زیر گروه اکسیژن یا کالکوژن ها، ششمین گروه از جدول تناوبی D.I است. مندلی، شامل عناصر زیر است: O;S;Se;Te;Po.عدد گروه نشان دهنده حداکثر ظرفیت عناصر در این گروه است. فرمول الکترونیکی کلی کالکوژن ها به این صورت است: ns2np4– در سطح ظرفیت بیرونی، همه عناصر دارای 6 الکترون هستند که به ندرت تسلیم می شوند و اغلب تا زمانی که سطح الکترون کامل شود، 2 مورد از دست رفته را می پذیرند. وجود سطح ظرفیت یکسان شباهت شیمیایی کالکوژن ها را تعیین می کند. حالت های اکسیداسیون مشخصه: -1; -2 0; +1; +2; +4; +6. اکسیژن فقط 1- را در پراکسیدها نشان می دهد. -2 - در اکسیدها؛ 0 - در حالت آزاد؛ +1 و +2 – در فلورایدها – O2F2، ОF2 چون سطح فرعی d ندارد و الکترونها قابل جدا شدن نیستند و ظرفیت همیشه 2 است. S - همه چیز به جز +1 و -1. در گوگرد، یک زیرسطح d ظاهر می شود و الکترون های 3p و 3s در حالت برانگیخته می توانند جدا شده و به زیرسطح d بروند. در حالت تحریک نشده، ظرفیت گوگرد 2 در SO، 4 در SO2، 6 در SO3 است. Se +2; +4; +6، Te +4; +6، Po +2; -2. ظرفیت های سلنیوم، تلوریم و پلونیوم نیز 2، 4، 6 است. مقادیر حالت های اکسیداسیون در ساختار الکترونیکی عناصر منعکس می شود: O – 2s22p4. S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. از بالا به پایین، با افزایش سطح انرژی خارجی، خواص فیزیکی و شیمیایی کالکوژن ها به طور طبیعی تغییر می کند: شعاع اتمی عناصر افزایش می یابد، انرژی یونیزاسیون و میل الکترونی و همچنین الکترونگاتیوی کاهش می یابد. خواص غیرفلزی کاهش می یابد، خواص فلزی افزایش می یابد (اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم غیر فلزات هستند)، پلونیوم دارای درخشندگی فلزی و رسانایی الکتریکی است. ترکیبات هیدروژنی کالکوژن ها با فرمول مطابقت دارند: H2R: H2O، H2S، H2Sе، H2Те - هیدروژن های کالک. هیدروژن موجود در این ترکیبات را می توان با یون های فلزی جایگزین کرد. حالت اکسیداسیون همه کالکوژن ها در ترکیب با هیدروژن 2- و ظرفیت آن نیز 2 است. وقتی کالکوژن های هیدروژنی در آب حل می شوند، اسیدهای مربوطه تشکیل می شوند. این اسیدها عوامل کاهنده هستند. قدرت این اسیدها از بالا به پایین افزایش می یابد، زیرا انرژی اتصال کاهش می یابد و باعث تجزیه فعال می شود. ترکیبات اکسیژن کالکوژن ها با فرمول مطابقت دارند: RO2 و RO3 - اکسیدهای اسیدی. هنگامی که این اکسیدها در آب حل می شوند، اسیدهای مربوطه را تشکیل می دهند: H2RO3 و H2RO4. در جهت از بالا به پایین، قدرت این اسیدها کاهش می یابد. Н2RO3 - اسیدهای کاهنده، Н2RO4 - عوامل اکسید کننده.
اکسیژن - رایج ترین عنصر روی زمین. 47.0 درصد از جرم پوسته زمین را تشکیل می دهد. محتوای آن در هوا 20.95 درصد حجمی یا 23.10 درصد جرمی است. اکسیژن بخشی از آب، سنگ ها، بسیاری از مواد معدنی، نمک ها است و در پروتئین ها، چربی ها و کربوهیدرات هایی که موجودات زنده را تشکیل می دهند، یافت می شود. در شرایط آزمایشگاهی، اکسیژن به دست می آید: - تجزیه در هنگام گرم کردن نمک کلاهک (کلرات پتاسیم) در حضور یک کاتالیزور MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - تجزیه در هنگام گرم کردن پرمنگنات پتاسیم: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 همچنین می توانید با استفاده از اکسیژن بسیار اکسیژن تولید کنید. محلول آبی هیدروکسید سدیم (الکترودهای نیکل)؛ منبع اصلی تولید اکسیژن صنعتی هوا است که مایع شده و سپس تکه تکه می شود. ابتدا نیتروژن آزاد می شود (نقطه جوش = -195 درجه سانتیگراد)، و اکسیژن تقریبا خالص در حالت مایع باقی می ماند، زیرا نقطه جوش آن بالاتر است (183- درجه سانتیگراد). یک روش پرکاربرد برای تولید اکسیژن بر اساس الکترولیز آب است. اکسیژن در شرایط عادی گازی بی رنگ، بی مزه و بی بو است که کمی سنگین تر از هوا است. کمی در آب حل می شود (31 میلی لیتر اکسیژن در 1 لیتر آب در دمای 20 درجه سانتی گراد حل می شود). در دمای 183- درجه سانتی گراد و فشار 101.325 کیلو پاسکال، اکسیژن به حالت مایع تبدیل می شود. اکسیژن مایع به رنگ آبی است و به میدان مغناطیسی کشیده می شود.اکسیژن طبیعی شامل سه ایزوتوپ پایدار 168O (99.76%)، 178O (0.04%) و 188O (0.20%) است. سه ایزوتوپ ناپایدار به طور مصنوعی به دست آمد - 148O، 158O، 198O. برای تکمیل سطح الکترون بیرونی، اتم اکسیژن فاقد دو الکترون است. با مصرف شدید آنها، اکسیژن حالت اکسیداسیون 2- را نشان می دهد. با این حال، در ترکیبات دارای فلوئور (OF2 و O2F2)، جفت الکترون های مشترک به سمت فلوئور، به عنوان یک عنصر الکترونگاتیو تر، جابه جا می شوند. در این حالت حالت های اکسیداسیون اکسیژن به ترتیب 2+ و 1+ و فلوئور 1- است.مولکول اکسیژن از دو اتم O2 تشکیل شده است. پیوند شیمیایی کووالانسی غیرقطبی است.اکسیژن با همه عناصر شیمیایی به جز هلیوم، نئون و آرگون ترکیباتی را تشکیل می دهد. مستقیماً با اکثر عناصر به جز هالوژن، طلا و پلاتین واکنش نشان می دهد. سرعت واکنش اکسیژن با مواد ساده و پیچیده به ماهیت مواد، دما و سایر شرایط بستگی دارد. یک فلز فعال مانند سزیم به طور خود به خود در اکسیژن اتمسفر در دمای اتاق مشتعل می شود. اکسیژن با فسفر به طور فعال در دمای 60 درجه سانتیگراد، با گوگرد - تا 250 درجه سانتیگراد، با هیدروژن - بیش از 300 درجه سانتیگراد، با کربن واکنش می دهد. شکل زغال سنگ و گرافیت) - در دمای 700-800 درجه سانتیگراد. 4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 هنگامی که مواد پیچیده در اکسیژن اضافی می سوزند، اکسیدهای عناصر مربوطه تشکیل می شوند: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 واکنش های در نظر گرفته شده با انتشار گرما و نور همراه است. چنین فرآیندهایی که شامل اکسیژن است، احتراق نامیده می شود. از نظر الکترونگاتیوی نسبی، اکسیژن عنصر دوم است. بنابراین، در واکنش های شیمیایی با مواد ساده و پیچیده، یک عامل اکسید کننده است، زیرا الکترون ها را می پذیرد. احتراق، زنگ زدگی، پوسیدگی و تنفس با مشارکت اکسیژن رخ می دهد. اینها فرآیندهای ردوکس هستند برای تسریع فرآیندهای اکسیداسیون به جای هوای معمولی از اکسیژن یا هوای غنی شده با اکسیژن استفاده می شود. اکسیژن برای تشدید فرآیندهای اکسیداتیو در صنایع شیمیایی (تولید اسیدهای نیتریک و سولفوریک، سوخت های مایع مصنوعی، روغن های روان کننده و سایر مواد) استفاده می شود.صنایع متالورژی اکسیژن بسیار زیادی مصرف می کنند. از اکسیژن برای به دست آوردن دماهای بالا استفاده می شود. دمای شعله اکسیژن-استیلن به 3500 درجه سانتیگراد، شعله اکسیژن-هیدروژن به 3000 درجه سانتیگراد می رسد.در پزشکی از اکسیژن برای تسهیل تنفس استفاده می شود. هنگام انجام کار در اتمسفرهای سخت برای تنفس در دستگاه های اکسیژن استفاده می شود.
گوگرد- یکی از معدود عناصر شیمیایی که برای چندین هزار سال توسط انسان استفاده شده است. در طبیعت گسترده است و هم در حالت آزاد (گوگرد بومی) و هم در ترکیبات یافت می شود. مواد معدنی حاوی گوگرد را می توان به دو گروه تقسیم کرد - سولفیدها (پیریت ها، درخشش ها، مخلوط) و سولفات ها. گوگرد بومی به مقدار زیاد در ایتالیا (جزیره سیسیل) و ایالات متحده آمریکا یافت می شود. در کشورهای مستقل مشترک المنافع، ذخایر گوگرد بومی در منطقه ولگا، در ایالات آسیای مرکزی، در کریمه و سایر مناطق وجود دارد.مواد معدنی گروه اول شامل درخشش سرب PbS، درخشش مس Cu2S، درخشش نقره - Ag2S، مخلوط روی است. - ZnS، مخلوط کادمیوم - CdS، پیریت یا پیریت آهن - FeS2، کالکوپیریت - CuFeS2، سینابار - HgS کانی‌های گروه دوم شامل گچ CaSO4 2H2O، میرابیلیت (نمک گلابر) - Na2O2Og، HSO4، HgS-Na2O2. در بدن حیوانات و گیاهان، زیرا بخشی از مولکول های پروتئین است. ترکیبات آلی گوگرد در روغن یافت می شود. اعلام وصول 1. هنگام به دست آوردن گوگرد از ترکیبات طبیعی، به عنوان مثال از پیریت های گوگرد، آن را تا دمای بالا گرم می کنند. گوگرد پیریت تجزیه می شود و سولفید آهن (II) و گوگرد تشکیل می دهد: FeS2=FeS+S 2. گوگرد را می توان با اکسیداسیون سولفید هیدروژن با کمبود اکسیژن مطابق واکنش به دست آورد: 2H2S+O2=2S+2H2O3. در حال حاضر، به دست آوردن گوگرد با کاهش دی اکسید گوگرد SO2 با کربن، یک محصول جانبی در طی ذوب فلزات از سنگ معدن گوگرد رایج است: SO2 + C = CO2 + S4. گازهای خروجی از کوره های متالورژی و کک حاوی مخلوطی از دی اکسید گوگرد و سولفید هیدروژن هستند. این مخلوط در دمای بالا از روی یک کاتالیزور عبور داده می شود: H2S+SO2=2H2O+3S گوگرد یک ماده زرد لیمویی، سخت و شکننده است. عملاً در آب نامحلول است، اما در دی سولفید کربن آنیلین CS2 و برخی حلال‌های دیگر بسیار محلول است و گرما و جریان الکتریکی را ضعیف هدایت می‌کند. گوگرد چندین تغییر آلوتروپیک را تشکیل می دهد: گوگرد طبیعی از مخلوطی از چهار ایزوتوپ پایدار تشکیل شده است: 3216S، 3316S، 3416S، 3616S. خواص شیمیایی اتم گوگرد با داشتن سطح انرژی خارجی ناقص می تواند دو الکترون را به هم متصل کند و حالت اکسیداسیون 2- را نشان دهد. گوگرد این حالت اکسیداسیون را در ترکیبات با فلزات و هیدروژن نشان می دهد (Na2S, H2S). هنگامی که الکترون ها به اتم عنصر الکترونگاتیو تر منتقل می شوند یا به سمت اتم می روند، حالت اکسیداسیون گوگرد می تواند +2، +4، +6 باشد. در سرما، گوگرد نسبتاً بی اثر است، اما با افزایش دما، واکنش پذیری آن افزایش می یابد. 1. با فلزات، گوگرد خاصیت اکسید کننده از خود نشان می دهد. این واکنش ها سولفید تولید می کند (با طلا، پلاتین و ایریدیم واکنش نمی دهد): Fe+S=FeS
2. در شرایط عادی، گوگرد با هیدروژن برهمکنش نمی کند و در دمای 150-200 درجه سانتی گراد یک واکنش برگشت پذیر رخ می دهد: H2 + S «H2S 3. در واکنش با فلزات و هیدروژن، گوگرد به عنوان یک عامل اکسید کننده معمولی رفتار می کند و در حضور عوامل اکسید کننده قوی خواص واکنش های کاهشی را نشان می دهد.S+3F2=SF6 (با ید واکنش نمی دهد)4. احتراق گوگرد در اکسیژن در دمای 280 درجه سانتیگراد و در هوا در دمای 360 درجه سانتیگراد اتفاق می افتد. در این حالت مخلوطی از SO2 و SO3 تشکیل می شود: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. هنگامی که بدون دسترسی به هوا گرم می شود، گوگرد مستقیماً با فسفر و کربن ترکیب می شود و خواص اکسید کننده را نشان می دهد: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. هنگام تعامل با مواد پیچیده، گوگرد عمدتاً به عنوان یک عامل کاهش دهنده رفتار می کند:
7. گوگرد قادر به واکنش های نامتناسب است. بنابراین، هنگامی که پودر گوگرد با مواد قلیایی جوشانده می شود، سولفیت ها و سولفیدها تشکیل می شوند: گوگرد به طور گسترده ای وجود دارد. درخواست دادندر صنعت و کشاورزی حدود نیمی از تولید آن برای تولید اسید سولفوریک استفاده می شود. از گوگرد برای ولکانیزه کردن لاستیک استفاده می شود: در این حالت لاستیک به لاستیک تبدیل می شود و به صورت رنگ گوگردی (پودر ریز) از گوگرد برای مبارزه با بیماری های باغ های انگور و پنبه استفاده می شود. از آن برای تولید باروت، کبریت و ترکیبات نورانی استفاده می شود. در پزشکی پمادهای گوگردی برای درمان بیماری های پوستی تهیه می کنند.
31 عناصر زیر گروه IV A.
کربن (C)، سیلیکون (Si)، ژرمانیوم (Ge)، قلع (Sn)، سرب (Pb) عناصر گروه 4 زیرگروه اصلی PSE هستند. در لایه بیرونی الکترونی، اتم های این عناصر دارای 4 الکترون هستند: ns2np2. در یک زیرگروه، با افزایش عدد اتمی یک عنصر، شعاع اتمی افزایش می‌یابد، خواص غیرفلزی ضعیف می‌شود و خواص فلزی افزایش می‌یابد: کربن و سیلیسیم غیرفلز هستند، ژرمانیوم، قلع، سرب فلزات هستند. عناصر این زیر گروه هر دو حالت اکسیداسیون مثبت و منفی را نشان می دهند: -4; +2; +4.
| عنصر | فرمول الکتریکی | NM خوشحالم | OEO | بنابراین. |
| سی | 2s 2 2p 2 | 0.077 | 2.5 | -4; 0; +3; +4 |
| 14 سی | 3s 2 3p 2 | 0.118 | 1.74 | -4; 0; +3; +4 |
| 32 جنرال الکتریک | 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 |
---------------------> (خواص فلزی افزایش می یابد)
سلنیوم و تلوریم در گروه VI جدول تناوبی قرار دارند و مشابه گوگرد هستند. در سطح الکترونیکی بیرونی، سلنیوم و تلوریم هر کدام دارای 6 الکترون هستند: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4، بنابراین حالت های اکسیداسیون IV، VI و -II را نشان می دهند. همانطور که در هر گروهی از جدول تناوبی، با افزایش جرم اتمی یک عنصر، خواص اسیدی عنصر ضعیف شده و خواص بازی افزایش می‌یابد، بنابراین تلوریم تعدادی خواص اساسی (فلزی) از خود نشان می‌دهد و جای تعجب نیست که کاشفان آن را با فلز اشتباه گرفت.
سلنیوم با پلی مورفیسم مشخص می شود؛ 3 تغییر کریستالی و 2 تغییر بی شکل وجود دارد.
سلنیوم زجاجیه که توسط سلنیوم مذاب به سرعت سرد می شود، از مولکول های حلقه Se 8 و حلقه هایی با حداکثر 1000 اتم تشکیل شده است.
سلنیوم آمورف قرمز اگر بخار Se به سرعت سرد شود تشکیل می شود، عمدتا از مولکول های Se 8 با جهت گیری نادرست تشکیل می شود، پس از تبلور در CS 2 حل می شود، دو تغییر کریستالی به دست می آید:
t melt 170 0 C t melt 180 0 C
کند سریع
ساخته شده از مولکول Se 8.
پایدارترین سلنیوم شش ضلعی خاکستری ، متشکل از زنجیره های بی پایان اتم های سلنیوم. وقتی گرم می شود، تمام تغییرات به دومی وارد می شود. این تنها اصلاح نیمه هادی است. دارای: دمای ذوب 221 0 C و دمای جوش 685 0 C. در بخار به همراه Se 8 مولکول هایی با تعداد اتم کمتر تا Se 2 نیز وجود دارد.
برای تلوریم، همه چیز ساده تر است - تلوریم شش ضلعی پایدارترین است، با دمای ذوب 452 0 درجه سانتیگراد و دمای جوش 993 0 درجه سانتیگراد.
سلنیوم و تلوریم در هوا پایدار هستند، هنگامی که حرارت داده می شوند، می سوزند و دی اکسیدهای SeO 2 و TeO 2 را تشکیل می دهند. در دمای اتاق با آب واکنش نشان نمی دهند.
هنگامی که سلنیوم آمورف تا دمای 60 درجه سانتیگراد گرم می شود، شروع به واکنش با آب می کند:
3Se + 3H 2 O = 2H 2 Se + H 2 SeO 3 (17)
تلوریوم کمتر فعال است و با آب بالای 100 درجه سانتیگراد واکنش می دهد. در شرایط ملایم تر با مواد قلیایی واکنش می دهد و تشکیل می دهد:
3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)
آنها با اسیدها واکنش نشان نمی دهند (HCl و رقیق H 2 SO 4 )، HNO 3 رقیق شده آنها را به H 2 SeO 3 اکسید می کند. H 2 TeO 3، اگر اسید غلیظ باشد، تلوریم را به نیترات بازی Te 2 O 3 (OH)NO 3 اکسید می کند.
H 2 SO 4 غلیظ سلنیوم و تلوریوم را حل می کند و تشکیل می شود
Se 8 (HSO 4) 2 - سبز H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 - قرمز Te 2 O 3 SO 4
½ محلول
ناپایدار
سه و ته آزاد می شوند
Se نیز مانند S با واکنش های اضافه مشخص می شود:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (پایدارترین) (20)
Na 2 S + 2Te = Na 2 STe 2 (پایدارترین) (21)
در حالت کلی Na 2 SE n، که در آن E = Se، Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
سلنو سولفات
برای تلوریم، این واکنش فقط در اتوکلاوها رخ می دهد.
Se + KCN = KSeCN (نامشخص برای تلوریم) (23)
سلنیوم با هیدروژن در دمای 200 درجه سانتیگراد برهمکنش می کند:
Se + H 2 = H 2 Se (24)
برای تلوریم، واکنش به سختی ادامه می‌یابد و بازده هیدروژن تلورید کم است.
سلنیوم و تلوریم با اکثر فلزات واکنش می دهند. در ترکیبات، سلنیوم و تلوریم با حالت های اکسیداسیون 2-، 4+ و 6+ مشخص می شوند.
ترکیبات با اکسیژن دی اکسیدها. SeO 2 - سفید، عالی. – 337 0 C، در آب حل می شود، H 2 SeO 3 تشکیل می دهد – ناپایدار، در دمای 72 0 C با واکنش پرتکتیک تجزیه می شود.
TeO 2 - نسوز بیشتر، t pl. – 733 0 C، نقطه جوش. - 1260 0 C، غیر فرار، کمی محلول در آب، به راحتی در قلیاها حل می شود، حداقل حلالیت در pH ~ 4 رخ می دهد، رسوب H 2 TeO 3 از محلول آزاد می شود، ناپایدار است و هنگام خشک شدن متلاشی می شود.
تری اکسیدهااکسیدهای بالاتر تحت تأثیر عوامل اکسید کننده قوی به دست می آیند.
SeO 3 (شبیه SO 3) با آب واکنش می دهد تا H 2 SeO 4, t pl را تشکیل دهد. ~ 60 0 C، عامل اکسید کننده قوی، طلا را حل می کند:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
پلاتین را در مخلوطی با HCl حل می کند.
TeO 3 یک ماده کم فعال است که در تغییرات آمورف و کریستالی وجود دارد. تری اکسید آمورف پس از قرار گرفتن طولانی مدت در معرض آب داغ هیدراته می شود و به اسید ارتو-تلوریک H 6 TeO 6 تبدیل می شود. هنگام گرم شدن در محلول های قلیایی غلیظ حل می شود و تلورات ها را تشکیل می دهد.
H 2 TeO 4 دارای سه نوع است: اسید ارتو-تلوریک H 6 TeO 6 بسیار محلول در H 2 O است، محلول های آن واکنش اسیدی نشان نمی دهند، این یک اسید بسیار ضعیف است، پس از کم آبی، اسید پلی متالوریک (H 2 TeO 4 ) n در آب نامحلول است. اسید آلوتلوریک از حرارت دادن اسید ارتو تلوریک در آمپول در بسته به دست می آید، به هر نسبت با آب قابل اختلاط است و ماهیتی اسیدی دارد. متوسط است، 6 تا 10 مولکول در زنجیره وجود دارد، ناپایدار است، در دمای اتاق به اسید ارتو-تلوریک تبدیل می شود و هنگامی که در هوا گرم می شود به سرعت به H 2 TeO 4 تبدیل می شود.
نمک.برای سلنات ها، نمک های فلزات سنگین به شدت در آب حل می شوند؛ سلنات های فلزات قلیایی، سرب و برخلاف سولفات ها، Ag و Tl کمی محلول هستند. هنگامی که گرم می شوند، سلنیت ها (متفاوت از سولفات ها) را تشکیل می دهند. سلنیت‌ها پایدارتر از سولفیت‌ها هستند؛ برخلاف سولفیت‌ها، می‌توانند ذوب شوند.
Tellurates Na 2 H 4 TeO 6 - ارتوتلورات در دو تغییر وجود دارد که در دماهای پایین به دست می آید، در آب محلول است و در دماهای بالا نامحلول است. هنگامی که آب شود، Na 2 TeO 4 به دست می آید که در آب نامحلول است. تلورات های سنگین و فلزات قلیایی با حلالیت کم مشخص می شوند. برخلاف تلوریت، تلوریت سدیم در آب محلول است.
هیدریدهاگازهای H 2 Se و H 2 Te در آب حل می شوند و اسیدهای قوی تری نسبت به H 2 S می دهند. هنگامی که با قلیاها خنثی می شوند نمک هایی شبیه Na 2 S تشکیل می دهند. تلوریدها و سلنیدها مانند Na 2 S با واکنش های افزودنی مشخص می شوند:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
در حالت کلی، Na 2 ES 3 و Na 2 ES 4 تشکیل می شوند که E سلنیوم و تلوریم است.
کلریدهااگر برای گوگرد پایدارترین S 2 Cl 2 باشد، برای سلنیوم یک ترکیب مشابه شناخته شده است، اما پایدارترین SeCl 4، برای تلوریوم TeCl 4 است. هنگامی که در آب حل می شود، SeCl 4 هیدرولیز می شود:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4HCl + H 2 SeO 3 (28)
TeCl 4 بدون هیدرولیز قابل توجه حل می شود.
برای TeCl 4 کمپلکس های زیر شناخته شده اند: K 2 TeCl 6 و KTeCl 5، با کلرید آلومینیوم تشکیل مجتمع های کاتیونی + - می دهد. در برخی موارد، سلنیوم نیز کمپلکس هایی را تشکیل می دهد، اما تنها هگزاکلروسلنات ها برای آن شناخته شده اند: M 2 SeCl 6 .
هنگامی که گرم می شوند، تصعید و جدا می شوند:
SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)
در طول تراکم، آنها نامتناسب هستند:
2TeCl 2 = Te + TeCl 4 (30)
فلوریدها، برومیدها و یدیدها تنها در تلوریم تشکیل می شوند.
سولفیدهاهنگامی که با گوگرد ذوب می شود، هیچ ترکیبی تشکیل نمی شود. هنگامی که H 2 S بر روی نمک های سلنیوم و تلوریوم اثر می کند، امکان رسوب TeS 2 و مخلوطی از SeS 2 و SeS وجود دارد (اعتقاد بر این است که این مخلوطی از S و Se است).
با سنتز، با جایگزینی گوگرد با سلنیوم در مولکول S 8، Se 4 S 4، Se 3 S 5، Se 2 S 6، SeS 7 به دست آمد، جایگزینی از طریق یک اتم گوگرد انجام می شود.
اسلاید 2
گوگرد، سلنیوم و تلوریم عناصر زیرگروه اصلی گروه VI، اعضای خانواده کالکوژن هستند.
اسلاید 3
گوگرد
گوگرد یکی از موادی است که بشر از قدیم الایام شناخته شده است. حتی یونانیان و رومیان باستان کاربردهای عملی مختلفی برای آن یافتند. برای انجام مراسم اخراج ارواح شیطانی از تکه های گوگرد بومی استفاده می شد.
اسلاید 4
تلوریم
در یکی از مناطق اتریش که Semigorye نام داشت، در قرن هجدهم سنگ معدن عجیبی به رنگ سفید متمایل به آبی کشف شد.
اسلاید 5
سلنیوم
سلنیوم یکی از عناصری است که بشر حتی قبل از کشف رسمی آن را می شناخت. این عنصر شیمیایی به خوبی توسط سایر عناصر شیمیایی که از نظر خصوصیات مشابه سلنیوم بودند، پوشانده شد. عناصر اصلی پوشاننده آن گوگرد و تلوریم بودند.
اسلاید 6
اعلام وصول
روش اکسید کردن سولفید هیدروژن به گوگرد عنصری برای اولین بار در بریتانیای کبیر توسعه یافت، جایی که آنها آموختند که مقادیر قابل توجهی گوگرد را از Na2CO3 باقی مانده پس از تولید سودا با استفاده از روش شیمیدان فرانسوی N. Leblanc از سولفید کلسیم CaS بدست آورند. روش Leblanc بر اساس احیای سولفات سدیم با زغال سنگ در حضور CaCO3 سنگ آهک است. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
اسلاید 7
سپس سودا با آب شسته می شود و سوسپانسیون آبی سولفید کلسیم کم محلول با دی اکسید کربن تصفیه می شود.
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S سولفید هیدروژن حاصل H2S مخلوط شده با هوا در یک کوره از روی یک لایه کاتالیزور عبور داده می شود. در این حالت به دلیل اکسیداسیون ناقص سولفید هیدروژن، گوگرد تشکیل می شود 2H2S + O2 = 2H2O + 2S.
اسلاید 8
هنگامی که با اسید هیدروکلریک گرم می شود، اسید سلنیک به اسید سلنوس تبدیل می شود. سپس دی اکسید گوگرد SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 از محلول حاصل از اسید سلنوس عبور داده می شود و برای خالص سازی، سلنیوم را در اکسیژن اشباع شده با بخارات اسید نیتریک دوددار HNO3 می سوزانند. در این حالت، دی اکسید سلنیوم خالص SeO2 تصعید می شود. از محلول SeO2 در آب، پس از افزودن اسید کلریدریک، مجدداً سلنیوم با عبور دی اکسید گوگرد از محلول رسوب می کند.
اسلاید 9
برای جداسازی ته از لجن، آنها را با سودا و سپس شستشو می کنند. Te به یک محلول قلیایی می رود که پس از خنثی شدن، به شکل TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl رسوب می کند. برای خالص‌سازی تلوریم از S و Se، از توانایی آن، تحت تأثیر یک عامل احیاکننده (Al) در یک محیط قلیایی، برای تبدیل به دی‌تلورید دی سدیم محلول Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na استفاده می‌شود.
اسلاید 10
برای رسوب تلوریم، هوا یا اکسیژن از محلول عبور داده می شود: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. برای به دست آوردن تلوریوم با خلوص خاص، آن را کلر می کنند: Te+2Cl2=TeCl4. تتراکلرید حاصل با تقطیر یا یکسوسازی خالص می شود. سپس تتراکلرید با آب هیدرولیز می شود: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl، و TeO2 حاصل با هیدروژن کاهش می یابد: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
اسلاید 11
مشخصات فیزیکی
اسلاید 12
خواص شیمیایی
گوگرد در هوا می سوزد و دی اکسید گوگرد تشکیل می دهد - گازی بی رنگ با بوی تند: S + O2 → SO2 خواص کاهنده گوگرد در واکنش های گوگرد با سایر غیر فلزات آشکار می شود، اما در دمای اتاق گوگرد فقط با فلوئور واکنش می دهد. : S + 3F2 → SF6
اسلاید 13
گوگرد مذاب با کلر واکنش می دهد، با تشکیل دو کلرید پایین تر 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 هنگام گرم شدن، گوگرد نیز با فسفر واکنش می دهد و مخلوطی از سولفیدهای فسفر را تشکیل می دهد که در میان آنها سولفید بالاتر P2S5 است: 2P → P2S2 علاوه بر این، هنگام گرم شدن، گوگرد با هیدروژن، کربن، سیلیکون واکنش می دهد: S + H2 → H2S (سولفید هیدروژن) C + 2S → CS2 (دی سولفید کربن)
اسلاید 14
از مواد پیچیده، ابتدا باید به واکنش گوگرد با قلیایی مذاب توجه کنیم، که در آن گوگرد به طور مشابه با کلر نامتناسب است: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O با اسیدهای اکسید کننده غلیظ، گوگرد فقط با حرارت دادن طولانی مدت واکنش نشان می دهد: S+ 6HNO3 (conc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (conc) → 3SO2 + 2H2O
اسلاید 15
در دمای 100 تا 160 درجه سانتی گراد توسط آب اکسید می شود: Te+2H2O= TeO2+2H2 وقتی در محلول های قلیایی جوشانده می شود، تلوریم نامتناسب می شود و تلورید و تلوریت تشکیل می دهد: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
اسلاید 16
HNO3 رقیق، Te را به اسید تلوریک H2TeO3 اکسید می کند: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. عوامل اکسید کننده قوی (HClO3، KMnO4) Te را به اسید تلوریک ضعیف H6TeO6 اکسید می کنند: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. ترکیبات تلوریوم (+2) ناپایدار و مستعد عدم تناسب هستند: 2TeCl2=TeCl4+Te.
اسلاید 17
هنگامی که در هوا گرم می شود، می سوزد و SeO2 کریستالی بی رنگ تشکیل می دهد: Se + O2 = SeO2. هنگامی که گرم می شود با آب واکنش نشان می دهد: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. سلنیوم هنگامی که با اسید نیتریک حرارت داده می شود واکنش می دهد و اسید سلنوس H2SeO3 تشکیل می دهد: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
اسلاید 18
هنگامی که در محلول های قلیایی جوشانده می شود، سلنیوم نامتناسب می شود: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. اگر سلنیوم در محلول قلیایی که هوا یا اکسیژن از آن عبور می کند بجوشانند، محلول های قرمز قهوه ای حاوی پلی سلنیدها تشکیل می شوند: K2Se + 3Se = K2Se4.
در گروه VIA سیستم تناوبی عناصر D.I. عناصر مندلیف شامل اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم و پلونیوم است. چهار مورد اول ماهیت غیر فلزی دارند. نام عمومی عناصر این گروه کالکوژن ها،که از یونانی ترجمه شده است. به معنای "تشکیل سنگ معدن" است که نشان دهنده وقوع آنها در طبیعت است.
فرمول الکترونیکی پوسته ظرفیت اتم های عناصر گروه VI.
اتم های این عناصر دارای 6 الکترون ظرفیتی در اوربیتال های s و p سطح انرژی بیرونی هستند. از این تعداد، دو اوربیتال p نیمه پر هستند.
اتم اکسیژن با اتم‌های سایر کالکوژن‌ها در غیاب سطح پایین d متفاوت است. بنابراین، اکسیژن، به عنوان یک قاعده، قادر است تنها دو پیوند با اتم های عناصر دیگر ایجاد کند. با این حال، در برخی موارد، وجود جفت‌های تک الکترون در سطح انرژی بیرونی به اتم اکسیژن اجازه می‌دهد تا پیوندهای اضافی را از طریق مکانیسم گیرنده دهنده ایجاد کند.
برای اتم‌های دیگر کالکوژن‌ها، وقتی انرژی از خارج تامین می‌شود، تعداد الکترون‌های جفت‌نشده می‌تواند در نتیجه انتقال الکترون‌های s و p به زیرسطح d افزایش یابد. بنابراین، اتم های گوگرد و سایر کالکوژن ها قادرند نه تنها 2، بلکه 4 و 6 پیوند با اتم های عناصر دیگر ایجاد کنند. به عنوان مثال، در حالت برانگیخته یک اتم گوگرد، الکترون های سطح انرژی بیرونی می توانند پیکربندی الکترونیکی 3s 2 3p 3 3d 1 و 3s 1 3p 3 3d 2 را به دست آورند:
بسته به وضعیت پوسته الکترونی، حالت های اکسیداسیون مختلف (CO) ظاهر می شود. در ترکیبات با فلزات و هیدروژن، عناصر این گروه CO = -2 را نشان می دهند. در ترکیبات با اکسیژن و غیر فلزات، گوگرد، سلنیوم و تلوریم می توانند CO = +4 و CO = +6 داشته باشند. در برخی از ترکیبات آنها CO = +2 را نشان می دهند.
اکسیژن پس از فلوئور در الکترونگاتیوی دوم است. در فلوراکسید F2O حالت اکسیداسیون اکسیژن مثبت و برابر 2+ است. با سایر عناصر، اکسیژن معمولاً در ترکیبات حالت اکسیداسیون 2- را نشان می دهد، به استثنای پراکسید هیدروژن H 2 O 2 و مشتقات آن، که در آنها اکسیژن حالت اکسیداسیون 1- دارد. در موجودات زنده، اکسیژن، گوگرد و سلنیوم بخشی از مولکول های زیستی در حالت اکسیداسیون -2 هستند.
در سری O - S - Se-Te - Po شعاع اتم ها و یون ها افزایش می یابد. بر این اساس، انرژی یونیزاسیون و الکترونگاتیوی نسبی به طور طبیعی در یک جهت کاهش می یابد.
با افزایش تعداد ترتیبی عناصر گروه VI، فعالیت اکسیداتیو اتم های خنثی کاهش می یابد و فعالیت کاهشی یون های منفی افزایش می یابد. همه اینها منجر به تضعیف خواص غیرفلزی کالکوژن ها در طول انتقال از اکسیژن به تلوریوم می شود.
با افزایش تعداد اتمی کالکوژن ها، اعداد هماهنگی مشخصه افزایش می یابد. این به دلیل این واقعیت است که در طول انتقال از عناصر p دوره چهارم به عناصر p دوره پنجم و ششم در تشکیل پیوندهای σ- و π- d شروع به ایفای نقش فزاینده مهمی می کند. - و حتی اوربیتال های f. بنابراین، اگر برای گوگرد و سلنیوم مشخص ترین اعداد هماهنگی 3 و 4 باشد، برای تلوریم - 6 و حتی 8.
در شرایط عادی، ترکیبات هیدروژنی H 2 E عناصر گروه VIA، به استثنای آب، گازهایی با بوی بسیار نامطبوع هستند. پایداری ترمودینامیکی این ترکیبات از آب به هیدروژن تلورید H 2 Te کاهش می یابد. در محلول های آبی خاصیت کمی اسیدی از خود نشان می دهند. در سری H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ، قدرت اسیدها افزایش می یابد.
این با افزایش در شعاع یون های E2- و تضعیف متناظر پیوندهای E-H توضیح داده می شود. توانایی کاهش H2E در همان جهت افزایش می یابد.
گوگرد، سلنیوم و تلوریم دو سری از اکسیدهای اسیدی را تشکیل می دهند: EO 2 و EO 3. آنها با هیدروکسیدهای اسیدی ترکیب H 2 EO 3 و H 2 EO 4 مطابقت دارند. اسیدهای H 2 EO 3 در حالت آزاد ناپایدار هستند. نمک های این اسیدها و خود اسیدها دوگانگی ردوکس را نشان می دهند، زیرا عناصر S، Se و Te در این ترکیبات دارای حالت اکسیداسیون میانی 4+ هستند.
اسیدهای ترکیب H 2 EO 4 پایدارتر هستند و به عنوان عوامل اکسید کننده در واکنش ها رفتار می کنند (بالاترین حالت اکسیداسیون عنصر +6 است).
خواص شیمیایی ترکیبات اکسیژناکسیژن فراوان ترین عنصر در پوسته زمین است (49.4%). محتوای زیاد و فعالیت شیمیایی بالای اکسیژن، شکل غالب وجود اکثر عناصر زمین را به شکل ترکیبات حاوی اکسیژن تعیین می کند. اکسیژن بخشی از تمام مواد آلی حیاتی است - پروتئین ها، چربی ها، کربوهیدرات ها.
بدون اکسیژن، بسیاری از فرآیندهای حیاتی بسیار مهم غیرممکن است، مانند تنفس، اکسیداسیون اسیدهای آمینه، چربی ها و کربوهیدرات ها. تنها چند گیاه که بی هوازی نامیده می شوند، می توانند بدون اکسیژن زنده بمانند.
در حیوانات بالاتر (شکل 8.7)، اکسیژن به خون نفوذ می کند و با هموگلوبین ترکیب می شود و ترکیب اکسی هموگلوبین به راحتی قابل تجزیه را تشکیل می دهد. با جریان خون این ترکیب وارد مویرگ های اندام های مختلف می شود. در اینجا، اکسیژن از هموگلوبین جدا می شود و از طریق دیواره های مویرگ ها به بافت ها پخش می شود. ارتباط بین هموگلوبین و اکسیژن شکننده است و به دلیل تعامل دهنده-گیرنده با یون Fe 2+ رخ می دهد.
در حالت استراحت، فرد تقریباً 0.5 متر مکعب هوا در ساعت استنشاق می کند. اما تنها 1/5 از اکسیژن استنشاق شده با هوا در بدن باقی می ماند. با این حال، اکسیژن اضافی (4/5) برای ایجاد غلظت بالای اکسیژن در خون ضروری است. این، مطابق با قانون فیک، سرعت کافی از انتشار اکسیژن از طریق دیواره های مویرگ ها را تضمین می کند. بنابراین، یک فرد در واقع حدود 0.1 متر مکعب اکسیژن در روز استفاده می کند.
اکسیژن در بافت ها مصرف می شود. برای اکسیداسیون مواد مختلف این واکنش ها در نهایت منجر به تشکیل دی اکسید کربن، ذخیره آب و انرژی می شود.
اکسیژن نه تنها در فرآیند تنفس، بلکه در فرآیند پوسیدگی بقایای گیاهی و حیوانی نیز مصرف می شود. در نتیجه فرآیند تجزیه مواد آلی پیچیده، محصولات اکسیداسیون آنها تشکیل می شود: CO 2، H 2 O، و غیره. بازسازی اکسیژن در گیاهان اتفاق می افتد.
بنابراین، در نتیجه چرخه اکسیژن در طبیعت، محتوای ثابت آن در جو حفظ می شود. به طور طبیعی، چرخه اکسیژن در طبیعت ارتباط نزدیکی با چرخه کربن دارد (شکل 8.8).
عنصر اکسیژن به شکل دو ماده ساده (اصلاحات آلوتروپیک) وجود دارد: دی اکسیژن(اکسیژن) O 2 و تری اکسیژن(ازن) O 3 . در جو، تقریبا تمام اکسیژن به شکل اکسیژن O 2 موجود است، در حالی که محتوای ازن بسیار کم است. حداکثر کسر حجمی ازن در ارتفاع 22 کیلومتری تنها 10-6٪ است.
مولکول اکسیژن O2 در غیاب مواد دیگر بسیار پایدار است. وجود دو الکترون جفت نشده در مولکول، واکنش پذیری بالای آن را تعیین می کند. اکسیژن یکی از فعال ترین غیر فلزات است. مستقیماً با اکثر مواد ساده واکنش می دهد و اکسیدهای E x O y را تشکیل می دهد. حالت اکسیداسیون اکسیژن در آنها 2- است. مطابق با تغییر در ساختار پوسته های الکترونیکی اتم ها، ماهیت پیوند شیمیایی و در نتیجه ساختار و خواص اکسیدها در دوره ها و گروه های سیستم عناصر به طور طبیعی تغییر می کند. بنابراین، در سری اکسیدهای عناصر دوره دوم Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5 قطبیت پیوند شیمیایی E-O از گروه I تا V به تدریج کاهش می یابد. مطابق با این، خواص بازی ضعیف شده و خواص اسیدی افزایش می یابد: Li 2 O یک اکسید بازی معمولی است، BeO آمفوتریک است، و B 2 O 3، CO 2 و N 2 O 5 اکسیدهای اسیدی هستند. خواص اسید-باز در دوره های دیگر به طور مشابه تغییر می کند.
در زیرگروه‌های اصلی (گروه‌های A)، با افزایش عدد اتمی عنصر، معمولاً یونیته پیوند E-O در اکسیدها افزایش می‌یابد.
بر این اساس، خواص اساسی اکسیدها در گروه Li-Na-K-Rb-Cs و سایر گروه های A افزایش می یابد.
خواص اکسیدها، به دلیل تغییر در ماهیت پیوند شیمیایی، تابع تناوبی بار هسته اتم عنصر است. به عنوان مثال، تغییرات در دمای ذوب و آنتالپی تشکیل اکسید در طول دوره‌ها و گروه‌ها بسته به بار هسته ثابت می‌شود.
قطبیت پیوند E-OH در هیدروکسیدهای E(OH) n و بنابراین خواص هیدروکسیدها به طور طبیعی با توجه به گروه ها و دوره های سیستم عناصر تغییر می کند.
به عنوان مثال، در گروه های IA-، IIA- و IIIA- از بالا به پایین، با افزایش شعاع یون، قطبیت پیوند E-OH افزایش می یابد. در نتیجه، یونیزاسیون E-OH → E + + OH - راحت تر در آب رخ می دهد. بر این اساس، خواص اساسی هیدروکسیدها افزایش می یابد. بنابراین، در گروه IA، خواص اصلی هیدروکسیدهای فلزات قلیایی در سری Li-Na-K-Rb-Cs افزایش یافته است.
در دوره های از چپ به راست، با کاهش شعاع یونی و افزایش بار یونی، قطبیت پیوند E-OH کاهش می یابد. در نتیجه، یونیزاسیون EON ⇄ EO - + H + راحت تر در آب اتفاق می افتد. بر این اساس، خواص اسیدی در این جهت افزایش می یابد. بنابراین، در دوره پنجم، هیدروکسیدهای RbOH و Sr(OH) 2 باز، In(OH) 3 و Sn(OH) 4 ترکیبات آمفوتریک و H و H 6 TeO 6 اسید هستند.
رایج ترین اکسید روی زمین، اکسید هیدروژن یا آب است. کافی است بگوییم که 50 تا 99 درصد جرم هر موجود زنده ای را تشکیل می دهد. بدن انسان 70 تا 80 درصد آب دارد. در طول 70 سال زندگی، یک فرد حدود 25000 کیلوگرم آب می نوشد.
آب به دلیل ساختاری که دارد خواص منحصر به فردی دارد. در یک موجود زنده، حلال ترکیبات آلی و معدنی است و در فرآیندهای یونیزاسیون مولکول های مواد محلول شرکت می کند. آب نه تنها محیطی است که در آن واکنش های بیوشیمیایی انجام می شود، بلکه به طور فعال در فرآیندهای هیدرولیتیک نیز شرکت می کند.
توانایی تشکیل اکسیژن حیاتی است اکسیژنیلکمپلکس هایی با مواد مختلف قبلاً نمونه‌هایی از کمپلکس‌های اکسیژنیل O2 با یون‌های فلزی - حامل‌های اکسیژن در موجودات زنده - اکسی هموگلوبین و اکسی هموسیانین در نظر گرفته شد:
НbFe 2 + + О 2 → НbFe 2+ ∙О 2
НсСu 2+ + О 2 → НсСu 2+ ∙О 2
جایی که Hb هموگلوبین است، Hc هموسیانین است.
اکسیژن با داشتن دو جفت الکترون به عنوان یک دهنده در این ترکیبات هماهنگ با یون های فلزی عمل می کند. در سایر ترکیبات، اکسیژن پیوندهای هیدروژنی مختلفی را تشکیل می دهد.
در حال حاضر، توجه زیادی به تهیه کمپلکس‌های اکسیژنی از فلزات واسطه می‌شود که می‌توانند عملکردهایی شبیه به ترکیبات کمپلکس بیوان آلی مربوطه انجام دهند. ترکیب سپهر هماهنگی داخلی این مجموعه ها شبیه مراکز فعال طبیعی است. به طور خاص، کمپلکس‌های کبالت با اسیدهای آمینه و برخی لیگاندهای دیگر به دلیل توانایی خود در افزودن و آزادسازی اکسیژن عنصری به طور برگشت‌پذیر امیدوارکننده هستند. این ترکیبات را تا حدی می توان به عنوان جایگزین هموگلوبین در نظر گرفت.
یکی از تغییرات آلوتروپیک اکسیژن است ازن O 3. ازن در خواص خود بسیار متفاوت از اکسیژن O2 است - دارای نقطه ذوب و جوش بالاتر و بوی تند است (از این رو نام آن است).
تشکیل ازن از اکسیژن با جذب انرژی همراه است:
3О 2 ⇄2О 3،
ازن در اثر عمل تخلیه الکتریکی در اکسیژن تولید می شود. ازن از O 2 و تحت تأثیر اشعه ماوراء بنفش تشکیل می شود. بنابراین، زمانی که لامپ های فرابنفش باکتری کش و فیزیوتراپی کار می کنند، بوی ازن احساس می شود.
ازن قوی ترین عامل اکسید کننده است. فلزات را اکسید می کند، به شدت با مواد آلی واکنش می دهد و در دماهای پایین ترکیباتی را که اکسیژن با آنها واکنش نمی دهد اکسید می کند:
O 3 + 2Ag = Ag 2 O + O 2
РbS + 4О 3 = РbSO 4 + 4O 2
یک واکنش کیفی معروف این است:
2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KON + O 2
اثر اکسیداتیو ازن بر روی مواد آلی با تشکیل رادیکال‌ها مرتبط است:
RН + О 3 → RО 2 ∙ + او ∙
رادیکال‌ها واکنش‌های زنجیره‌ای رادیکال را با مولکول‌های بیورگانیک - لیپیدها، پروتئین‌ها، DNA آغاز می‌کنند. چنین واکنش هایی منجر به آسیب سلولی و مرگ می شود. به ویژه، ازن میکروارگانیسم های موجود در هوا و آب را از بین می برد. این اساس استفاده از ازن برای استریل کردن آب آشامیدنی و آب استخر است.
خواص شیمیایی ترکیبات گوگردیگوگرد در خواص خود نزدیک به اکسیژن است. اما بر خلاف آن، در ترکیبات نه تنها حالت اکسیداسیون -2 را نشان می دهد، بلکه حالت های اکسیداسیون مثبت +2، +4 و +6 را نیز نشان می دهد. گوگرد، مانند اکسیژن، با آلوتروپی مشخص می شود - وجود چندین ماده عنصری - گوگرد اورتومبیک، مونوکلینیک، پلاستیک. به دلیل الکترونگاتیوی کمتر آن در مقایسه با اکسیژن، توانایی تشکیل پیوندهای هیدروژنی در گوگرد کمتر مشخص است. گوگرد با تشکیل زنجیره های پلیمری پایدار با شکل زیگزاگی مشخص می شود.
تشکیل همو زنجیره ای از اتم های گوگرد نیز مشخصه ترکیبات آن است که نقش بیولوژیکی قابل توجهی در فرآیندهای زندگی ایفا می کنند. بنابراین، در مولکول های اسید آمینه سیستین یک پل دی سولفیدی -S-S- وجود دارد:
این اسید آمینه نقش مهمی در تشکیل پروتئین ها و پپتیدها دارد. به لطف پیوند دی سولفید S-S، زنجیره های پلی پپتیدی در کنار هم نگه داشته می شوند (پل دی سولفید).
مشخصه گوگرد تشکیل یک گروه تیول سولفید هیدروژن (سولفیدریل) -SH است که در اسید آمینه سیستئین، پروتئین ها و آنزیم ها وجود دارد.
اسید آمینه متیونین از نظر بیولوژیکی بسیار مهم است.
دهنده گروه های متیل در موجودات زنده S-adenosylmethionine Ad-S-CH 3 است - شکل فعال متیونین که در آن گروه متیل از طریق S به آدنین Ad متصل می شود. گروه متیل متیونین در فرآیندهای بیوسنتز به گیرنده های مختلف گروه متیل RH منتقل می شود:
Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SN + R-CH 3
گوگرد در زمین بسیار گسترده است (0.03٪). در طبیعت به صورت سولفید (ZnS، HgS، PbS و غیره) و سولفات (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O، CaSO 4 ∙2H 2 O و غیره) و همچنین در مواد معدنی بومی وجود دارد. حالت. پودر گوگرد رسوبی به صورت پماد (20-10-5 درصد) و پودر در درمان بیماری های پوستی (سبوره، پسوریازیس) به صورت خارجی استفاده می شود. بدن محصولات اکسیداسیون گوگرد تولید می کند - اسیدهای پلی تیونیک با فرمول کلی H 2 S x O 6 ( x = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
گوگرد یک غیر فلز نسبتاً واکنش پذیر است. حتی با حرارت کمی، بسیاری از مواد ساده را اکسید می کند، اما خود به راحتی توسط اکسیژن و هالوژن اکسید می شود (دوگانگی ردوکس).
گوگرد حالت اکسیداسیون -2 را در سولفید هیدروژن و مشتقات آن - سولفیدها نشان می دهد.
سولفید هیدروژن (دی هیدروژن سولفید)اغلب در طبیعت یافت می شود. موجود در آبهای معدنی به اصطلاح گوگردی. این گاز بی رنگ با بوی نامطبوع است. در طی پوسیدگی بقایای گیاهی و به ویژه حیوانات تحت تأثیر میکروارگانیسم ها تشکیل می شود. برخی از باکتری های فتوسنتزی مانند باکتری های گوگرد سبز، از سولفید دی هیدروژن به عنوان اهدا کننده هیدروژن استفاده می کنند. این باکتری ها به جای اکسیژن O2، گوگرد عنصری تولید می کنند - محصولی از اکسیداسیون H2S.
سولفید دی هیدروژن یک ماده بسیار سمی است، زیرا یک مهار کننده آنزیم سیتوکروم اکسیداز، یک انتقال دهنده الکترون در زنجیره تنفسی است. انتقال الکترون از سیتوکروم اکسیداز به اکسیژن O2 را مسدود می کند.
محلول های آبی H 2 S واکنش کمی اسیدی به تورنسل می دهد. یونیزاسیون در دو مرحله انجام می شود:
Н 2 S ⇄ Н + + НS - (مرحله اول)
NS - ⇄ N + + S 2- (مرحله دوم)
اسید هیدروژن سولفید بسیار ضعیف است. بنابراین، یونیزاسیون مرحله دوم فقط در محلول های بسیار رقیق اتفاق می افتد.
نمک های هیدروسولفید اسید نامیده می شوند سولفیدهافقط سولفیدهای قلیایی، فلزات قلیایی خاکی و آمونیوم در آب محلول هستند. نمک های اسیدی - هیدروسولفیدهای E + HS و E 2 + (HS) 2 - فقط برای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی شناخته شده اند.
سولفیدها به عنوان نمک یک اسید ضعیف، تحت هیدرولیز قرار می گیرند. هیدرولیز سولفیدهای کاتیونهای فلزی چند باردار (Al 3 +، Cr 3 + و غیره) اغلب به پایان می رسد و عملاً غیر قابل برگشت است.
سولفیدها، به ویژه سولفید هیدروژن، عوامل احیا کننده قوی هستند. بسته به شرایط، آنها را می توان به S، SO 2 یا H 2 SO 4 اکسید کرد:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (در هوا)
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S (در هوا)
3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl (در محلول)
برخی از پروتئین های حاوی سیستئین HSCH 2 CH(NH 2) COOH و یک متابولیت مهم کوآنزیم A با گروه های سولفید هیدروژن (تیول) -SH، در تعدادی از واکنش ها به عنوان مشتقات بیوان آلی سولفید دی هیدروژن رفتار می کنند. پروتئین های حاوی سیستئین و همچنین دی هیدروژن سولفید می توانند با ید اکسید شوند. با کمک یک پل دی سولفیدی که در طی اکسیداسیون گروه های تیول ایجاد می شود، بقایای سیستئین زنجیره های پلی پپتیدی این زنجیره ها را با یک پیوند متقاطع به هم متصل می کنند (یک پیوند متقابل تشکیل می شود).
بسیاری از آنزیم های حاوی گوگرد E-SH به طور غیرقابل برگشتی توسط یون های فلزات سنگین مانند Cu 2+ یا Ag+ مسموم می شوند. این یون ها گروه های تیول را مسدود می کنند تا مرکاپتان ها، آنالوگ های بیوان آلی سولفیدها را تشکیل دهند:
E-SН + Ag + → E-S-Аg + H +
در نتیجه، آنزیم فعالیت خود را از دست می دهد. میل ترکیبی یون های Ag + برای گروه های تیول به قدری زیاد است که می توان از AgNO 3 برای تعیین کمی گروه های -SH با تیتراسیون استفاده کرد.
اکسید گوگرد (IV) SO 2 یک اکسید اسیدی است. از سوزاندن گوگرد عنصری در اکسیژن یا برشته کردن پیریت FeS 2 به دست می آید:
S + O 2 = SO 2
4FеS 2 + 11О 2 = 2Fe 2 О 3 + 8SO 2
SO 2 - گاز با بوی خفه کننده؛ بسیار سمی هنگامی که SO2 در آب حل می شود، تشکیل می شود اسید گوگرد H 2 SO 3 . این اسید دارای قدرت متوسط است. اسید سولفوریک به دلیل دوبازیک بودن دو نوع نمک تشکیل می دهد: متوسط - سولفیت ها(Na 2 SO 3، K 2 SO 3، و غیره) و اسیدی - هیدروسولفیت ها(NaHSO 3، KHSO 3، و غیره). فقط نمک های فلزات قلیایی و هیدروسولفیت های نوع E 2 + (HSO 3) 2 در آب محلول هستند که E عناصر گروه های مختلف هستند.
اکسید SO2، اسید H2SO3 و نمک های آن با دوگانگی اکسیداسیون و کاهش مشخص می شوند، زیرا گوگرد در این ترکیبات دارای حالت اکسیداسیون متوسط 4+ است:
2Na 2 SO 3 + O 2 = 2Na 2 SO 4
SO 2 + 2H 2 S = 3S° + 2H 2 O
با این حال، خواص کاهشی ترکیبات گوگردی (IV) غالب است. بنابراین، سولفیت‌های موجود در محلول‌ها حتی توسط دی‌اکسیژن موجود در هوا در دمای اتاق اکسید می‌شوند.
در حیوانات بالاتر، اکسید SO2 عمدتاً به عنوان یک محرک برای غشای مخاطی دستگاه تنفسی عمل می کند. این گاز برای گیاهان نیز سمی است. در مناطق صنعتی که مقدار زیادی زغال سنگ حاوی مقادیر کمی از ترکیبات گوگردی سوزانده می شود، دی اکسید گوگرد در جو آزاد می شود. SO 2 با حل شدن در رطوبت برگ ها محلولی از اسید سولفوریک تشکیل می دهد که به نوبه خود به اسید سولفوریک H 2 SO 4 اکسید می شود.
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3
2H 2 SO 3 + O 2 = 2H 2 SO 4
رطوبت اتمسفر با SO 2 و H 2 SO 4 محلول اغلب به شکل باران اسیدی می افتد که منجر به مرگ پوشش گیاهی می شود.
هنگام گرم کردن محلول Na 2 SO 3 با پودر گوگرد، تیوسولفات سدیم:
Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3
کریستال هیدرات Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O از محلول آزاد می شود تیوسولفات سدیم - نمک اسید تیوسولفوریک H 2 S 2 O 3 .
اسید تیوسولفوریک بسیار ناپایدار است و به H 2 O , SO 2 و S تجزیه می شود . تیوسولفات سدیم Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O در عمل پزشکی به عنوان یک عامل ضد سمی ، ضد التهابی و حساسیت زدایی استفاده می شود. به عنوان یک عامل ضد سمی، تیوسولفات سدیم برای مسمومیت با ترکیبات جیوه، سرب، اسید هیدروسیانیک و نمک های آن استفاده می شود. مکانیسم اثر دارو به وضوح با اکسیداسیون یون تیوسولفات به یون سولفیت و گوگرد عنصری مرتبط است:
S 2 O 3 2- → SO 3 2- + S°
یون‌های سرب و جیوه که با غذا یا هوا وارد بدن می‌شوند، سولفیت‌های غیرسمی کم محلول را تشکیل می‌دهند:
Рb 2+ + SO 3 2- = РbSO 3
یون های سیانید با گوگرد عنصری واکنش می دهند و تیوسیانات های سمی کمتری تشکیل می دهند:
СN - + S° = NСS -
از تیوسولفات سدیم نیز برای درمان گال استفاده می شود. پس از مالیدن محلول به پوست، مالش را با محلول HCl 6% تکرار کنید. در نتیجه واکنش با HCl، تیوسولفات سدیم به گوگرد و دی اکسید گوگرد تجزیه می شود:
Na 2 S 2 O 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O
که روی کنه های گال اثر مخربی دارند.
اکسید گوگرد (VI) SO 3 یک مایع فرار است. هنگام تعامل با آب، SO 3 اسید سولفوریک را تشکیل می دهد:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
ساختار مولکول های اسید سولفوریک مطابق با گوگرد در است sp 3 -حالت ترکیبی
اسید سولفوریک یک اسید دوبازیک قوی است. در مرحله اول، تقریباً به طور کامل یونیزه می شود:
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 - ,
یونیزاسیون در مرحله دوم به میزان کمتری رخ می دهد:
НSO 4 - ⇄ Н + + SO 4 2-،
اسید سولفوریک غلیظ یک عامل اکسید کننده قوی است. فلزات و غیر فلزات را اکسید می کند. به طور معمول، محصول احیای آن SO 2 است، اگرچه بسته به شرایط واکنش (فعالیت فلز، دما، غلظت اسید)، محصولات دیگری (S، H2S) را می توان به دست آورد.
H 2 SO 4 به عنوان یک اسید دی بازیک دو نوع نمک تشکیل می دهد: متوسط - سولفات ها(Na 2 SO 4 و غیره) و اسیدی - هیدرو سولفات ها(NaHSO 4، KHSO 4، و غیره). بیشتر سولفات ها در آب بسیار محلول هستند.بسیاری از سولفات ها از محلول ها به شکل هیدرات های کریستالی جدا می شوند: FeSO 4 ∙7H 2 O، CuSO 4 ∙5H 2 O. سولفات های عملاً نامحلول شامل BaSO 4، SrSO 4 و PbSO 4 هستند. سولفات کلسیم کمی محلول CaSO 4. سولفات باریم نه تنها در آب، بلکه در اسیدهای رقیق نیز نامحلول است.
در عمل پزشکی، سولفات های بسیاری از فلزات به عنوان دارو استفاده می شود: Na 2 SO 4 ∙10H 2 O - به عنوان ملین، MgSO 4 ∙7H 2 O - برای فشار خون بالا، به عنوان یک ملین و به عنوان یک عامل کلرتیک، سولفات مس CuSO 4 ∙ 5H 2 O و ZnSO 4 ∙7H 2 O - به عنوان ضد عفونی کننده، قابض، استفراغ کننده، سولفات باریم BaSO 4 - به عنوان ماده حاجب برای بررسی اشعه ایکس مری و معده
ترکیبات سلنیوم و تلوریم.خواص شیمیایی تلوریم و به خصوص سلنیوم مشابه گوگرد است. با این حال، تقویت خواص فلزی Se و Te تمایل آنها به تشکیل پیوندهای یونی قوی تر را افزایش می دهد. شباهت ویژگی های فیزیکوشیمیایی: شعاع یون های E 2-، اعداد هماهنگی (3، 4) - قابلیت تعویض سلنیوم و گوگرد را در ترکیبات تعیین می کند. بنابراین سلنیوم می تواند جایگزین گوگرد در مراکز فعال آنزیم ها شود. جایگزینی گروه سولفید هیدروژن -SH با گروه سلنید هیدروژن -SeH باعث تغییر روند فرآیندهای بیوشیمیایی در بدن می شود. سلنیوم می تواند هم به عنوان هم افزایی و هم به عنوان آنتاگونیست گوگرد عمل کند.
با هیدروژن، Se و Te مشابه H 2 S، گازهای بسیار سمی H 2 Se و H 2 Te تشکیل می شوند. دی هیدروژن سلنید و دی هیدروژن تلورید عوامل احیا کننده قوی هستند. در سری H 2 S - H 2 Se - H 2 Te ، فعالیت کاهشی افزایش می یابد.
برای H2 Se به عنوان نمک های متوسط جدا می شوند - سلنیدها(Na 2 Se و غیره)، و نمک های اسیدی - هیدروسلنیدها(NaHSe و غیره). برای H 2 Te، فقط نمک های متوسط شناخته شده است - تلوریدها
ترکیبات Se (IV) و Te (IV) با اکسیژن، بر خلاف SO 2، مواد کریستالی جامد SeO 2 و TeO 2 هستند.
اسید سلنوس H 2 SeO 3 و نمک های آن سلنیت ها،به عنوان مثال، Na 2 SeO 3 عوامل اکسید کننده با قدرت متوسط هستند. بنابراین، در محلول های آبی، آنها توسط عوامل کاهنده مانند SO2، H2S، HI و غیره به سلنیوم کاهش می یابند:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O = Se + 2H 2 SO 4
بدیهی است که سهولت کاهش سلنیت ها به حالت عنصری، تشکیل ترکیبات فعال بیولوژیکی حاوی سلنیوم را در بدن تعیین می کند، به عنوان مثال، سلنوسیستئین.
SeO 3 و TeO 3 اکسیدهای اسیدی هستند. اسیدهای اکسیژن Se (VI) و Te (VI) - سلنیوم H 2 SeO 4 و تلوریم H 6 TeO 6 - مواد کریستالی با خواص اکسید کننده قوی. نمک های این اسیدها به ترتیب نامیده می شوند سلنات هاو بیان می کند.
در موجودات زنده، سلنات ها و سولفات ها آنتاگونیست هستند. بنابراین، معرفی سولفات ها منجر به حذف ترکیبات حاوی سلنیوم اضافی از بدن می شود.
ترکیبات با حالت اکسیداسیون -2. H 2 Se و H 2 Te گازهای بی رنگ با بوی منفور و محلول در آب هستند. در سری H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te ، پایداری مولکول ها کاهش می یابد ، بنابراین در محلول های آبی ، H 2 Se و H 2 Te به عنوان اسیدهای دوبازیک قوی تر از اسید هیدروسولفید رفتار می کنند. آنها نمک - سلنیدها و تلوریدها را تشکیل می دهند. تلوریم و سلنید هیدروژن و همچنین نمک آنها بسیار سمی هستند. سلنید و تلوریدها خواصی مشابه سولفیدها دارند. در میان آنها ترکیبات بازی (K 2 Se، K 2 Te)، آمفوتریک (Al 2 Se 3، Al 2 Te 3) و اسیدی (CSe 2، CTe 2) وجود دارد.
Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O = H 2 CO 3 + 2H 2 Se
گروه بزرگی از سلنیدها و تلوریدها نیمه رسانا هستند. بیشترین کاربرد سلنیدها و تلوریدهای عناصر زیرگروه روی است.
ترکیبات با حالت اکسیداسیون +4.اکسیدهای سلنیوم (IV) و تلوریوم (IV) از اکسیداسیون مواد ساده با اکسیژن تشکیل می شوند و ترکیبات پلیمری جامد هستند. اکسیدهای اسیدی معمولی اکسید سلنیوم (IV) در آب حل می شود و اسید سلنوس تشکیل می دهد که برخلاف H 2 SO 3 در حالت آزاد جدا شده و جامد است.
SeO 2 + H 2 O = H 2 SeO 3
اکسید تلوریوم (IV) در آب نامحلول است، اما با محلول های آبی قلیایی واکنش می دهد و تلوریت ها را تشکیل می دهد.
TeO 2 + 2NaOH = Na 2 TeO 3
H 2 TeO 3 مستعد پلیمریزاسیون است، بنابراین، هنگامی که اسیدها روی تلوریت ها عمل می کنند، رسوبی با ترکیب متغیر TeO 2 nH 2 O آزاد می شود.
SeO 2 و TeO 2 در مقایسه با SO 2 عوامل اکسید کننده قوی تری هستند:
2SO 2 + SeO 2 = Se + 2SO 3
ترکیبات با حالت اکسیداسیون +6. اکسید سلنیوم (VI) یک جامد سفید رنگ (mp 118.5 º C، تجزیه > 185 º C) است که در تغییرات شیشه ای و آزبست مانند شناخته می شود. با عمل SO 3 بر روی سلنات ها به دست می آید:
K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4
اکسید تلوریوم (VI) نیز دو تغییر دارد: نارنجی و زرد. تهیه شده از آبگیری اسید ارتوتلوریک:
H 6 TeO 6 = TeO 3 + 3H 2 O
اکسیدهای سلنیوم (VI) و تلوریم (VI) اکسیدهای اسیدی معمولی هستند. SeO 3 در آب حل می شود و اسید سلنیک را تشکیل می دهد - H 2 SeO 4 . اسید سلنیک یک ماده کریستالی سفید است، در محلول های آبی یک اسید قوی (K1 = 1·10 3، K2 = 1.2·10-2)، ترکیبات آلی کاراکترها، یک عامل اکسید کننده قوی است.
H 2 Se + 6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se + 4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O
نمک ها - باریم و سلنات های سرب در آب نامحلول هستند.
TeO 3 عملاً در آب نامحلول است، اما با محلول های آبی قلیایی تعامل می کند و نمک های اسید تلوریک - تلورات ها را تشکیل می دهد.
TeO 3 + 2NaOH = Na 2 TeO 4 + H 2 O
هنگامی که محلول های تلورات ها در معرض اسید هیدروکلریک قرار می گیرند، اسید ارتوتلوریک آزاد می شود - H 6 TeO 6 - یک ماده کریستالی سفید رنگ که به شدت در آب گرم حل می شود. با آبگیری H 6 TeO 6 می توان اسید تلوریک به دست آورد. اسید تلوریک بسیار ضعیف است، K1 = 2·10 -8، K2 = 5·10 -11.
Na 2 TeO 4 + 2HCl + 2H 2 O = H 6 TeO 6 + 2NaCl. H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
ترکیبات سلنیوم برای گیاهان و حیوانات سمی هستند، ترکیبات تلوریوم بسیار کمتر سمی هستند. مسمومیت با ترکیبات سلنیوم و تلوریوم با ظاهر شدن بوی منزجر کننده مداوم در قربانی همراه است.
ادبیات: ص. 359 - 383، ص. 425 - 435، ص. 297 - 328
