Tlen, siarka, selen i ich związki. Streszczenie: Charakterystyka chemiczna tlenu

ELEMENTY VI Podgrupa

(O, S, Se, Te, Po)

ogólna charakterystyka

Tlen

Siarka

Selen i tellur

Ogólna charakterystyka elementów

Podgrupa VI A PS obejmuje pierwiastki: tlen, siarkę, selen, tellur i polon. W przypadku siarki, selenu, telluru i polonu używana jest nazwa zwyczajowa - chalkogeny. Tlen, siarka, selen i tellur są niemetalami, natomiast polon jest metalem. Polon jest pierwiastkiem promieniotwórczym, w przyrodzie powstaje w małych ilościach podczas radioaktywnego rozpadu radu, dlatego jego właściwości chemiczne są słabo zbadane.

Tabela 1

Główne cechy chalkogenów

Charakterystyka	O	S	Se	Te
Promień atomowy, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Promień jonowy E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Potencjał jonizacji, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Powinowactwo elektronowe, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Elektroujemność (według Paulinga)	3,44	2,58	2,55	2,10
Entalpia wiązania, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Temperatura topnienia, °C
Temperatura wrzenia, °C	- 183
Gęstość, g/cm3	1,43 (płyn)	2,07	4,80	6,33
Zawartość w skorupie ziemskiej, % (wag.)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Liczby masowe izotopów naturalnych	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
Stan skupienia w art. warunkach najbardziej stabilnej formy alotropowej. kolor	Bezbarwny gaz	Kryształ. żółta substancja	Kryształ. szara substancja	Kryształ. srebrzystobiała substancja
Komórka kryształowa	Molekularny w telewizji formularz	molekularny	molekularny	molekularny
Skład cząsteczek	O 2	S 8	Se ∞	Te ∞

Zgodnie ze strukturą zewnętrznej warstwy elektronicznej rozważane elementy należą do elementów p. Z sześciu elektronów w warstwie zewnętrznej dwa są niesparowane, co określa ich wartościowość równą dwa. W przypadku atomów siarki, selenu, telluru i polonu w stanie wzbudzonym liczba niesparowanych elektronów może wynosić 4 i 6. Oznacza to, że pierwiastki te mogą być poczwórne lub sześciowartościowe. Wszystkie pierwiastki mają wysokie wartości elektroujemności, a EO tlenu ustępuje jedynie fluorowi. Dlatego w związkach wykazują sztukę. utlenianie -2, -1, 0. Potencjały jonizacji atomów siarki, selenu i telluru są małe, a pierwiastki te w związkach z halogenami mają stopnie utlenienia +4 i +6. Tlen ma dodatni stopień utlenienia w związkach fluoru i ozonie.

Atomy mogą tworzyć cząsteczki z podwójnym wiązaniem O 2, ... i łączyć się w łańcuchy E - E - ... - E -, które mogą występować zarówno w substancjach prostych, jak i złożonych. Pod względem aktywności chemicznej i zdolności utleniania chalkogeny są gorsze od halogenów. Wskazuje na to fakt, że w przyrodzie tlen i siarka występują nie tylko w stanie związanym, ale także w stanie wolnym. Niższa aktywność chalkogenów wynika w dużej mierze z silniejszych wiązań w cząsteczkach. Ogólnie rzecz biorąc, chalkogeny są substancjami bardzo reaktywnymi, których aktywność gwałtownie wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Modyfikacje alotropowe są znane wszystkim substancjom tej podgrupy. Siarka i tlen praktycznie nie przewodzą prądu elektrycznego (dielektryki), selen i tellur są półprzewodnikami.

Przechodząc od tlenu do telluru, tendencja pierwiastków do tworzenia podwójnych wiązań z małymi atomami (C, N, O) maleje. Niezdolność dużych atomów do tworzenia wiązań π z tlenem jest szczególnie widoczna w przypadku telluru. Zatem tellur nie ma cząsteczek kwasu H 2 TeO 3 i H 2 TeO 4 (metaformy), a także cząsteczek TeO 2. Dwutlenek telluru występuje wyłącznie w postaci polimeru, w którym mostkowane są wszystkie atomy tlenu: Te – O – Te. Kwas tellurowy w przeciwieństwie do kwasu siarkowego i selenowego występuje tylko w formie orto - H 6 TeO 6, gdzie podobnie jak w TeO 2, atomy Te są połączone z atomami O jedynie wiązaniami σ.

Właściwości chemiczne tlenu różnią się od właściwości siarki, selenu i telluru. Wręcz przeciwnie, właściwości siarki, selenu i telluru mają wiele podobieństw. Poruszając się po grupie od góry do dołu, należy zauważyć wzrost właściwości kwasowych i redukujących w szeregu związków z wodorem H 2 E; wzrost właściwości utleniających w wielu podobnych związkach (H 2 EO 4, EO 2); zmniejszenie stabilności termicznej wodorów chalkogenu i soli kwasów tlenowych.

Pierwiastki z grupy VI głównej podgrupy nazywane są chalkogenami. Należą do nich tlen, siarka, selen, tellur i polon. Słowo „chalcogen” składa się z dwóch greckich słów oznaczających „miedź” lub „rudę” i „urodzony”.

Opis

Chalkogeny w przyrodzie najczęściej występują w rudach - siarczkach, pirytach, tlenkach, selenkach. Chalkogeny obejmują niemetale i metale. W grupie od góry do dołu właściwości zmieniają się w następujący sposób:

• właściwości metaliczne są ulepszone;
• właściwości środka utleniającego słabną;
• elektroujemność maleje;
• stabilność termiczna słabnie.

Ogólna charakterystyka grupy chalkogenowej:

• niemetale - tlen, siarka, selen;
• metale - tellur, polon;
• Wartościowość: II - O; IV i VI - S; II, IV, VI - Se, Te, Po;
• konfiguracja elektroniczna - ns 2 np 4;
• wodorki - H2R;
• tlenki - RO 2, RO 3;
• kwasy tlenowe - H 2 RO 3, H 2 RO 4.

Ryż. 1. Chalkogeny.

Ze względu na budowę elektronową chalkogeny należą do pierwiastków p. Zewnętrzny poziom energii zawiera sześć elektronów. Do uzupełnienia orbitalu p brakuje dwóch elektronów, dlatego w związkach chalkogeny wykazują właściwości utleniające. Wraz ze wzrostem liczby poziomów energii w grupie wiązanie z elektronami zewnętrznymi słabnie, dlatego tellur i polon są środkami redukującymi.

Będąc na pograniczu metali i niemetali, tellur należy do metaloidów lub półmetali. Jest analogiem siarki i selenu, ale mniej aktywnym.

Ryż. 2. Tellur.

Nieruchomości

Najbardziej aktywnym pierwiastkiem grupy chalkogenowej jest tlen. Jest silnym utleniaczem, który wykazuje cztery stopnie utlenienia -2, -1, +1, +2.

Główne właściwości chalkogenów przedstawiono w tabeli.

Element	Właściwości fizyczne	Właściwości chemiczne
Tlen (O)	Gaz. Tworzy dwie modyfikacje - O 2 i O 3 (ozon). O 2 jest bezwonny i pozbawiony smaku oraz słabo rozpuszczalny w wodzie. Ozon jest niebieskawym gazem o zapachu, dobrze rozpuszczalnym w wodzie.	Reaguje z metalami i niemetalami
	Typowy niemetal. Substancja stała o temperaturze topnienia 115°C. Nierozpuszczalne w wodzie. Istnieją trzy modyfikacje - rombowa, jednoskośna, plastikowa. Stan utlenienia - -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6	Reaguje z tlenem, halogenami, niemetalami, metalami
	Kruche ciało stałe. Półprzewodnik. Ma trzy modyfikacje - szary, czerwony, czarny selen. Stan utlenienia - -2, +2, +4, +6	Reaguje z metalami alkalicznymi, tlenem, wodą
	Zewnętrznie wygląda jak metal. Półprzewodnik. Stan utlenienia - -2, +2, +4, +6	Reaguje z tlenem, zasadami, kwasami, wodą, metalami, niemetalami, halogenami
Polon (Po)	Radioaktywny metal o srebrnym kolorze. Stan utlenienia - +2, +4, +6	Reaguje z tlenem, halogenami, kwasami

Za chalkogeny uważa się również sztucznie wytworzony limer (Lv) lub unungexium (Uuh). To jest pierwiastek 116 układu okresowego. Wykazuje silne właściwości metaliczne.

Ryż. 3. Wątroba.

Czego się nauczyliśmy?

Chalkogeny są pierwiastkami szóstej grupy układu okresowego Mendelejewa. Grupa ta obejmuje trzy niemetale (tlen, siarka, selen), metal (polon) i półmetal (telur). Dlatego chalkogeny są zarówno środkami utleniającymi, jak i redukującymi. Właściwości metaliczne rosną w grupie od góry do dołu: tlen jest gazem, polon jest metalem stałym. Do chalkogenów zalicza się także sztucznie syntetyzowany limemorium o silnych właściwościach metalicznych.

Quiz tematyczny

Ocena raportu

Średnia ocena: 4.3. Łączna liczba otrzymanych ocen: 139.

Podgrupa tlenu, czyli chalkogeny, to szósta grupa układu okresowego D.I. Mendla, obejmujący następujące elementy: O;S;Se;Te;Po Numer grupy wskazuje maksymalną wartościowość pierwiastków w tej grupie. Ogólny wzór elektronowy chalkogenów to: ns2np4 – na zewnętrznym poziomie walencyjnym wszystkie pierwiastki mają 6 elektronów, które rzadko oddadzą, a częściej akceptują 2 brakujące, aż do uzupełnienia poziomu elektronowego. Obecność tego samego poziomu wartościowości decyduje o podobieństwie chemicznym chalkogenów. Charakterystyczne stopnie utlenienia: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Tlen wykazuje tylko -1 – w nadtlenkach; -2 – w tlenkach; 0 – w stanie wolnym; +1 i +2 – we fluorkach – O2F2, ОF2, ponieważ nie ma podpoziomu d i nie można oddzielić elektronów, a wartościowość wynosi zawsze 2; S – wszystko oprócz +1 i -1. W siarce pojawia się podpoziom d, a elektrony z 3p i 3s w stanie wzbudzonym można oddzielić i przejść do podpoziomu d. W stanie niewzbudnym wartościowość siarki wynosi 2 w SO, 4 w SO2, 6 w SO3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Wartościowości selenu, telluru i polonu również wynoszą 2, 4, 6. Wartości stopni utlenienia znajdują odzwierciedlenie w strukturze elektronowej pierwiastków: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Od góry do dołu, wraz ze wzrostem poziomu energii zewnętrznej, właściwości fizyczne i chemiczne chalkogenów zmieniają się w sposób naturalny: zwiększa się promień atomowy pierwiastków, zmniejsza się energia jonizacji i powinowactwo elektronowe, a także elektroujemność; Właściwości niemetaliczne maleją, właściwości metaliczne rosną (tlen, siarka, selen, tellur są niemetalami), polon ma metaliczny połysk i przewodność elektryczną. Związki wodorowe chalkogenów odpowiadają wzorowi: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – wodory kredowe. Wodór w tych związkach można zastąpić jonami metali. Stopień utlenienia wszystkich chalkogenów w połączeniu z wodorem wynosi -2, a wartościowość również 2. Kiedy chalkogeny wodorowe rozpuszczają się w wodzie, powstają odpowiednie kwasy. Kwasy te są środkami redukującymi. Siła tych kwasów wzrasta od góry do dołu, gdy energia wiązania maleje i sprzyja aktywnej dysocjacji. Związki tlenowe chalkogenów odpowiadają wzorom: RO2 i RO3 – tlenki kwasowe. Kiedy tlenki te rozpuszczają się w wodzie, tworzą odpowiednie kwasy: H2RO3 i H2RO4. W kierunku od góry do dołu moc tych kwasów maleje. H2RO3 to kwasy redukujące, H2RO4 to utleniacze.

Tlen - najpowszechniejszy pierwiastek na Ziemi. Stanowi 47,0% masy skorupy ziemskiej. Jego zawartość w powietrzu wynosi 20,95% objętościowych lub 23,10% masowych. Tlen jest częścią wody, skał, wielu minerałów, soli i występuje w białkach, tłuszczach i węglowodanach tworzących żywe organizmy. W warunkach laboratoryjnych tlen otrzymuje się: - poprzez ogrzewanie soli bertoletowej (chloranu potasu) w obecności katalizatora MnO2:2KClO3 = 2KCl + 3O2 - poprzez ogrzewanie rozkładu nadmanganianu potasu: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 W tym przypadku otrzymuje się bardzo czysty tlen.Można również uzyskać tlen otrzymywany przez elektrolizę wodnego roztworu wodorotlenku sodu (elektrody są niklowe); Głównym źródłem przemysłowej produkcji tlenu jest powietrze, które ulega skropleniu, a następnie frakcjonowaniu. Najpierw uwalnia się azot (twrzenia = -195°C), a prawie czysty tlen pozostaje w stanie ciekłym, ponieważ jego temperatura wrzenia jest wyższa (-183°C). Powszechnie stosowana jest metoda otrzymywania tlenu w oparciu o elektrolizę wody.Tlen w normalnych warunkach jest gazem bezbarwnym, bez smaku i zapachu, nieco cięższym od powietrza. Jest słabo rozpuszczalny w wodzie (31 ml tlenu rozpuszcza się w 1 litrze wody o temperaturze 20°C). W temperaturze -183°C i ciśnieniu 101,325 kPa tlen przechodzi w stan ciekły. Ciekły tlen ma niebieskawą barwę i jest wciągany w pole magnetyczne Naturalny tlen zawiera trzy stabilne izotopy 168O (99,76%), 178O (0,04%) i 188O (0,20%). Sztucznie otrzymano trzy niestabilne izotopy - 148O, 158O, 198O. Aby uzupełnić zewnętrzny poziom elektronowy, atomowi tlenu brakuje dwóch elektronów. Biorąc je energicznie, tlen wykazuje stopień utlenienia -2. Jednakże w związkach z fluorem (OF2 i O2F2) wspólne pary elektronów są przesunięte w stronę fluoru, jako pierwiastka bardziej elektroujemnego. W tym przypadku stopnie utlenienia tlenu wynoszą odpowiednio +2 i +1, a fluoru - 1. Cząsteczka tlenu składa się z dwóch atomów O2. Wiązanie chemiczne jest kowalencyjne niepolarne.Tlen tworzy związki ze wszystkimi pierwiastkami chemicznymi z wyjątkiem helu, neonu i argonu. Reaguje bezpośrednio z większością pierwiastków, z wyjątkiem halogenów, złota i platyny. Szybkość reakcji tlenu zarówno z substancjami prostymi, jak i złożonymi zależy od charakteru substancji, temperatury i innych warunków. Aktywny metal, taki jak cez, zapala się samorzutnie w tlenie atmosferycznym już w temperaturze pokojowej.Tlen aktywnie reaguje z fosforem po podgrzaniu do 60°C, z siarką – do 250°C, z wodorem – powyżej 300°C, z węglem (w w postaci węgla i grafitu) - w temperaturze 700-800°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Podczas spalania substancji złożonych w nadmiarze tlenu powstają tlenki odpowiednich pierwiastków: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Omawianym reakcjom towarzyszy wydzielanie zarówno ciepła, jak i światła. Takie procesy z udziałem tlenu nazywane są spalaniem. Pod względem względnej elektroujemności tlen jest drugim pierwiastkiem. Dlatego w reakcjach chemicznych zarówno z substancjami prostymi, jak i złożonymi jest środkiem utleniającym, ponieważ przyjmuje elektrony. Przy udziale tlenu następuje spalanie, rdzewienie, gnicie i oddychanie. Są to procesy redoks.W celu przyspieszenia procesów utleniania zamiast zwykłego powietrza stosuje się tlen lub powietrze wzbogacone w tlen. Tlen wykorzystuje się do intensyfikacji procesów utleniających w przemyśle chemicznym (produkcja kwasów azotowego i siarkowego, sztucznych paliw ciekłych, olejów smarowych i innych substancji) Przemysł metalurgiczny zużywa dość dużo tlenu. Do uzyskania wysokich temperatur wykorzystuje się tlen. Temperatura płomienia tlenowo-acetylenowego sięga 3500° C, płomienia tlenowo-wodorowego dochodzi do 3000° C. W medycynie tlen stosowany jest w celu ułatwienia oddychania. Stosowany jest w urządzeniach tlenowych podczas wykonywania pracy w atmosferze trudnej do oddychania.

Siarka- jeden z niewielu pierwiastków chemicznych, z których człowiek korzysta od kilku tysiącleci. Jest szeroko rozpowszechniona w przyrodzie i występuje zarówno w stanie wolnym (siarka rodzima), jak i w związkach. Minerały zawierające siarkę można podzielić na dwie grupy - siarczki (piryty, iskierki, blendy) i siarczany. Siarka rodzima występuje w dużych ilościach we Włoszech (na Sycylii) i USA. W WNP występują złoża siarki rodzimej w rejonie Wołgi, w stanach Azji Środkowej, na Krymie i innych obszarach.Minerały pierwszej grupy obejmują połysk ołowiu PbS, połysk miedzi Cu2S, połysk srebra - Ag2S, blendę cynku - ZnS, mieszanka kadmu - CdS, piryt lub piryt żelaza - FeS2, chalkopiryt - CuFeS2, cynobr - HgS Do minerałów drugiej grupy zalicza się gips CaSO4 · 2H2O, mirabilit (sól Glaubera) - Na2SO4 · 10H2O, kizeryt - MgSO4 · H2O Występuje siarka w organizmach zwierząt i roślin, ponieważ jest częścią cząsteczek białek. W oleju znajdują się organiczne związki siarki. Paragon 1. Przy otrzymywaniu siarki ze związków naturalnych, np. z pirytu siarki, podgrzewa się ją do wysokich temperatur. Piryt siarkowy rozkłada się na siarczek żelaza(II) i siarkę: FeS2=FeS+S 2. Siarkę można otrzymać przez utlenianie siarkowodoru przy braku tlenu zgodnie z reakcją: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Obecnie powszechne jest otrzymywanie siarki poprzez redukcję dwutlenku siarki SO2 węglem, produktu ubocznego podczas wytapiania metali z rud siarki: SO2 + C = CO2 + S4. Spaliny z pieców hutniczych i koksowniczych zawierają mieszaninę dwutlenku siarki i siarkowodoru. Tę mieszaninę przepuszcza się w wysokiej temperaturze przez katalizator: H2S+SO2=2H2O+3S Siarka jest cytrynowożółtą, twardą i kruchą substancją. Jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, ale dobrze rozpuszcza się w dwusiarczku węgla CS2, anilinie i niektórych innych rozpuszczalnikach.Słabo przewodzi ciepło i prąd elektryczny. Siarka tworzy kilka modyfikacji alotropowych: Siarka naturalna składa się z mieszaniny czterech stabilnych izotopów: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Właściwości chemiczne Atom siarki, posiadający niepełny poziom energii zewnętrznej, może przyłączyć dwa elektrony i wykazywać stopień utlenienia - 2. Siarka wykazuje ten stopień utlenienia w związkach z metalami i wodorem (Na2S, H2S). Kiedy elektrony są oddawane lub wycofywane do atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego, stopień utlenienia siarki może wynosić +2, +4, +6. Na zimno siarka jest stosunkowo obojętna, ale wraz ze wzrostem temperatury jej reaktywność wzrasta. 1. W przypadku metali siarka wykazuje właściwości utleniające. W wyniku tych reakcji powstają siarczki (nie reaguje ze złotem, platyną i irydem): Fe+S=FeS
2. W normalnych warunkach siarka nie oddziałuje z wodorem, a w temperaturze 150-200°C zachodzi odwracalna reakcja: H2 + S«H2S 3. W reakcjach z metalami i wodorem siarka zachowuje się jak typowy środek utleniający, a w w obecności silnych utleniaczy wykazuje właściwości reakcji redukujących. S+3F2=SF6 (nie reaguje z jodem)4. Spalanie siarki w tlenie następuje w temperaturze 280°C, a w powietrzu w temperaturze 360°C. W tym przypadku powstaje mieszanina SO2 i SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Siarka podgrzana bez dostępu powietrza bezpośrednio łączy się z fosforem i węglem, wykazując właściwości utleniające: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. Podczas interakcji z substancjami złożonymi siarka zachowuje się głównie jako środek redukujący:

7. Siarka jest zdolna do reakcji dysproporcjonowania. Tak więc, gdy proszek siarki gotuje się z zasadami, tworzą się siarczyny i siarczki: Siarka jest szeroko rozpowszechniona stosować w przemyśle i rolnictwie. Około połowa jego produkcji wykorzystywana jest do produkcji kwasu siarkowego. Siarka służy do wulkanizacji gumy: w tym przypadku guma zamienia się w gumę.W postaci siarki (drobnego proszku) siarka służy do zwalczania chorób winnic i bawełny. Wykorzystuje się go do produkcji prochu, zapałek i związków świecących. W medycynie maści siarkowe są przygotowywane do leczenia chorób skóry.

31 Elementy podgrupy IV A.

Węgiel (C), krzem (Si), german (Ge), cyna (Sn), ołów (Pb) to pierwiastki czwartej grupy głównej podgrupy PSE. Na zewnętrznej warstwie elektronowej atomy tych pierwiastków posiadają 4 elektrony: ns2np2. W podgrupie wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka wzrasta promień atomowy, właściwości niemetaliczne słabną, a właściwości metaliczne rosną: węgiel i krzem są niemetalami, german, cyna, ołów są metalami. Pierwiastki tej podgrupy wykazują zarówno dodatni, jak i ujemny stopień utlenienia: -4; +2; +4.

Element	Formuła elektryczna	cieszę się, że nie	OEO	WIĘC.
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 str	6s 2 6p 2	0.147	1.55	0; +3; +4

----------------------------------->(wzrost właściwości metalicznych)

CHALKOGENY
PODGRUPA VIA. CHALKOGENY
TLEN
Pierwiastek tlen O jest ósmym elementem układu okresowego pierwiastków i pierwszym pierwiastkiem podgrupy VIA (tabela 7a). Pierwiastek ten występuje w największej ilości w skorupie ziemskiej i stanowi około 50% (wagowo). W powietrzu, którym oddychamy, CHALKOGENY zawierają 20% tlenu w stanie wolnym (niezwiązanym), a w hydrosferze 88% tlenu występuje w stanie związanym w postaci wody H2O.
Najpopularniejszym izotopem jest 168O. Jądro takiego izotopu zawiera 8 protonów i 8 neutronów. Izotop z 10 neutronami, 188O, jest znacznie mniej powszechny (0,2%). Jeszcze mniej powszechny (0,04%) izotop z 9 neutronami, 178O. Średnia ważona masa wszystkich izotopów wynosi 16,044. Ponieważ masa atomowa izotopu węgla o liczbie masowej 12 wynosi dokładnie 12 000, a wszystkie inne masy atomowe opierają się na tym standardzie, wówczas masa atomowa tlenu według tego standardu musi wynosić 15,9994.
Tlen jest gazem dwuatomowym, podobnie jak wodór, azot i halogeny, fluor i chlor (brom i jod również tworzą cząsteczki dwuatomowe, ale nie są gazami). Większość tlenu wykorzystywanego w przemyśle pozyskiwana jest z atmosfery. Aby to osiągnąć, opracowano stosunkowo niedrogie metody skraplania chemicznie oczyszczonego powietrza z wykorzystaniem cykli sprężania i chłodzenia. Skroplone powietrze ogrzewa się powoli, uwalniając bardziej lotne i łatwo odparowujące związki, a także gromadzi się ciekły tlen. Metoda ta nazywana jest destylacją frakcyjną lub rektyfikację ciekłego powietrza. W takim przypadku zanieczyszczenie tlenu zanieczyszczeniami azotowymi jest nieuniknione, a w celu uzyskania tlenu o wysokiej czystości proces rektyfikacji powtarza się aż do całkowitego usunięcia azotu.
Zobacz także POWIETRZE.
W temperaturze 182,96 ° C i ciśnieniu 1 atm tlen zamienia się z bezbarwnego gazu w bladoniebieską ciecz. Obecność koloru wskazuje, że substancja zawiera cząsteczki z niesparowanymi elektronami. W temperaturze 218,7°C tlen krzepnie. Gazowy O2 jest 1,105 razy cięższy od powietrza, a w temperaturze 0°C i pod ciśnieniem 1 atmosfery 1 litr tlenu ma masę 1,429 g. Gaz jest słabo rozpuszczalny w wodzie (CHALCOGENS 0,30 cm 3 / l przy 20°C), ale to jest istotna dla istnienia życia w wodzie. Duże masy tlenu wykorzystywane są w przemyśle stalowym do szybkiego usuwania niepożądanych zanieczyszczeń, przede wszystkim węgla, siarki i fosforu, w postaci tlenków podczas procesu rozdmuchiwania lub bezpośrednio poprzez przedmuchanie tlenu przez wytop. Jednym z ważnych zastosowań ciekłego tlenu jest utleniacz paliwa rakietowego. Tlen magazynowany w butlach wykorzystuje się w medycynie do wzbogacania powietrza w tlen, a także w technologii spawania i cięcia metali.
Tworzenie tlenków. Metale i niemetale reagują z tlenem tworząc tlenki. Reakcje mogą zachodzić z uwolnieniem dużej ilości energii i towarzyszyć im silny blask, błysk i spalanie. Światło błyskowe powstaje w wyniku utleniania folii lub drutu aluminiowego lub magnezowego. Jeśli podczas utleniania tworzą się gazy, rozszerzają się one pod wpływem ciepła reakcji i mogą spowodować eksplozję. Nie wszystkie pierwiastki reagują z tlenem, uwalniając ciepło. Na przykład tlenki azotu powstają w wyniku absorpcji ciepła. Tlen reaguje z pierwiastkami, tworząc tlenki odpowiednich pierwiastków a) na normalnym lub b) na wysokim stopniu utlenienia. Drewno, papier i wiele substancji naturalnych lub produktów organicznych zawierających węgiel i wodór spalają się albo według typu (a), wytwarzając na przykład CO, albo według typu (b), wytwarzając CO2.
Ozon. Oprócz atomowego (monatomowego) tlenu O i molekularnego (dwuatomowego) tlenu O2 istnieje ozon, substancja, której cząsteczki składają się z trzech atomów tlenu O3. Formy te są modyfikacjami alotropowymi. Przepuszczając ciche wyładowanie elektryczne przez suchy tlen, otrzymuje się ozon:
3O2 2O3 Ozon ma silny, drażniący zapach i często występuje w pobliżu silników elektrycznych lub generatorów. Ozon jest bardziej aktywny chemicznie niż tlen w tych samych temperaturach. Zwykle reaguje tworząc tlenki i uwalniając wolny tlen, np.: Hg + O3 -> HgO + O2 Ozon skutecznie oczyszcza (dezynfekuje) wodę, wybiela tkaniny, skrobię, oczyszcza oleje, suszy i postarzaje drewno i herbatę oraz w produkcji waniliny i kamfory. Zobacz TLEN.
SIARKA, SELEN, TELLUR, POLON
Przy przejściu od tlenu do polonu w podgrupie VIA zmiana właściwości z niemetalicznego na metaliczny jest mniej wyraźna niż w przypadku pierwiastków podgrupy VA. Struktura elektronowa chalkogenów ns2np4 sugeruje raczej akceptację elektronów niż oddawanie elektronów. Częściowe wycofanie elektronów z metalu aktywnego do chalkogenu jest możliwe przy utworzeniu związku o częściowo jonowym charakterze wiązania, ale nie w takim stopniu jonowości jak podobny związek z tlenem. Metale ciężkie tworzą chalkogenki z wiązaniami kowalencyjnymi; związki te są barwne i całkowicie nierozpuszczalne.
Formy molekularne. Tworzenie oktetu elektronów wokół każdego atomu odbywa się w stanie elementarnym przez elektrony sąsiednich atomów. W efekcie np. w przypadku siarki otrzymuje się cykliczną cząsteczkę S8 zbudowaną na wzór korony. Pomiędzy cząsteczkami nie ma silnego wiązania, dlatego siarka topi się, wrze i odparowuje w niskich temperaturach. Selen, który tworzy cząsteczkę Se8, ma podobną strukturę i zestaw właściwości; tellur może tworzyć łańcuchy Te8, ale struktura ta nie została jasno ustalona. Struktura molekularna polonu jest również niejasna. Złożoność budowy cząsteczek determinuje różne formy ich istnienia w stanie stałym, ciekłym i gazowym (alotropia); właściwość ta jest oczywiście cechą wyróżniającą chalkogeny spośród innych grup pierwiastków. Najbardziej stabilną formą siarki jest siarka w formie a, czyli rombowa; druga to metastabilna forma b, czyli siarki jednoskośnej, która podczas przechowywania może przekształcić się w a-siarkę. Inne modyfikacje siarki pokazano na schemacie:

A-Siarka i b-Siarka są rozpuszczalne w CS2. Znane są również inne formy siarki. Forma m jest lepką cieczą, prawdopodobnie utworzoną ze struktury „korony”, co wyjaśnia jej stan przypominający gumę. Kiedy para siarki nagle ochładza się lub skrapla, tworzy się sproszkowana siarka, co nazywa się „barwą siarki”. Opary, a także fioletowy proszek otrzymany przez gwałtowne ochłodzenie par, zgodnie z wynikami badań w polu magnetycznym, zawierają niesparowane elektrony. W przypadku Se i Te alotropia jest mniej charakterystyczna, ale ma ogólne podobieństwo do siarki, a modyfikacje selenu są podobne do modyfikacji siarki.
Reaktywność. Wszystkie pierwiastki podgrupy VIA reagują z donorami jednoelektronowymi (metale alkaliczne, wodór, rodnik metylowy HCH3), tworząc związki o składzie RMR, tj. wykazujące liczbę koordynacyjną 2, takie jak HSH, CH3SCH3, NaSNa i ClSCl. Wokół atomu chalkogenu skoordynowanych jest sześć elektronów walencyjnych, dwa na powłoce walencyjnej s i cztery na powłoce walencyjnej p. Elektrony te mogą tworzyć wiązanie z silniejszym akceptorem elektronów (takim jak tlen), który odciąga je, tworząc cząsteczki i jony. Zatem te chalkogeny wykazują stopnie utlenienia II, IV, VI, tworząc głównie wiązania kowalencyjne. W rodzinie chalkogenów przejaw stopnia utlenienia VI słabnie wraz ze wzrostem liczby atomowej, ponieważ para elektronów ns2 uczestniczy w coraz mniejszym stopniu w tworzeniu wiązań w cięższych pierwiastkach (efekt pary obojętnej). Związki o tych stopniach utlenienia obejmują SO i H2SO2 w przypadku siarki(II); SO2 i H2SO3 dla siarki(IV); SO3 i H2SO4 dla siarki(IV). Związki innych chalkogenów mają podobny skład, chociaż istnieją pewne różnice. Istnieje stosunkowo niewiele nieparzystych stopni utlenienia. Metody ekstrakcji wolnych pierwiastków z surowców naturalnych są różne dla różnych chalkogenów. W skałach znane są duże złoża wolnej siarki, w przeciwieństwie do niewielkich ilości innych chalkogenów w stanie wolnym. Siarkę osadową można wydobywać geotechnologicznie (proces rzutowy): przegrzaną wodę lub parę pompuje się wewnętrzną rurą w celu stopienia siarki, następnie stopioną siarkę wypycha się na powierzchnię za pomocą sprężonego powietrza przez zewnętrzną koncentryczną rurę. W ten sposób pozyskiwana jest czysta, tania siarka ze złóż w Luizjanie oraz pod Zatoką Meksykańską u wybrzeży Teksasu. Selen i tellur ekstrahuje się z emisji gazów z hutnictwa miedzi, cynku i ołowiu, a także z szlamów z elektrometalurgii srebra i ołowiu. Niektóre fabryki, w których koncentruje się selen, stają się źródłami zatrucia świata zwierząt. Wolna siarka jest szeroko stosowana w rolnictwie jako sproszkowany środek grzybobójczy. W samych USA w różnych procesach i technologiach chemicznych zużywa się rocznie około 5,1 mln ton siarki. Do produkcji kwasu siarkowego zużywa się dużo siarki.
Poszczególne klasy związków chalkogenowych, zwłaszcza halogenków, znacznie różnią się właściwościami.
Związki wodoru. Wodór powoli reaguje z chalkogenami tworząc wodorki H2M. Istnieje duża różnica pomiędzy wodą (wodorkiem tlenu) a wodorkami innych chalkogenów, które są śmierdzące i trujące, a ich wodne roztwory to słabe kwasy (najsilniejszy to H2Te). Metale reagują bezpośrednio z chalkogenami tworząc chalkogenki (np. siarczek sodu Na2S, siarczek potasu K2S). Siarka w wodnych roztworach tych siarczków tworzy polisiarczki (na przykład Na2Sx). Wodorki chalkogenu można wypierać z zakwaszonych roztworów siarczków metali. W ten sposób z zakwaszonych roztworów Na2Sx uwalniają się sulfany H2Sx (gdzie x może być większe od 50, jednak badano tylko sulfany o x Ј 6).
Halogenki. Chalkogeny reagują bezpośrednio z halogenami, tworząc halogenki o różnym składzie. Zakres reagujących halogenów i stabilność powstałych związków zależą od stosunku promieni chalkogenu i halogenu. Możliwość tworzenia halogenku o wysokim stopniu utlenienia chalkogenu maleje wraz ze wzrostem masy atomowej halogenu, ponieważ jon halogenkowy zostanie utleniony do halogenu, a chalkogen zostanie zredukowany do wolnego chalkogenu lub halogenku chalkogenu w niskim stopień utlenienia, np.: TeI6 -> TeI4 + I2 Stopień utlenienia I dla siarki, może być realizowany w związku (SCl)2 lub S2Cl2 (skład ten nie został wiarygodnie ustalony). Najbardziej niezwykłym halogenkiem siarki jest SF6, który jest wysoce obojętny. Siarka w tym związku jest tak silnie osłonięta przez atomy fluoru, że nawet najbardziej agresywne substancje praktycznie nie mają wpływu na SF6. Ze stołu 7b wynika, że ​​siarka i selen nie tworzą jodków.
Znane są złożone halogenki chalkogenu, które powstają w wyniku oddziaływania halogenku chalkogenu z jonami halogenkowymi, na przykład
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Tlenki i oksokwasy. Tlenki chalkogenu powstają w wyniku bezpośredniej interakcji z tlenem. Siarka spala się w powietrzu lub tlenie, tworząc zanieczyszczenia SO2 i SO3. Do otrzymywania SO3 stosuje się inne metody. Kiedy SO2 reaguje z siarką, może powstać SO. Selen i tellur tworzą podobne tlenki, ale w praktyce mają one znacznie mniejsze znaczenie. Właściwości elektryczne tlenków selenu, a zwłaszcza czystego selenu, decydują o wzroście ich praktycznego zastosowania w przemyśle elektronicznym i elektrycznym. Stopy żelaza i selenu są półprzewodnikami i służą do produkcji prostowników. Ponieważ przewodność selenu zależy od oświetlenia i temperatury, właściwość tę wykorzystuje się do produkcji fotokomórek i czujników temperatury. Trójtlenki są znane dla wszystkich pierwiastków tej podgrupy, z wyjątkiem polonu. Katalityczne utlenianie SO2 do SO3 stanowi podstawę przemysłowej produkcji kwasu siarkowego. Stały SO3 ma modyfikacje alotropowe: kryształy przypominające pióra, strukturę azbestową, strukturę lodową i cykliczny polimer (SO3)3. Selen i tellur rozpuszczają się w ciekłym SO3, tworząc związki międzychalkogenowe, takie jak SeSO3 i TeSO3. Produkcja SeO3 i TeO3 wiąże się z pewnymi trudnościami. SeO3 otrzymuje się z mieszaniny gazów Se i O2 w rurze wyładowczej, a TeO3 powstaje w wyniku intensywnego odwodnienia H6TeO6. Wspomniane tlenki hydrolizują lub energicznie reagują z wodą, tworząc kwasy. Kwas siarkowy ma największe znaczenie praktyczne. Aby go uzyskać, stosuje się dwa procesy: stale rozwijającą się metodę kontaktową i przestarzałą metodę wieży azotowej (patrz także SIARKA).
Kwas siarkowy jest mocnym kwasem; aktywnie oddziałuje z wodą wydzielając ciepło zgodnie z reakcją H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Dlatego należy zachować ostrożność podczas rozcieńczania stężonego kwasu siarkowego, ponieważ przegrzanie może spowodować uwolnienie oparów z pojemnika z kwasem (często dochodzi do oparzenia kwasem siarkowym związane z dodaniem do niego niewielkiej ilości wody). H2SO4 (stężony) ze względu na swoje duże powinowactwo do wody intensywnie oddziałuje z bawełnianą odzieżą, cukrem i żywą tkanką ludzką, usuwając wodę. Ogromne ilości kwasu wykorzystuje się do powierzchniowej obróbki metali, w rolnictwie do produkcji superfosfatu (patrz także FOSFOR), przy rafinacji ropy naftowej do etapu rektyfikacji, w technologii polimerów, barwników, w przemyśle farmaceutycznym i wielu innych gałęziach przemysłu. Kwas siarkowy jest najważniejszym związkiem nieorganicznym z przemysłowego punktu widzenia. Oksokwasy chalkogenów podano w tabeli. VII wiek Należy zauważyć, że niektóre kwasy występują tylko w roztworze, inne tylko w postaci soli.
Wśród innych oksokwasów siarkowych ważne miejsce w przemyśle zajmuje kwas siarkawy H2SO3, słaby kwas powstały w wyniku rozpuszczenia SO2 w wodzie, występujący wyłącznie w roztworach wodnych. Jego sole są dość stabilne. Kwas i jego sole są środkami redukującymi i są stosowane jako „środki przeciwchlorowe” w celu usunięcia nadmiaru chloru z wybielacza. Kwas tiosiarkowy i jego sole stosowane są w fotografii do usuwania nadmiaru nieprzereagowanego AgBr z kliszy fotograficznej: AgBr + S2O32 []+ Br
Nazwa „podsiarczyn sodu” dla soli sodowej kwasu tiosiarkowego jest niefortunna; prawidłowa nazwa „tiosiarczan” odzwierciedla strukturalny związek tego kwasu z kwasem siarkowym, w którym jeden atom nieuwodnionego tlenu zastępuje się atomem siarki („ tio”). Ciekawą klasą związków, w których tworzy się łańcuch atomów siarki, umiejscowionych pomiędzy dwiema grupami SO3, są kwasy politionowe. Istnieje wiele danych na temat pochodnych H2S2O6, ale kwasy politionowe mogą również zawierać dużą liczbę atomów siarki. Nadtlenokwasy są ważne nie tylko jako środki utleniające, ale także jako półprodukty do produkcji nadtlenku wodoru. Kwas nadtlenodisiarkowy otrzymuje się poprzez elektrolityczne utlenianie jonu HSO4 na zimno. Kwas nadtlenosiarczkowy powstaje w wyniku hydrolizy kwasu nadtlenodisiarkowego: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Zakres kwasów selenowych i tellurowych jest znacznie mniejszy. Kwas selenowy H2SeO3 otrzymuje się przez odparowanie wody z roztworu SeO2. Jest utleniaczem w przeciwieństwie do kwasu siarkawego H2SO3 (czynnika redukującego) i łatwo utlenia halogenki do halogenów. Para elektronów 4s2 selenu jest nieaktywnie zaangażowana w tworzenie wiązań (efekt pary obojętnej; patrz wyżej w części dotyczącej reaktywności siarki), dlatego selen łatwo przechodzi do stanu elementarnego. Z tego samego powodu kwas selenowy łatwo rozkłada się, tworząc H2SeO3 i Se. Atom Te ma większy promień i dlatego jest nieskuteczny w tworzeniu podwójnych wiązań. Dlatego kwas tellurowy nie istnieje w swojej zwykłej postaci.

i 6 grup hydroksylowych jest koordynowanych przez tellur, tworząc H6TeO6 lub Te(OH)6.
Oksohalogenki. Oksokwasy i tlenki chalkogenu reagują z halogenami i PX5, tworząc oksohalogenki o składzie MOX2 i MO2X2. Na przykład SO2 reaguje z PCl5, tworząc SOCl2 (chlorek tionylu):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Odpowiedni fluorek SOF2 powstaje w wyniku oddziaływania SOCl2 i SbF3, a bromek tionylu SOBr2 powstaje z SOCl2 i HBr. Chlorek siarki SO2Cl2 otrzymuje się przez chlorowanie SO2 chlorem (w obecności kamfory), w podobny sposób otrzymuje się fluorek siarki SO2F2. Chlorofluorek SO2ClF powstaje z SO2Cl2, SbF3 i SbCl3. Kwas chlorosulfonowy HOSO2Cl otrzymuje się przez przepuszczenie chloru przez dymiący kwas siarkowy. Kwas fluorosulfonowy powstaje w podobny sposób. Znane są również oksohalogenki selenu SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Związki zawierające azot i siarkę. Siarka tworzy z azotem różne związki, z których wiele jest mało zbadanych. Kiedy S2Cl2 traktuje się amoniakiem, powstają N4S4 (tetraazotek tetrasiarki), S7HN (heptazymid siarki) i inne związki. Cząsteczki S7HN zbudowane są jak cykliczna cząsteczka S8, w której jeden atom siarki zastąpiono azotem. N4S4 powstaje również z siarki i amoniaku. Pod wpływem cyny i kwasu solnego przekształca się w tetraimid tetrasiarki S4N4H4. Znaczenie przemysłowe ma kolejna pochodna azotu, kwas amidosulfonowy NH2SO3H, będący białą, niehigroskopijną substancją krystaliczną. Otrzymuje się go w reakcji mocznika lub amoniaku z dymiącym kwasem siarkowym. Kwas ten ma moc zbliżoną do kwasu siarkowego. Jego sól amonowa NH4SO3NH2 jest stosowana jako inhibitor pożaru, a sole metali alkalicznych jako herbicydy.
Polon. Pomimo ograniczonej ilości polonu, chemia tego ostatniego pierwiastka z podgrupy VIA jest stosunkowo dobrze poznana ze względu na jego właściwości radioaktywne (najczęściej w reakcjach chemicznych miesza się go z tellurem jako nośnikiem lub odczynnikiem towarzyszącym). Okres półtrwania najbardziej stabilnego izotopu 210Po wynosi zaledwie 138,7 dnia, więc trudności w jego badaniu są zrozumiałe. Aby otrzymać 1 g Po, należy przetworzyć ponad 11,3 tony paku uranowego. 210Po można wytworzyć w wyniku bombardowania neutronami 209Bi, który najpierw przekształca się w 210Bi, a następnie wyrzuca cząstkę b, tworząc 210Po. Najwyraźniej polon wykazuje te same stopnie utlenienia, co inne chalkogeny. Zsyntetyzowano wodorek polonu H2Po i tlenek PoO2, znane są sole na II i IV stopniu utlenienia. Najwyraźniej PoO3 nie istnieje.

Encyklopedia Colliera. - Społeczeństwo otwarte. 2000 .

Zobacz, jakie wyrazy „CHALKOGENY” znajdują się w innych słownikach:

CHALKOGENY, pierwiastki chemiczne VI grupy układu okresowego: tlen, siarka, selen, tellur. Związki chalkogenów z bardziej elektrododatnimi pierwiastkami chemicznymi chalkogenki (tlenki, siarczki, selenki, tellurki) ... Nowoczesna encyklopedia

Pierwiastki chemiczne VI grupy układu okresowego: tlen, siarka, selen, tellur... Wielki słownik encyklopedyczny

Grupa → 16 ↓ Okres 2 8 Tlen ... Wikipedia

Pierwiastki chemiczne VI grupy układu okresowego: tlen, siarka, selen, tellur. * * * CHALKOGENY CHALKOGENY, pierwiastki chemiczne z VI grupy układu okresowego, tlen, siarka, selen, tellur... słownik encyklopedyczny

chalkogeny- chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). atitikmenys: pol. chalkogeny po rosyjsku chalkogeny... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Chem. elementy VIa gr. okresowy układy: tlen O, siarka S, selen Se, tellur Te, polon Po. Zew. powłoka elektronowa atomów X ma konfigurację s2p4. Wraz ze wzrostem o. N. kowalencyjne i jonowe promienie X rosną, energia maleje ... ... Encyklopedia chemiczna

Związki o stopniu utlenienia –2. H 2 Se i H 2 Te to bezbarwne gazy o odrażającym zapachu, rozpuszczalne w wodzie. W szeregu H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te stabilność cząsteczek maleje, dlatego w roztworach wodnych H 2 Se i H 2 Te zachowują się jak kwasy dwuzasadowe silniejsze niż kwas wodorosiarczkowy. Tworzą sole - selenki i tellurki. Tellur i selenowodór oraz ich sole są niezwykle toksyczne. Selenki i tellurki mają właściwości podobne do siarczków. Wśród nich znajdują się związki zasadowe (K 2 Se, K 2 Te), amfoteryczne (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) i kwasowe (CSe 2, CTe 2).

Na2Se + H2O NaHSe + NaOH; CSe2 + 3H2O = H2CO3 + 2H2Se

Duża grupa selenków i tellurków to półprzewodniki. Najszerzej stosowane są selenki i tellurki pierwiastków z podgrupy cynku.

Związki o stopniu utlenienia +4. Tlenki selenu(IV) i telluru(IV) powstają w wyniku utleniania prostych substancji tlenem i są stałymi związkami polimerowymi. Typowe tlenki kwasowe. Tlenek selenu(IV) rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas selenowy, który w przeciwieństwie do H 2 SO 3 wyodrębnia się w stanie wolnym i ma postać ciała stałego.

SeO 2 + H 2 O = H 2 SeO 3

Tlenek telluru (IV) jest nierozpuszczalny w wodzie, ale oddziałuje z wodnymi roztworami zasad, tworząc telluryty.

TeO2 + 2NaOH = Na2TeO3

H 2 TeO 3 jest podatny na polimeryzację, dlatego pod działaniem kwasów na telluryty powstaje osad o zmiennym składzie TeO 2 nH 2 O.

SeO 2 i TeO 2 są silniejszymi utleniaczami w porównaniu do SO 2:

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

Związki o stopniu utlenienia +6. Tlenek selenu(VI) jest białą substancją stałą (t.t. 118,5°С, rozkład > 185°C), znaną z modyfikacji szkła i azbestu. Otrzymywany w wyniku działania SO 3 na seleniany:

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

Tlenek telluru (VI) ma również dwie modyfikacje: pomarańczową i żółtą. Otrzymywany przez odwodnienie kwasu ortotelurowego:

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

Tlenki selenu(VI) i telluru(VI) są typowymi tlenkami kwasowymi. SeO 3 rozpuszcza się w wodzie tworząc kwas selenowy - H 2 SeO 4 . Kwas selenowy jest białą substancją krystaliczną, w roztworach wodnych jest mocnym kwasem (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), karbonizuje związki organiczne, silny środek utleniający.

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

Sole – seleniany baru i ołowiu są nierozpuszczalne w wodzie.

TeO 3 jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, ale oddziałuje z wodnymi roztworami zasad, tworząc sole kwasu tellurowego - tellurany.

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

Pod działaniem roztworów telluranów kwasu chlorowodorowego uwalnia się kwas ortotelurowy - H 6 TeO 6 - biała krystaliczna substancja, która jest dobrze rozpuszczalna w gorącej wodzie. Przez odwodnienie H 6 TeO 6 można otrzymać kwas tellurowy. Kwas tellurowy jest bardzo słaby, K 1 \u003d 2 10 -8, K 2 \u003d 5 10 -11.

Na2TeO4 + 2HCl + 2H2O = H6TeO6 + 2NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.

Związki selenu są toksyczne dla roślin i zwierząt, natomiast związki telluru są znacznie mniej toksyczne. Zatruciu związkami selenu i telluru towarzyszy pojawienie się u ofiary utrzymującego się obrzydliwego zapachu.

Literatura: s. 13 359 - 383, s. 359-383. 425 - 435, s. 2. 297 - 328