιδρά με το νερό όταν θερμαίνεται: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Το σελήνιο αντιδρά όταν θερμαίνεται με νιτρικό οξύ για να σχηματίσει σεληνιώδες οξύ H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Διαφάνεια 18
Όταν βράζει σε αλκαλικά διαλύματα, το σελήνιο είναι δυσανάλογο: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Εάν το σελήνιο βράσει σε αλκαλικό διάλυμα από το οποίο διέρχεται αέρας ή οξυγόνο, τότε σχηματίζονται ερυθροκαφέ διαλύματα που περιέχουν πολυσεληνίδια: K2Se + 3Se = K2Se4
Στην ομάδα VIA του περιοδικού συστήματος στοιχείων D.I. Ο Mendeleev περιλαμβάνει οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο, πολώνιο. Τα πρώτα τέσσερα από αυτά είναι μη μεταλλικής φύσης. Η κοινή ονομασία των στοιχείων αυτής της ομάδας χαλκογόνα,που μεταφράζεται από τα ελληνικά. σημαίνει «σχηματισμός μεταλλευμάτων», υποδηλώνοντας την παρουσία τους στη φύση.
Ο ηλεκτρονικός τύπος του κελύφους σθένους των ατόμων των στοιχείων της ομάδας VIA.
Τα άτομα αυτών των στοιχείων έχουν 6 ηλεκτρόνια σθένους στα τροχιακά s και p του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου. Από αυτά, δύο p-τροχιακά είναι μισογεμάτα.
Το άτομο οξυγόνου διαφέρει από τα άτομα άλλων χαλκογόνων λόγω της απουσίας ενός χαμηλού d-υποεπιπέδου. Επομένως, το οξυγόνο, κατά κανόνα, είναι σε θέση να σχηματίσει μόνο δύο δεσμούς με άτομα άλλων στοιχείων. Ωστόσο, σε ορισμένες περιπτώσεις, η παρουσία μεμονωμένων ζευγών ηλεκτρονίων στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο επιτρέπει στο άτομο οξυγόνου να σχηματίσει πρόσθετους δεσμούς μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη.
Για άτομα άλλων χαλκογόνων, όταν η ενέργεια παρέχεται από έξω, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων μπορεί να αυξηθεί ως αποτέλεσμα της μετάβασης των ηλεκτρονίων s και p στο d-υποεπίπεδο. Επομένως, τα άτομα του θείου και άλλων χαλκογόνων μπορούν να σχηματίσουν όχι μόνο 2, αλλά και 4 και 6 δεσμούς με άτομα άλλων στοιχείων. Για παράδειγμα, σε μια διεγερμένη κατάσταση ενός ατόμου θείου, τα ηλεκτρόνια του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου μπορούν να αποκτήσουν την ηλεκτρονική διαμόρφωση 3s 2 3p 3 3d 1 και 3s 1 3p 3 3d 2:
Ανάλογα με την κατάσταση του κελύφους ηλεκτρονίων, εμφανίζονται διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης (CO). Σε ενώσεις με μέταλλα και υδρογόνο, τα στοιχεία αυτής της ομάδας εμφανίζουν CO = -2. Σε ενώσεις με οξυγόνο και αμέταλλα, το θείο, το σελήνιο και το τελλούριο μπορεί να έχουν CO = +4 και CO = +6. Σε ορισμένες ενώσεις εμφανίζουν CO = +2.
Το οξυγόνο είναι δεύτερο μόνο μετά το φθόριο σε ηλεκτραρνητικότητα. Στο φθοροξείδιο F 2 O, η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι θετική και ίση με +2. Με άλλα στοιχεία, το οξυγόνο εμφανίζει συνήθως κατάσταση οξείδωσης -2 σε ενώσεις, με εξαίρεση το υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2 και τα παράγωγά του, στα οποία το οξυγόνο έχει κατάσταση οξείδωσης -1. Στους ζωντανούς οργανισμούς, το οξυγόνο, το θείο και το σελήνιο αποτελούν μέρος των βιομορίων σε κατάσταση οξείδωσης -2.
Στη σειρά O - S - Se-Te - Po αυξάνονται οι ακτίνες των ατόμων και των ιόντων. Αντίστοιχα, η ενέργεια ιοντισμού και η σχετική ηλεκτραρνητικότητα μειώνονται φυσικά προς την ίδια κατεύθυνση.
Με την αύξηση του σειριακού αριθμού των στοιχείων της ομάδας VIA, η οξειδωτική δραστηριότητα των ουδέτερων ατόμων μειώνεται και η αναγωγική δραστηριότητα των αρνητικών ιόντων αυξάνεται. Όλα αυτά οδηγούν σε αποδυνάμωση των μη μεταλλικών ιδιοτήτων των χαλκογόνων κατά τη μετάβαση από το οξυγόνο στο τελλούριο.
Με την αύξηση του ατομικού αριθμού των χαλκογόνων, οι χαρακτηριστικοί αριθμοί συντονισμού αυξάνονται. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι κατά τη μετάβαση από τα p-στοιχεία της τέταρτης περιόδου στα p-στοιχεία της πέμπτης και έκτης περιόδου, d - και ακόμη και f-τροχιακά. Έτσι, εάν για το θείο και το σελήνιο οι πιο τυπικοί αριθμοί συντονισμού είναι το 3 και το 4, τότε για το τελλούριο - 6 και ακόμη και 8.
Υπό κανονικές συνθήκες, οι ενώσεις υδρογόνου H 2 E των στοιχείων της ομάδας VIA, με εξαίρεση το νερό, είναι αέρια με πολύ δυσάρεστη οσμή. Η θερμοδυναμική σταθερότητα αυτών των ενώσεων μειώνεται από το νερό στο τελλουρίδιο υδρογόνου H 2 Te. Σε υδατικά διαλύματα, παρουσιάζουν ελαφρώς όξινες ιδιότητες. Στη σειρά H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te, η ισχύς των οξέων αυξάνεται.
Αυτό οφείλεται στην αύξηση των ακτίνων των ιόντων E 2- και στην αντίστοιχη εξασθένηση των δεσμών E-N. Στην ίδια κατεύθυνση αυξάνεται η αναγωγική ικανότητα του H 2 E.
Το θείο, το σελήνιο, το τελλούριο σχηματίζουν δύο σειρές όξινων οξειδίων: EO 2 και EO 3. Αντιστοιχούν σε όξινα υδροξείδια της σύνθεσης H 2 EO 3 και H 2 EO 4 . Τα οξέα H 2 EO 3 στην ελεύθερη κατάσταση είναι ασταθή. Τα άλατα αυτών των οξέων και τα ίδια τα οξέα παρουσιάζουν δυαδικότητα οξειδοαναγωγής, καθώς τα στοιχεία S, Se και Te έχουν μια ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης + 4 σε αυτές τις ενώσεις.
Τα οξέα της σύνθεσης H 2 EO 4 είναι πιο σταθερά και συμπεριφέρονται σαν οξειδωτικά μέσα στις αντιδράσεις (η υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου είναι +6).
Χημικές ιδιότητες ενώσεων οξυγόνου.Το οξυγόνο είναι το πιο κοινό στοιχείο στον φλοιό της γης (49,4%). Η υψηλή περιεκτικότητα και η υψηλή χημική δραστηριότητα του οξυγόνου καθορίζουν την κυρίαρχη μορφή ύπαρξης των περισσότερων στοιχείων της Γης με τη μορφή ενώσεων που περιέχουν οξυγόνο. Το οξυγόνο είναι μέρος όλων των ζωτικών οργανικών ουσιών - πρωτεΐνες, λίπη, υδατάνθρακες.
Πολλές εξαιρετικά σημαντικές διαδικασίες της ζωής, όπως η αναπνοή, η οξείδωση των αμινοξέων, των λιπών και των υδατανθράκων, είναι αδύνατες χωρίς οξυγόνο. Μόνο λίγα φυτά, που ονομάζονται αναερόβια, μπορούν να επιβιώσουν χωρίς οξυγόνο.
Στα ανώτερα ζώα (Εικ. 8.7), το οξυγόνο εισέρχεται στο αίμα, συνδυάζεται με την αιμοσφαιρίνη, σχηματίζοντας μια εύκολα διασπώμενη ένωση οξυαιμοσφαιρίνη. Με τη ροή του αίματος, αυτή η ένωση εισέρχεται στα τριχοειδή αγγεία διαφόρων οργάνων. Εδώ, το οξυγόνο αποσπάται από την αιμοσφαιρίνη και διαχέεται μέσω των τοιχωμάτων των τριχοειδών αγγείων στους ιστούς. Η σύνδεση μεταξύ αιμοσφαιρίνης και οξυγόνου είναι εύθραυστη και πραγματοποιείται λόγω της αλληλεπίδρασης δότη-δέκτη με το ιόν Fe 2+.
Σε κατάσταση ηρεμίας, ένα άτομο εισπνέει περίπου 0,5 m 3 αέρα την ώρα. Όμως μόνο το 1/5 του οξυγόνου που εισπνέεται με τον αέρα συγκρατείται στο σώμα. Ωστόσο, μια περίσσεια οξυγόνου (4/5) είναι απαραίτητη για τη δημιουργία υψηλής συγκέντρωσης στο αίμα. Αυτό, σύμφωνα με το νόμο του Fick, παρέχει επαρκή ρυθμό διάχυσης οξυγόνου μέσω των τριχοειδών τοιχωμάτων. Έτσι, ένα άτομο χρησιμοποιεί στην πραγματικότητα περίπου 0,1 m 3 οξυγόνου την ημέρα.
Το οξυγόνο καταναλώνεται στους ιστούς. για την οξείδωση διαφόρων ουσιών. Αυτές οι αντιδράσεις οδηγούν τελικά στον σχηματισμό διοξειδίου του άνθρακα, αποθήκευσης νερού και ενέργειας.
Το οξυγόνο καταναλώνεται όχι μόνο στη διαδικασία της αναπνοής, αλλά και στη διαδικασία αποσύνθεσης των φυτικών και ζωικών υπολειμμάτων. Ως αποτέλεσμα της διαδικασίας αποσύνθεσης πολύπλοκων οργανικών ουσιών, σχηματίζονται τα προϊόντα οξείδωσής τους: CO 2, H 2 O κ.λπ. Η αναγέννηση του οξυγόνου συμβαίνει στα φυτά.
Έτσι, ως αποτέλεσμα του κύκλου του οξυγόνου στη φύση, διατηρείται σταθερή η περιεκτικότητά του στην ατμόσφαιρα. Φυσικά, ο κύκλος του οξυγόνου στη φύση σχετίζεται στενά με τον κύκλο του άνθρακα (Εικ. 8.8).
Το στοιχείο οξυγόνο υπάρχει με τη μορφή δύο απλών ουσιών (αλλοτροπικές τροποποιήσεις): διοξυγόνο(οξυγόνο) O 2 και τριοξυγόνο(όζον) O 3 . Στην ατμόσφαιρα, σχεδόν όλο το οξυγόνο περιέχεται με τη μορφή οξυγόνου O 2, ενώ η περιεκτικότητα σε όζον είναι πολύ μικρή. Το μέγιστο κλάσμα όγκου του όζοντος σε ύψος 22 km είναι μόνο 10 -6%.
Το μόριο οξυγόνου O 2 απουσία άλλων ουσιών είναι πολύ σταθερό. Η παρουσία δύο ασύζευκτων ηλεκτρονίων σε ένα μόριο καθορίζει την υψηλή αντιδραστικότητα του. Το οξυγόνο είναι ένα από τα πιο ενεργά αμέταλλα. Με τις περισσότερες απλές ουσίες, αντιδρά άμεσα, σχηματίζοντας οξείδια E x O y Ο βαθμός οξείδωσης του οξυγόνου σε αυτές είναι -2. Σύμφωνα με την αλλαγή στη δομή των ηλεκτρονιακών κελύφους των ατόμων, η φύση του χημικού δεσμού και κατά συνέπεια η δομή και οι ιδιότητες των οξειδίων στις περιόδους και τις ομάδες του συστήματος στοιχείων αλλάζουν τακτικά. Έτσι, σε μια σειρά από οξείδια στοιχείων της δεύτερης περιόδου Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5, η πολικότητα του χημικού δεσμού E-O από την ομάδα I στην ομάδα V μειώνεται σταδιακά. Σύμφωνα με αυτό, οι βασικές ιδιότητες εξασθενούν και οι όξινες ιδιότητες ενισχύονται: το Li 2 O είναι ένα τυπικό βασικό οξείδιο, το BeO είναι αμφοτερικό και τα B 2 O 3, CO 2 και N 2 O 5 είναι οξείδια οξέος. Οι ιδιότητες της οξέος-βάσης αλλάζουν παρόμοια σε άλλες περιόδους.
Στις κύριες υποομάδες (Α-ομάδες), με αύξηση του τακτικού αριθμού του στοιχείου, συνήθως αυξάνεται η ιοντικότητα του δεσμού Ε-Ο στα οξείδια.
Αντίστοιχα, οι κύριες ιδιότητες των οξειδίων στην ομάδα Li-Na-K-Rb-Cs και σε άλλες ομάδες Α αυξάνονται.
Οι ιδιότητες των οξειδίων, λόγω αλλαγής της φύσης του χημικού δεσμού, είναι μια περιοδική συνάρτηση του φορτίου του πυρήνα ενός ατόμου ενός στοιχείου. Αυτό αποδεικνύεται, για παράδειγμα, από την αλλαγή των περιόδων και των ομάδων θερμοκρασιών τήξης, ενθαλπίες σχηματισμού οξειδίων ανάλογα με το φορτίο του πυρήνα.
Η πολικότητα του δεσμού E-OH στα υδροξείδια E(OH) n και, κατά συνέπεια, οι ιδιότητες των υδροξειδίων αλλάζουν φυσικά ανάλογα με τις ομάδες και τις περιόδους του συστήματος των στοιχείων.
Για παράδειγμα, στις ομάδες ΙΑ-, ΙΙΑ- και ΙΙΑ- από πάνω προς τα κάτω με αύξηση στις ακτίνες των ιόντων, η πολικότητα του δεσμού Ε-ΟΗ αυξάνεται. Ως αποτέλεσμα, ο ιονισμός E-OH → E + + OH - είναι ευκολότερος στο νερό. Αντίστοιχα, ενισχύονται οι βασικές ιδιότητες των υδροξειδίων. Έτσι, στην ομάδα ΙΑ, οι κύριες ιδιότητες των υδροξειδίων μετάλλων αλκαλίων ενισχύονται στη σειρά Li-Na-K-Rb-Cs.
Σε περιόδους από αριστερά προς τα δεξιά, με τη μείωση των ιοντικών ακτίνων και την αύξηση του φορτίου ιόντων, η πολικότητα του δεσμού E-OH μειώνεται. Ως αποτέλεσμα, ο ιονισμός του EON ⇄ EO - + H + είναι ευκολότερος στο νερό. Κατά συνέπεια, οι όξινες ιδιότητες ενισχύονται προς αυτή την κατεύθυνση. Έτσι, στην πέμπτη περίοδο, τα υδροξείδια RbOH και Sr(OH) 2 είναι βάσεις, In(OH) 3 και Sn(OH) 4 είναι αμφοτερικές ενώσεις και H και H 6 TeO 6 είναι οξέα.
Το πιο κοινό οξείδιο στη γη είναι το οξείδιο του υδρογόνου ή το νερό. Αρκεί να πούμε ότι αποτελεί το 50-99% της μάζας κάθε ζωντανού όντος. Το ανθρώπινο σώμα περιέχει 70-80% νερό. Για 70 χρόνια ζωής, ένας άνθρωπος πίνει περίπου 25.000 κιλά νερό.
Λόγω της δομής του, το νερό έχει μοναδικές ιδιότητες. Σε έναν ζωντανό οργανισμό, είναι διαλύτης οργανικών και ανόργανων ενώσεων, συμμετέχει στις διαδικασίες ιονισμού μορίων διαλυμένων ουσιών. Το νερό δεν είναι μόνο το μέσο στο οποίο λαμβάνουν χώρα οι βιοχημικές αντιδράσεις, αλλά συμμετέχει ενεργά και σε υδρολυτικές διεργασίες.
Η ικανότητα του οξυγόνου να σχηματίζεται οξυγονικόςσύμπλοκα με διάφορες ουσίες. Προηγουμένως, εξετάστηκαν παραδείγματα συμπλοκών οξυγονυλίου O 2 με μεταλλικά ιόντα - φορείς οξυγόνου σε ζωντανούς οργανισμούς - οξυαιμοσφαιρίνη και οξυαιμοκυανίνη:
HbFe 2 + + O 2 → HbFe 2 + ∙O 2
HcCu 2+ + O 2 → HcCu 2+ ∙O 2
όπου Hb είναι αιμοσφαιρίνη, Hc είναι αιμοκυανίνη.
Έχοντας δύο μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων, το οξυγόνο δρα ως δότης σε αυτές τις ενώσεις συντονισμού με μεταλλικά ιόντα. Σε άλλες ενώσεις, το οξυγόνο σχηματίζει διάφορους δεσμούς υδρογόνου.
Προς το παρόν, δίνεται μεγάλη προσοχή στην παρασκευή οξυγονυλικών συμπλοκών μετάλλων μετάπτωσης, τα οποία θα μπορούσαν να επιτελούν λειτουργίες παρόμοιες με αυτές των αντίστοιχων βιοοργανικών συμπλόκων ενώσεων. Η σύνθεση της σφαίρας εσωτερικού συντονισμού αυτών των συμπλεγμάτων είναι παρόμοια με τα φυσικά ενεργά κέντρα. Συγκεκριμένα, τα σύμπλοκα κοβαλτίου με αμινοξέα και ορισμένους άλλους συνδέτες είναι πολλά υποσχόμενα όσον αφορά την ικανότητά τους να προσθέτουν και να δίνουν αναστρέψιμα στοιχειακό οξυγόνο. Αυτές οι ενώσεις, σε κάποιο βαθμό, μπορούν να θεωρηθούν ως υποκατάστατα της αιμοσφαιρίνης.
Μία από τις αλλοτροπικές τροποποιήσεις του οξυγόνου είναι όζο Περίπου 3. Στις ιδιότητές του, το όζον είναι πολύ διαφορετικό από το οξυγόνο O 2 - έχει υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού και έχει μια πικάντικη οσμή (εξ ου και το όνομά του).
Ο σχηματισμός όζοντος από το οξυγόνο συνοδεύεται από την απορρόφηση ενέργειας:
3O 2 ⇄2O 3,
Το όζον παράγεται από τη δράση μιας ηλεκτρικής εκκένωσης στο οξυγόνο. Το όζον σχηματίζεται από το Ο 2 και υπό τη δράση της υπεριώδους ακτινοβολίας. Επομένως, κατά τη λειτουργία βακτηριοκτόνων και φυσιοθεραπευτικών λαμπτήρων υπεριώδους, γίνεται αισθητή η μυρωδιά του όζοντος.
Το όζον είναι ο ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας. Οξειδώνει μέταλλα, αντιδρά βίαια με οργανικές ουσίες, σε χαμηλές θερμοκρασίες οξειδώνει ενώσεις με τις οποίες το οξυγόνο δεν αντιδρά:
O 3 + 2Ag \u003d Ag 2 O + O 2
PbS + 4O 3 \u003d PbSO 4 + 4O 2
Μια γνωστή ποιοτική αντίδραση:
2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KOH + O 2
Η οξειδωτική δράση του όζοντος στις οργανικές ουσίες σχετίζεται με το σχηματισμό ριζών:
RN + O 3 → RO 2 ∙ + Ω ∙
Οι ρίζες ξεκινούν ριζικές αλυσιδωτές αντιδράσεις με βιοοργανικά μόρια - λιπίδια, πρωτεΐνες, DNA. Αυτές οι αντιδράσεις οδηγούν σε κυτταρική βλάβη και θάνατο. Συγκεκριμένα, το όζον σκοτώνει τους μικροοργανισμούς που βρίσκονται στον αέρα και το νερό. Αυτή είναι η βάση για τη χρήση του όζοντος για την αποστείρωση του πόσιμου νερού και του νερού της πισίνας.
Χημικές ιδιότητες θειούχων ενώσεων.Το θείο έχει παρόμοιες ιδιότητες με το οξυγόνο. Αλλά σε αντίθεση με αυτό, εμφανίζει στις ενώσεις όχι μόνο την κατάσταση οξείδωσης -2, αλλά και τις θετικές καταστάσεις οξείδωσης +2, +4 και +6. Για το θείο, καθώς και για το οξυγόνο, η αλλοτροπία είναι χαρακτηριστική - η ύπαρξη αρκετών στοιχειωδών ουσιών - ρομβικό, μονοκλινικό, πλαστικό θείο. Λόγω της χαμηλότερης ηλεκτραρνητικότητας σε σύγκριση με το οξυγόνο, η ικανότητα σχηματισμού δεσμών υδρογόνου στο θείο είναι λιγότερο έντονη. Το θείο χαρακτηρίζεται από το σχηματισμό σταθερών πολυμερών ομοαλυσίδων που έχουν σχήμα ζιγκ-ζαγκ.
Ο σχηματισμός ομοαλυσίδων από άτομα θείου είναι επίσης χαρακτηριστικός των ενώσεων του, οι οποίες παίζουν ουσιαστικό βιολογικό ρόλο στις διαδικασίες της ζωής. Έτσι, στα μόρια του αμινοξέος - κυστίνη υπάρχει μια δισουλφιδική γέφυρα -S-S-:
Αυτό το αμινοξύ παίζει σημαντικό ρόλο στο σχηματισμό πρωτεϊνών και πεπτιδίων. Λόγω του δισουλφιδικού δεσμού S-S, οι πολυπεπτιδικές αλυσίδες συνδέονται μεταξύ τους (δισουλφιδική γέφυρα).
Το θείο χαρακτηρίζεται επίσης από το σχηματισμό μιας ομάδας θειόλης υδρόθειου (σουλφυδρυλίου) -SH, η οποία υπάρχει στο αμινοξύ κυστεΐνη, πρωτεΐνες και ένζυμα.
Βιολογικά σημαντικό είναι το αμινοξύ μεθειονίνη.
Ο δότης ομάδων μεθυλίου σε ζωντανούς οργανισμούς είναι η S-αδενοσυλμεθειονίνη Ad-S-CH 3 - μια ενεργοποιημένη μορφή μεθειονίνης, στην οποία η μεθυλομάδα συνδέεται μέσω S με την αδενίνη Ad. Η μεθυλομάδα της μεθειονίνης στις διαδικασίες βιοσύνθεσης μεταφέρεται σε διάφορους αποδέκτες μεθυλομάδων RN:
Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SH + R-CH 3
Το θείο είναι αρκετά διαδεδομένο στη Γη (0,03%). Στη φύση υπάρχει με τη μορφή θειούχων (ZnS, HgS, PbS κ.λπ.) και θειικών (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O, CaSO 4 ∙2H 2 O κ.λπ.) ορυκτών, καθώς και σε εγγενής πολιτεία. Η σκόνη «καταβυθισμένο θείο» χρησιμοποιείται εξωτερικά με τη μορφή αλοιφών (5-10-20%) και σκονών για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων (σμηγματόρροια, ψωρίαση). Στο σώμα σχηματίζονται προϊόντα οξείδωσης του θείου - πολυθειονικά οξέα με γενικό τύπο H 2 S x O 6 ( x = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
Το θείο είναι ένα αρκετά ενεργό αμέταλλο. Ακόμη και με μια ελαφριά θέρμανση, οξειδώνει πολλές απλές ουσίες, ωστόσο, η ίδια οξειδώνεται εύκολα από το οξυγόνο και τα αλογόνα (οξειδοαναγωγική δυαδικότητα).
Η κατάσταση οξείδωσης -2 το θείο εμφανίζεται στο υδρόθειο και στα παράγωγά του - θειούχα.
Υδρόθειο (διυδρόθειο)βρίσκονται συχνά στη φύση. Περιέχεται στα λεγόμενα θειικά μεταλλικά νερά. Είναι ένα άχρωμο αέριο με δυσάρεστη οσμή. Σχηματίζεται κατά την αποσύνθεση φυτικών και, ειδικότερα, ζωικών υπολειμμάτων υπό τη δράση μικροοργανισμών. Ορισμένα φωτοσυνθετικά βακτήρια, όπως τα βακτήρια του πράσινου θείου, χρησιμοποιούν διυδροθείο ως δότη υδρογόνου. Αυτά τα βακτήρια, αντί για οξυγόνο O 2, εκπέμπουν στοιχειακό θείο - το προϊόν της οξείδωσης του H 2 S.
Το δισόθειο είναι μια πολύ τοξική ουσία, καθώς είναι αναστολέας του ενζύμου οξειδάση του κυτοχρώματος, ενός φορέα ηλεκτρονίων στην αναπνευστική αλυσίδα. Εμποδίζει τη μεταφορά ηλεκτρονίων από την οξειδάση του κυτοχρώματος στο οξυγόνο O 2 .
Υδατικά διαλύματα H 2 S δίνουν μια ασθενώς όξινη αντίδραση σύμφωνα με τη λίθο. Ο ιονισμός γίνεται σε δύο στάδια:
H 2 S ⇄ H + + HS - (Στάδιο I)
HS - ⇄ H + + S 2- (στάδιο II)
Το θειικό οξύ είναι πολύ αδύναμο. Επομένως, ο ιονισμός στο δεύτερο στάδιο προχωρά μόνο σε πολύ αραιά διαλύματα.
Τα άλατα του υδροθειικού οξέος ονομάζονται σουλφίδια.Μόνο τα σουλφίδια αλκαλίων, αλκαλικών γαιών και αμμωνίου είναι διαλυτά στο νερό. Τα όξινα άλατα - υδροσουλφίδια E + NS και E 2+ (HS) 2 - είναι γνωστά μόνο για μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών
Όντας άλατα ενός ασθενούς οξέος, τα σουλφίδια υφίστανται υδρόλυση. Η υδρόλυση θειούχων κατιόντων μετάλλων πολλαπλά φορτισμένων (Al 3+ , Cr 3 + κ.λπ.) συχνά τελειώνει, είναι πρακτικά μη αναστρέψιμη.
Τα σουλφίδια, ιδιαίτερα το υδρόθειο, είναι ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες. Ανάλογα με τις συνθήκες, μπορούν να οξειδωθούν σε S, SO 2 ή H 2 SO 4:
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O (στον αέρα)
2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S (στον αέρα)
3H 2 S + 4HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + 4HCl (σε διάλυμα)
Ορισμένες πρωτεΐνες που περιέχουν κυστεΐνη HSCH 2 CH (NH 2) COOH και ένα σημαντικό μεταβολίτη συνένζυμο Α, με ομάδες υδρόθειου (θειόλης) -SH, συμπεριφέρονται σε έναν αριθμό αντιδράσεων ως βιοοργανικά παράγωγα διυδροθείου. Οι πρωτεΐνες που περιέχουν κυστεΐνη, όπως το δισόθειο, μπορούν να οξειδωθούν με ιώδιο. Με τη βοήθεια μιας δισουλφιδικής γέφυρας που σχηματίζεται κατά την οξείδωση των ομάδων θειόλης, υπολείμματα κυστεΐνης πολυπεπτιδικών αλυσίδων συνδέουν αυτές τις αλυσίδες με διασταυρούμενη σύνδεση (σχηματίζεται σταυροδεσμός).
Πολλά ένζυμα E-SH που περιέχουν θείο δηλητηριάζονται μη αναστρέψιμα από ιόντα βαρέων μετάλλων όπως Cu 2+ ή Ag+. Αυτά τα ιόντα μπλοκάρουν τις ομάδες θειόλης για να σχηματίσουν μερκαπτάνες, βιοοργανικά ανάλογα σουλφιδίων:
E-SH + Ag + → E-S-Ag + H +
Ως αποτέλεσμα, το ένζυμο χάνει τη δραστηριότητά του. Η συγγένεια των ιόντων Ag + για τις ομάδες θειόλης είναι τόσο υψηλή που το AgNO 3 μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να ποσοτικοποιήσει τις ομάδες -SH με τιτλοδότηση.
Οξείδιο του θείου(IV).Το SO 2 είναι ένα όξινο οξείδιο. Λαμβάνεται με καύση στοιχειακού θείου σε οξυγόνο ή με καύση πυρίτη FeS 2:
S + O 2 \u003d SO 2
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
SO 2 - αέριο με αποπνικτική οσμή. πολύ δηλητηριώδες. Όταν το SO 2 διαλύεται στο νερό, θειώδες οξύ H 2 SO 3. Αυτό είναι ένα οξύ μέτριας ισχύος. Το θειικό οξύ, ως διβασικό, σχηματίζει άλατα δύο τύπων: μεσαίο - θειώδη(Na 2 SO 3, K 2 SO 3, κ.λπ.) και όξινο - υδροθειώδη(NaHSO 3, KHSO 3 και άλλα). Μόνο άλατα αλκαλιμετάλλων και υδροθειώδη άλατα του τύπου E 2+ (HSO 3) 2 είναι διαλυτά στο νερό, όπου το E είναι στοιχεία διαφόρων ομάδων.
Το οξείδιο SO 2, το οξύ H 2 SO3 και τα άλατά του χαρακτηρίζονται από δυαδικότητα οξειδοαναγωγής, καθώς το θείο έχει μια ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης +4 σε αυτές τις ενώσεις:
2Na 2 SO 3 + O 2 \u003d 2Na 2 SO 4
SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ° + 2H 2 O
Ωστόσο, κυριαρχούν οι αναγωγικές ιδιότητες των θειούχων ενώσεων (IV). Έτσι, τα θειώδη σε διαλύματα οξειδώνονται ακόμη και από το διοοξυγόνο του αέρα σε θερμοκρασία δωματίου.
Στα ανώτερα ζώα, το οξείδιο του SO 2 δρα κυρίως ως ερεθιστικό στη βλεννογόνο μεμβράνη της αναπνευστικής οδού. Αυτό το αέριο είναι επίσης τοξικό για τα φυτά. Σε βιομηχανικές περιοχές, όπου καίγεται πολύς άνθρακας που περιέχει μικρή ποσότητα θειούχων ενώσεων, απελευθερώνεται διοξείδιο του θείου στην ατμόσφαιρα. Διαλύοντας στην υγρασία των φύλλων, το SO 2 σχηματίζει ένα διάλυμα θειικού οξέος, το οποίο, με τη σειρά του, οξειδώνεται σε θειικό οξύ H 2 SO 4:
SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3
2H 2 SO 3 + O 2 \u003d 2H 2 SO 4
Η ατμοσφαιρική υγρασία με διαλυμένο SO 2 και H 2 SO 4 συχνά πέφτει με τη μορφή όξινης βροχής, οδηγώντας στο θάνατο της βλάστησης.
Όταν ένα διάλυμα Na 2 SO 3 θερμαίνεται με σκόνη θείου, θειοθειικό νάτριο:
Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3
Από το διάλυμα ξεχωρίζει ένυδρο κρυστάλλινο Na 2 S 2 O 3 ∙ 5H 2 O Θειοθειικό νάτριο - άλας θειοθειικό οξύ H 2 S 2 O 3.
Το θειοθειικό οξύ είναι πολύ ασταθές και αποσυντίθεται σε H 2 O, SO 2 και S. Το θειοθειικό νάτριο Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O χρησιμοποιείται στην ιατρική πρακτική ως αντιτοξικό, αντιφλεγμονώδες και απευαισθητοποιητικό παράγοντα. Ως αντιτοξικός παράγοντας, το θειοθειικό νάτριο χρησιμοποιείται για δηλητηρίαση με υδράργυρο, μόλυβδο, υδροκυανικό οξύ και τα άλατά του. Ο μηχανισμός δράσης του φαρμάκου σχετίζεται προφανώς με την οξείδωση του θειοθειικού ιόντος σε θειώδες ιόν και στοιχειακό θείο:
S 2 O 3 2- → SO 3 2- + S °
Τα ιόντα μολύβδου και υδραργύρου που εισέρχονται στο σώμα με τροφή ή αέρα σχηματίζουν κακώς διαλυτά μη τοξικά θειώδη:
Pb 2+ + SO 3 2- = PbSO 3
Τα κυανιούχα ιόντα αλληλεπιδρούν με το στοιχειακό θείο για να σχηματίσουν λιγότερο τοξικά θειοκυανικά:
СN - + S° = NСS -
Το θειοθειικό νάτριο χρησιμοποιείται επίσης για τη θεραπεία της ψώρας. Μετά το τρίψιμο του διαλύματος στο δέρμα, γίνεται επαναλαμβανόμενο τρίψιμο ενός διαλύματος HCl 6%. Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης με HCl, το θειοθειικό νάτριο αποσυντίθεται σε θείο και διοξείδιο του θείου:
Na 2 S 2 O 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O
που έχουν επιζήμια επίδραση στα ακάρεα της ψώρας.
Οξείδιο θείο (VI)Το SO 3 είναι ένα πτητικό υγρό. Όταν αλληλεπιδρά με το νερό, το SO 3 σχηματίζει θειικό οξύ:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Η δομή των μορίων του θειικού οξέος αντιστοιχεί στο θείο sp 3 -υβριδική κατάσταση.
Το θειικό οξύ είναι ένα ισχυρό διβασικό οξύ. Στο πρώτο στάδιο, ιονίζεται σχεδόν πλήρως:
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 -,
Ο ιονισμός στο δεύτερο στάδιο προχωρά σε μικρότερο βαθμό:
HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-,
Το πυκνό θειικό οξύ είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Οξειδώνει μέταλλα και αμέταλλα. Συνήθως, το προϊόν της αναγωγής του είναι SO 2, αν και ανάλογα με τις συνθήκες αντίδρασης (δραστηριότητα μετάλλου, θερμοκρασία, συγκέντρωση οξέος), μπορούν να ληφθούν και άλλα προϊόντα (S, H 2 S).
Όντας διβασικό οξύ, το H 2 SO 4 σχηματίζει δύο τύπους αλάτων: μεσαίο - θειικά(Na 2 SO 4, κ.λπ.) και όξινο - υδροθειικά(NaHSO 4, KHSO 4 και άλλα). Τα περισσότερα θειικά είναι πολύ διαλυτά στο νερό Πολλά θειικά απελευθερώνονται από διαλύματα με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων: FeSO 4 ∙7H 2 O, CuSO 4 ∙5H 2 O. Τα θειικά BaSO 4, SrSO 4 και PbSO 4 είναι πρακτικά αδιάλυτα. Ελαφρώς διαλυτό θειικό ασβέστιο CaSO 4 . Το θειικό βάριο είναι αδιάλυτο όχι μόνο στο νερό, αλλά και σε αραιά οξέα.
Στην ιατρική πρακτική, τα θειικά άλατα πολλών μετάλλων χρησιμοποιούνται ως φάρμακα Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O - ως καθαρτικό, MgSO 4 ∙ 7H 2 O - για την υπέρταση, ως καθαρτικό και ως χολερετικό παράγοντα, θειικός χαλκός CuSO 4 ∙ 5H 2 O και ZnSO 4 ∙7H 2 O - ως αντισηπτικό, στυπτικό, εμετικό, θειικό βάριο BaSO 4 - ως σκιαγραφικό στην ακτινογραφία του οισοφάγου και του στομάχου
Ενώσεις σεληνίου και τελλουρίου.Το τελλούριο και ειδικά το σελήνιο είναι χημικά παρόμοια με το θείο. Ωστόσο, η ενίσχυση των μεταλλικών ιδιοτήτων των Se και Te αυξάνει την τάση τους να σχηματίζουν ισχυρότερους ιοντικούς δεσμούς. Η ομοιότητα των φυσικών και χημικών χαρακτηριστικών: οι ακτίνες των ιόντων E 2-, αριθμοί συντονισμού (3, 4) - καθορίζει την εναλλαξιμότητα του σεληνίου και του θείου στις ενώσεις. Έτσι, το σελήνιο μπορεί να αντικαταστήσει το θείο στα ενεργά κέντρα των ενζύμων. Η αντικατάσταση της ομάδας του υδρόθειου -SH με την ομάδα του υδροσεληνίου -SeH αλλάζει την πορεία των βιοχημικών διεργασιών στο σώμα. Το σελήνιο μπορεί να δράσει τόσο ως συνεργιστικό όσο και ως ανταγωνιστής του θείου.
Με το υδρογόνο, τα Se και Te σχηματίζουν πολύ δηλητηριώδη αέρια, παρόμοια με τα H 2 S, H 2 Se και H 2 Te. Το διυδροσεληνίδιο και το διυδροτελλουρίδιο είναι ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες. Στη σειρά H 2 S-H 2 Se-H 2 Te, η αναγωγική δραστηριότητα αυξάνεται.
Για H 2 Se που απομονώνεται ως μέτρια άλατα - σεληνίδες(Na 2 Se, κ.λπ.), και όξινα άλατα - υδροσεληνίδια(NaHSe και άλλοι). Για το H 2 Te, είναι γνωστά μόνο μέτρια άλατα - τελουρίδες.
Οι ενώσεις Se (IV) και Te (IV) με οξυγόνο, σε αντίθεση με το SO 2, είναι στερεές κρυσταλλικές ουσίες SeO 2 και TeO 2.
Σεληνικό οξύ H 2 SeO 3 και τα άλατά του σεληνίτες,Για παράδειγμα, το Na 2 SeO 3, είναι οξειδωτικά μέσα μέσης ισχύος. Έτσι, σε υδατικά διαλύματα, ανάγονται σε σελήνιο με τέτοιους αναγωγικούς παράγοντες όπως SO 2, H 2 S, HI, κ.λπ.:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O \u003d Se + 2H 2 SO 4
Προφανώς, η ευκολία αναγωγής των σεληνιτών στη στοιχειακή κατάσταση καθορίζει τον σχηματισμό στο σώμα βιολογικά ενεργών ενώσεων που περιέχουν σελήνιο, όπως η σεληνοκυστεΐνη.
Το SeO 3 και το TeO 3 είναι όξινα οξείδια. Οξύγονο οξέα Se (VI) και Te (VI) - σεληνικό H 2 SeO 4 και τελλούριο H 6 TeO 6 - κρυσταλλικές ουσίες με ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες. Τα άλατα αυτών των οξέων ονομάζονται ανάλογα. σεληνικάΚαι Τελουράτες.
Στους ζωντανούς οργανισμούς, τα σεληνικά και τα θειικά είναι ανταγωνιστές. Έτσι, η εισαγωγή θειικών αλάτων οδηγεί στην απέκκριση της περίσσειας ενώσεων που περιέχουν σελήνιο από το σώμα.
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 σαν διβασικά οξέα ισχυρότερα από το υδροσουλφιδικό οξύ. Σχηματίζουν άλατα - σεληνίδια και τελουρίδια. Το τελλουρο- και το υδροσεληνίδιο, καθώς και τα άλατά τους, είναι εξαιρετικά τοξικά. Τα σεληνίδια και τα τελουρίδια είναι παρόμοια σε ιδιότητες με τα σουλφίδια. Μεταξύ αυτών είναι 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 \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 Se
Μια μεγάλη ομάδα σεληνιδίων και τελουριδίων είναι ημιαγωγοί. Τα σεληνίδια και τα τελουρίδια των στοιχείων της υποομάδας του ψευδαργύρου χρησιμοποιούνται ευρέως.
Ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης +4.Τα οξείδια του σεληνίου (IV) και του τελλουρίου (IV) σχηματίζονται κατά 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 \u003d H 2 SeO 3
Το οξείδιο του τελλουρίου (IV) είναι αδιάλυτο στο νερό, αλλά αλληλεπιδρά με υδατικά διαλύματα αλκαλίων, σχηματίζοντας τελουρίτες.
TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3
Το H 2 TeO 3 είναι επιρρεπές σε πολυμερισμό, επομένως, υπό τη δράση οξέων στους τελλουρίτες, σχηματίζεται 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 \u003d 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 τροποποιήσεις υαλοειδούς και αμιάντου. Λαμβάνεται από τη δράση του SO 3 στα σεληνικά:
K 2 SeO 4 + SO 3 \u003d SeO 3 + K 2 SO 4
Το οξείδιο του τελλουρίου (VI) έχει επίσης δύο τροποποιήσεις, το πορτοκαλί και το κίτρινο. Λαμβάνεται με αφυδάτωση του ορθοτελουρικού οξέος:
H 6 TeO 6 \u003d 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 μια λευκή κρυσταλλική ουσία, σε υδατικά διαλύματα είναι ένα ισχυρό οξύ (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), ενανθρακώνει οργανικές ενώσεις, ισχυρό οξειδωτικό παράγοντα.
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 \u003d Na 2 TeO 4 + H 2 O
Κάτω από τη δράση διαλυμάτων τελλουρικού υδροχλωρικού οξέος, απελευθερώνεται ορθοτελουρικό οξύ - H 6 TeO 6 - μια λευκή κρυσταλλική ουσία που είναι εξαιρετικά διαλυτή στο ζεστό νερό. Η αφυδάτωση του H 6 TeO 6 μπορεί να παράγει τελλουρικό οξύ. Το τελλουρικό οξύ είναι πολύ ασθενές, K 1 \u003d 2 10 -8, K 2 \u003d 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.
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
