NĂ«ngrupi i oksigjenit, ose kalkogjenĂ«t, Ă«shtĂ« grupi i 6-tĂ« i tabelĂ«s periodike D.I. Mendelian, duke pĂ«rfshirĂ« elementĂ«t e mĂ«poshtĂ«m: O;S;Se;Te;Po Numri i grupit tregon valencĂ«n maksimale tĂ« elementeve nĂ« kĂ«tĂ« grup. Formula e pĂ«rgjithshme elektronike e kalkogjeneve Ă«shtĂ«: ns2np4â nĂ« nivelin e jashtĂ«m tĂ« valencĂ«s, tĂ« gjithĂ« elementĂ«t kanĂ« 6 elektrone, tĂ« cilat rrallĂ« heqin dorĂ« dhe mĂ« shpesh pranojnĂ« 2 ato qĂ« mungojnĂ« derisa tĂ« plotĂ«sohet niveli elektronik. Prania e tĂ« njĂ«jtit nivel valence pĂ«rcakton ngjashmĂ«rinĂ« kimike tĂ« kalkogjeneve. Gjendjet karakteristike tĂ« oksidimit: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Oksigjeni shfaq vetĂ«m -1 - nĂ« perokside; -2 â nĂ« okside; 0 - nĂ« gjendje tĂ« lirĂ«; +1 dhe +2 â nĂ« fluoride â O2F2, ĐF2 sepse nuk ka nĂ«nnivel d dhe elektronet nuk mund tĂ« ndahen, kurse valenca Ă«shtĂ« gjithmonĂ« 2; S - gjithçka pĂ«rveç +1 dhe -1. NĂ« squfur, shfaqet njĂ« nĂ«nnivel d dhe elektronet nga 3p dhe 3s nĂ« gjendje tĂ« ngacmuar mund tĂ« ndahen dhe tĂ« shkojnĂ« nĂ« nĂ«nnivelin d. NĂ« gjendjen e pangacmuar, valenca e squfurit Ă«shtĂ« 2 nĂ« SO, 4 nĂ« SO2, 6 nĂ« SO3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Valencat e selenit, telurit dhe polonit janĂ« gjithashtu 2, 4, 6. Vlerat e gjendjeve tĂ« oksidimit pasqyrohen nĂ« strukturĂ«n elektronike tĂ« elementeve: O â 2s22p4; S â 3s23p4; Se â 4s24p4; Te â 5s25p4; Po â 6s26p4. Nga lart poshtĂ«, me njĂ« rritje tĂ« nivelit tĂ« energjisĂ« sĂ« jashtme, vetitĂ« fizike dhe kimike tĂ« kalkogjenĂ«ve ndryshojnĂ« natyrshĂ«m: rritet rrezja atomike e elementeve, energjia e jonizimit dhe afiniteti i elektroneve, si dhe elektronegativiteti ulen; VetitĂ« jometalike zvogĂ«lohen, vetitĂ« metalike rriten (oksigjeni, squfuri, seleni, teluri janĂ« jometale), polonium ka njĂ« shkĂ«lqim metalik dhe pĂ«rçueshmĂ«ri elektrike. PĂ«rbĂ«rjet e hidrogjenit tĂ« kalkogjenĂ«ve korrespondojnĂ« me formulĂ«n: H2R: H2Đ, H2S, H2SĐ”, H2йД â hidrogjenet e kalkut. Hidrogjeni nĂ« kĂ«to komponime mund tĂ« zĂ«vendĂ«sohet nga jonet metalike. Gjendja e oksidimit tĂ« tĂ« gjithĂ« kalkogjenĂ«ve nĂ« kombinim me hidrogjenin Ă«shtĂ« -2 dhe valenca Ă«shtĂ« gjithashtu 2. Kur kalkogjenĂ«t e hidrogjenit treten nĂ« ujĂ«, formohen acidet pĂ«rkatĂ«se. KĂ«to acide janĂ« agjentĂ« reduktues. Forca e kĂ«tyre acideve rritet nga lart poshtĂ«, pasi energjia e lidhjes zvogĂ«lohet dhe nxit disociimin aktiv. PĂ«rbĂ«rjet e oksigjenit tĂ« kalkogjenĂ«ve korrespondojnĂ« me formulĂ«n: RO2 dhe RO3 - oksidet e acidit. Kur kĂ«to okside treten nĂ« ujĂ«, ato formojnĂ« acidet pĂ«rkatĂ«se: H2RO3 dhe H2RO4. NĂ« drejtimin nga lart poshtĂ«, forca e kĂ«tyre acideve zvogĂ«lohet. Đ2RO3 â acide reduktuese, Đ2RO4 â agjentĂ« oksidues.
Oksigjen - elementi mĂ« i zakonshĂ«m nĂ« TokĂ«. Ai pĂ«rbĂ«n 47.0% tĂ« masĂ«s sĂ« kores sĂ« tokĂ«s. PĂ«rmbajtja e tij nĂ« ajĂ«r Ă«shtĂ« 20,95% nĂ« vĂ«llim ose 23,10% nĂ« masĂ«. Oksigjeni Ă«shtĂ« pjesĂ« e ujit, shkĂ«mbinjve, shumĂ« mineraleve, kripĂ«rave dhe gjendet nĂ« proteinat, yndyrnat dhe karbohidratet qĂ« pĂ«rbĂ«jnĂ« organizmat e gjallĂ«. NĂ« kushte laboratorike, oksigjeni merret: - zbĂ«rthimi gjatĂ« ngrohjes sĂ« kripĂ«s sĂ« bertollĂ«s (klorat kaliumi) nĂ« prani tĂ« njĂ« katalizatori MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - zbĂ«rthimi gjatĂ« ngrohjes sĂ« permanganatit tĂ« kaliumit: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Kjo mund tĂ« pĂ«rftohet edhe me elektrooks. i njĂ« tretĂ«sire ujore tĂ« hidroksidit tĂ« natriumit (elektrodat e nikelit); Burimi kryesor i prodhimit industrial tĂ« oksigjenit Ă«shtĂ« ajri, i cili lĂ«ngohet dhe mĂ« pas ndahet. SĂ« pari, azoti lirohet (pika e vlimit = -195 ° C), dhe oksigjeni pothuajse i pastĂ«r mbetet nĂ« gjendje tĂ« lĂ«ngshme, pasi pika e tij e vlimit Ă«shtĂ« mĂ« e lartĂ« (-183 ° C). NjĂ« metodĂ« e pĂ«rdorur gjerĂ«sisht pĂ«r prodhimin e oksigjenit bazohet nĂ« elektrolizĂ«n e ujit.NĂ« kushte normale, oksigjeni Ă«shtĂ« njĂ« gaz pa ngjyrĂ«, pa shije dhe erĂ«, pak mĂ« i rĂ«ndĂ« se ajri. ĂshtĂ« pak i tretshĂ«m nĂ« ujĂ« (31 ml oksigjen tretet nĂ« 1 litĂ«r ujĂ« nĂ« 20°C). NĂ« njĂ« temperaturĂ« prej -183°C dhe njĂ« presion prej 101.325 kPa, oksigjeni kthehet nĂ« gjendje tĂ« lĂ«ngshme. Oksigjeni i lĂ«ngshĂ«m ka ngjyrĂ« kaltĂ«rosh dhe tĂ«rhiqet nĂ« njĂ« fushĂ« magnetike.Oksigjeni natyror pĂ«rmban tre izotope tĂ« qĂ«ndrueshme 168O (99.76%), 178O (0.04%) dhe 188O (0.20%). Tri izotopĂ« tĂ« paqĂ«ndrueshĂ«m janĂ« marrĂ« artificialisht - 148O, 158O, 198O. PĂ«r tĂ« plotĂ«suar nivelin e jashtĂ«m tĂ« elektronit, atomit tĂ« oksigjenit i mungojnĂ« dy elektrone. Duke i marrĂ« ato me forcĂ«, oksigjeni shfaq njĂ« gjendje oksidimi prej -2. MegjithatĂ«, nĂ« pĂ«rbĂ«rjet me fluor (OF2 dhe O2F2), çiftet e zakonshme tĂ« elektroneve zhvendosen drejt fluorit, si njĂ« element mĂ« elektronegativ. NĂ« kĂ«tĂ« rast, gjendjet e oksidimit tĂ« oksigjenit janĂ« pĂ«rkatĂ«sisht +2 dhe +1, dhe fluori Ă«shtĂ« -1. Molekula e oksigjenit pĂ«rbĂ«het nga dy atome O2. Lidhja kimike Ă«shtĂ« kovalente jopolare.Oksigjeni formon komponime me tĂ« gjithĂ« elementĂ«t kimikĂ« pĂ«rveç heliumit, neonit dhe argonit. Ai reagon drejtpĂ«rdrejt me shumicĂ«n e elementeve, pĂ«rveç halogjeneve, arit dhe platinit. ShpejtĂ«sia e reaksionit tĂ« oksigjenit me substanca tĂ« thjeshta dhe komplekse varet nga natyra e substancave, temperatura dhe kushtet e tjera. NjĂ« metal aktiv si ceziumi ndizet spontanisht nĂ« oksigjenin atmosferik tashmĂ« nĂ« temperaturĂ«n e dhomĂ«s. Oksigjeni reagon nĂ« mĂ«nyrĂ« aktive me fosforin kur nxehet nĂ« 60°C, me squfur - deri nĂ« 250°C, me hidrogjen - mĂ« shumĂ« se 300°C, me karbon (nĂ« forma e qymyrit dhe grafitit) - nĂ« 700-800°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Kur substancat komplekse digjen nĂ« sasi tĂ« tepĂ«rt tĂ« oksigjenit, formohen oksidet e elementeve pĂ«rkatĂ«s: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Reaksionet e marra shoqĂ«rohen me çlirim si tĂ« nxehtĂ«sisĂ« ashtu edhe tĂ« dritĂ«s. Procese tĂ« tilla qĂ« pĂ«rfshijnĂ« oksigjen quhen djegie. PĂ«r sa i pĂ«rket elektronegativitetit relativ, oksigjeni Ă«shtĂ« elementi i dytĂ«. Prandaj, nĂ« reaksionet kimike me substanca tĂ« thjeshta dhe komplekse, Ă«shtĂ« njĂ« agjent oksidues, sepse pranon elektrone. Djegia, ndryshkja, kalbja dhe frymĂ«marrja ndodhin me pjesĂ«marrjen e oksigjenit. KĂ«to janĂ« procese redoks.PĂ«r tĂ« pĂ«rshpejtuar proceset e oksidimit, nĂ« vend tĂ« ajrit tĂ« zakonshĂ«m, pĂ«rdoret oksigjen ose ajĂ«r i pasuruar me oksigjen. Oksigjeni pĂ«rdoret pĂ«r tĂ« intensifikuar proceset oksiduese nĂ« industrinĂ« kimike (prodhimi i acideve nitrik dhe sulfurik, lĂ«ndĂ«ve djegĂ«se tĂ« lĂ«ngĂ«ta artificiale, vajrave lubrifikues dhe substancave tĂ« tjera) Industria metalurgjike konsumon mjaft oksigjen. Oksigjeni pĂ«rdoret pĂ«r tĂ« marrĂ« temperatura tĂ« larta. Temperatura e flakĂ«s oksigjen-acetileni arrin 3500°C, flaka oksigjen-hidrogjen arrin 3000°C. NĂ« mjekĂ«si, oksigjeni pĂ«rdoret pĂ«r tĂ« lehtĂ«suar frymĂ«marrjen. PĂ«rdoret nĂ« pajisjet e oksigjenit kur kryen punĂ« nĂ« atmosfera tĂ« vĂ«shtira pĂ«r tĂ« marrĂ« frymĂ«.
Squfuri- njĂ« nga tĂ« paktĂ«t elementĂ« kimikĂ« qĂ« janĂ« pĂ«rdorur nga njerĂ«zit pĂ«r disa mijĂ«vjeçarĂ«. ĂshtĂ« i pĂ«rhapur nĂ« natyrĂ« dhe gjendet si nĂ« gjendje tĂ« lirĂ« (squfur vendas) ashtu edhe nĂ« pĂ«rbĂ«rje. Mineralet qĂ« pĂ«rmbajnĂ« squfur mund tĂ« ndahen nĂ« dy grupe - sulfide (pirite, shkĂ«ndija, blende) dhe sulfate. Squfuri vendas gjendet nĂ« sasi tĂ« mĂ«dha nĂ« Itali (ishulli i SiçilisĂ«) dhe SHBA. NĂ« CIS, ka depozita tĂ« squfurit vendas nĂ« rajonin e VollgĂ«s, nĂ« shtetet e AzisĂ« Qendrore, nĂ« Krime dhe zona tĂ« tjera. Mineralet e grupit tĂ« parĂ« pĂ«rfshijnĂ« shkĂ«lqimin e plumbit PbS, shkĂ«lqimin e bakrit Cu2S, shkĂ«lqimin e argjendit - Ag2S, pĂ«rzierjen e zinkut. - ZnS, pĂ«rzierja e kadmiumit - CdS, piriti ose piriti i hekurit - FeS2, kalkopiriti - CuFeS2, kinabari - HgS Mineralet e grupit tĂ« dytĂ« pĂ«rfshijnĂ« gipsin CaSO4 2H2O, mirabilitin (kripa e Glauberit) - Na2SO2Og, SO4urrit, Na2SO4, HgS. nĂ« trupat e kafshĂ«ve dhe bimĂ«ve, pasi Ă«shtĂ« pjesĂ« e molekulave tĂ« proteinave. Komponimet organike tĂ« squfurit gjenden nĂ« vaj. FaturĂ« 1. Kur merret squfuri nga pĂ«rbĂ«rjet natyrore, pĂ«r shembull nga piritet e squfurit, ai nxehet nĂ« temperatura tĂ« larta. Piriti i squfurit zbĂ«rthehet duke formuar sulfur hekuri (II) dhe squfur: FeS2=FeS+S 2. Squfuri mund tĂ« fitohet nga oksidimi i sulfurit tĂ« hidrogjenit me mungesĂ« oksigjeni sipas reaksionit: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Aktualisht, Ă«shtĂ« e zakonshme tĂ« merret squfuri duke reduktuar dioksidin e squfurit SO2 me karbon, njĂ« nĂ«nprodukt gjatĂ« shkrirjes sĂ« metaleve nga xeherorĂ«t e squfurit: SO2 + C = CO2 + S4. Gazrat e shkarkimit nga furrat metalurgjike dhe tĂ« koksit pĂ«rmbajnĂ« njĂ« pĂ«rzierje tĂ« dioksidit tĂ« squfurit dhe sulfurit tĂ« hidrogjenit. Kjo pĂ«rzierje kalohet nĂ« temperaturĂ« tĂ« lartĂ« mbi njĂ« katalizator: H2S+SO2=2H2O+3S Squfuri Ă«shtĂ« njĂ« substancĂ« e verdhĂ« si limon, e fortĂ«, e brishtĂ«. ĂshtĂ« praktikisht i patretshĂ«m nĂ« ujĂ«, por Ă«shtĂ« shumĂ« i tretshĂ«m nĂ« disulfidin e karbonit anilinĂ« CS2 dhe disa tretĂ«s tĂ« tjerĂ«.PĂ«rçon dobĂ«t nxehtĂ«sinĂ« dhe rrymĂ«n elektrike. Squfuri formon disa modifikime alotropike: Squfuri natyror pĂ«rbĂ«het nga njĂ« pĂ«rzierje e katĂ«r izotopeve tĂ« qĂ«ndrueshme: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. VetitĂ« kimike Atomi i squfurit, qĂ« ka njĂ« nivel energjie tĂ« jashtme jo tĂ« plotĂ«, mund tĂ« bashkojĂ« dy elektrone dhe tĂ« shfaqĂ« njĂ« gjendje oksidimi prej -2. Squfuri e shfaq kĂ«tĂ« gjendje oksidimi nĂ« pĂ«rbĂ«rjet me metale dhe hidrogjen (Na2S, H2S). Kur elektronet jepen ose tĂ«rhiqen nĂ« njĂ« atom tĂ« njĂ« elementi mĂ« elektronegativ, gjendja e oksidimit tĂ« squfurit mund tĂ« jetĂ« +2, +4, +6. NĂ« tĂ« ftohtĂ«, squfuri Ă«shtĂ« relativisht inert, por me rritjen e temperaturĂ«s reaktiviteti i tij rritet. 1. Me metalet, squfuri shfaq veti oksiduese. KĂ«to reaksione prodhojnĂ« sulfide (nuk reagon me arin, platinin dhe iridiumin): Fe+S=FeS
2. Në kushte normale, squfuri nuk ndërvepron me hidrogjenin dhe në 150-200°C ndodh një reaksion i kthyeshëm: H2 + S«H2S 3. Në reaksionet me metalet dhe hidrogjenin, squfuri sillet si një agjent tipik oksidues, dhe në prania e agjentëve të fortë oksidues shfaq veti reaksionesh reduktuese.S+3F2=SF6 (nuk reagon me jodin)4. Djegia e squfurit në oksigjen ndodh në 280°C, dhe në ajër në 360°C. Në këtë rast formohet një përzierje e SO2 dhe SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Kur nxehet pa akses ajri, squfuri kombinohet drejtpërdrejt me fosforin dhe karbonin, duke shfaqur veti oksiduese: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. Kur ndërvepron me substanca komplekse, squfuri sillet kryesisht si një agjent reduktues:
7. Squfuri është i aftë për reaksione disproporcionale. Kështu, kur pluhuri i squfurit zihet me alkalet, formohen sulfite dhe sulfide: Squfuri është gjerësisht aplikoni në industri dhe bujqësi. Rreth gjysma e prodhimit të tij përdoret për prodhimin e acidit sulfurik. Squfuri përdoret për të vullkanizuar gomën: në këtë rast, goma shndërrohet në gomë, në formën e ngjyrës së squfurit (pluhur i imët), squfuri përdoret për të luftuar sëmundjet e vreshtave dhe pambukut. Përdoret për prodhimin e barutit, shkrepseve dhe përbërjeve ndriçuese. Në mjekësi, pomadat e squfurit përgatiten për të trajtuar sëmundjet e lëkurës.
31 Elementet e nëngrupit IV A.
Karboni (C), silikoni (Si), germani (Ge), kallaji (Sn), plumbi (Pb) janë elementë të grupit 4 të nëngrupit kryesor të PSE. Në shtresën e jashtme elektronike, atomet e këtyre elementeve kanë 4 elektrone: ns2np2. Në një nëngrup, me rritjen e numrit atomik të një elementi, rrezja atomike rritet, vetitë jometalike dobësohen dhe vetitë metalike rriten: karboni dhe silikoni janë jometale, germani, kallaji, plumbi janë metale. Elementet e këtij nëngrupi shfaqin gjendje oksidimi pozitive dhe negative: -4; +2; +4.
| Elementi | Formula elektrike | gĂ«zuar nm | OEO | KĂSHTU QĂ. |
| C | 2s 2 2p 2 | 0.077 | 2.5 | -4; 0; +3; +4 |
| 14 Si | 3s 2 3p 2 | 0.118 | 1.74 | -4; 0; +3; +4 |
| 32 Ge | 4s 2 4p 2 | 0.122 | 2.02 | -4; 0; +3; +4 |
| 50 Sn | 5s 2 5p 2 | 0.141 | 1.72 | 0; +3; +4 |
| 82 Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
--------------------->(vetitë metalike rriten)
Seleni dhe teluri janë në grupin VI të tabelës periodike dhe janë analoge të squfurit. Në nivelin e jashtëm elektronik, seleni dhe teluri kanë secili nga 6 elektrone: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4, pra shfaqin gjendje oksidimi IV, VI dhe -II. Si në çdo grup të tabelës periodike, me rritjen e masës atomike të një elementi, vetitë acidike të elementit dobësohen dhe ato bazike rriten, kështu teluri shfaq një sërë vetive themelore (metalike) dhe nuk është për t'u habitur që zbuluesit e ngatërroi për një metal.
Seleni karakterizohet nga polimorfizëm, ka 3 modifikime kristalore dhe 2 amorfe.
Seleni i qelqit i marrë nga seleni i shkrirë i ftohur shpejt, përbëhet nga molekula unazore Se 8 dhe unaza deri në 1000 atome.
Seleni amorf i kuq formohet nëse avulli Se ftohet shpejt, kryesisht përbëhet nga molekula Se 8 të orientuara gabimisht, shpërndahet në CS 2 pas kristalizimit, fitohen dy modifikime kristalore:
t shkrihet 170 0 C t shkrihet 180 0 C
ngadalë shpejt
e ndërtuar nga molekula Se 8.
Më e qëndrueshme selen gri gjashtëkëndor , i përbërë nga zinxhirë të pafund të atomeve të selenit. Kur nxehet, të gjitha modifikimet hyjnë në këtë të fundit. Ky është modifikimi i vetëm gjysmëpërçues. Ka: temperaturën e shkrirjes 221 0 C dhe temperaturën e vlimit 685 0 C. Në avull, së bashku me Se 8, ka edhe molekula me numër më të vogël atomesh, deri në Se 2.
Për telurin, gjithçka është më e thjeshtë - teluri gjashtëkëndor është më i qëndrueshëm, me një temperaturë shkrirjeje prej 452 0 C dhe një temperaturë vlimi prej 993 0 C. Teluri amorf është teluri gjashtëkëndor i shpërndarë imët.
Seleni dhe teluri janë të qëndrueshëm në ajër; kur nxehen, digjen, duke formuar dioksidet SeO 2 dhe TeO 2. Në temperaturën e dhomës ata nuk reagojnë me ujin.
Kur seleni amorf nxehet në t 60 0 C, ai fillon të reagojë me ujin:
3Se + 3H 2 O = 2H 2 Se + H 2 SeO 3 (17)
Telluriumi është më pak aktiv dhe reagon me ujë mbi 100 0 C. Ai reagon me alkalet në kushte më të buta, duke formuar:
3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)
Ata nuk reagojnë me acidet (HCl dhe H 2 SO 4 i holluar), HNO 3 i holluar i oksidon ato në H 2 SeO 3; H 2 TeO 3 , nëse acidi është i përqendruar, atëherë ai oksidon teluriumin në nitrat bazë Te 2 O 3 (OH)NO 3 .
H 2 SO 4 i koncentruar shpërndan selenin dhe telurin, duke formuar
Se 8 (HSO 4) 2 â jeshile H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 â e kuqe Te 2 O 3 SO 4
œ zgjidhje
e paqëndrueshme
Se dhe Te lirohen
Se, si S, karakterizohet nga reaksionet e shtimit:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (më e qëndrueshme) (20)
Na 2 S + 2Te = Na 2 STe 2 (më e qëndrueshme) (21)
në rastin e përgjithshëm Na 2 SE n, ku E = Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
selenosulfat
Për telurin, ky reagim ndodh vetëm në autoklava.
Se + KCN = KSeCN (i panjohur për telurium) (23)
Seleni ndërvepron me hidrogjenin në një temperaturë prej 200 0 C:
Se + H 2 = H 2 Se (24)
Për telurin, reagimi vazhdon me vështirësi dhe rendimenti i teluridit të hidrogjenit është i vogël.
Seleni dhe teluri reagojnë me shumicën e metaleve. Në komponimet, seleni dhe teluri karakterizohen nga gjendje oksidimi prej -2, +4 dhe +6 janë gjithashtu të njohura.
Komponimet me oksigjen.Dioksidet. SeO 2 - e bardhĂ«, sublime. â 337 0 C, tretet nĂ« ujĂ«, duke formuar H 2 SeO 3 â i paqĂ«ndrueshĂ«m, nĂ« temperaturĂ« 72 0 C zbĂ«rthehet me reaksion peretektik.
TeO 2 â mĂ« refraktar, t pl. â 733 0 ĐĄ, pika e vlimit. â 1260 0 C, jo i paqĂ«ndrueshĂ«m, pak i tretshĂ«m nĂ« ujĂ«, lehtĂ«sisht i tretshĂ«m nĂ« alkale, tretshmĂ«ria minimale ndodh nĂ« pH ~ 4, njĂ« precipitat H 2 TeO 3 lirohet nga tretĂ«sira, i paqĂ«ndrueshĂ«m dhe shpĂ«rbĂ«het kur thahet.
Trioksidet. Oksidet më të larta fitohen nën veprimin e agjentëve të fortë oksidues.
SeO 3 (i ngjan SO 3) reagon me ujin për të formuar H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, agjent i fortë oksidues, shpërndan Au:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
tret Pt në një përzierje me HCl.
TeO 3 është një substancë me aktivitet të ulët, ekziston në modifikime amorfe dhe kristalore. Trioksidi amorf hidratohet pas ekspozimit të zgjatur ndaj ujit të nxehtë, duke u shndërruar në acid ortotelurik H 6 TeO 6 . Shkrihet në tretësirat e koncentruara të alkalit kur nxehet, duke formuar telurate.
H 2 TeO 4 ka tre varietete: acidi orto-telurik H 6 TeO 6 Ă«shtĂ« shumĂ« i tretshĂ«m nĂ« H 2 O, tretĂ«sirat e tij nuk japin njĂ« reaksion acid; Ă«shtĂ« njĂ« acid shumĂ« i dobĂ«t; pas dehidrimit, acidi polimetelurik (H 2 TeO 4 ) n Ă«shtĂ« i patretshĂ«m nĂ« ujĂ«. Acidi allotelurik pĂ«rftohet duke ngrohur acidin ortotelurik nĂ« njĂ« ampulĂ« tĂ« mbyllur, Ă«shtĂ« i pĂ«rzier me ujin nĂ« çdo raport dhe ka natyrĂ« acid. ĂshtĂ« i ndĂ«rmjetĂ«m, ka 6 â 10 molekula nĂ« zinxhir, Ă«shtĂ« i paqĂ«ndrueshĂ«m, nĂ« temperaturĂ«n e dhomĂ«s shndĂ«rrohet nĂ« acid ortotelurik dhe kur nxehet nĂ« ajĂ«r kthehet shpejt nĂ« H2 TeO 4.
Kripë. Për selenatet, kripërat e metaleve të rënda janë shumë të tretshme në ujë; selenatet e metaleve alkaline, plumbi dhe, ndryshe nga sulfatet, Ag dhe Tl janë pak të tretshëm. Kur nxehen, ato formojnë selenite (të ndryshme nga sulfatet). Selenitet janë më të qëndrueshme se sulfitet; ato mund të shkrihen, ndryshe nga sulfitet.
Tellurates Na 2 H 4 TeO 6 - ortotelurati ekziston në dy modifikime, të marra në temperatura të ulëta, është i tretshëm në ujë dhe në temperatura të larta është i patretshëm. Kur dehidratohet, fitohet Na 2 TeO 4, i cili është i patretshëm në ujë. Teluratet e rënda dhe metalet alkali karakterizohen nga tretshmëri e ulët. Ndryshe nga telurati, teluriti i natriumit është i tretshëm në ujë.
Hidridet. Gazrat H 2 Se dhe H 2 Te treten në ujë dhe japin acide më të forta se H 2 S. Kur neutralizohen me alkalet, ato formojnë kripëra të ngjashme me Na 2 S. Telluridet dhe selenidet, si Na 2 S, karakterizohen nga reaksione të shtimit:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
Në rastin e përgjithshëm, formohen Na 2 ES 3 dhe Na 2 ES 4, ku E është selen dhe teluri.
Kloruret. Nëse për squfurin më i qëndrueshëm është S 2 Cl 2, atëherë për selenin njihet një përbërje e ngjashme, por më e qëndrueshme është SeCl 4, për telurin TeCl 4. Kur tretet në ujë, SeCl 4 hidrolizon:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4HCl + H 2 SeO 3 (28)
TeCl 4 tretet pa hidrolizë të dukshme.
Për TeCl 4 njihen këto komplekse: K 2 TeCl 6 dhe KTeCl 5, me klorurin e aluminit formon komplekse kationike + -. Në disa raste, seleni formon edhe komplekse, por për të njihen vetëm heksakloroselenatet: M 2 SeCl 6 .
Kur nxehen, ato sublimohen dhe shkëputen:
SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)
gjatë kondensimit ato janë në disproporcion:
2TeCl 2 = Te + TeCl 4 (30)
Fluoridet, bromidet dhe jodidet dihet se formohen vetëm në telurium.
Sulfidet. Kur shkrihet me squfur, nuk formohen komponime. Kur H2S vepron në kripërat e selenit dhe telurit, është e mundur të precipitohet TeS 2 dhe një përzierje e SeS 2 dhe SeS (besohet se kjo është një përzierje e S dhe Se).
Me sintezë, duke zëvendësuar squfurin me selen në molekulën S 8, u përftuan Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7, zëvendësimi ndodh përmes një atomi squfuri.
Rrëshqitja 2
Squfuri, seleni dhe teluri janë elementë të nëngrupit kryesor të grupit VI, anëtarë të familjes së kalkogjenit.
Rrëshqitja 3
Squfuri
Squfuri është një nga substancat e njohura për njerëzimin që nga kohra të lashta. Edhe grekët dhe romakët e lashtë gjetën përdorime të ndryshme praktike për të. Pjesët e squfurit vendas u përdorën për të kryer ritualin e dëbimit të shpirtrave të këqij.
Rrëshqitja 4
Tellurium
Në një nga rajonet e Austrisë, i cili quhej Semigorye, në shekullin e 18-të u zbulua një mineral i çuditshëm me ngjyrë të bardhë-kaltërosh.
Rrëshqitja 5
selenium
Seleni është një nga elementët që njeriu e njihte edhe para zbulimit zyrtar. Ky element kimik ishte shumë mirë i maskuar nga elementë të tjerë kimikë që ishin të ngjashëm në karakteristika me selenin. Elementet kryesore që e maskonin atë ishin squfuri dhe teluri.
Rrëshqitja 6
Faturë
Metoda e oksidimit të sulfurit të hidrogjenit në squfur elementar u zhvillua për herë të parë në Britaninë e Madhe, ku ata mësuan të merrnin sasi të konsiderueshme squfuri nga Na2CO3 i mbetur pas prodhimit të sodës duke përdorur metodën e kimistit francez N. Leblanc të sulfurit të kalciumit CaS. Metoda e Leblanc bazohet në reduktimin e sulfatit të natriumit me qymyr në prani të gurit gëlqeror CaCO3. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Rrëshqitja 7
Soda më pas shpëlahet me ujë dhe suspensioni ujor i sulfurit të kalciumit pak të tretshëm trajtohet me dioksid karboni
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Sulfidi i hidrogjenit që rezulton H2S i përzier me ajrin kalohet në një furrë mbi një shtresë katalizatori. Në këtë rast, për shkak të oksidimit jo të plotë të sulfurit të hidrogjenit, formohet squfuri 2H2S + O2 = 2H2O + 2S.
Rrëshqitja 8
Kur nxehet me acid klorhidrik, acidi selenik reduktohet nĂ« acid selenoz. MĂ« pas, dioksidi i squfurit SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 kalohet pĂ«rmes tretĂ«sirĂ«s sĂ« pĂ«rftuar tĂ« acidit selenoz.PĂ«r t'u pastruar, seleni digjet mĂ« pas nĂ« oksigjen tĂ« ngopur me avujt e acidit nitrik tĂ« tymosur HNO3. NĂ« kĂ«tĂ« rast, dioksidi i pastĂ«r i selenit SeO2 sublimohet. Nga njĂ« tretĂ«sirĂ« ââe SeO2 nĂ« ujĂ«, pas shtimit tĂ« acidit klorhidrik, seleni precipitohet pĂ«rsĂ«ri duke kaluar dioksid squfuri pĂ«rmes tretĂ«sirĂ«s.
Rrëshqitja 9
PĂ«r tĂ« ndarĂ« Te nga llumrat, ato sinterizohen me sodĂ« tĂ« ndjekur nga shpĂ«larja. Te kalon nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââalkaline, nga e cila, me neutralizimin, precipiton nĂ« formĂ«n e TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. PĂ«r tĂ« pastruar telurin nga S dhe Se, pĂ«rdoret aftĂ«sia e tij, nĂ«n veprimin e njĂ« agjenti reduktues (Al) nĂ« njĂ« mjedis alkalik, pĂ«r t'u shndĂ«rruar nĂ« natrium ditelurid tĂ« tretshĂ«m Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
Rrëshqitja 10
Për precipitimin e teluriumit, përmes tretësirës kalohet ajri ose oksigjeni: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Për të përftuar telur me pastërti të veçantë, klorinohet: Te+2Cl2=TeCl4. Tetrakloridi që rezulton pastrohet me distilim ose korrigjim. Pastaj tetrakloridi hidrolizohet me ujë: TeCl4 + 2H2O = TeO2Р+ 4HCl dhe TeO2 që rezulton reduktohet me hidrogjen: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
Rrëshqitja 11
Vetitë fizike
Rrëshqitja 12
Vetitë kimike
NĂ« ajĂ«r, squfuri digjet, duke formuar dioksid squfuri - njĂ« gaz i pangjyrĂ« me njĂ« erĂ« tĂ« fortĂ«: S + O2 â SO2 VetitĂ« reduktuese tĂ« squfurit manifestohen nĂ« reaksionet e squfurit me jometale tĂ« tjera, por nĂ« temperaturĂ«n e dhomĂ«s squfuri reagon vetĂ«m me fluorin. : S + 3F2 â SF6
Rrëshqitja 13
Squfuri i shkrirĂ« reagon me klorin, me formimin e mundshĂ«m tĂ« dy klorureve mĂ« tĂ« ulĂ«ta 2S + Cl2 â S2Cl2 S + Cl2 â SCl2 Kur nxehet, squfuri reagon edhe me fosforin, duke formuar njĂ« pĂ«rzierje tĂ« sulfurit tĂ« fosforit, ndĂ«r tĂ« cilĂ«t Ă«shtĂ« sulfuri mĂ« i lartĂ« P2 +S5: 2P â P2S2 PĂ«rveç kĂ«saj, kur nxehet, squfuri reagon me hidrogjen, karbon, silic: S + H2 â H2S (sulfidi i hidrogjenit) C + 2S â CS2 (disulfidi i karbonit)
Rrëshqitja 14
Nga substancat komplekse, para sĂ« gjithash duhet tĂ« theksohet reaksioni i squfurit me alkalin e shkrirĂ«, nĂ« tĂ« cilin squfuri ka disproporcion tĂ« ngjashĂ«m me klorin: 3S + 6KOH â K2SO3 + 2K2S + 3H2O Me acide oksiduese tĂ« pĂ«rqendruara, squfuri reagon vetĂ«m me ngrohje tĂ« zgjatur: S+ 6 (konc) â H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konc) â 3SO2 + 2H2O
Rrëshqitja 15
NĂ« 100â160°C oksidohet nga uji: Te+2H2O= TeO2+2H2 Kur zihet nĂ« tretĂ«sirĂ« ââalkaline, teluri shpĂ«rpjesĂ«tohet me formimin e telurit dhe teluritit: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
Rrëshqitja 16
HNO3 i holluar e oksidon Te në acid telurik H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Agjentët oksidues të fortë (HClO3, KMnO4) oksidojnë Te në acid telurik të dobët H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Përbërjet e teluriumit (+2) janë të paqëndrueshme dhe të prirura për disproporcion: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Rrëshqitja 17
Kur nxehet në ajër, digjet për të formuar SeO2 kristalore pa ngjyrë: Se + O2 = SeO2. Reagon me ujin kur nxehet: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Seleni reagon kur nxehet me acid nitrik për të formuar acidin selen H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Rrëshqitja 18
Kur zihet nĂ« tretĂ«sirĂ« ââalkaline, seleni Ă«shtĂ« nĂ« disproporcion: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. NĂ«se seleni zihet nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââalkaline pĂ«rmes sĂ« cilĂ«s kalon ajri ose oksigjeni, atĂ«herĂ« formohen tretĂ«sira tĂ« kuqe-kafe qĂ« pĂ«rmbajnĂ« poliselenide: K2Se + 3Se = K2Se4.
Në grupin VIA të sistemit periodik të elementeve D.I. Elementet e Mendelejevit përfshijnë oksigjenin, squfurin, selenin, telurin dhe poloniumin. Katër prej tyre janë të natyrës jometalike. Emri i përgjithshëm i elementeve të këtij grupi kalkogjenet, që është përkthyer nga greqishtja. do të thotë "formim i xeheve", që tregon shfaqjen e tyre në natyrë.
Formula elektronike e shtresës valente të atomeve të elementeve të grupit VI.
Atomet e këtyre elementeve kanë 6 elektrone valente në orbitalet s dhe p të nivelit të jashtëm të energjisë. Nga këto, dy p-orbitale janë gjysmë të mbushura.
Atomi i oksigjenit ndryshon nga atomet e kalkogjenëve të tjerë në mungesë të një nënniveli d të ulët. Prandaj, oksigjeni, si rregull, është në gjendje të formojë vetëm dy lidhje me atomet e elementeve të tjerë. Megjithatë, në disa raste, prania e çifteve të vetme të elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë lejon që atomi i oksigjenit të krijojë lidhje shtesë përmes mekanizmit dhurues-pranues.
Për atomet e kalkogjenëve të tjerë, kur energjia furnizohet nga jashtë, numri i elektroneve të paçiftuara mund të rritet si rezultat i kalimit të elektroneve s dhe p në nënnivelin d. Prandaj, atomet e squfurit dhe kalkogjenëve të tjerë janë në gjendje të formojnë jo vetëm 2, por edhe 4 dhe 6 lidhje me atomet e elementeve të tjerë. Për shembull, në një gjendje të ngacmuar të një atomi squfuri, elektronet e nivelit të jashtëm të energjisë mund të fitojnë konfigurimin elektronik 3s 2 3p 3 3d 1 dhe 3s 1 3p 3 3d 2:
Në varësi të gjendjes së shtresës elektronike, shfaqen gjendje të ndryshme oksidimi (CO). Në përbërjet me metale dhe hidrogjen, elementët e këtij grupi shfaqin CO = -2. Në përbërjet me oksigjen dhe jometale, squfuri, seleniumi dhe teluri mund të kenë CO = +4 dhe CO = +6. Në disa përbërje ato shfaqin CO = +2.
Oksigjeni është i dyti vetëm pas fluorit në elektronegativitet. Në fluoroksidin F2O, gjendja e oksidimit të oksigjenit është pozitive dhe e barabartë me +2. Me elementë të tjerë, oksigjeni zakonisht shfaq një gjendje oksidimi prej -2 në përbërje, me përjashtim të peroksidit të hidrogjenit H 2 O 2 dhe derivateve të tij, në të cilat oksigjeni ka një gjendje oksidimi prej -1. Në organizmat e gjallë, oksigjeni, squfuri dhe seleni janë pjesë e biomolekulave në gjendje oksidimi -2.
Në serinë O - S - Se-Te - Po, rrezet e atomeve dhe joneve rriten. Prandaj, energjia e jonizimit dhe elektronegativiteti relativ natyrshëm zvogëlohen në të njëjtin drejtim.
Me një rritje të numrit rendor të elementeve të grupit VI, aktiviteti oksidativ i atomeve neutrale zvogëlohet dhe aktiviteti reduktues i joneve negative rritet. E gjithë kjo çon në një dobësim të vetive jometalike të kalkogjeneve gjatë kalimit nga oksigjeni në telurium.
NdĂ«rsa numri atomik i kalkogjenĂ«ve rritet, numrat karakteristikĂ« tĂ« koordinimit rriten. Kjo pĂ«r faktin se gjatĂ« kalimit nga p-elementet e periudhĂ«s sĂ« katĂ«rt nĂ« p-elementet e periudhĂ«s sĂ« pestĂ« dhe tĂ« gjashtĂ« nĂ« formimin e lidhjeve Ï- dhe Ï-d fillojnĂ« tĂ« luajnĂ« njĂ« rol gjithnjĂ« e mĂ« tĂ« rĂ«ndĂ«sishĂ«m. - madje edhe f-orbitalet. Pra, nĂ«se pĂ«r squfurin dhe selenin numrat mĂ« karakteristikĂ« tĂ« koordinimit janĂ« 3 dhe 4, atĂ«herĂ« pĂ«r telurin - 6 dhe madje 8.
Në kushte normale, përbërjet e hidrogjenit H 2 E të elementeve të grupit VIA, me përjashtim të ujit, janë gazra me erë shumë të pakëndshme. Qëndrueshmëria termodinamike e këtyre përbërjeve zvogëlohet nga uji në telurid hidrogjeni H 2 Te. Në tretësirat ujore ato shfaqin veti pak acidike. Në serinë H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te, forca e acideve rritet.
Kjo shpjegohet me një rritje të rrezeve të joneve E 2- dhe një dobësim përkatës të lidhjeve E-H. Aftësia reduktuese e H2E rritet në të njëjtin drejtim.
Squfuri, seleni dhe teluri formojnë dy seri oksidesh acide: EO 2 dhe EO 3. Ato korrespondojnë me hidroksidet acidike të përbërjes H 2 EO 3 dhe H 2 EO 4. Acidet H 2 EO 3 në gjendje të lirë janë të paqëndrueshme. Kripërat e këtyre acideve dhe vetë acidet shfaqin dualitet redoks, pasi elementët S, Se dhe Te në këto komponime kanë një gjendje të ndërmjetme oksidimi +4.
Acidet e përbërjes H 2 EO 4 janë më të qëndrueshme dhe sillen si agjentë oksidues në reaksione (gjendja më e lartë e oksidimit të elementit është +6).
Vetitë kimike të përbërjeve të oksigjenit. Oksigjeni është elementi më i bollshëm në koren e tokës (49.4%). Përmbajtja e lartë dhe aktiviteti i lartë kimik i oksigjenit përcaktojnë formën mbizotëruese të ekzistencës së shumicës së elementeve të Tokës në formën e përbërjeve që përmbajnë oksigjen. Oksigjeni është pjesë e të gjitha substancave organike jetike - proteinat, yndyrat, karbohidratet.
Pa oksigjen, procese të shumta jetësore jashtëzakonisht të rëndësishme janë të pamundura, si frymëmarrja, oksidimi i aminoacideve, yndyrave dhe karbohidrateve. Vetëm disa bimë, të quajtura anaerobe, mund të mbijetojnë pa oksigjen.
Në kafshët më të larta (Fig. 8.7), oksigjeni depërton në gjak dhe kombinohet me hemoglobinën, duke formuar përbërjen lehtësisht të shkëputshme oksihemoglobinë. Me rrjedhjen e gjakut, ky përbërës hyn në kapilarët e organeve të ndryshme. Këtu, oksigjeni ndahet nga hemoglobina dhe shpërndahet përmes mureve të kapilarëve në inde. Lidhja midis hemoglobinës dhe oksigjenit është e brishtë dhe ndodh për shkak të ndërveprimit dhurues-pranues me jonin Fe 2+.
Në pushim, një person thith afërsisht 0,5 m 3 ajër në orë. Por vetëm 1/5 e oksigjenit të thithur me ajër ruhet në trup. Megjithatë, oksigjeni i tepërt (4/5) është i nevojshëm për të krijuar një përqendrim të lartë të oksigjenit në gjak. Kjo, në përputhje me ligjin e Fick-ut, siguron një shkallë të mjaftueshme të difuzionit të oksigjenit nëpër muret e kapilarëve. Kështu, një person në të vërtetë përdor rreth 0,1 m 3 oksigjen në ditë.
Oksigjeni konsumohet në inde. për oksidimin e substancave të ndryshme. Këto reaksione përfundimisht çojnë në formimin e dioksidit të karbonit, ujit dhe ruajtjes së energjisë.
Oksigjeni konsumohet jo vetëm në procesin e frymëmarrjes, por edhe në procesin e kalbjes së mbetjeve bimore dhe shtazore. Si rezultat i procesit të kalbjes së substancave organike komplekse, formohen produktet e oksidimit të tyre: CO 2, H 2 O, etj. Në bimë ndodh rigjenerimi i oksigjenit.
Kështu, si rezultat i ciklit të oksigjenit në natyrë, përmbajtja e tij konstante në atmosferë ruhet. Natyrisht, cikli i oksigjenit në natyrë është i lidhur ngushtë me ciklin e karbonit (Fig. 8.8).
Elementi oksigjen ekziston në formën e dy substancave të thjeshta (modifikime alotropike): dioksigjeni(oksigjen) O 2 dhe trioksigjeni(ozoni) O 3 . Në atmosferë, pothuajse i gjithë oksigjeni gjendet në formën e oksigjenit O 2, ndërsa përmbajtja e ozonit është shumë e vogël. Pjesa maksimale e vëllimit të ozonit në një lartësi prej 22 km është vetëm 10 -6%.
Molekula e oksigjenit O2 është shumë e qëndrueshme në mungesë të substancave të tjera. Prania e dy elektroneve të paçiftuara në molekulë përcakton reaktivitetin e saj të lartë. Oksigjeni është një nga jometalet më aktivë. Ai reagon drejtpërdrejt me shumicën e substancave të thjeshta, duke formuar okside E x O y. Gjendja e oksidimit të oksigjenit në to është -2. Në përputhje me ndryshimin në strukturën e predhave elektronike të atomeve, natyra e lidhjes kimike dhe, rrjedhimisht, struktura dhe vetitë e oksideve në periudhat dhe grupet e sistemit të elementeve ndryshojnë natyrshëm. Kështu, në serinë e oksideve të elementeve të periudhës së dytë Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5 gradualisht zvogëlohet polariteti i lidhjes kimike E-O nga grupi I në V. Në përputhje me këtë dobësohen vetitë bazë dhe rriten vetitë acidike: Li 2 O është një oksid bazik tipik, BeO është amfoterik dhe B 2 O 3, CO 2 dhe N 2 O 5 janë okside acidike. Vetitë acido-bazike ndryshojnë në mënyrë të ngjashme në periudha të tjera.
Në nëngrupet kryesore (grupet A), me rritjen e numrit atomik të elementit, zakonisht rritet jonikiteti i lidhjes E-O në okside.
Prandaj, vetitë themelore të oksideve në grupin Li-Na-K-Rb-Cs dhe grupet e tjera A rriten.
Vetitë e oksideve, për shkak të ndryshimeve në natyrën e lidhjes kimike, janë një funksion periodik i ngarkesës së bërthamës së atomit të elementit. Kjo dëshmohet, për shembull, nga ndryshimet në temperaturat e shkrirjes dhe entalpitë e formimit të oksideve gjatë periudhave dhe grupeve në varësi të ngarkesës së bërthamës.
Polariteti i lidhjes E-OH në hidroksidet E(OH) n, dhe për rrjedhojë vetitë e hidroksideve, ndryshojnë natyrshëm sipas grupeve dhe periudhave të sistemit të elementeve.
PĂ«r shembull, nĂ« grupet IA-, IIA- dhe IIIA- nga lart poshtĂ«, me rritjen e rrezeve tĂ« joneve, polariteti i lidhjes E-OH rritet. Si rezultat, jonizimi E-OH â E + + OH - ndodh mĂ« lehtĂ« nĂ« ujĂ«. Prandaj, vetitĂ« themelore tĂ« hidroksideve rriten. KĂ«shtu, nĂ« grupin IA, vetitĂ« kryesore tĂ« hidroksideve tĂ« metaleve alkali rriten nĂ« serinĂ« Li-Na-K-Rb-C.
NĂ« periudhat nga e majta nĂ« tĂ« djathtĂ«, me zvogĂ«limin e rrezeve jonike dhe rritjen e ngarkesĂ«s sĂ« joneve, polariteti i lidhjes E-OH zvogĂ«lohet. Si rezultat, jonizimi i EON â EO - + H + ndodh mĂ« lehtĂ« nĂ« ujĂ«. Prandaj, vetitĂ« acidike rriten nĂ« kĂ«tĂ« drejtim. KĂ«shtu, nĂ« periudhĂ«n e pestĂ«, hidroksidet RbOH dhe Sr(OH) 2 janĂ« baza, In(OH) 3 dhe Sn(OH) 4 janĂ« komponime amfoterike dhe H dhe H 6 TeO 6 janĂ« acide.
Oksidi më i zakonshëm në tokë është oksidi i hidrogjenit ose uji. Mjafton të thuhet se përbën 50-99% të masës së çdo gjallese. Trupi i njeriut përmban 70-80% ujë. Gjatë 70 viteve të jetës, një person pi rreth 25,000 kg ujë.
Për shkak të strukturës së tij, uji ka veti unike. Në një organizëm të gjallë, ai është një tretës i përbërjeve organike dhe inorganike dhe merr pjesë në proceset e jonizimit të molekulave të substancave të tretura. Uji nuk është vetëm mjeti në të cilin ndodhin reaksionet biokimike, por gjithashtu merr pjesë aktive në proceset hidrolitike.
Aftësia e oksigjenit për t'u formuar është jetike oksigjenil komplekse me substanca të ndryshme. Më parë, u konsideruan shembuj të komplekseve të oksigjenit O2 me jone metalike - bartës të oksigjenit në organizmat e gjallë - oksihemoglobinë dhe oksihemocyaninë:
ĐbFe 2 + + Đ 2 â ĐbFe 2+ âĐ 2
ĐŃĐĄu 2+ + Đ 2 â ĐŃĐĄu 2+ âĐ 2
ku Hb është hemoglobinë, Hc është hemocianinë.
Duke pasur dy palë elektrone të vetme, oksigjeni vepron si dhurues në këto komponime koordinuese me jonet metalike. Në komponime të tjera, oksigjeni formon lidhje të ndryshme hidrogjeni.
Aktualisht, shumë vëmendje i kushtohet përgatitjes së komplekseve oksigjenil të metaleve në tranzicion, të cilat mund të kryejnë funksione të ngjashme me ato të komponimeve komplekse bioiorganike përkatëse. Përbërja e sferës së koordinimit të brendshëm të këtyre komplekseve është e ngjashme me qendrat aktive natyrore. Në veçanti, komplekset e kobaltit me aminoacide dhe disa ligandë të tjerë janë premtues për aftësinë e tyre për të shtuar dhe çliruar në mënyrë të kthyeshme oksigjen elementar. Këto komponime, në një masë të caktuar, mund të konsiderohen si zëvendësues të hemoglobinës.
Një nga modifikimet alotropike të oksigjenit është ozonit O 3. Në vetitë e tij, ozoni është shumë i ndryshëm nga oksigjeni O2 - ai ka pika më të larta shkrirjeje dhe vlimi, dhe ka një erë të athët (prandaj emri i tij).
Formimi i ozonit nga oksigjeni shoqërohet me thithjen e energjisë:
3Đ 2 â2Đ 3,
Ozoni prodhohet nga veprimi i një shkarkimi elektrik në oksigjen. Ozoni formohet nga O 2 dhe nën ndikimin e rrezatimit ultravjollcë. Prandaj, kur funksionojnë llambat ultravjollcë baktericide dhe fizioterapeutike, ndihet era e ozonit.
Ozoni është agjenti më i fortë oksidues. Oksidon metalet, reagon dhunshëm me substanca organike dhe në temperatura të ulëta oksidon përbërjet me të cilat oksigjeni nuk reagon:
O 3 + 2Ag = Ag 2 O + O 2
Đ bS + 4Đ 3 = Đ bSO 4 + 4O 2
Një reagim cilësor i njohur është:
2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KON + O 2
Efekti oksidativ i ozonit në substancat organike shoqërohet me formimin e radikalëve:
RĐ + Đ 3 â RĐ 2 â + AI â
Radikalët iniciojnë reaksione zinxhir radikale me molekula bioorganike - lipide, proteina, ADN. Reagime të tilla çojnë në dëmtim të qelizave dhe vdekje. Në veçanti, ozoni vret mikroorganizmat që gjenden në ajër dhe ujë. Kjo është baza për përdorimin e ozonit për sterilizimin e ujit të pijshëm dhe ujit të pishinave.
Vetitë kimike të përbërjeve të squfurit. Në vetitë e tij, squfuri është afër oksigjenit. Por ndryshe nga ai, ai shfaq në përbërje jo vetëm gjendjen e oksidimit -2, por edhe gjendjen pozitive të oksidimit +2, +4 dhe +6. Squfuri, si oksigjeni, karakterizohet nga alotropia - ekzistenca e disa substancave elementare - squfuri ortorhombik, monoklinik, plastik. Për shkak të elektronegativitetit të tij më të ulët në krahasim me oksigjenin, aftësia për të formuar lidhje hidrogjenore në squfur është më pak e theksuar. Squfuri karakterizohet nga formimi i homozinxhirëve të qëndrueshëm polimer që kanë një formë zigzag.
Formimi i homozinxhirëve nga atomet e squfurit është gjithashtu karakteristik për përbërjet e tij, të cilat luajnë një rol të rëndësishëm biologjik në proceset jetësore. Kështu, në molekulat e aminoacidit cistinë ekziston një urë disulfide -S-S-:
Ky aminoacid luan një rol të rëndësishëm në formimin e proteinave dhe peptideve. Falë lidhjes disulfide S-S, zinxhirët polipeptidë mbahen së bashku (ura disulfide).
Karakteristikë e squfurit është formimi i një grupi tiol sulfid hidrogjeni (sulfhidril) -SH, i cili është i pranishëm në aminoacidin cisteinë, proteinat dhe enzimat.
Aminoacidi metioninë është shumë i rëndësishëm biologjikisht.
Dhuruesi i grupeve metil në organizmat e gjallë është S-adenozilmetionina Ad-S-CH 3 - një formë e aktivizuar e metioninës në të cilën grupi metil është i lidhur përmes S me adeninën Ad. Grupi metil i metioninës në proceset e biosintezës transferohet në pranues të ndryshëm të grupeve metil RH:
Ad-S-CH 3 + RN â Ad-SN + R-CH 3
Squfuri Ă«shtĂ« mjaft i pĂ«rhapur nĂ« TokĂ« (0.03%). ĂshtĂ« i pranishĂ«m nĂ« natyrĂ« nĂ« formĂ«n e mineraleve sulfide (ZnS, HgS, PbS, etj.) dhe sulfate (Na 2 SO 4 â10H 2 O, CaSO 4 â2H 2 O, etj.), si dhe nĂ« mineralet vendase. shteti. Pluhuri i squfurit i precipituar pĂ«rdoret nga jashtĂ« nĂ« formĂ«n e pomadave (5-10-20%) dhe pluhurave nĂ« trajtimin e sĂ«mundjeve tĂ« lĂ«kurĂ«s (seborrhea, psoriasis). Trupi prodhon produkte tĂ« oksidimit tĂ« squfurit - acide politionike me formulĂ«n e pĂ«rgjithshme H 2 S x O 6 ( x = 3-6)
S + O 2 â H 2 S x O 6
Squfuri është një jometal mjaft reaktiv. Edhe me ngrohje të lehtë, ai oksidon shumë substanca të thjeshta, por vetë oksidohet lehtësisht nga oksigjeni dhe halogjenet (dualiteti redoks).
Squfuri shfaq gjendjen e oksidimit -2 në sulfid hidrogjeni dhe derivatet e tij - sulfide.
Sulfidi i hidrogjenit (sulfidi i dihidrogjenit) gjenden shpesh nĂ« natyrĂ«. PĂ«rmbahet nĂ« tĂ« ashtuquajturat ujĂ«ra minerale squfuri. ĂshtĂ« gaz pa ngjyrĂ« me erĂ« tĂ« pakĂ«ndshme. Formohet gjatĂ« kalbjes sĂ« mbetjeve tĂ« bimĂ«ve dhe nĂ« veçanti tĂ« kafshĂ«ve nĂ«n ndikimin e mikroorganizmave. Disa baktere fotosintetike, tĂ« tilla si bakteret e squfurit jeshil, pĂ«rdorin sulfid dihidrogjen si dhurues hidrogjeni. KĂ«to baktere, nĂ« vend tĂ« oksigjenit O2, prodhojnĂ« squfur elementar - produkt i oksidimit tĂ« H2S.
Sulfidi i dihidrogjenit është një substancë shumë toksike, pasi është një frenues i enzimës citokrom oksidazë, një transportues elektronesh në zinxhirin e frymëmarrjes. Ai bllokon transferimin e elektroneve nga oksidaza e citokromit në oksigjen O2.
Tretësirat ujore të H 2 S japin një reaksion pak acid ndaj lakmusit. Jonizimi ndodh në dy faza:
Đ 2 S â Đ + + ĐS - (faza I)
NS - â N + + S 2- (faza II)
Acidi i sulfurit të hidrogjenit është shumë i dobët. Prandaj, jonizimi i fazës së dytë ndodh vetëm në tretësira shumë të holluara.
Kripërat e acidit hidrosulfid quhen sulfide. Vetëm sulfidet e alkalit, metaleve alkaline tokësore dhe amoniumit janë të tretshëm në ujë. Kripërat acide - hidrosulfidet E + HS dhe E 2+ (HS) 2 - njihen vetëm për metalet alkaline dhe alkaline tokësore.
Duke qenë kripëra të një acidi të dobët, sulfidet i nënshtrohen hidrolizës. Hidroliza e sulfideve të kationeve të metaleve të ngarkuara shumëfish (Al 3+, Cr 3+, etj.) shpesh përfundon dhe është praktikisht e pakthyeshme.
Sulfidet, veçanërisht sulfidi i hidrogjenit, janë agjentë të fortë reduktues. Në varësi të kushteve, ato mund të oksidohen në S, SO 2 ose H 2 SO 4:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (në ajër)
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S (në ajër)
3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl (në tretësirë)
Disa proteina që përmbajnë cisteinë HSCH 2 CH(NH 2) COOH dhe një metabolit të rëndësishëm koenzimë A, që kanë grupe sulfide hidrogjeni (tiol) -SH, sillen në një sërë reaksionesh si derivate bioiorganik të sulfurit dihidrogjen. Proteinat që përmbajnë cisteinë, si dhe sulfid dihidrogjen, mund të oksidohen me jod. Me ndihmën e një ure disulfide të formuar gjatë oksidimit të grupeve të tiolit, mbetjet e cisteinës të zinxhirëve polipeptidikë i lidhin këto zinxhirë me një lidhje tërthore (formohet një lidhje e kryqëzuar).
Shumë enzima E-SH që përmbajnë squfur helmohen në mënyrë të pakthyeshme nga jonet e metaleve të rënda, si Cu 2+ ose Ag+. Këto jone bllokojnë grupet e tiolit për të formuar merkaptane, analoge bioiorganike të sulfideve:
E-SĐ + Ag + â E-S-Đg + H +
Si rezultat, enzima humbet aktivitetin. Afiniteti i joneve Ag + për grupet e tiolit është aq i lartë sa AgNO 3 mund të përdoret për përcaktimin sasior të grupeve -SH me titrim.
Oksidi i squfurit (IV). SO 2 është një oksid acid. Përftohet duke djegur squfurin elementar në oksigjen ose nga pjekja e piritit FeS 2:
S + O 2 = SO 2
4FДS 2 + 11Р2 = 2Fe 2 Р3 + 8SO 2
SO 2 - gaz me erë mbytëse; shumë helmuese. Kur SO 2 tretet në ujë, formohet acid squfuri H 2 SO 3 . Ky acid është me forcë mesatare. Acidi sulfuror, duke qenë dybazik, formon dy lloje kripërash: të mesme - sulfitet(Na 2 SO 3, K 2 SO 3, etj.) dhe acid - hidrosulfite(NaHSO 3, KHSO 3, etj.). Vetëm kripërat e metaleve alkaline dhe hidrosulfiteve të tipit E 2+ (HSO 3) 2 janë të tretshme në ujë, ku E janë elementë të grupeve të ndryshme.
Oksidi SO2, acidi H2SO3 dhe kripërat e tij karakterizohen nga dualiteti redoks, pasi squfuri në këto komponime ka një gjendje të ndërmjetme oksidimi prej +4:
2Na 2 SO 3 + O 2 = 2Na 2 SO 4
SO 2 + 2H 2 S = 3S° + 2H 2 O
Megjithatë, mbizotërojnë vetitë reduktuese të përbërjeve të squfurit (IV). Kështu, sulfitet në tretësira oksidohen edhe nga dioksigjeni në ajër në temperaturën e dhomës.
NĂ« kafshĂ«t mĂ« tĂ« larta, oksidi i SO 2 vepron kryesisht si njĂ« irritues nĂ« mukozĂ«n e traktit respirator. Ky gaz Ă«shtĂ« gjithashtu toksik pĂ«r bimĂ«t. NĂ« zonat industriale ku digjen shumĂ« qymyr qĂ« pĂ«rmbajnĂ« sasi tĂ« vogla tĂ« komponimeve tĂ« squfurit, dioksidi i squfurit lĂ«shohet nĂ« atmosferĂ«. Duke u tretur nĂ« lagĂ«shtinĂ« e gjetheve, SO 2 formon njĂ« tretĂ«sirĂ« ââtĂ« acidit sulfurik, i cili, nga ana tjetĂ«r, oksidohet nĂ« acid sulfurik H 2 SO 4:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3
2H 2 SO 3 + O 2 = 2H 2 SO 4
Lagështia atmosferike me SO 2 dhe H 2 SO 4 të tretur shpesh bie në formën e shiut acid, duke çuar në vdekjen e bimësisë.
Kur ngrohni njĂ« tretĂ«sirĂ« ââtĂ« Na 2 SO 3 me pluhur squfuri, tiosulfat natriumi:
Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3
Nga tretĂ«sira lirohet hidrati kristalor Na 2 S 2 O 3 â5H 2 O.Tiosulfat natriumi â kripĂ« acidi tiosulfurik H 2 S 2 O 3 .
Acidi tiosulfurik Ă«shtĂ« shumĂ« i paqĂ«ndrueshĂ«m dhe zbĂ«rthehet nĂ« H 2 O, SO 2 dhe S. Tiosulfati i natriumit Na 2 S 2 O 3 â5H 2 O pĂ«rdoret nĂ« praktikĂ«n mjekĂ«sore si njĂ« agjent antitoksik, antiinflamator dhe desensibilizues. Si njĂ« agjent antitoksik, tiosulfati i natriumit pĂ«rdoret pĂ«r helmim me pĂ«rbĂ«rje tĂ« merkurit, plumb, acid hidrocianik dhe kripĂ«ra tĂ« tij. Mekanizmi i veprimit tĂ« ilaçit Ă«shtĂ« padyshim i lidhur me oksidimin e jonit tiosulfat nĂ« jon sulfit dhe squfur elementar:
S 2 O 3 2- â SO 3 2- + S°
Jonet e plumbit dhe merkurit që hyjnë në trup me ushqim ose ajër formojnë sulfite jo toksike të dobëta të tretshme:
Đ b 2+ + SO 3 2- = Đ bSO 3
Jonet e cianidit reagojnë me squfurin elementar, duke formuar tiocianate më pak toksike:
ХN - + S° = NХS -
Tiosulfati i natriumit pĂ«rdoret gjithashtu pĂ«r trajtimin e zgjebeve. Pas fĂ«rkimit tĂ« tretĂ«sirĂ«s nĂ« lĂ«kurĂ«, pĂ«rsĂ«ritni fĂ«rkimin me njĂ« tretĂ«sirĂ« ââHCl 6%. Si rezultat i reaksionit me HCl, tiosulfati i natriumit zbĂ«rthehet nĂ« squfur dhe dioksid squfuri:
Na 2 S 2 O 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O
të cilat kanë një efekt të dëmshëm në marimangat zgjebe.
Oksid squfur (VI) SO 3 është një lëng i paqëndrueshëm. Kur ndërvepron me ujin, SO 3 formon acid sulfurik:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Struktura e molekulave të acidit sulfurik korrespondon me squfurin në sp 3 - gjendje hibride.
Acidi sulfurik është një acid dibazik i fortë. Në fazën e parë, ajo jonizohet pothuajse plotësisht:
H 2 SO 4 â H + + HSO 4 - ,
Jonizimi në fazën e dytë ndodh në një masë më të vogël:
ĐSO 4 - â Đ + + SO 4 2- ,
Acidi sulfurik i koncentruar është një agjent i fortë oksidues. Ai oksidon metalet dhe jometalet. Në mënyrë tipike, produkti i reduktimit të tij është SO 2, megjithëse në varësi të kushteve të reagimit (aktiviteti i metalit, temperatura, përqendrimi i acidit), mund të merren produkte të tjera (S, H2S).
Duke qenĂ« njĂ« acid dibazik, H 2 SO 4 formon dy lloje kripĂ«rash: tĂ« mesme - sulfate(Na 2 SO 4, etj.) dhe acid - hidrosulfate(NaHSO 4, KHSO 4, etj.). Shumica e sulfateve janĂ« shumĂ« tĂ« tretshme nĂ« ujĂ«.ShumĂ« sulfate janĂ« tĂ« izoluara nga tretĂ«sirat nĂ« formĂ«n e hidrateve kristalore: FeSO 4 â7H 2 O, CuSO 4 â5H 2 O. Sulfatet praktikisht tĂ« patretshme pĂ«rfshijnĂ« BaSO 4, SrSO 4 dhe PbSO 4. Sulfat kalciumi pak i tretshĂ«m CaSO 4 . Sulfati i bariumit Ă«shtĂ« i patretshĂ«m jo vetĂ«m nĂ« ujĂ«, por edhe nĂ« acide tĂ« holluara.
NĂ« praktikĂ«n mjekĂ«sore, sulfatet e shumĂ« metaleve pĂ«rdoren si ilaçe: Na 2 SO 4 â10H 2 O - si laksativ, MgSO 4 â7H 2 O - pĂ«r hipertensionin, si laksativ dhe si agjent koleretik, sulfat bakri CuSO 4 â 5H 2 O dhe ZnSO 4 â7H 2 O - si antiseptik, astringent, emetik, sulfat barium BaSO 4 - si agjent kontrasti pĂ«r ekzaminimin me rreze x tĂ« ezofagut dhe stomakut
Komponimet e selenit dhe telurit. Vetitë kimike të teluriumit dhe veçanërisht selenit janë të ngjashme me squfurin. Megjithatë, forcimi i vetive metalike të Se dhe Te rrit prirjen e tyre për të formuar lidhje më të forta jonike. Ngjashmëria e karakteristikave fiziko-kimike: rrezet e joneve E 2-, numrat koordinues (3, 4) - përcakton këmbyeshmërinë e selenit dhe squfurit në përbërje. Kështu, seleni mund të zëvendësojë squfurin në qendrat aktive të enzimave. Zëvendësimi i grupit të sulfurit të hidrogjenit -SH me grupin e selenit të hidrogjenit -SeH ndryshon rrjedhën e proceseve biokimike në trup. Seleni mund të veprojë si sinergjist ashtu edhe si antagonist i squfurit.
Me hidrogjen, Se dhe Te formojnë të ngjashëm me H 2 S, gaze shumë helmuese H 2 Se dhe H 2 Te. Selenidi i dihidrogjenit dhe teluridi i dihidrogjenit janë agjentë të fortë reduktues. Në serinë H 2 S-H 2 Se-H 2 Te, aktiviteti reduktues rritet.
Për H2 Se janë izoluar si kripëra mesatare - selenide(Na 2 Se, etj.), dhe kripërat e acidit - hidroselenidet(NaHSe, etj.). Për H 2 Te, njihen vetëm kripëra mesatare - teluridet.
Përbërjet e Se (IV) dhe Te (IV) me oksigjen, ndryshe nga SO 2, janë substanca të ngurta kristalore SeO 2 dhe TeO 2.
Acidi selenoz H 2 SeO 3 dhe kripërat e tij Selenitet, për shembull, Na 2 SeO 3 janë agjentë oksidues me forcë mesatare. Kështu, në tretësirat ujore ato reduktohen në selen nga agjentë të tillë reduktues si SO 2, H 2 S, HI, etj.:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O = Se + 2H 2 SO 4
Natyrisht, lehtësia e reduktimit të seleniteve në gjendjen elementare përcakton formimin e komponimeve biologjikisht aktive që përmbajnë selen në trup, për shembull, selenocisteinë.
SeO 3 dhe TeO 3 janë okside acide. Acidet e oksigjenit Se (VI) dhe Te (VI) - selenium H 2 SeO 4 dhe teluri H 6 TeO 6 - substanca kristalore me veti të forta oksiduese. Kripërat e këtyre acideve quhen përkatësisht selenates Dhe tregon.
Në organizmat e gjallë, selenatet dhe sulfatet janë antagonistë. Kështu, futja e sulfateve çon në heqjen e komponimeve të tepërta që përmbajnë selen nga trupi.
Komponimet me gjendje oksidimi â2. H 2 Se dhe H 2 Te janĂ« gazra pa ngjyrĂ« me erĂ« tĂ« neveritshme, tĂ« tretshĂ«m nĂ« ujĂ«. NĂ« serinĂ« H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te, qĂ«ndrueshmĂ«ria e molekulave zvogĂ«lohet, prandaj, nĂ« tretĂ«sirat ujore, H 2 Se dhe H 2 Te sillen si acide dybazike mĂ« tĂ« fortĂ« se acidi hidrosulfid. Ata formojnĂ« kripĂ«ra - selenide dhe teluride. Tellurium dhe hidrogjen selenide, si dhe kripĂ«rat e tyre, janĂ« jashtĂ«zakonisht toksike. Selenidi dhe teluridet kanĂ« veti tĂ« ngjashme me sulfidet. Midis tyre dallohen komponime bazike (K 2 Se, K 2 Te), amfoterike (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) dhe pĂ«rbĂ«rje acidike (CSe 2, CTe 2).
Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O = H 2 CO 3 + 2H 2 Se
Një grup i madh selenidesh dhe teluridesh janë gjysmëpërçues. Më të përdorurat janë selenidet dhe teluridet e elementeve të nëngrupit të zinkut.
Komponimet me gjendje oksidimi +4. Oksidet e selenit (IV) dhe teluriumit (IV) formohen nga oksidimi i substancave të thjeshta me oksigjen dhe janë komponime polimerësh të ngurta. Oksidet tipike të acidit. Oksidi i selenit (IV) tretet në ujë, duke formuar acid selenoz, i cili, ndryshe nga H 2 SO 3, është i izoluar në gjendje të lirë dhe është i ngurtë.
SeO 2 + H 2 O = H 2 SeO 3
Oksidi i teluriumit (IV) është i patretshëm në ujë, por reagon me tretësirat ujore të alkaleve, duke formuar telurite.
TeO 2 + 2NaOH = Na 2 TeO 3
H 2 TeO 3 është i prirur për polimerizim, prandaj, kur acidet veprojnë në telurite, lirohet një precipitat me përbërje të ndryshueshme TeO 2 nH 2 O.
SeO 2 dhe TeO 2 janë agjentë oksidues më të fortë në krahasim me SO 2:
2SO 2 + SeO 2 = Se + 2SO 3
Komponimet me gjendje oksidimi +6. Oksidi i selenit (VI) Ă«shtĂ« njĂ« lĂ«ndĂ« e ngurtĂ« e bardhĂ« (mp 118,5 ÂșĐĄ, dekompozohet > 185 ÂșĐĄ), e njohur nĂ« modifikime tĂ« qelqta dhe tĂ« ngjashme me azbestin. PĂ«rftuar nga veprimi i SO 3 nĂ« selenate:
K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4
Oksidi i telurit (VI) gjithashtu ka dy modifikime: portokalli dhe të verdhë. Përgatitur nga dehidratimi i acidit ortotelurik:
H 6 TeO 6 = TeO 3 + 3H 2 O
Oksidet e selenit (VI) dhe telurit (VI) janë okside tipike acidike. SeO 3 tretet në ujë duke formuar acid selenik - H 2 SeO 4 . Acidi selenik është një substancë kristalore e bardhë, në tretësirat ujore është një acid i fortë (K 1 = 1·10 3, K 2 = 1,2·10 -2), karbon komponimet organike, një agjent i fortë oksidues.
H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O
KripĂ«rat â selenatet e bariumit dhe tĂ« plumbit janĂ« tĂ« patretshme nĂ« ujĂ«.
TeO 3 është praktikisht i patretshëm në ujë, por ndërvepron me tretësirat ujore të alkaleve, duke formuar kripëra të acidit telurik - telurat.
TeO 3 + 2NaOH = Na 2 TeO 4 + H 2 O
Kur tretësirat e telurateve ekspozohen ndaj acidit klorhidrik, lirohet acidi ortotellurik - H 6 TeO 6 - një substancë kristalore e bardhë që është shumë e tretshme në ujë të nxehtë. Duke dehidratuar H 6 TeO 6, mund të përftohet acid telurik. Acidi telurik është shumë i dobët, 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 ÂŸÂź H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
Përbërjet e selenit janë toksike për bimët dhe kafshët; komponimet e telurit janë shumë më pak toksike. Helmimi me komponime selen dhe teluri shoqërohet me shfaqjen e një ere të vazhdueshme të neveritshme tek viktima.
Literatura: fq. 359 - 383, f. 425 - 435, f. 297 - 328
