ELEMENDID VI A alarühmad
(O, S, Se, Te, Po)
üldised omadused
Hapnik
Väävel
Seleen ja telluur
Elementide üldised omadused
PS-i VI A alarühm sisaldab järgmisi elemente: hapnik, väävel, seleen, telluur ja poloonium. Väävli, seleeni, telluuri ja polooniumi üldnimetus on kalkogeenid. Hapnik, väävel, seleen ja telluur on mittemetallid, poloonium aga metall. Poloonium on radioaktiivne element, looduses tekib seda raadiumi radioaktiivsel lagunemisel väikestes kogustes, mistõttu on selle keemilisi omadusi vähe uuritud.
Tabel 1
Kalkogeenide peamised omadused
| Omadused | KOHTA | S | Se | Need |
| Aatomi raadius, nm | 0,066 | 0,104 | 0,117 | 0,136 |
| Iooniline raadius E 2-, nm | 0,140 | 0,184 | 0,198 | 0,221 |
| Ionisatsioonipotentsiaal, eV | 13,62 | 10,36 | 9,75 | 9,01 |
| Elektronide afiinsus, eV | 1,47 | 2,08 | 2,02 | 1,96 |
| Elektronegatiivsus (Pauling) | 3,44 | 2,58 | 2,55 | 2,10 |
| Sideme entalpia, kJ/mol E –E E = E | - 146 - 494 | - 265 - 421 | - 192 - 272 | - 218 - 126 |
| Sulamistemperatuur, °С | ||||
| Keemistemperatuur, °C | - 183 | |||
| Tihedus, g/cm3 | 1,43 (vedelik) | 2,07 | 4,80 | 6,33 |
| Maakoore sisaldus, % (massi järgi) | 49,13 | 0,003 | 1,4 10 -5 | 1 10 -7 |
| Looduslike isotoopide massiarvud | 16, 17, 18 | 32, 33, 34, 35 | 74, 76, 77, 78, 80, 82 | 120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130 |
| Füüsiline olek st. kõige stabiilsema allotroopse vormi tingimused. värvi | värvitu gaas | Kristall. kollane aine | Kristall. hallollust | Kristall. hõbevalge aine |
| Kristallrakk | Molekulaar televisioonis. vormi | molekulaarne | molekulaarne | molekulaarne |
| Molekulide koostis | Umbes 2 | S8 | Se ∞ | Te ∞ |
Välise elektroonilise kihi struktuuri järgi kuuluvad vaatlusalused elemendid p-elementide hulka. Väliskihi kuuest elektronist on kaks elektroni paaritumata, mis määrab nende valentsi võrdseks kahega. Ergastatud olekus olevate väävli, seleeni, telluuri ja polooniumi aatomite puhul võib paaritute elektronide arv olla 4 ja 6. See tähendab, et need elemendid võivad olla nelja- või kuuevalentsed. Kõigil elementidel on kõrge elektronegatiivsuse väärtus ja hapniku EO on fluori järel teisel kohal. Seetõttu eksponeerivad nad ühendustes st. oksüdatsioon -2, -1, 0. Väävli-, seleeni- ja telluuriaatomite ionisatsioonipotentsiaalid on väikesed ning need elemendid halogeenidega ühendites on oksüdatsiooniastmetega +4 ja +6. Fluoriühendites ja osoonis on hapnikul positiivne oksüdatsiooniaste.
Aatomid võivad moodustada kaksiksidemega O 2, ... molekule ja ühineda ahelateks E - E - ... - E -, mis võivad esineda nii liht- kui ka kompleksainetes. Keemilise aktiivsuse ja oksüdatsioonivõime poolest jäävad kalkogeenid halogeenidele alla. Sellele viitab asjaolu, et looduses ei eksisteeri hapnik ja väävel mitte ainult seotud olekus, vaid ka vabas olekus. Kalkogeenide madalam aktiivsus on suuresti tingitud tugevamatest sidemetest molekulides. Üldiselt on kalkogeenid väga reaktiivsed ained, mille aktiivsus suureneb temperatuuri tõustes järsult. Kõikide selle alarühma ainete puhul on teada allotroopsed modifikatsioonid. Väävel ja hapnik praktiliselt ei juhi elektrivoolu (dielektrikud), seleen ja telluur on pooljuhid.
Hapnikult telluurile üleminekul väheneb elementide kalduvus moodustada väikeste aatomitega (C, N, O) kaksiksidemeid. Suurte aatomite võimetus hapnikuga π-sidemeid moodustada on eriti ilmne telluuri puhul. Seega ei ole telluuril happemolekule H 2 TeO 3 ja H 2 TeO 4 (metavormid), samuti TeO 2 molekule. Telluurdioksiid eksisteerib ainult polümeerina, kus kõik hapnikuaatomid on sillatud: Te – O – Te. Telluurhape, erinevalt väävel- ja seleenhappest, esineb ainult ortovormis - H 6 TeO 6, kus nagu TeO 2 puhul on Te aatomid O aatomitega seotud ainult σ sidemetega.
Hapniku keemilised omadused erinevad väävli, seleeni ja telluuri omadustest. Vastupidi, väävli, seleeni ja telluuri omadustel on palju sarnasusi. Rühmast ülevalt alla liikudes tuleb märkida vesinikuga H 2 E sisaldavate ühendite seeria happeliste ja redutseerivate omaduste suurenemist; mitmete sarnaste ühendite (H 2 EO 4, EO 2) oksüdatiivsete omaduste suurenemine; kalkogeenvesinike ja hapnikhapete soolade termilise stabiilsuse vähenemine.
Põhialarühma VI rühma elemente nimetatakse kalkogeenideks. Nende hulka kuuluvad hapnik, väävel, seleen, telluur ja poloonium. Sõna "kalkogeen" koosneb kahest kreekakeelsest sõnast, mis tähendavad "vask" või "maak" ja "sündinud".
Kirjeldus
Looduses leiduvaid kalkogeene leidub kõige sagedamini maakides – sulfiidides, püriidides, oksiidides, seleniidides. Kalkogeenide hulka kuuluvad mittemetallid ja metallid. Ülevalt alla rühmas muutuvad omadused järgmiselt:
- paranevad metallilised omadused;
- oksüdeerivad omadused nõrgenevad;
- elektronegatiivsus väheneb;
- termiline stabiilsus nõrgeneb.
Kalkogeenirühma üldised omadused:
- mittemetallid - hapnik, väävel, seleen;
- metallid - telluur, poloonium;
- Valents: II - O; IV ja VI - S; II, IV, VI - Se, Te, Po;
- elektrooniline konfiguratsioon - ns 2 np 4;
- hüdriidid - H2R;
- oksiidid - RO 2, RO 3;
- hapnikhapped - H 2 RO 3, H 2 RO 4.
Riis. 1. Kalkogeenid.
Elektroonilise struktuuri järgi kuuluvad kalkogeenid p-elementide hulka. Väline energiatase sisaldab kuut elektroni. P-orbitaali lõpuleviimiseks puudub kaks elektroni, seega on ühendites kalkogeenidel oksüdeerivad omadused. Kui energiatasemete arv rühmas suureneb, nõrgeneb side väliste elektronidega, seega on telluur ja poloonium redutseerivad ained.
Metallide ja mittemetallide piiril asuv telluur klassifitseeritakse metalloidiks või poolmetalliks. See on väävli ja seleeni analoog, kuid vähem aktiivne.
Riis. 2. Telluur.
Omadused
Kalkogeenirühma kõige aktiivsem element on hapnik. See on võimas oksüdeeriv aine, millel on neli oksüdatsiooniastet - -2, -1, +1, +2.
Kalkogeenide peamised omadused on toodud tabelis.
|
Element |
Füüsikalised omadused |
Keemilised omadused |
|
Hapnik (O) |
Gaas. Moodustab kaks modifikatsiooni - O 2 ja O 3 (osoon). O 2 on lõhnatu ja maitsetu ning vees halvasti lahustuv. Osoon on sinakas lõhnaga gaas, vees hästi lahustuv. |
Reageerib metallidega, mittemetallidega |
|
Tüüpiline mittemetall. Tahke aine sulamistemperatuuriga 115°C. Vees lahustumatu. Seal on kolm modifikatsiooni - rombiline, monokliiniline, plastiline. Oksüdatsiooniaste - -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6 |
Reageerib hapniku, halogeenide, mittemetallide, metallidega |
|
|
Habras tahke aine. Pooljuht. Sellel on kolm modifikatsiooni - hall, punane, must seleen. Oksüdatsiooniaste - -2, +2, +4, +6 |
Reageerib leelismetallide, hapniku, veega |
|
|
Väliselt näeb see välja nagu metall. Pooljuht. Oksüdatsiooniaste - -2, +2, +4, +6 |
Reageerib hapniku, leeliste, hapete, vee, metallide, mittemetallide, halogeenidega |
|
|
Poloonium (Po) |
Hõbedase värvi radioaktiivne metall. Oksüdatsiooniaste - +2, +4, +6 |
Reageerib hapniku, halogeenide, hapetega |
Kalkogeenide hulka kuuluvad ka kunstlikult loodud livermorium (Lv) või unungexium (Uuh). See on perioodilisuse tabeli element 116. Sellel on tugevad metallilised omadused.
Riis. 3. Livermorium.
Mida me õppisime?
Kalkogeenid on perioodilisuse tabeli kuuenda rühma elemendid. Rühm sisaldab kolme mittemetalli (hapnik, väävel, seleen), metalli (poloonium) ja poolmetalli (tellurium). Seetõttu on kalkogeenid nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad ained. Metallilised omadused suurenevad rühmas ülalt alla: hapnik on gaas, poloonium on tahke metall. Kalkogeenide hulka kuulub ka tugevate metalliliste omadustega kunstlikult sünteesitud livermorium.
Test teemal
Aruande hindamine
Keskmine hinne: 4.3. Kokku saadud hinnanguid: 139.
Hapniku alarühm ehk kalkogeenid on perioodilisuse tabeli D.I 6. rühm. Mendeli, sealhulgas järgmised elemendid: O;S;Se;Te;Po. Rühma number näitab selle rühma elementide maksimaalset valentsust. Kalkogeenide üldine elektrooniline valem on: ns2np4– välisel valentstasemel on kõigil elementidel 6 elektroni, mis harva loobuvad ja sagedamini aktsepteerivad 2 puuduvat elektronnivoo täitumiseni. Sama valentsitaseme olemasolu määrab kalkogeenide keemilise sarnasuse. Iseloomulikud oksüdatsiooniastmed: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Peroksiidides on hapnik ainult -1; -2 – oksiidides; 0 – vabas olekus; +1 ja +2 – fluoriidides – O2F2, ОF2, kuna sellel puudub d-alatase ja elektrone ei saa eraldada ning valents on alati 2; S – kõik peale +1 ja -1. Väävlis ilmub d-alatase ja ergastatud olekus 3p ja 3s elektronid saab eraldada ja minna d-alamtasemele. Ergastamata olekus on väävli valents SO-s 2, SO2-s 4, SO3-s 6. Vaata +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Seleeni, telluuri ja polooniumi valentsid on samuti 2, 4, 6. Oksüdatsiooniastmete väärtused kajastuvad elementide elektroonilises struktuuris: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Ülevalt alla, välise energiataseme tõusuga, muutuvad loomulikult kalkogeenide füüsikalised ja keemilised omadused: suureneb elementide aatomiraadius, väheneb ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsus, samuti elektronegatiivsus; Mittemetallilised omadused vähenevad, metallilised omadused suurenevad (hapnik, väävel, seleen, telluur on mittemetallid), polooniumil on metalliline läige ja elektrijuhtivus. Kalkogeenide vesinikuühendid vastavad valemile: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – kalkvesinikud. Nendes ühendites olevat vesinikku saab asendada metalliioonidega. Kõikide kalkogeenide oksüdatsiooniaste kombinatsioonis vesinikuga on -2 ja valents samuti 2. Vesinikkalkogeenide lahustamisel vees tekivad vastavad happed. Need happed on redutseerivad ained. Nende hapete tugevus suureneb ülalt alla, kuna sidumisenergia väheneb ja soodustab aktiivset dissotsiatsiooni. Kalkogeenide hapnikuühendid vastavad valemile: RO2 ja RO3 – happeoksiidid. Kui need oksiidid lahustatakse vees, moodustuvad neist vastavad happed: H2RO3 ja H2RO4. Suunas ülevalt alla nende hapete tugevus väheneb. Н2RO3 – redutseerivad happed, Н2RO4 – oksüdeerivad ained.
Hapnik - kõige levinum element Maal. See moodustab 47,0% maakoore massist. Selle sisaldus õhus on 20,95% mahust või 23,10% massist. Hapnik on osa veest, kividest, paljudest mineraalidest, sooladest ning seda leidub valkudes, rasvades ja süsivesikutes, mis moodustavad elusorganismid. Laboritingimustes saadakse hapnikku: - lagunemine berthollet soola (kaaliumkloraat) kuumutamisel katalüsaatori MnO2 juuresolekul: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - lagunemine kaaliumpermanganaadi kuumutamisel: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 See annab ka väga puhast hapnikku elektriliselt. naatriumhüdroksiidi vesilahus (nikkelelektroodid); Tööstusliku hapniku tootmise peamiseks allikaks on õhk, mis veeldatakse ja seejärel fraktsioneeritakse. Esiteks vabaneb lämmastik (keemistemperatuur = -195 ° C) ja peaaegu puhas hapnik jääb vedelasse olekusse, kuna selle keemistemperatuur on kõrgem (-183 ° C). Laialdaselt kasutatav meetod hapniku tootmiseks põhineb vee elektrolüüsil.Tavalistes tingimustes on hapnik värvitu, maitsetu ja lõhnatu, õhust veidi raskem gaas. See lahustub vees vähe (31 ml hapnikku lahustub 1 liitris vees temperatuuril 20 °C). Temperatuuril -183°C ja rõhul 101,325 kPa muutub hapnik vedelaks. Vedel hapnik on sinakat värvi ja tõmbub magnetvälja Looduslik hapnik sisaldab kolme stabiilset isotoopi 168O (99,76%), 178O (0,04%) ja 188O (0,20%). Kunstlikult saadi kolm ebastabiilset isotoopi – 148O, 158O, 198O. Välise elektrontaseme lõpuleviimiseks puudub hapnikuaatomil kaks elektroni. Neid jõuliselt võttes on hapniku oksüdatsiooniaste -2. Fluoriga ühendites (OF2 ja O2F2) on aga ühised elektronpaarid nihkunud fluori kui elektronegatiivsema elemendi poole. Sel juhul on hapniku oksüdatsiooniastmed vastavalt +2 ja +1 ning fluori oma -1. Hapniku molekul koosneb kahest O2 aatomist. Keemiline side on kovalentne mittepolaarne Hapnik moodustab ühendeid kõigi keemiliste elementidega peale heelium, neoon ja argoon. See reageerib otse enamiku elementidega, välja arvatud halogeenid, kuld ja plaatina. Hapniku reaktsiooni kiirus nii lihtsate kui ka keeruliste ainetega sõltub ainete olemusest, temperatuurist ja muudest tingimustest. Aktiivne metall nagu tseesium süttib spontaanselt õhuhapnikus juba toatemperatuuril Hapnik reageerib aktiivselt fosforiga kuumutamisel temperatuurini 60°C, väävliga - kuni 250°C, vesinikuga - üle 300°C, süsinikuga (in kivisöe ja grafiidi vorm) - 700-800°C juures.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Keeruliste ainete põlemisel liigses hapnikus tekivad vastavate elementide oksiidid: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Vaadeldavate reaktsioonidega kaasneb nii soojuse kui valguse eraldumine. Selliseid hapnikuga seotud protsesse nimetatakse põlemiseks. Suhtelise elektronegatiivsuse poolest on hapnik teine element. Seetõttu on see keemilistes reaktsioonides nii lihtsate kui ka keerukate ainetega oksüdeerija, sest võtab vastu elektrone. Põlemine, roostetamine, mädanemine ja hingamine toimuvad hapniku osalusel. Need on redoksprotsessid.Oksüdatsiooniprotsesside kiirendamiseks kasutatakse tavalise õhu asemel hapnikku või hapnikuga rikastatud õhku. Hapnikku kasutatakse oksüdatiivsete protsesside intensiivistamiseks keemiatööstuses (lämmastik- ja väävelhapete, tehislike vedelkütuste, määrdeõlide ja muude ainete tootmine) Metallurgiatööstus kulutab küllaltki palju hapnikku. Kõrgete temperatuuride tootmiseks kasutatakse hapnikku. Hapniku-atsetüleeni leegi temperatuur ulatub 3500 ° C-ni, hapniku-vesiniku leegi temperatuur ulatub 3000 ° C. Meditsiinis kasutatakse hapnikku hingamise hõlbustamiseks. Seda kasutatakse hapnikuseadmetes raskesti hingatavas keskkonnas töötamisel.
Väävel- üks väheseid keemilisi elemente, mida inimesed on kasutanud mitu aastatuhandet. See on looduses laialt levinud ja seda leidub nii vabas olekus (looduslik väävel) kui ka ühendites. Väävlit sisaldavad mineraalid võib jagada kahte rühma – sulfiidid (püriidid, sädelused, segud) ja sulfaadid. Looduslikku väävlit leidub suurtes kogustes Itaalias (Sitsiilia saar) ja USA-s. SRÜ-s on loodusliku väävli leiukohad Volga piirkonnas, Kesk-Aasia osariikides, Krimmis ja teistes piirkondades.Esimese rühma mineraalide hulka kuuluvad plii läige PbS, vaseläige Cu2S, hõbeda läige - Ag2S, tsingi segu - ZnS, kaadmiumi segu - CdS, püriit või raudpüriit - FeS2, kalkopüriit - CuFeS2, kinaver - HgS. Teise rühma mineraalide hulka kuuluvad kips CaSO4 2H2O, mirabiliit (Glauberi sool) - Na2SO4 leitud väävel 10H2O, kiese H2O -M loomade ja taimede kehas, kuna see on osa valgu molekulidest. Orgaanilisi väävliühendeid leidub õlis. Kviitung 1. Väävli saamisel looduslikest ühenditest, näiteks väävelpüriitidest, kuumutatakse see kõrgete temperatuurideni. Väävelpüriit laguneb, moodustades raud(II)sulfiidi ja väävli: FeS2=FeS+S 2. Väävlit saab vesiniksulfiidi oksüdeerimisel hapnikuvaegusega vastavalt reaktsioonile: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Praegu on tavaline väävli saamine vääveldioksiidi SO2 redutseerimisel süsinikuga, mis on väävlimaakide metallide sulatamise kõrvalprodukt: SO2 + C = CO2 + S4. Metallurgia- ja koksiahjude heitgaasid sisaldavad vääveldioksiidi ja vesiniksulfiidi segu. See segu juhitakse kõrgel temperatuuril üle katalüsaatori: H2S+SO2=2H2O+3S Väävel on sidrunkollane kõva, rabe aine. See on vees praktiliselt lahustumatu, kuid lahustub hästi süsinikdisulfiidis CS2 aniliinis ja mõnedes teistes lahustites.Juhib halvasti soojust ja elektrivoolu. Väävel moodustab mitmeid allotroopseid modifikatsioone: Looduslik väävel koosneb nelja stabiilse isotoobi segust: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Keemilised omadused Mittetäieliku välisenergia tasemega väävliaatom võib siduda kaks elektroni ja oksüdatsiooniaste on -2. See oksüdatsiooniaste on väävel metallide ja vesinikuga ühendites (Na2S, H2S). Elektronegatiivsema elemendi aatomile elektronide äraandmisel või tagasitõmbamisel võib väävli oksüdatsiooniaste olla +2, +4, +6. Külmas on väävel suhteliselt inertne, kuid temperatuuri tõustes selle reaktsioonivõime suureneb. 1. Metallide puhul on väävlil oksüdeerivad omadused. Nende reaktsioonide käigus tekivad sulfiidid (ei reageeri kulla, plaatina ja iriidiumiga): Fe+S=FeS
2. Normaalsetes tingimustes väävel ei interakteeru vesinikuga ning 150-200°C juures toimub pöörduv reaktsioon: H2 + S «H2S 3. Reaktsioonides metallide ja vesinikuga käitub väävel tüüpilise oksüdeeriva ainena ning tugevate oksüdeerivate ainete olemasolul sellel on redutseerivad reaktsioonid.S+3F2=SF6 (ei reageeri joodiga)4. Väävli põlemine hapnikus toimub temperatuuril 280 °C ja õhus temperatuuril 360 °C. Sel juhul tekib SO2 ja SO3 segu: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Ilma õhu juurdepääsuta kuumutamisel ühineb väävel otseselt fosfori ja süsinikuga, avaldades oksüdeerivaid omadusi: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. Suheldes keeruliste ainetega, käitub väävel peamiselt redutseerijana:
7. Väävel on võimeline tekitama disproportsioonireaktsioone. Seega, kui väävlipulbrit keedetakse leelistega, tekivad sulfitid ja sulfiidid: Väävel on laialt levinud kohaldada tööstuses ja põllumajanduses. Umbes pool selle toodangust kasutatakse väävelhappe tootmiseks. Väävlit kasutatakse kummi vulkaniseerimiseks: sel juhul muutub kumm kummiks Väävlivärvi (peene pulbri) kujul kasutatakse väävlit viinamarjaistanduste ja puuvilla haiguste vastu võitlemiseks. Seda kasutatakse püssirohu, tikkude, helendavate kompositsioonide saamiseks. Meditsiinis valmistatakse nahahaiguste raviks väävlisalve.
31 IV A alagrupi elemendid.
Süsinik (C), räni (Si), germaanium (Ge), tina (Sn), plii (Pb) on PSE peamise alarühma 4. rühma elemendid. Välisel elektronkihil on nende elementide aatomitel 4 elektroni: ns2np2. Alarühmas elemendi aatomarvu suurenedes aatomi raadius suureneb, mittemetallilised omadused nõrgenevad ja metallilised omadused suurenevad: süsinik ja räni on mittemetallid, germaanium, tina, plii on metallid. Selle alarühma elementidel on nii positiivsed kui ka negatiivsed oksüdatsiooniastmed: -4; +2; +4.
| Element | Elektriline valem | hea meel nm | OEO | S.O. |
| C | 2s 2 2p 2 | 0.077 | 2.5 | -4; 0; +3; +4 |
| 14 Si | 3s 2 3p 2 | 0.118 | 1.74 | -4; 0; +3; +4 |
| 32 Ge | 4s 2 4p 2 | 0.122 | 2.02 | -4; 0; +3; +4 |
| 50 Sn | 5s 2 5p 2 | 0.141 | 1.72 | 0; +3; +4 |
| 82 Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
--------------------->(metallilised omadused suurenevad)
KALKOGEENID
ALAGRUPP VIA. KALKOGEENID
HAPNIKU
Element hapnik O on elementide perioodilisuse tabeli kaheksas element ja VIA alarühma esimene element (tabel 7a). Seda elementi leidub kõige rohkem maakoores, moodustades umbes 50% (massi järgi). Õhus, mida me hingame, sisaldavad KALKOGEENID 20% hapnikku vabas (seondumata) olekus ja 88% hapnikust on hüdrosfääris seotud olekus vee H2O kujul.
Kõige tavalisem isotoop on 168O. Sellise isotoobi tuum sisaldab 8 prootonit ja 8 neutronit. 10 neutroniga isotoop 188O on oluliselt vähem levinud (0,2%). Veelgi vähem levinud (0,04%) 9 neutroniga isotoop, 178O. Kõigi isotoopide kaalutud keskmine mass on 16,044. Kuna süsiniku isotoobi massinumbriga 12 aatommass on täpselt 12 000 ja kõik muud aatommassid põhinevad sellel standardil, peab hapniku aatommass selle standardi järgi olema 15,9994.
Hapnik on kaheaatomiline gaas, nagu vesinik, lämmastik ja halogeenid fluor, kloor (ka broom ja jood moodustavad kaheaatomilisi molekule, kuid need ei ole gaasid). Suurem osa tööstuses kasutatavast hapnikust saadakse atmosfäärist. Selle saavutamiseks on välja töötatud suhteliselt odavad meetodid keemiliselt puhastatud õhu vedeldamiseks surve- ja jahutustsüklite abil. Veeldatud õhku kuumutatakse aeglaselt, eraldub lenduvamaid ja kergesti aurustuvaid ühendeid ning koguneb vedel hapnik. Seda meetodit nimetatakse vedela õhu fraktsioneerivaks destilleerimiseks või rektifikatsiooniks. Sel juhul on hapniku saastumine lämmastikulisanditega vältimatu ning kõrge puhtusastmega hapniku saamiseks korratakse rektifikatsiooni, kuni lämmastik on täielikult eemaldatud.
Vaata ka AIR.
Temperatuuril 182,96 ° C ja rõhul 1 atm muutub hapnik värvitust gaasist helesiniseks vedelikuks. Värvuse olemasolu näitab, et aine sisaldab paaritute elektronidega molekule. Temperatuuril 218,7 ° C hapnik tahkub. Gaasiline O2 on õhust 1,105 korda raskem ning 0° C ja 1 atm juures on 1 liitri hapniku mass 1,429 g. Gaas lahustub vees vähe (KALKOGEENID 0,30 cm 3 / l temperatuuril 20 ° C), kuid on oluline vees elu eksisteerimiseks. Terasetööstuses kasutatakse suuri hapnikumassi, et kiiresti eemaldada soovimatud lisandid, peamiselt süsinik, väävel ja fosfor, oksiididena puhumisprotsessi käigus või otse hapnikku läbi sulatise puhumise teel. Vedela hapniku üheks oluliseks kasutusalaks on raketikütuse oksüdeerija. Silindrites hoitud hapnikku kasutatakse meditsiinis õhu hapnikuga rikastamiseks, samuti metallide keevitamise ja lõikamise tehnoloogias.
Oksiidide teke. Metallid ja mittemetallid reageerivad hapnikuga, moodustades oksiide. Reaktsioonid võivad tekkida suure energiahulga vabanemisega ning nendega kaasneb tugev sära, sähvatus ja põlemine. Välklamp saadakse alumiinium- või magneesiumfooliumi või traadi oksüdeerimisel. Kui oksüdatsiooni käigus tekivad gaasid, paisuvad need reaktsioonisoojuse mõjul ja võivad põhjustada plahvatuse. Mitte kõik elemendid ei reageeri hapnikuga soojuse eraldamiseks. Lämmastikoksiidid tekivad näiteks soojuse neeldumisel. Hapnik reageerib elementidega, moodustades vastavate elementide oksiidid a) normaalses või b) kõrges oksüdatsiooniastmes. Puit, paber ja paljud süsinikku ja vesinikku sisaldavad looduslikud ained või orgaanilised tooted põlevad kas tüübi (a) järgi, tekitades näiteks CO, või tüübi (b) järgi, tekitades CO2.
Osoon. Lisaks aatomilisele (monatoomilisele) hapnikule O ja molekulaarsele (diatomilisele) hapnikule O2 on olemas osoon, aine, mille molekulid koosnevad kolmest hapnikuaatomist O3. Need vormid on allotroopsed modifikatsioonid. Vaikse elektrilahenduse juhtimisel läbi kuiva hapniku saadakse osoon:
3O2 2O3 Osoonil on tugev ärritav lõhn ja seda leidub sageli elektrimootorite või generaatorite läheduses. Osoon on samadel temperatuuridel keemiliselt aktiivsem kui hapnik. Tavaliselt reageerib, moodustades oksiide ja vabastades vaba hapnikku, näiteks: Hg + O3 -> HgO + O2 Osoon on efektiivne vee puhastamiseks (desinfitseerimiseks), kangaste, tärklise, õlide pleegitamiseks, puidu ja tee kuivatamiseks ja vanandamiseks ning vanilliini ja kampri tootmisel. Vaata HAPNIKU.
VÄÄVEL, SELEEN, TELLUUR, POLOONIUM
VIA alarühmas hapnikult polooniumile üleminekul on omaduste muutus mittemetallist metalliliseks vähem väljendunud kui VA alarühma elementide puhul. Ns2np4 kalkogeenide elektrooniline struktuur viitab pigem elektronide vastuvõtmisele kui elektronide annetamisele. Elektronide osaline eemaldamine aktiivsest metallist kalkogeeni on võimalik osaliselt ioonse sidemega ühendi moodustumisel, kuid mitte samasuguse ioonsuse astmega kui sarnane ühend hapnikuga. Raskmetallid moodustavad kovalentsete sidemetega kalkogeniide; ühendid on värvilised ja täielikult lahustumatud.
Molekulaarsed vormid. Iga aatomi ümber elektronokteti moodustumine toimub elementaarses olekus naaberaatomite elektronide abil. Selle tulemusena saadakse näiteks väävli puhul tsükliline S8 molekul, mis on ehitatud nagu kroon. Molekulide vahel puudub tugev side, mistõttu väävel sulab, keeb ja aurustub madalal temperatuuril. Seleenil, mis moodustab Se8 molekuli, on sarnane struktuur ja omaduste kogum; telluur võib moodustada Te8 ahelaid, kuid seda struktuuri pole selgelt kindlaks tehtud. Samuti on ebaselge polooniumi molekulaarstruktuur. Molekulide struktuuri keerukus määrab nende eksisteerimise erinevad vormid tahkes, vedelas ja gaasilises olekus (allotroopia); see omadus on ilmselgelt kalkogeenide eristav tunnus teiste elemendirühmade hulgas. Väävli kõige stabiilsem vorm on a-vorm ehk ortorombiline väävel; teine on b metastabiilne vorm ehk monokliiniline väävel, mis võib ladustamise ajal muutuda a-väävliks. Muud väävli modifikatsioonid on näidatud diagrammil:
A-väävel ja b-väävel lahustuvad CS2-s. Tuntud on ka teisi väävli vorme. M-vorm on viskoosne vedelik, mis on tõenäoliselt tekkinud "krooni" struktuurist, mis seletab selle kummitaolist olekut. Kui väävliaur järsku jahtub või kondenseerub, moodustub pulbriline väävel, mida nimetatakse väävlivärviks. Magnetvälja uuringute tulemuste kohaselt sisaldavad aurud, aga ka aurude järsul jahutamisel saadud lilla pulber paarituid elektrone. Se ja Te puhul on allotroopia vähem iseloomulik, kuid sellel on üldine sarnasus väävliga ning seleeni modifikatsioonid on sarnased väävli modifikatsioonidega.
Reaktiivsus. Kõik VIA alarühma elemendid reageerivad üheelektroni doonoritega (leelismetallid, vesinik, metüülradikaal HCH3), moodustades RMR koostisega ühendeid, s.o. millel on koordinatsiooninumber 2, nagu HSH, CH3SCH3, NaSNa ja ClSCl. Kalkogeeni aatomi ümber on koordineeritud kuus valentselektroni, kaks valentsi kestas ja neli valentsi p-kestas. Need elektronid võivad moodustada sideme tugevama elektronaktseptoriga (näiteks hapnikuga), mis tõmbab need eemale, moodustades molekule ja ioone. Seega on neil kalkogeenidel oksüdatsiooniastmed II, IV, VI, moodustades valdavalt kovalentseid sidemeid. Kalkogeenide perekonnas nõrgeneb oksüdatsiooniastme VI avaldumine aatomarvu suurenemisega, kuna ns2 elektronpaar osaleb üha vähem raskemate elementide sidemete moodustumisel (inertse paari efekt). Nende oksüdatsiooniastmetega ühendite hulka kuuluvad väävel(II) SO ja H2SO2; SO2 ja H2SO3 väävli (IV) jaoks; SO3 ja H2SO4 väävli (IV) jaoks. Teiste kalkogeenide ühenditel on sarnane koostis, kuigi on mõningaid erinevusi. Paarituid oksüdatsiooniseisundeid on suhteliselt vähe. Looduslikest toorainetest vabade elementide eraldamise meetodid on erinevate kalkogeenide puhul erinevad. Erinevalt teistest vabas olekus väikestest kalkogeenidest on kivimites teada suured vaba väävli lademed. Setteväävlit saab ekstraheerida geotehnoloogiliselt (kiirprotsess): väävli sulatamiseks pumbatakse läbi sisemise toru ülekuumendatud vesi või aur, seejärel pressitakse sulaväävel läbi välise kontsentrilise toru suruõhuga pinnale. Nii saadakse puhast odavat väävlit Louisiana ja Texase ranniku lähedal asuva Mehhiko lahe maardlatest. Seleeni ja telluuri ekstraheeritakse vase, tsingi ja plii metallurgias tekkivast gaasiheitest, samuti hõbeda ja plii elektrometallurgia mudast. Mõned tehased, kus seleen on kontsentreeritud, muutuvad loomamaailma mürgistuse allikaks. Vaba väävlit kasutatakse laialdaselt põllumajanduses pulbrilise fungitsiidina. Ainuüksi USA-s kasutatakse erinevate protsesside ja keemiatehnoloogiate jaoks umbes 5,1 miljonit tonni väävlit aastas. Väävelhappe tootmisel kulub palju väävlit.
Kalkogeeniühendite, eriti halogeniidide klassid on omadustelt väga erinevad.
Vesinikühendid. Vesinik reageerib aeglaselt kalkogeenidega, moodustades hüdriidid H2M. Vee (hapnikhüdriid) ja teiste kalkogeenide hüdriidide vahel on suur erinevus, mis on halvalõhnalised ja mürgised ning nende vesilahused on nõrgad happed (kõige tugevam on H2Te). Metallid reageerivad otse kalkogeenidega, moodustades kalkogeniide (nt naatriumsulfiid Na2S, kaaliumsulfiid K2S). Nende sulfiidide vesilahustes olev väävel moodustab polüsulfiide (näiteks Na2Sx). Kalkogeenihüdriide saab metallsulfiidide hapendatud lahustest välja tõrjuda. Seega eralduvad sulfaanid H2Sx hapendatud Na2Sx lahustest (kus x võib olla suurem kui 50; siiski on uuritud ainult sulfaane, mille x Ј 6).
Haliidid. Kalkogeenid reageerivad otse halogeenidega, moodustades erineva koostisega halogeniide. Reageerivate halogeenide vahemik ja tekkivate ühendite stabiilsus sõltuvad kalkogeeni ja halogeeni raadiuste suhtest. Kalkogeeni kõrge oksüdatsiooniastmega halogeniidi moodustumise võimalus väheneb halogeeni aatommassi suurenedes, kuna halogeniidi ioon oksüdeerub halogeeniks ja kalkogeen taandub madalal temperatuuril vabaks kalkogeeniks või kalkogeenhalogeniidiks. oksüdatsiooniaste, näiteks: TeI6 -> TeI4 + I2 Väävli oksüdatsiooniaste I, see võib realiseerida ühendis (SCl)2 või S2Cl2 (seda koostist pole usaldusväärselt kindlaks tehtud). Väävelhalogeniididest on kõige ebatavalisem SF6, mis on väga inertne. Selles ühendis sisalduv väävel on fluori aatomitega nii tugevalt varjestatud, et isegi kõige agressiivsemad ained ei avalda SF6-le praktiliselt mingit mõju. Laualt 7b järeldub, et väävel ja seleen ei moodusta jodiide.
Tuntud on komplekssed kalkogeenhalogeniidid, mis tekivad näiteks kalkogeenhalogeniidi interaktsioonil halogeniidioonidega,
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oksiidid ja oksohapped. Kalkogeenioksiidid tekivad otsesel kokkupuutel hapnikuga. Väävel põleb õhus või hapnikus, moodustades SO2 ja SO3 lisandeid. SO3 saamiseks kasutatakse muid meetodeid. Kui SO2 reageerib väävliga, võib tekkida SO. Seleen ja telluur moodustavad sarnaseid oksiide, kuid praktikas on neil oluliselt väiksem tähtsus. Seleenoksiidide ja eriti puhta seleeni elektrilised omadused määravad nende praktilise kasutamise kasvu elektroonika- ja elektritööstuses. Raua ja seleeni sulamid on pooljuhid ja neid kasutatakse alaldite valmistamiseks. Kuna seleeni juhtivus sõltub valgustusest ja temperatuurist, kasutatakse seda omadust fotoelementide ja temperatuuriandurite valmistamisel. Trioksiidid on tuntud kõigi selle alarühma elementide jaoks, välja arvatud poloonium. Väävelhappe tööstusliku tootmise aluseks on SO2 katalüütiline oksüdeerimine SO3-ks. Tahkel SO3-l on allotroopsed modifikatsioonid: sulesarnased kristallid, asbestitaoline struktuur, jääsarnane struktuur ja polümeerne tsükliline (SO3)3. Seleen ja telluur lahustuvad vedelas SO3-s, moodustades interkalkogeenseid ühendeid nagu SeSO3 ja TeSO3. SeO3 ja TeO3 tootmine on seotud teatud raskustega. SeO3 saadakse Se ja O2 gaasisegust väljalasketorus ning TeO3 tekib H6TeO6 intensiivsel dehüdratsioonil. Nimetatud oksiidid hüdrolüüsivad või reageerivad intensiivselt veega, moodustades happeid. Väävelhape on praktilise tähtsusega. Selle saamiseks kasutatakse kahte protsessi: pidevalt arenevat kontaktmeetodit ja vananenud dilämmastiktorni meetodit (vt ka VÄÄVEL).
Väävelhape on tugev hape; see suhtleb aktiivselt veega, eraldades soojust vastavalt reaktsioonile H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Seetõttu tuleb kontsentreeritud väävelhappe lahjendamisel olla ettevaatlik, kuna ülekuumenemine võib põhjustada happega mahutist aurude eraldumist (väävelhappest tulenevad põletused tekivad sageli seotud väikese koguse vee lisamisega). Tänu oma kõrgele afiinsusele vee suhtes interakteerub H2SO4 (konts.) intensiivselt puuvillaste riiete, suhkru ja elusate inimkudedega, eemaldades vee. Suurtes kogustes hapet kasutatakse metallide pinnatöötluseks, põllumajanduses superfosfaadi tootmiseks (vt ka FOSFOR), toornafta rafineerimisel kuni rektifikatsiooni faasini, polümeertehnoloogias, värvainetes, farmaatsiatööstuses ja paljudes teistes tööstusharudes. Väävelhape on tööstuslikust seisukohast kõige olulisem anorgaaniline ühend. Kalkogeenide oksohapped on toodud tabelis. 7. sajand Tuleb märkida, et mõned happed eksisteerivad ainult lahuses, teised ainult soolade kujul.
Teiste vääveloksohapete seas on tööstuses olulisel kohal väävelhape H2SO3, SO2 vees lahustamisel tekkiv nõrk hape, mis esineb ainult vesilahustes. Selle soolad on üsna stabiilsed. Hape ja selle soolad on redutseerivad ained ja neid kasutatakse kloorivastaste ainetena, et eemaldada pleegitusainest liigne kloori. Tioväävelhapet ja selle sooli kasutatakse fotograafias liigse reageerimata AgBr eemaldamiseks fotofilmilt: AgBr + S2O32 []+ Br
Tioväävelhappe naatriumisoola nimetus "naatriumhüposulfit" on kahetsusväärne; õige nimetus "tiosulfaat" peegeldab selle happe struktuurset seost väävelhappega, milles üks hüdraadimata hapniku aatom on asendatud väävliaatomiga (" tio"). Polütioonhapped on huvitav ühendite klass, milles moodustub väävliaatomite ahel, mis paikneb kahe SO3 rühma vahel. H2S2O6 derivaatide kohta on palju andmeid, kuid polütioonhapped võivad sisaldada ka suurel hulgal väävliaatomeid. Peroksohapped on olulised mitte ainult oksüdeerivate ainetena, vaid ka vesinikperoksiidi tootmise vaheühenditena. Peroksüdiväävelhape saadakse HSO4 iooni elektrolüütilise oksüdeerimise teel külmas. Peroksoväävelhape tekib peroksodiväävelhappe hüdrolüüsil: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Seleeni ja telluuri hapete valik on oluliselt väiksem. Seleenhape H2SeO3 saadakse vee aurustamisel SeO2 lahusest. Erinevalt väävelhappest H2SO3 (redutseerija) on see oksüdeeriv aine ja oksüdeerib halogeniidid kergesti halogeenideks. Seleeni 4s2 elektronpaar osaleb mitteaktiivselt sidemete moodustumisel (inertpaari efekt; vt ülalpool väävli reaktsioonivõimet käsitlevat osa) ja seetõttu läheb seleen kergesti elementaarolekusse. Samal põhjusel laguneb seleenhape kergesti, moodustades H2SeO3 ja Se. Te aatomil on suurem raadius ja seepärast on see kaksiksideme moodustamisel ebaefektiivne. Seetõttu ei eksisteeri telluurhapet oma tavapärasel kujul.
ja 6 hüdroksorühma koordineeritakse telluuriga, moodustades H6TeO6 või Te(OH)6.
Oksohaliidid. Oksohapped ja kalkogeenoksiidid reageerivad halogeenide ja PX5-ga, moodustades oksohaliidid koostisega MOX2 ja MO2X2. Näiteks SO2 reageerib PCl5-ga, moodustades SOCl2 (tionüülkloriid):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Vastav fluoriid SOF2 moodustub SOCl2 ja SbF3 interaktsioonil ning tionüülbromiid SOBr2 moodustub SOCl2-st ja HBr-st. Sulfurüülkloriid SO2Cl2 saadakse SO2 kloorimisel klooriga (kamfori juuresolekul); samamoodi saadakse sulfurüülfluoriid SO2F2. Klorofluoriid SO2ClF moodustub SO2Cl2-st, SbF3-st ja SbCl3-st. Klorosulfoonhape HOSO2Cl saadakse kloori juhtimisel läbi suitseva väävelhappe. Fluorosulfoonhape moodustub sarnasel viisil. Tuntud on ka seleenioksohaliidid SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Lämmastikku ja väävlit sisaldavad ühendid. Väävel moodustab lämmastikuga erinevaid ühendeid, millest paljusid on vähe uuritud. Kui S2Cl2 töödeldakse ammoniaagiga, tekivad N4S4 (tetravääveltetranitriid), S7HN (väävelheptasimiid) ja teised ühendid. S7HN molekulid on üles ehitatud nagu tsükliline S8 molekul, milles üks väävliaatom on asendatud lämmastikuga. N4S4 moodustub ka väävlist ja ammoniaagist. Tina ja vesinikkloriidhappe toimel muudetakse see tetravääveltetraimiidiks S4N4H4. Teine lämmastiku derivaat, sulfamiinhape NH2SO3H, on tööstusliku tähtsusega, see on valge, mittehügroskoopne kristalne aine. See saadakse karbamiidi või ammoniaagi reageerimisel suitseva väävelhappega. Selle happe tugevus on lähedane väävelhappele. Selle ammooniumisoola NH4SO3NH2 kasutatakse tulekahju inhibiitorina ja leelismetallisoolasid herbitsiididena.
Poloonium. Vaatamata polooniumi piiratud kogusele on selle VIA alarühma viimase elemendi keemia suhteliselt hästi mõistetav tänu selle radioaktiivsele omadusele (tavaliselt keemilistes reaktsioonides segatakse see kandja või kaasneva reaktiivina telluuriga). Stabiilseima isotoobi 210Po poolestusaeg on vaid 138,7 päeva, seega on selle uurimise raskused arusaadavad. 1 g Po saamiseks on vaja töödelda rohkem kui 11,3 tonni uraanitõrva. 210Po saab toota 209Bi neutronpommitamise teel, mis muundub esmalt 210Bi-ks ja seejärel paiskab välja b osakese, moodustades 210Po. Ilmselt on polooniumil sama oksüdatsiooniaste kui teistel kalkogeenidel. Sünteesitud on polooniumhüdriid H2Po ja oksiid PoO2, tuntud on II ja IV oksüdatsiooniastmega soolad. Ilmselt PoO3 pole olemas.
Collieri entsüklopeedia. - Avatud ühiskond. 2000 .
Vaadake, mis on "CHALCOGENS" teistes sõnaraamatutes:
KALKOGEENID, perioodilisuse tabeli VI rühma keemilised elemendid: hapnik, väävel, seleen, telluur. Kalkogeenide ühendid elektropositiivsemate keemiliste elementidega kalkogeniidid (oksiidid, sulfiidid, seleniidid, telluriidid) ... Kaasaegne entsüklopeedia
Perioodilise süsteemi VI rühma keemilised elemendid hapnik, väävel, seleen, telluur... Suur entsüklopeediline sõnaraamat
Rühm → 16 ↓ Periood 2 8 Hapnik ... Vikipeedia
Perioodilisuse tabeli VI rühma keemilised elemendid: hapnik, väävel, seleen, telluur. * * * KALKOGEENID KALKOGEENID, perioodilise tabeli VI rühma keemilised elemendid hapnik, väävel, seleen, telluur... entsüklopeediline sõnaraamat
kalkogeenid- chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). vastavusmenys: engl. chalcogens rus. kalkogeenid... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
Chem. elemendid VIa gr. perioodiline süsteemid: hapnik O, väävel S, seleen Se, telluur Te, poloonium Po. Ext. X aatomi elektronkihil on s2p4 konfiguratsioon. Suurendades kell. n. Kovalentsed ja ioonilised raadiused X suurenevad, energia väheneb... ... Keemia entsüklopeedia
Oksüdatsiooniastmega ühendid –2. H 2 Se ja H 2 Te on vastiku lõhnaga värvitud gaasid, mis lahustuvad vees. Seerias H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te molekulide stabiilsus väheneb, seetõttu käituvad H 2 Se ja H 2 Te vesilahustes kahealuseliste hapetena, mis on tugevamad kui vesiniksulfiidhape. Nad moodustavad sooli - seleniide ja telluriide. Telluur ja vesinikseleniid, samuti nende soolad on äärmiselt mürgised. Seleniidil ja telluriididel on sulfiididele sarnased omadused. Nende hulgas on aluselisi (K 2 Se, K 2 Te), amfoteerseid (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) ja happelisi ühendeid (CSe 2, CTe 2).
Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe2 + 3H2O = H2CO3 + 2H2Se
Suur rühm seleniide ja telluriide on pooljuhid. Kõige laialdasemalt kasutatavad on tsingi alarühma elementide seleniidid ja telluriidid.
Oksüdatsiooniastmega ühendid +4. Seleen(IV) ja telluur(IV) oksiidid tekivad lihtainete oksüdeerimisel hapnikuga ja on tahked polümeeriühendid. Tüüpilised happeoksiidid. Seleen(IV)oksiid lahustub vees, moodustades seleenhappe, mis erinevalt H 2 SO 3-st isoleeritakse vabas olekus ja on tahke aine.
SeO 2 + H 2 O \u003d H 2 SeO 3
Telluur(IV)oksiid on vees lahustumatu, kuid reageerib leeliste vesilahustega, moodustades telluriite.
TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3
H 2 TeO 3 on kalduvus polümerisatsioonile, seetõttu eraldub hapete mõjul telluriitidele muutuva koostisega sade TeO 2 nH 2 O.
SeO 2 ja TeO 2 on SO 2 -ga võrreldes tugevamad oksüdeerijad:
2SO 2 + SeO 2 \u003d Se + 2SO 3
Oksüdatsiooniastmega ühendid +6. Seleen(VI)oksiid on valge tahke aine (mp 118,5 ºС, laguneb > 185 ºС), mida tuntakse klaasjas ja asbestitaolises modifikatsioonis. Saadakse SO 3 toimel selenaatidele:
K 2 SeO 4 + SO 3 \u003d SeO 3 + K 2 SO 4
Telluurium(VI)oksiidil on samuti kaks modifikatsiooni: oranž ja kollane. Valmistatud orthotelluurhappe dehüdratsioonil:
H 6 TeO 6 \u003d TeO 3 + 3H 2 O
Seleeni (VI) ja telluuri (VI) oksiidid on tüüpilised happelised oksiidid. SeO 3 lahustub vees, moodustades seleenhappe - H 2 SeO 4 . Seleenhape on valge kristalne aine, vesilahustes on see tugev hape (K 1 = 1·10 3, K 2 = 1,2·10 -2), söestab orgaanilisi ühendeid, tugev oksüdeerija.
H2Se +6O4 + 2HCl-1 = H2Se +4O3 + Cl20 + H2O
Soolad – baarium- ja pliiselenaadid on vees lahustumatud.
TeO 3 on vees praktiliselt lahustumatu, kuid interakteerub leeliste vesilahustega, moodustades telluurhappe sooli - telluraate.
TeO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 4 + H 2 O
Kui telluraatide lahused puutuvad kokku vesinikkloriidhappega, vabaneb ortohotelluurhape - H 6 TeO 6 - valge kristalne aine, mis lahustub kuumas vees hästi. H 6 TeO 6 dehüdraatimisel on võimalik saada telluurhapet. Telluurhape on väga nõrk, K1 = 2·10 -8, K2 = 5·10 -11.
Na 2 TeO 4 + 2HCl + 2H 2 O \u003d H 6 TeO 6 + 2 NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
Seleeniühendid on mürgised taimedele ja loomadele; telluuriühendid on palju vähem toksilised. Seleeni- ja telluuriühenditega mürgitamisega kaasneb kannatanul püsiva vastiku lõhna ilmnemine.
Kirjandus: lk. 359-383, lk. 425-435, lk. 297-328
