Hapniku või kalkogeenide alarühm - D.I perioodilise süsteemi 6. rühm. Mendellev, 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 kõikidel elementidel 6 elektroni, mis harva loobuvad ja sagedamini võtavad vastu 2 puuduvat elektroni enne elektrontaseme valmimist. Sama valentsitaseme olemasolu määrab kalkogeenide keemilise sarnasuse. Tüüpilised oksüdatsiooniastmed: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Hapnik näitab peroksiidides ainult -1; -2 - oksiidides; 0 - vabas olekus; +1 ja +2 - fluoriidides - O2F2, OF2, kuna sellel puudub d-alatase ja elektrone ei saa eraldada ning valents on alati 2; S - kõik peale +1 ja -1. Väävlil on d-alamtase ning ergastatud olekus 3p ja 3s-ga elektronid võivad eralduda ja minna d-alamtasemele. Ergastamata olekus on väävli valents 2-s SO-s, 4-S02-s ja 6-s SO3-s. Se+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 aatomi raadius, väheneb ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsus, samuti elektronegatiivsus; mittemetallilised omadused vähenevad, metalli omadused suurenevad (hapnik, väävel, seleen, telluur on mittemetallid), polooniumil on metalliline läige ja elektrijuhtivus. Kalkogeenide vesinikuühendid vastavad valemile: H2R: H2O, H2S, H2Se, H2Te on vesinikkalkogeenid. 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 on happeoksiidid. Kui need oksiidid lahustatakse vees, moodustuvad neist vastavad happed: H2RO3 ja H2RO4. Suunas ülevalt alla nende hapete tugevus väheneb. H2RO3 on redutseerivad happed, H2RO4 on oksüdeerivad ained.
Hapnik on kõige rikkalikum element maa peal. See moodustab 47,0% maakoore massist. Selle sisaldus õhus on 20,95% mahust või 23,10% massist. Hapnikku leidub vees, kivimites, paljudes mineraalides, soolades ning valkudes, rasvades ja süsivesikutes, mis moodustavad elusorganismid. Laboris saadakse hapnikku: - lagunemine bertoleti soola (kaaliumkloraat) kuumutamisel katalüsaatori MnO2 juuresolekul: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - lagunemine kaaliumpermanganaadi kuumutamisel: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Sel juhul saadakse väga puhast hapnikku. saadakse naatriumhüdroksiidi vesilahuse elektrolüüsil (elektroodid on nikkel); Hapniku tööstusliku tootmise peamine allikas on õhk, mis vedeldatakse ja seejärel fraktsioneeritakse. Esiteks eraldub lämmastik (keetmistemperatuur = -195 °C) ja peaaegu puhas hapnik jääb vedelasse olekusse, kuna selle keemistemperatuur on kõrgem (-183 °C). Levinud on vee elektrolüüsil põhinev hapniku saamise meetod.Tavatingimustes 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 läheb hapnik vedelasse olekusse. Vedel hapnik on sinaka värvusega 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 elektroonilise nivoo 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 oksüdatsiooniaste vastavalt +2 ja +1 ning fluoril -1. Hapniku molekul koosneb kahest O2 aatomist. Keemiline side on kovalentne mittepolaarne Hapnik moodustab ühendeid kõigi keemiliste elementidega, välja arvatud heelium, neoon ja argoon. See interakteerub otseselt enamiku elementidega, välja arvatud halogeenid, kuld ja plaatina. Hapniku reaktsioonikiirus nii lihtsate kui ka keerukate ainetega sõltub ainete olemusest, temperatuurist ja muudest tingimustest. Aktiivne metall, näiteks 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 kujul) - 700-800 ° C juures =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Ülaltoodud 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, tk. 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 (lämmastikhappe, väävelhappe, tehislik vedelkütuse, määrdeõlide ja muude ainete tootmine) Metallurgiatööstus kulutab küllaltki palju hapnikku. Kõrgete temperatuuride tootmiseks kasutatakse hapnikku. Hapniku-atsetüleeni leegi temperatuur ulatub 3500°C, hapniku-vesiniku leegi temperatuur 3000°C Meditsiinis kasutatakse hapnikku hingamise hõlbustamiseks. Seda kasutatakse hapnikuseadmetes raskesti hingatavas atmosfääris töötamisel.
Väävel- üks väheseid keemilisi elemente, mida inimesed on kasutanud mitu aastatuhandet. See on looduses laialt levinud ja esineb nii vabas olekus (looduslik väävel) kui ka ühenditena. Väävlit sisaldavad mineraalid võib jagada kahte rühma – sulfiidid (püriidid, läiked, 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, hõbeläige - Ag2S, tsink segu - ZnS, kaadmiumi segu - CdS, püriit või raudpüriidid - FeS2, kalkopüriit - CuFeS2, kinaver - HgS.Teise rühma mineraalide hulka kuuluvad kips CaSO4 2H2O, mirabiliit (Glauberi sool) - Na2SO4 H väävel 10H2 -O Väävel 10H2 -O leidub loomade ja taimede organismides, kuna see on osa valgumolekulidest. Orgaanilisi väävliühendeid leidub õlis. Kviitung 1. Väävli saamisel looduslikest ühenditest, näiteks väävelpüriidist, kuumutatakse see kõrgete temperatuurideni. Väävelpüriit laguneb raud(II)sulfiidi ja väävli moodustumisega: FeS2=FeS+S 2. Väävlit saab hapnikupuudusega vesiniksulfiidi oksüdeerimisel vastavalt reaktsioonile: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Praegu on tavaline väävli saamine vääveldioksiidi SO2 süsiniku redutseerimisel - väävlimaakide metallide sulatamise kõrvalsaadus: SO2 + C \u003d CO2 + S4. Metallurgia- ja koksiahjude heitgaasid sisaldavad vääveldioksiidi ja vesiniksulfiidi segu. See segu juhitakse kõrgel temperatuuril üle katalüsaatori: H2S+SO2=2H2O+3S Väävel on sidrunikollane rabe tahke 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 näidata oksüdatsiooniastet -2. See oksüdatsiooniaste on väävel metallide ja vesinikuga ühendites (Na2S, H2S). Kui elektrone loovutada või tõmmata elektronegatiivsema elemendi aatomile, 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 omadused. S+3F2=SF6 (ei reageeri joodiga)4. Väävli põlemine hapnikus toimub temperatuuril 280 °C ja õhus temperatuuril 360 °C. See tekitab SO2 ja SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35 segu. Ilma õhu juurdepääsuta kuumutamisel ühineb väävel otseselt fosfori ja süsinikuga, millel on oksüdeerivad omadused: 2P + 3S = P2S3 2S + C = CS26. Suheldes keeruliste ainetega, käitub väävel peamiselt redutseerijana:
7. Väävel on võimeline tekitama disproportsioonireaktsioone. Niisiis, 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 viinamarjaistanduse ja puuvilla haiguste vastu võitlemiseks. Seda kasutatakse püssirohu, tikkude, helendavate kompositsioonide saamiseks. Meditsiinis valmistatakse väävlisalve nahahaiguste raviks.
31 IV A alagrupi elemendid.
Süsinik (C), räni (Si), germaanium (Ge), tina (Sn), plii (Pb) - PSE peamise alarühma 4. rühma elemendid. Välisel elektronkihil on nende elementide aatomitel 4 elektroni: ns2np2. Alamrühmas suureneb elemendi järjekorranumbri suurenemisega aatomi raadius, nõrgenevad mittemetallilised omadused ja suurenevad metallilised omadused: 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 | rad 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 aastane | 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 |
| 82Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
----------------------> (metallilised omadused suurenevad)
Seleen ja telluur kuuluvad perioodilise süsteemi VI rühma ja on väävli analoogid. Välisel elektroonilisel tasandil on seleenil ja telluuril kummalgi 6 elektroni: Se 4s 2 4p 4; Te 5s 2 5p 4, seega on neil oksüdatsiooniaste IV, VI ja -II. Nagu iga perioodilise süsteemi rühma puhul, nõrgenevad elemendi aatommassi kasvades elemendi happelised omadused ja aluselised suurenevad, nii on telluuril mitmeid aluselisi (metallilisi) omadusi ja pole üllatav, et avastajad pidasid seda metalliks.
Seleeni iseloomustab polümorfism, seal on 3 kristalset ja 2 amorfset modifikatsiooni.
klaaskeha seleen saadakse kiiresti jahutatud sulaseleeni abil, koosneb Se 8 tsüklimolekulidest ja tsüklitest kuni 1000 aatomiga.
Punane amorfne seleen see tekib Se auru kiirel jahutamisel, koosneb peamiselt valesti orienteeritud Se 8 molekulidest, kristalliseerumisel lahustub CS 2-s, saadakse kaks kristallilist modifikatsiooni:
t pl 170 0 C t pl 180 0 C
aeglane kiire
ehitatud Se 8 molekulidest.
Kõige stabiilsem hall kuusnurkne seleen , mis koosneb lõpututest seleeniaatomite ahelatest. Kuumutamisel kantakse kõik modifikatsioonid üle viimasele. See on ainus pooljuhtide modifikatsioon. Sellel on: t pl 221 0 С ja t kip 685 0 С. Koos Se 8-ga esinevad aurudes ka molekulid, mille aatomite arv on väiksem kuni Se 2 -ni.
Telluur on lihtsam - kõige stabiilsem on kuusnurkne telluur, mille t pl 452 0 С ja t kip 993 0 С. Amorfne telluur on peenelt hajutatud kuusnurkne telluur.
Seleen ja telluur on õhus stabiilsed, kuumutamisel põlevad, moodustades dioksiidid SeO 2 ja TeO 2 . Toatemperatuuril ei reageeri nad veega.
Kui amorfset seleeni kuumutatakse temperatuurini t 60 0 C, hakkab see reageerima veega:
3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3 (17)
Telluur on vähem aktiivne ja reageerib veega üle 100 0 C. Nad reageerivad leelistega leebematel tingimustel, moodustades:
3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na2Te + Na2TeO3 + 3H2O (19)
Nad ei reageeri hapetega (HCl ja lahjendatud H 2 SO 4), lahjendatud HNO 3 oksüdeerib need H 2 SeO 3-ks; H 2 TeO 3, kui hape on kontsentreeritud, oksüdeerib see telluuri aluseliseks nitraadiks Te 2 O 3 (OH)NO 3 .
Kontsentreeritud H 2 SO 4 lahustab seleeni ja telluuri, moodustades
Se 8 (HSO 4) 2 – roheline H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 – punane Te 2 O 3 SO 4
½ lahendust
ebastabiilne
Se ja Te vabastatakse
Se, aga ka S puhul on iseloomulikud liitumisreaktsioonid:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (kõige stabiilsem) (20)
Na 2 S + 2Te \u003d Na 2 STe 2 (kõige stabiilsem) (21)
üldjuhul Na 2 SE n, kus E \u003d Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
selenosulfaat
Telluuri puhul toimub selline reaktsioon ainult autoklaavides.
Se + KCN = KSeCN (telliumi puhul teadmata) (23)
Seleen interakteerub vesinikuga temperatuuril 200 0 С:
Se + H 2 \u003d H 2 Se (24)
Telluuri puhul kulgeb reaktsioon raskelt ja vesiniktelluriidi saagis on madal.
Seleen ja telluur interakteeruvad enamiku metallidega. Ühendites iseloomustavad seleeni ja telluuri oksüdatsiooniastet -2, +4 ja +6.
Ühendid hapnikuga Dioksiidid. SeO 2 - valge, t sub. - 337 0 С, lahustub vees, moodustades H 2 SeO 3 - ebastabiilne, temperatuuril 72 0 С laguneb peritektilise reaktsiooni teel.
TeO 2 - tulekindlam, t pl. – 733 0 С, t b.p. – 1260 0 C, mittelenduv, vees vähelahustuv, leelistes kergesti lahustuv, lahustuvusmiinimum langeb pH ~ 4 juures, lahusest eraldub H 2 TeO 3 sade, ebastabiilne ja laguneb kuivamisel.
trioksiidid. Suuremad oksiidid saadakse tugevate oksüdeerivate ainete toimel.
SeO 3 (meenutab SO 3) reageerib veega, moodustades H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, tugev oksüdeerija, lahustab Au:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
lahustab Pt segus HCl-ga.
TeO 3 on inaktiivne aine, esineb amorfsete ja kristalsete modifikatsioonidena. Amorfne trioksiid hüdraatib pikaajalisel kokkupuutel kuuma veega, muutudes ortotelluurhappeks H 6 TeO 6 . Kuumutamisel lahustub see kontsentreeritud leeliselahustes, moodustades telluraate.
H 2 TeO 4 on kolme sorti: orto-tellüürhape H 6 TeO 6 lahustub vees väga hästi, selle lahused ei anna happelist reaktsiooni, väga nõrk hape, dehüdratsioonil polümetatelluurhape (H 2 TeO 4) on saadud n vees lahustumatu. Allotelluurhape saadakse orto-telluurhappe kuumutamisel suletud ampullis, see seguneb veega mis tahes vahekorras ja on happelise iseloomuga. See on vahepealne, ahelas on 6-10 molekuli, see on ebastabiilne, muutub toatemperatuuril ortotelluurhappeks ja õhu käes kuumutamisel kiiresti H 2 TeO 4 -ks.
soola. Selenaatide puhul on raskemetallide soolad vees hästi lahustuvad, leelismuldmetallide selenaadid, plii ja erinevalt sulfaatidest Ag ja Tl lahustuvad vähe. Kuumutamisel moodustavad nad seleniite (erinevad sulfaatidest). Seleniidid on stabiilsemad kui sulfitid ja erinevalt sulfitidest saab neid sulatada.
Telluraadid Na 2 H 4 TeO 6 - orthotelluraat eksisteerib kahes modifikatsioonis, saadakse madalal temperatuuril, vees lahustuv, kõrgel temperatuuril - lahustumatu. Dehüdraatimisel saadakse Na 2 TeO 4, mis ei lahustu vees. Raskete ja leelismuldmetallide telluraadid erinevad madala lahustuvuse poolest. Erinevalt telluraadist lahustub naatriumtelluriit vees.
Hüdriidid. H 2 Se ja H 2 Te gaasid lahustuvad vees ja annavad tugevamaid happeid kui H 2 S. Leelistega neutraliseerimisel moodustuvad Na 2 S-ga sarnased soolad. Telluriide ja seleniide, nagu ka Na 2 S, iseloomustavad liitumisreaktsioonid:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
Üldjuhul tekivad Na 2 ES 3 ja Na 2 ES 4, kus E on seleen ja telluur.
Kloriidid. Kui väävli jaoks on kõige stabiilsem S 2 Cl 2, siis seleeni puhul on teada sarnane ühend, kuid kõige stabiilsem on SeCl 4, telluuri puhul TeCl 4. Vees lahustatuna hüdrolüüsib SeCl4:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4НCl + H 2 SeO 3 (28)
TeCl4 lahustub ilma märgatava hüdrolüüsita.
TeCl 4 jaoks on teada kompleksid: K 2 TeCl 6 ja KTeCl 5, alumiiniumkloriidiga moodustab katioonseid komplekse + -. Mõnel juhul moodustab see komplekse ka seleeniga, kuid selle kohta on teada ainult heksakloroselenaadid: M 2 SeCl 6 .
Kuumutamisel sublimeeruvad ja dissotsieeruvad:
SeCl 4 \u003d SeCl 2 + Cl 2 (29)
kondenseerumise ajal on need ebaproportsionaalsed:
2TeCl 2 \u003d Te + TeCl 4 (30)
Fluoriidid, bromiidid ja jodiidid moodustuvad teadaolevalt ainult telluuris.
Sulfiidid. Väävliga sulatamisel ei moodustu ühendeid. H 2 S toimel seleeni ja telluuri sooladele võib sadestuda TeS 2 ning SeS 2 ja SeS segu (arvatakse, et see on S ja Se segu).
Süntees, asendades väävli seleeniga S 8 molekulis, saadakse Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7, asendus toimub ühe väävliaatomi kaudu.
slaid 2
Väävel, seleen ja telluur on VI rühma peamise alarühma elemendid, mis kuuluvad kalkogeenide perekonda.
slaid 3
Väävel
Väävel on üks inimkonnale ammustest aegadest tuntud ainetest. Isegi iidsed kreeklased ja roomlased leidsid sellel mitmesuguseid praktilisi rakendusi. Kurjade vaimude väljasaatmise riituse läbiviimiseks kasutati natiivse väävli tükke.
slaid 4
Telluur
Ühest Austria piirkonnast, mida kutsuti Semigoryeks, avastati 18. sajandil kummaline sinakasvalge maak.
slaid 5
seleen
Seleen on üks elemente, mida inimene teadis juba enne ametlikku avastamist. Seda keemilist elementi varjasid väga hästi teised keemilised elemendid, mis olid oma omadustelt sarnased seleeniga. Peamised seda varjavad elemendid olid väävel ja telluur.
slaid 6
Kviitung
Väävelvesiniku elementaarseks väävliks oksüdeerimise meetod töötati esmakordselt välja Suurbritannias, kus õpiti prantsuse keemiku N. Leblanci kaltsiumsulfiidi CaS meetodil pärast sooda tootmist järelejäänud Na2CO3-st märkimisväärses koguses väävlit kätte saama. Leblanci meetod põhineb naatriumsulfaadi redutseerimisel kivisöega lubjakivi CaCO3 juuresolekul. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Slaid 7
Seejärel leostatakse sooda veega ja halvasti lahustuva kaltsiumsulfiidi vesisuspensiooni töödeldakse süsinikdioksiidiga.
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Moodustunud vesiniksulfiid H2S õhuga segatuna juhitakse ahjus üle katalüsaatorikihi. Sel juhul moodustub vesiniksulfiidi mittetäieliku oksüdatsiooni tõttu väävel 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
Slaid 8
Seleenhape taandub vesinikkloriidhappega kuumutamisel seleenhappeks. Seejärel juhitakse läbi saadud seleenhappe lahuse vääveldioksiid SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4. Puhastamiseks põletatakse seleeni edasi suitseva lämmastikhappe HNO3 aurudega küllastunud hapnikus. Sel juhul sublimeeritakse puhas seleendioksiid SeO2. SeO2 lahusest vees sadestatakse pärast vesinikkloriidhappe lisamist seleen uuesti vääveldioksiidi läbi lahuse juhtimisega.
Slaid 9
Te isoleerimiseks mudast paagutatakse need soodaga, millele järgneb leostumine. Te läheb leeliseliseks lahuseks, millest neutraliseerimisel sadestub TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl kujul. Telluuri puhastamiseks S-st ja Se-st kasutatakse selle võimet redutseerija (Al) toimel leeliselises keskkonnas muutuda lahustuvaks dinaatriumditellüüriks Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
Slaid 10
Telluuri sadestamiseks juhitakse lahust läbi õhku või hapnikku: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Kõrge puhtusastmega telluuri saamiseks klooritakse see: Te+2Cl2=TeCl4. Saadud tetrakloriid puhastatakse destilleerimise või rektifikatsiooniga. Seejärel hüdrolüüsitakse tetrakloriid veega: TeCl4+2H2O=TeO2Ї+4HCl ja saadud TeO2 redutseeritakse vesinikuga: TeO2+4H2=Te+2H2O.
slaid 11
Füüsikalised omadused
slaid 12
Keemilised omadused
Väävel põleb õhus, moodustades vääveldioksiidi - terava lõhnaga värvitu gaasi: S + O2 → SO2
slaid 13
Väävlisulam reageerib klooriga ja võimalik on kahe madalama kloriidi moodustumine 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2. Kuumutamisel reageerib väävel ka fosforiga, moodustades fosforsulfiidide segu, mille hulgas on ka kõrgem sulfiid P2S5. : 5S + 2P → P2S2 Lisaks reageerib väävel kuumutamisel vesiniku, süsiniku, räniga: S + H2 → H2S (vesiniksulfiid) C + 2S → CS2 (süsinikdisulfiid)
Slaid 14
Komplekssetest ainetest tuleb kõigepealt märkida väävli reaktsiooni sula leelisega, milles väävel disproportseerub sarnaselt klooriga: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Väävel reageerib kontsentreeritud oksüdeerivate hapetega ainult pikaajalisel kuumutamisel: S + 6HNO3 (konts.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konts.) → 3SO2 + 2H2O
slaid 15
Temperatuuril 100–160°C oksüdeerub see vee toimel: Te+2H2O= TeO2+2H2 Leeliselistes lahustes keetmisel telluur disproportseerub, moodustades telluriidi ja telluriidi: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
slaid 16
Lahjendatud HNO3 oksüdeerib Te tellurhappeks H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Tugevad oksüdeerijad (HClO3, KMnO4) oksüdeerivad Te nõrgaks telluurhappeks H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Telluuriühendid (+2) on ebastabiilsed ja altid disproportsioonile: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Slaid 17
Õhus kuumutamisel see põleb, moodustades värvitu kristallilise SeO2: Se + O2 = SeO2. Kuumutamisel suhtleb see veega: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Seleen reageerib lämmastikhappega kuumutamisel, moodustades seleenhappe H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Slaid 18
Leeliselistes lahustes keetes disproportseerub seleen: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Kui seleeni keedetakse leeliselises lahuses, millest juhitakse läbi õhku või hapnikku, siis tekivad polüseleniide sisaldavad punakaspruunid lahused: K2Se + 3Se = K2Se4
Elementide perioodilise süsteemi VIA-rühmas D.I. Mendelejev sisaldab hapnikku, väävlit, seleeni, telluuri, polooniumi. Neist neli esimest on olemuselt mittemetallilised. Selle rühma elementide üldnimetus kalkogeenid, mis on tõlgitud kreeka keelest. tähendab "maakide moodustamist", mis näitab nende olemasolu looduses.
VIA rühma elementide aatomite valentskesta elektrooniline valem.
Nende elementide aatomitel on välise energiataseme s- ja p-orbitaalides 6 valentselektroni. Neist kaks p-orbitaali on pooleldi täidetud.
Hapnikuaatom erineb teiste kalkogeenide aatomitest madala d-alamtaseme puudumise tõttu. Seetõttu on hapnik reeglina võimeline moodustama ainult kaks sidet teiste elementide aatomitega. Kuid mõnel juhul võimaldab üksikute elektronpaaride olemasolu välisenergia tasemel hapnikuaatomil doonor-aktseptormehhanismi abil luua täiendavaid sidemeid.
Teiste kalkogeenide aatomite puhul, kui energiat tarnitakse väljastpoolt, võib paaritute elektronide arv suureneda s- ja p-elektronide ülemineku tulemusena d-alatasandile. Seetõttu on väävli ja teiste kalkogeenide aatomid võimelised moodustama mitte ainult 2, vaid ka 4 ja 6 sidet teiste elementide aatomitega. Näiteks väävliaatomi ergastatud olekus võivad välise energiataseme elektronid omandada elektroonilise konfiguratsiooni 3s 2 3p 3 3d 1 ja 3s 1 3p 3 3d 2:
Sõltuvalt elektronkihi olekust ilmnevad erinevad oksüdatsiooniastmed (CO). Metallide ja vesinikuga ühendites on selle rühma elementide CO = -2. Hapniku ja mittemetallidega ühendites võib väävli, seleeni ja telluuri sisaldus olla CO = +4 ja CO = +6. Mõnes ühendis on nende CO = +2.
Elektronegatiivsuselt on hapnik fluori järel teisel kohal. Fluoroksiidis F 2 O on hapniku oksüdatsiooniaste positiivne ja võrdne +2-ga. Muude elementide puhul on hapniku oksüdatsiooniaste ühendites tavaliselt -2, välja arvatud vesinikperoksiid H 2 O 2 ja selle derivaadid, milles hapniku oksüdatsiooniaste on -1. Elusorganismides on hapnik, väävel ja seleen osa -2 oksüdatsiooniastmes biomolekulidest.
Seerias O - S - Se-Te - Po aatomite ja ioonide raadiused suurenevad. Sellest lähtuvalt vähenevad ionisatsioonienergia ja suhteline elektronegatiivsus loomulikult samas suunas.
VIA rühma elementide seeriaarvu suurenemisega neutraalsete aatomite oksüdatiivne aktiivsus väheneb ja negatiivsete ioonide redutseeriv aktiivsus suureneb. Kõik see viib kalkogeenide mittemetalliliste omaduste nõrgenemiseni hapnikult telluurile üleminekul.
Kalkogeenide aatomarvu suurenemisega suurenevad iseloomulikud koordinatsiooninumbrid. See on tingitud asjaolust, et üleminekul neljanda perioodi p-elementidelt viienda ja kuuenda perioodi p-elementidele on d. - ja isegi f-orbitaalid. Niisiis, kui väävli ja seleeni puhul on kõige tüüpilisemad koordinatsiooninumbrid 3 ja 4, siis telluuri puhul - 6 ja isegi 8.
Normaaltingimustes on VIA rühma elementide vesinikuühendid H 2 E, välja arvatud vesi, väga ebameeldiva lõhnaga gaasid. Nende ühendite termodünaamiline stabiilsus väheneb veest vesiniktelluriidiks H 2 Te. Vesilahustes on neil kergelt happelised omadused. Seerias H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te hapete tugevus suureneb.
Selle põhjuseks on E 2- ioonide raadiuste suurenemine ja vastav E-N sidemete nõrgenemine. Samas suunas suureneb H 2 E redutseerimisvõime.
Väävel, seleen, telluur moodustavad kaks happeliste oksiidide seeriat: EO 2 ja EO 3. Need vastavad happehüdroksiididele koostisega H2EO3 ja H2EO4. Vabas olekus olevad happed H 2 EO 3 on ebastabiilsed. Nende hapete sooladel ja hapetel endil on redoksduaalsus, kuna elementide S, Se ja Te oksüdatsiooniaste on nendes ühendites vahepealne + 4.
H 2 EO 4 koostisega happed on stabiilsemad ja käituvad reaktsioonides nagu oksüdeerivad ained (elemendi kõrgeim oksüdatsiooniaste on +6).
Hapnikuühendite keemilised omadused. Hapnik on maakoores kõige levinum element (49,4%). Hapniku kõrge sisaldus ja kõrge keemiline aktiivsus määravad enamiku Maa elementide domineeriva olemasolu hapnikku sisaldavate ühendite kujul. Hapnik on osa kõigist elutähtsatest orgaanilistest ainetest – valkudest, rasvadest, süsivesikutest.
Arvukad äärmiselt olulised eluprotsessid, nagu hingamine, aminohapete, rasvade ja süsivesikute oksüdatsioon, on ilma hapnikuta võimatud. Ainult vähesed taimed, mida nimetatakse anaeroobseks, suudavad ellu jääda ilma hapnikuta.
Kõrgematel loomadel (joon. 8.7) satub hapnik verre, ühineb hemoglobiiniga, moodustades kergesti dissotsieeruva ühendi oksühemoglobiini. Verevooluga satub see ühend erinevate organite kapillaaridesse. Siin eraldub hapnik hemoglobiinist ja difundeerub läbi kapillaaride seinte kudedesse. Ühendus hemoglobiini ja hapniku vahel on habras ja toimub tänu doonori-aktseptori interaktsioonile Fe 2+ iooniga.
Puhkeolekus hingab inimene sisse umbes 0,5 m 3 õhku tunnis. Kuid ainult 1/5 õhuga sissehingatavast hapnikust jääb kehasse kinni. Hapniku liig (4/5) on aga vajalik kõrge kontsentratsiooni loomiseks veres. See tagab Ficki seaduse kohaselt piisava hapniku difusiooni kiiruse läbi kapillaaride seinte. Seega kasutab inimene reaalselt umbes 0,1 m 3 hapnikku ööpäevas.
Kudedes tarbitakse hapnikku. erinevate ainete oksüdeerimiseks. Need reaktsioonid viivad lõpuks süsinikdioksiidi, vee ja energia salvestamiseni.
Hapnikku tarbitakse mitte ainult hingamisprotsessis, vaid ka taime- ja loomajäänuste lagunemise protsessis. Keeruliste orgaaniliste ainete lagunemisprotsessi tulemusena tekivad nende oksüdatsiooniproduktid: CO 2, H 2 O jne. Taimedes toimub hapniku regeneratsioon.
Seega säilib looduses toimuva hapnikuringe tulemusena selle konstantne sisaldus atmosfääris. Loomulikult on hapnikuringe looduses tihedalt seotud süsinikuringega (joon. 8.8).
Element hapnik eksisteerib kahe lihtsa aine kujul (allotroopsed modifikatsioonid): dihapnik(hapnik) O 2 ja trihapnik(osoon) O 3 . Atmosfääris sisaldub peaaegu kogu hapnik hapniku O 2 kujul, samas kui osoonisisaldus on väga väike. Osooni maksimaalne mahuosa 22 km kõrgusel on vaid 10–6%.
Hapniku molekul O 2 on teiste ainete puudumisel väga stabiilne. Kahe paaritu elektroni olemasolu molekulis määrab selle kõrge reaktsioonivõime. Hapnik on üks aktiivsemaid mittemetalle. Enamiku lihtainetega reageerib see otse, moodustades oksiide E x O y Hapniku oksüdatsiooniaste neis on -2. Vastavalt aatomite elektronkestade struktuuri muutumisele muutuvad korrapäraselt keemilise sideme olemus ja sellest tulenevalt ka oksiidide struktuur ja omadused elementide süsteemi perioodidel ja rühmades. Niisiis väheneb teise perioodi Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5 elementide oksiidide seerias keemilise sideme E-O polaarsus I rühmast rühma V järk-järgult. Vastavalt sellele nõrgenevad aluselised omadused ja paranevad happelised omadused: Li 2 O on tüüpiline aluseline oksiid, BeO on amfoteerne ja B 2 O 3, CO 2 ja N 2 O 5 on happelised oksiidid. Happe-aluse omadused muutuvad sarnaselt ka teistel perioodidel.
Peamistes alarühmades (A-rühmad) suureneb elemendi järjekorranumbri suurenemisega tavaliselt E-O sideme ioonsus oksiidides.
Vastavalt sellele suurenevad Li-Na-K-Rb-Cs ja teiste A-rühmade oksiidide peamised omadused.
Oksiidide omadused, mis tulenevad keemilise sideme olemuse muutumisest, on elemendi aatomi tuuma laengu perioodiline funktsioon. Sellest annavad tunnistust näiteks perioodide ja sulamistemperatuuride rühmade muutused, oksiidide moodustumise entalpiad sõltuvalt tuuma laengust.
E(OH)n-hüdroksiidide E-OH sideme polaarsus ja sellest tulenevalt hüdroksiidide omadused muutuvad loomulikult vastavalt elementide süsteemi rühmadele ja perioodidele.
Näiteks IA-, IIA- ja IIIA-rühmades ülalt alla ioonide raadiuse suurenemisega suureneb E-OH sideme polaarsus. Selle tulemusena on ionisatsioon E-OH → E + + OH - vees lihtsam. Sellest tulenevalt paranevad hüdroksiidide põhiomadused. Seega on IA rühmas Li-Na-K-Rb-Cs seerias leelismetallide hüdroksiidide peamised omadused.
Vasakult paremale, ioonide raadiuse vähenemise ja ioonilaengu suurenemise korral E-OH sideme polaarsus väheneb. Selle tulemusena on EON ⇄ EO - + H + ionisatsioon vees lihtsam. Sellest tulenevalt paranevad happelised omadused selles suunas. Niisiis, viiendal perioodil on hüdroksiidid RbOH ja Sr(OH) 2 alused, In(OH) 3 ja Sn(OH) 4 on amfoteersed ühendid ning H ja H 6 TeO 6 on happed.
Kõige tavalisem oksiid Maal on vesinikoksiid või vesi. Piisab, kui öelda, et see moodustab 50–99% kõigi elusolendite massist. Inimkeha sisaldab 70-80% vett. 70 eluaasta jooksul joob inimene umbes 25 000 kg vett.
Tänu oma struktuurile on veele ainulaadsed omadused. Elusorganismis on see orgaaniliste ja anorgaaniliste ühendite lahusti, osaleb lahustunud ainete molekulide ionisatsiooniprotsessides. Vesi pole mitte ainult keskkond, milles toimuvad biokeemilised reaktsioonid, vaid osaleb aktiivselt ka hüdrolüütilistes protsessides.
Hapniku moodustumise võime hapnikurikkad kompleksid erinevate ainetega. Varem vaadeldi näiteid O 2 oksügenüülkompleksidest metalliioonidega - hapnikukandjad elusorganismides - oksühemoglobiini ja oksühemotsüaniiniga:
HbFe 2 + + O 2 → HbFe 2+ ∙O 2
HcCu 2+ + O 2 → HcCu 2+ ∙O 2
kus Hb on hemoglobiin, Hc on hemotsüaniin.
Omades kahte üksikut elektronide paari, toimib hapnik nendes metalliioonidega koordineerivates ühendites doonorina. Teistes ühendites moodustab hapnik erinevaid vesiniksidemeid.
Praegu pööratakse suurt tähelepanu siirdemetallide oksüdüülkomplekside valmistamisele, mis võiksid täita sarnaseid funktsioone vastavate bioanorgaaniliste kompleksühendite omadega. Nende komplekside sisemise koordinatsioonisfääri koostis on sarnane looduslike aktiivsete keskustega. Eelkõige on koobalti kompleksid aminohapete ja mõnede teiste liganditega paljulubavad nende võime osas pööratavalt lisada ja annetada elementaarset hapnikku. Neid ühendeid võib teatud määral pidada hemoglobiini asendajateks.
Üks hapniku allotroopsetest modifikatsioonidest on osoon Umbes 3 . Oma omaduste poolest erineb osoon väga palju hapnikust O 2 – sellel on kõrgem sulamis- ja keemistemperatuur ning terav lõhn (sellest ka nimi).
Osooni moodustumisega hapnikust kaasneb energia neeldumine:
3O 2 ⇄2O 3,
Osoon tekib hapniku elektrilahenduse toimel. Osoon moodustub O 2 -st ja ultraviolettkiirguse toimel. Seetõttu on bakteritsiidsete ja füsioterapeutiliste ultraviolettlampide töötamise ajal tunda osooni lõhna.
Osoon on tugevaim oksüdeerija. Oksüdeerib metalle, reageerib ägedalt orgaaniliste ainetega, madalal temperatuuril oksüdeerib ühendeid, millega hapnik ei reageeri:
O 3 + 2Ag \u003d Ag 2 O + O 2
PbS + 4O 3 \u003d PbSO 4 + 4O 2
Tuntud kvalitatiivne reaktsioon:
2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KOH + O 2
Osooni oksüdatiivne toime orgaanilistele ainetele on seotud radikaalide moodustumisega:
RN + O 3 → RO 2 ∙ + oh ∙
Radikaalid käivitavad radikaalseid ahelreaktsioone bioorgaaniliste molekulidega – lipiidid, valgud, DNA. Need reaktsioonid põhjustavad rakkude kahjustusi ja surma. Eelkõige tapab osoon õhus ja vees leiduvaid mikroorganisme. See on aluseks osooni kasutamisele joogi- ja basseinivee steriliseerimiseks.
Väävliühendite keemilised omadused. Väävel on omadustelt sarnane hapnikuga. Kuid erinevalt sellest ei avalda see ühendites mitte ainult oksüdatsiooniastet -2, vaid ka positiivseid oksüdatsiooniasteid +2, +4 ja +6. Väävli, aga ka hapniku jaoks on iseloomulik allotroopia - mitmete elementaarsete ainete olemasolu - rombiline, monokliiniline, plastiline väävel. Hapnikuga võrreldes väiksema elektronegatiivsuse tõttu on väävlis vesiniksidemete moodustamise võime vähem väljendunud. Väävlit iseloomustab stabiilsete polümeeride homoahelate moodustumine, millel on siksakiline kuju.
Homoahelate moodustumine väävliaatomitest on iseloomulik ka selle ühenditele, millel on eluprotsessides oluline bioloogiline roll. Niisiis on aminohappe - tsüstiini molekulides disulfiidsild -S-S-:
See aminohape mängib olulist rolli valkude ja peptiidide moodustamisel. S-S disulfiidsideme tõttu on polüpeptiidahelad omavahel seotud (disulfiidsild).
Väävlit iseloomustab ka vesiniksulfiid (sulfhüdrüül) tioolrühma -SH moodustumine, mis esineb aminohappes tsüsteiinis, valkudes ja ensüümides.
Bioloogiliselt oluline on aminohape metioniin.
Metüülrühmade doonoriks elusorganismides on S-adenosüülmetioniin Ad-S-CH3 – metioniini aktiveeritud vorm, milles metüülrühm on S-i kaudu seotud adeniin Adiga. Metioniini metüülrühm biosünteesi protsessides kandub üle erinevatele metüülrühmade RN aktseptoritele:
Ad-S-CH3 + RN → Ad-SH + R-CH3
Väävel on Maal üsna laialt levinud (0,03%). Looduses esineb seda sulfiidsete (ZnS, HgS, PbS jne) ja sulfaatide (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O, CaSO 4 ∙2H 2 O jne) mineraalidena, samuti mineraalide kujul. põlisriik. Pulbrit "sadestatud väävel" kasutatakse välispidiselt salvide (5-10-20%) ja pulbrite kujul nahahaiguste (seborröa, psoriaas) ravis. Kehas tekivad väävli oksüdatsiooniproduktid - polütioonhapped üldvalemiga H 2 S x O 6 ( x = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
Väävel on üsna aktiivne mittemetall. Isegi vähesel kuumutamisel oksüdeerib see paljusid lihtsaid aineid, kuid ise on hapniku ja halogeenide toimel kergesti oksüdeeritav (redoksduaalsus).
Oksüdatsiooniaste -2 väävel ilmneb vesiniksulfiidis ja selle derivaatides - sulfiidides.
Vesiniksulfiid (divesiniksulfiid) leidub sageli looduses. Sisaldub nn väävel-mineraalvees. See on värvitu ebameeldiva lõhnaga gaas. See tekib taimede ja eriti loomsete jääkide lagunemisel mikroorganismide toimel. Mõned fotosünteesivad bakterid, näiteks rohelised väävlibakterid, kasutavad vesiniku doonorina divesiniksulfiidi. Need bakterid eraldavad hapniku O 2 asemel elementaarset väävlit - H 2 S oksüdatsiooni produkti.
Divesiniksulfiid on väga mürgine aine, kuna see on ensüümi tsütokroom oksüdaasi, hingamisahela elektronide kandja, inhibiitor. See blokeerib elektronide ülekande tsütokroom oksüdaasilt hapnikku O 2 .
H 2 S vesilahused annavad lakmuse järgi nõrgalt happelise reaktsiooni. Ionisatsioon toimub kahes etapis:
H 2 S ⇄ H + + HS - (I etapp)
HS - ⇄ H + + S 2- (II etapp)
Väävelhape on väga nõrk. Seetõttu toimub ionisatsioon teises etapis ainult väga lahjendatud lahustes.
Vesinikväävelhappe sooladeks nimetatakse sulfiidid. Vees lahustuvad ainult leelis-, leelismuld- ja ammooniumsulfiidid. Happesoolad - hüdrosulfiidid E + NS ja E 2+ (HS) 2 - on tuntud ainult leelis- ja leelismuldmetallide puhul
Olles nõrga happe soolad, läbivad sulfiidid hüdrolüüsi. Mitmekordse laenguga metallikatioonide (Al 3+ , Cr 3 + jt) sulfiidide hüdrolüüs lõpeb sageli, see on praktiliselt pöördumatu.
Sulfiidid, eriti vesiniksulfiid, on tugevad redutseerijad. Olenevalt tingimustest võib need oksüdeerida S-ks, SO2-ks või H2SO4-ks:
2H 2S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2O (õhus)
2H 2S + O 2 \u003d 2H 2O + 2S (õhus)
3H 2S + 4HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + 4HCl (lahuses)
Mõned valgud, mis sisaldavad tsüsteiini HSCH 2 CH (NH 2) COOH ja olulist metaboliiti koensüümi A, millel on vesiniksulfiid (tiool) rühmad -SH, käituvad paljudes reaktsioonides bioanorgaaniliste divesiniksulfiidi derivaatidena. Tsüsteiini sisaldavaid valke, nagu divesiniksulfiidi, saab oksüdeerida joodiga. Tioolrühmade oksüdatsiooni käigus moodustunud disulfiidsilla abil ühendavad polüpeptiidahelate tsüsteiinijäägid need ahelad ristsidemega (moodustub ristside).
Paljud väävlit sisaldavad E-SH ensüümid on pöördumatult mürgitatud raskemetallide ioonide nagu Cu 2+ või Ag+ poolt. Need ioonid blokeerivad tioolrühmi, moodustades merkaptaane, sulfiidide bioanorgaanilisi analooge:
E-SH + Ag + → E-S-Ag + H +
Selle tulemusena kaotab ensüüm oma aktiivsuse. Ag + ioonide afiinsus tioolrühmade suhtes on nii kõrge, et AgNO3 saab kasutada -SH rühmade kvantifitseerimiseks tiitrimise teel.
Väävel(IV)oksiid SO2 on happeline oksiid. Seda saadakse elementaarse väävli põletamisel hapnikus või püriidi FeS 2 põletamisel:
S + O 2 \u003d SO 2
4FeS 2 + 11О 2 = 2Fe 2 О 3 + 8SO 2
SO 2 - lämmatava lõhnaga gaas; väga mürgine. Kui SO2 lahustatakse vees, väävelhape H2SO3. See on keskmise tugevusega hape. Kahealuseline väävelhape moodustab kahte tüüpi sooli: keskmised - sulfitid(Na 2 SO 3, K 2 SO 3 jne) ja happelised - hüdrosulfitid(NaHSO 3 , KHSO 3 jt). Vees lahustuvad ainult E 2+ (HSO 3) 2 tüüpi leelismetallisoolad ja hüdrosulfitid, kus E on erinevate rühmade elemendid.
Oksiid SO 2, hape H 2 SO3 ja selle soolad iseloomustavad redoksduaalsust, kuna nendes ühendites on väävli vahepealne oksüdatsiooniaste +4:
2Na 2 SO 3 + O 2 \u003d 2Na 2 SO 4
SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ° + 2H 2 O
Siiski domineerivad väävliühendite (IV) redutseerivad omadused. Seega oksüdeeritakse lahustes olevad sulfitid toatemperatuuril isegi õhuhapniku toimel.
Kõrgematel loomadel toimib SO 2 oksiid eelkõige hingamisteede limaskesta ärritajana. See gaas on mürgine ka taimedele. Tööstuspiirkondades, kus põletatakse palju väikeses koguses väävliühendeid sisaldavat kivisütt, paiskub atmosfääri vääveldioksiid. Lehtede niiskuses lahustumisel moodustab SO 2 väävelhappe lahuse, mis omakorda oksüdeerub väävelhappeks 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
Atmosfääri niiskus koos lahustunud SO 2 ja H 2 SO 4 -ga langeb sageli happevihmade kujul, mis viib taimestiku hukkumiseni.
Kui Na2SO3 lahust kuumutatakse väävlipulbriga, naatriumtiosulfaat:
Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3
Lahusest paistab silma kristallhüdraat Na 2 S 2 O 3 ∙ 5H 2 O Naatriumtiosulfaat - sool tioväävelhape H2S2O3.
Tioväävelhape on väga ebastabiilne ja laguneb H 2 O-ks, SO 2-ks ja S-ks. Naatriumtiosulfaat Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O kasutatakse meditsiinipraktikas antitoksilise, põletikuvastase ja desensibiliseeriva ainena. Mürgistusevastase ainena kasutatakse naatriumtiosulfaati mürgitamiseks elavhõbeda, plii, vesiniktsüaniidhappe ja selle sooladega. Ravimi toimemehhanism on ilmselgelt seotud tiosulfaadi ioonide oksüdeerumisega sulfitiooniks ja elementaarseks väävliks:
S 2 O 3 2- → SO 3 2- + S °
Plii ja elavhõbeda ioonid, mis sisenevad kehasse toidu või õhuga, moodustavad halvasti lahustuvaid mittetoksilisi sulfiteid:
Pb 2+ + SO 3 2- = PbSO 3
Tsüaniidioonid interakteeruvad elementaarse väävliga, moodustades vähem toksilised tiotsüanaadid:
СN – + S° = NСS –
Naatriumtiosulfaati kasutatakse ka sügeliste raviks. Pärast lahuse nahka hõõrumist tehakse korduv 6% HCl lahuse hõõrumine. Reaktsiooni tulemusena HCl-ga laguneb naatriumtiosulfaat väävliks ja vääveldioksiidiks:
Na 2S 2O 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O
mis avaldavad kahjulikku mõju sügeliste lestadele.
Oksiid väävel (VI) SO 3 on lenduv vedelik. Veega suhtlemisel moodustab SO 3 väävelhapet:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Väävelhappe molekulide struktuur vastab väävlile sp 3 - hübriidseisund.
Väävelhape on tugev kahealuseline hape. Esimeses etapis on see peaaegu täielikult ioniseeritud:
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 -,
Ionisatsioon teises etapis toimub vähemal määral:
HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-,
Kontsentreeritud väävelhape on tugev oksüdeerija. See oksüdeerib metalle ja mittemetalle. Tavaliselt on selle redutseerimise produktiks SO 2, kuigi olenevalt reaktsioonitingimustest (metalli aktiivsus, temperatuur, happekontsentratsioon) võib saada ka muid saadusi (S, H 2 S).
Kahealuselise happena moodustab H2SO4 kahte tüüpi sooli: keskmine - sulfaadid(Na 2 SO 4 jne) ja happelised - hüdrosulfaadid(NaHSO 4, KHSO 4 ja teised). Enamik sulfaate lahustuvad vees hästi.Paljud sulfaadid eralduvad lahustest kristalsete hüdraatide kujul: FeSO 4 ∙7H 2 O, CuSO 4 ∙5H 2 O. Sulfaadid BaSO 4, SrSO 4 ja PbSO 4 on praktiliselt lahustumatud. Kergelt lahustuv kaltsiumsulfaat CaSO 4 . Baariumsulfaat ei lahustu mitte ainult vees, vaid ka lahjendatud hapetes.
Meditsiinipraktikas kasutatakse paljude metallide sulfaate ravimitena Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O - lahtistina, MgSO 4 ∙ 7H 2 O - hüpertensiooni korral, lahtistina ja kolereetilise ainena, vasksulfaat CuSO 4 ∙ 5H 2 O ja ZnSO 4 ∙7H 2 O - antiseptilise, kokkutõmbava, emeetikumina, baariumsulfaat BaSO 4 - kontrastainena söögitoru ja mao röntgenuuringus
Seleeni ja telluuri ühendid. Telluur ja eriti seleen on keemiliselt sarnased väävliga. Se ja Te metalliliste omaduste tugevdamine suurendab aga nende kalduvust moodustada tugevamaid ioonseid sidemeid. Füüsikaliste ja keemiliste omaduste sarnasus: E 2- ioonide raadiused, koordinatsiooninumbrid (3, 4) - määrab seleeni ja väävli asendatavuse ühendites. Seega võib seleen asendada väävlit ensüümide aktiivsetes keskustes. Vesiniksulfiidrühma -SH asendamine vesinikseleniidrühmaga -SeH muudab biokeemiliste protsesside kulgu organismis. Seleen võib toimida nii väävli sünergistina kui ka antagonistina.
Vesinikuga moodustavad Se ja Te väga mürgised gaasid, mis on sarnased H 2 S, H 2 Se ja H 2 Te. Divesinikseleniid ja divesiniktelluriid on tugevad redutseerivad ained. Seerias H 2 S-H 2 Se-H 2 Te redutseeriv aktiivsus suureneb.
Keskmise soolana eraldatud H2Se puhul - seleniidid(Na 2 Se jne) ja happesoolad - hüdroseleniidid(NaHSe ja teised). H2Te puhul on teada ainult keskmised soolad - telluriidid.
Ühendid Se (IV) ja Te (IV) hapnikuga, erinevalt SO 2-st, on tahked kristalsed ained SeO 2 ja TeO 2.
Seleenhape H 2 SeO 3 ja selle soolad seleniidid, näiteks Na 2 SeO 3 on keskmise tugevusega oksüdeerivad ained. Seega redutseeritakse need vesilahustes seleeniks selliste redutseerivate ainete abil nagu SO 2, H 2 S, HI jne:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O \u003d Se + 2H 2 SO 4
Ilmselt määrab seleniitide elementaarsesse olekusse redutseerimise lihtsus bioloogiliselt aktiivsete seleeni sisaldavate ühendite, näiteks selenotsüsteiini moodustumise organismis.
SeO 3 ja TeO 3 on happelised oksiidid. Hapnikhapped Se (VI) ja Te (VI) - seleen H 2 SeO 4 ja telluur H 6 TeO 6 - tugevate oksüdeerivate omadustega kristalsed ained. Nende hapete soolad on nimetatud vastavalt. selenaadid Ja telluraadid.
Elusorganismides on selenaadid ja sulfaadid antagonistid. Seega viib sulfaatide sissetoomine organismist liigsete seleeni sisaldavate ühendite väljutamiseni.
Ühendid oksüdatsiooniastmega –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 nagu vesiniksulfiidhappest tugevamad kahealuselised happed. Nad moodustavad sooli - seleniide ja telluriide. Telluro- ja vesinikseleniid, samuti nende soolad on äärmiselt mürgised. Seleniidid ja telluriidid on omadustelt sarnased sulfiididega. Nende hulgas on aluselised (K 2 Se, K 2 Te), amfoteersed (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) ja happelised ühendid (CSe 2, CTe 2).
Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe2 + 3H2O \u003d H2CO3 + 2H2Se
Suur rühm seleniide ja telluriide on pooljuhid. Kõige laialdasemalt kasutatakse tsingi alarühma elementide seleniide ja telluriide.
Ühendid oksüdatsiooniastmega +4. Seleen(IV) ja telluur(IV) oksiidid tekivad lihtainete hapnikuga oksüdeerimisel ja on tahked polümeersed ühendid. 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 interakteerub leeliste vesilahustega, moodustades telluriite.
TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3
H 2 TeO 3 on kalduvus polümerisatsioonile, seetõttu moodustub hapete toimel 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
Ühendid oksüdatsiooniastmega +6. Seleen(VI)oksiid on valge tahke aine (mp 118,5 ºС, laguneb > 185 ºС), mida tuntakse klaaskeha ja asbesti modifikatsioonidena. 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. Saadud orthotelluurhappe dehüdratsioonil:
H 6 TeO 6 \u003d TeO 3 + 3H 2 O
Seleen(VI) ja telluur(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 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), karboniseerib 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
Telluraatide vesinikkloriidhappe lahuste toimel vabaneb orthotelluurhape - H 6 TeO 6 - valge kristalne aine, mis lahustub kuumas vees hästi. H 6 TeO 6 dehüdratsioon võib tekitada telluurhapet. Telluurhape on väga nõrk, 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 + 2 NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
Seleeniühendid on mürgised taimedele ja loomadele, samas kui telluuriühendid on palju vähem toksilised. Seleeni ja telluuri ühenditega mürgitamisega kaasneb kannatanul püsiva vastiku lõhna ilmnemine.
Kirjandus: lk. 359-383, lk. 425-435, lk. 297-328
