Syresubgruppen, eller kalkogener, är den sjätte gruppen i det periodiska systemet D.I. Mendelian, inklusive följande element: O;S;Se;Te;Po. Gruppnumret anger den maximala valensen för elementen i denna grupp. Den allmänna elektroniska formeln för kalkogener är: ns2np4– på den yttre valensnivån har alla element 6 elektroner, som sällan ger upp och oftare accepterar de 2 saknade tills elektronnivån är klar. Närvaron av samma valensnivå bestämmer den kemiska likheten mellan kalkogener. Karakteristiska oxidationstillstånd: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Syre uppvisar endast -1 – i peroxider; -2 – i oxider; 0 – i ett fritt tillstånd; +1 och +2 – i fluorider – O2F2, ОF2 eftersom den inte har en d-subnivå och elektroner inte kan separeras, och valensen är alltid 2; S – allt utom +1 och -1. I svavel uppstår en d-subnivå och elektroner från 3p och 3s i exciterat tillstånd kan separeras och gå till d-subnivån. I det oexciterade tillståndet är valensen av svavel 2 i SO, 4 i SO2, 6 i SO3. Se +2; +4; +6, Te+4; +6, Po+2; -2. Valenserna för selen, tellur och polonium är också 2, 4, 6. Värdena för oxidationstillstånd återspeglas i elementens elektroniska struktur: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Från topp till botten, med en ökning av den externa energinivån, förändras kalkogenernas fysikaliska och kemiska egenskaper naturligt: elementens atomradie ökar, joniseringsenergin och elektronaffiniteten, såväl som elektronegativiteten minskar; Icke-metalliska egenskaper minskar, metalliska egenskaper ökar (syre, svavel, selen, tellur är icke-metaller), polonium har en metallisk lyster och elektrisk ledningsförmåga. Väteföreningar av kalkogener motsvarar formeln: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – kalkväten. Väte i dessa föreningar kan ersättas med metalljoner. Oxidationstillståndet för alla kalkogener i kombination med väte är -2 och valensen är också 2. När vätekalkogener löses i vatten bildas motsvarande syror. Dessa syror är reduktionsmedel. Styrkan hos dessa syror ökar från topp till botten, eftersom bindningsenergin minskar och främjar aktiv dissociation. Syreföreningar av kalkogener motsvarar formeln: RO2 och RO3 – sura oxider. När dessa oxider löses i vatten bildar de motsvarande syror: H2RO3 och H2RO4. I riktning från topp till botten minskar styrkan hos dessa syror. Н2RO3 – reducerande syror, Н2RO4 – oxidationsmedel.
Syre - det vanligaste grundämnet på jorden. Den utgör 47,0 % av massan av jordskorpan. Dess innehåll i luften är 20,95 volymprocent eller 23,10 viktprocent. Syre är en del av vatten, stenar, många mineraler, salter och finns i proteiner, fetter och kolhydrater som utgör levande organismer. Under laboratorieförhållanden erhålls syre: - sönderdelning vid uppvärmning av bertholletsalt (kaliumklorat) i närvaro av en katalysator MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - sönderdelning vid uppvärmning av kaliumpermanganat: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Detta producerar mycket rent syre genom elektrolys. av en vattenlösning av natriumhydroxid (nickelelektroder); Den huvudsakliga källan till industriell syreproduktion är luft, som kondenseras och sedan fraktioneras. Först frigörs kväve (kokpunkt = -195°C), och nästan rent syre förblir i flytande tillstånd, eftersom dess kokpunkt är högre (-183°C). En mycket använd metod för att producera syre är baserad på elektrolys av vatten.Syre är under normala förhållanden en färglös, smaklös och luktfri gas, något tyngre än luft. Det är lätt lösligt i vatten (31 ml syre löses i 1 liter vatten vid 20°C). Vid en temperatur på -183°C och ett tryck på 101,325 kPa förvandlas syre till ett flytande tillstånd. Flytande syre är blåaktigt till färgen och dras in i ett magnetfält.Naturligt syre innehåller tre stabila isotoper 168O (99,76%), 178O (0,04%) och 188O (0,20%). Tre instabila isotoper erhölls artificiellt - 148O, 158O, 198O. För att fullborda den yttre elektronnivån saknar syreatomen två elektroner. Genom att kraftigt ta dem uppvisar syre ett oxidationstillstånd på -2. Men i föreningar med fluor (OF2 och O2F2) förskjuts de vanliga elektronparen mot fluor, som ett mer elektronegativt element. I detta fall är oxidationstillstånden för syre +2 respektive +1, och fluor är -1. Syremolekylen består av två O2-atomer. Den kemiska bindningen är kovalent opolär.Syre bildar föreningar med alla kemiska grundämnen utom helium, neon och argon. Det reagerar direkt med de flesta grundämnen, förutom halogener, guld och platina. Hastigheten för syrereaktion med både enkla och komplexa ämnen beror på ämnenas natur, temperatur och andra förhållanden. En aktiv metall som cesium antänds spontant i atmosfäriskt syre redan vid rumstemperatur. Syre reagerar aktivt med fosfor vid upphettning till 60°C, med svavel - upp till 250°C, med väte - mer än 300°C, med kol (i formen av kol och grafit) - vid 700-800°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 När komplexa ämnen brinner i överskott av syre bildas oxider av motsvarande grundämnen: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 De betraktade reaktionerna åtföljs av frigöring av både värme och ljus. Sådana processer som involverar syre kallas förbränning. När det gäller relativ elektronegativitet är syre det andra elementet. Därför, i kemiska reaktioner med både enkla och komplexa ämnen, är det ett oxidationsmedel, eftersom tar emot elektroner. Förbränning, rost, ruttnande och andning sker med deltagande av syre. Dessa är redoxprocesser.För att påskynda oxidationsprocesser används istället för vanlig luft syre eller luft berikad med syre. Syre används för att intensifiera oxidativa processer inom den kemiska industrin (produktion av salpeter- och svavelsyror, konstgjorda flytande bränslen, smörjoljor och andra ämnen) Den metallurgiska industrin förbrukar ganska mycket syre. Syre används för att få höga temperaturer. Temperaturen på syre-acetylenflamman når 3500°C, syre-väteflamman når 3000°C. Inom medicinen används syre för att underlätta andningen. Det används i syrgasapparater när man utför arbete i svårandningsbar atmosfär.
Svavel- ett av få kemiska grundämnen som har använts av människor i flera årtusenden. Det är utbrett i naturen och finns både i fritt tillstånd (naturligt svavel) och i föreningar. Mineraler som innehåller svavel kan delas in i två grupper - sulfider (pyriter, gnistrar, blende) och sulfater. Inhemskt svavel finns i stora mängder i Italien (ön Sicilien) och USA. I OSS finns det avlagringar av naturligt svavel i Volga-regionen, i delstaterna i Centralasien, på Krim och andra områden. Mineraler i den första gruppen inkluderar blyglans PbS, kopparglans Cu2S, silverglans - Ag2S, zinkblandning - ZnS, kadmiumblandad - CdS, pyrit eller järnkis - FeS2, kopparkis - CuFeS2, cinnober - HgS Mineraler i den andra gruppen inkluderar gips CaSO4 2H2O, mirabilitet (Glaubers salt) - Na2SO4 10H2O finns Svavel, H2O, H2O. i djurs och växters kroppar, eftersom det är en del av proteinmolekyler. Organiska svavelföreningar finns i olja. Mottagande 1. När man erhåller svavel från naturliga föreningar, till exempel från svavelkis, värms det upp till höga temperaturer. Svavelkis sönderdelas till järn(II)sulfid och svavel: FeS2=FeS+S 2. Svavel kan erhållas genom oxidation av svavelväte med syrebrist enligt reaktionen: 2H2S+O2=2S+2H2O3. För närvarande är det vanligt att erhålla svavel genom att reducera svaveldioxid SO2 med kol, en biprodukt vid smältning av metaller från svavelmalmer: SO2 + C = CO2 + S4. Avgaser från metallurgiska ugnar och koksugnar innehåller en blandning av svaveldioxid och svavelväte. Denna blandning leds vid hög temperatur över en katalysator: H2S+SO2=2H2O+3S Svavel är en citrongul, hård, spröd substans. Det är praktiskt taget olösligt i vatten, men är mycket lösligt i koldisulfid CS2 anilin och vissa andra lösningsmedel.Det leder värme och elektrisk ström dåligt. Svavel bildar flera allotropa modifikationer: Naturligt svavel består av en blandning av fyra stabila isotoper: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Kemiska egenskaper Svavelatomen, som har en ofullständig yttre energinivå, kan fästa två elektroner och uppvisa ett oxidationstillstånd på -2. Svavel uppvisar detta oxidationstillstånd i föreningar med metaller och väte (Na2S, H2S). När elektroner ges bort eller dras tillbaka till en atom av ett mer elektronegativt element, kan svavelets oxidationstillstånd vara +2, +4, +6. I kylan är svavel relativt inert, men med ökande temperatur ökar dess reaktivitet. 1. Med metaller uppvisar svavel oxiderande egenskaper. Dessa reaktioner producerar sulfider (reagerar inte med guld, platina och iridium): Fe+S=FeS
2. Under normala förhållanden interagerar inte svavel med väte, och vid 150-200°C sker en reversibel reaktion: H2 + S «H2S 3. I reaktioner med metaller och väte uppträder svavel som ett typiskt oxidationsmedel, och i närvaro av starka oxidationsmedel uppvisar reducerande reaktionsegenskaper.S+3F2=SF6 (reagerar inte med jod)4. Förbränningen av svavel i syre sker vid 280°C och i luft vid 360°C. I detta fall bildas en blandning av SO2 och SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. När det värms utan lufttillgång, kombineras svavel direkt med fosfor och kol, vilket uppvisar oxiderande egenskaper: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. När det interagerar med komplexa ämnen beter sig svavel huvudsakligen som ett reduktionsmedel:
7. Svavel är kapabel till disproportioneringsreaktioner. Sålunda, när svavelpulver kokas med alkalier, bildas sulfiter och sulfider: Svavel är allmänt tillämpa inom industri och jordbruk. Ungefär hälften av dess produktion används för att producera svavelsyra. Svavel används för att vulkanisera gummi: i detta fall förvandlas gummi till gummi. I form av svavelfärg (fint pulver) används svavel för att bekämpa sjukdomar i vingårdar och bomull. Det används för att producera krut, tändstickor och lysande föreningar. Inom medicin bereds svavelsalvor för att behandla hudsjukdomar.
31 Element i IV A undergrupp.
Kol (C), kisel (Si), germanium (Ge), tenn (Sn), bly (Pb) är element i grupp 4 i huvudundergruppen av PSE. På det yttre elektronlagret har dessa elements atomer 4 elektroner: ns2np2. I en undergrupp, när atomnumret för ett element ökar, ökar atomradien, icke-metalliska egenskaper försvagas och metalliska egenskaper ökar: kol och kisel är icke-metaller, germanium, tenn, bly är metaller. Element i denna undergrupp uppvisar både positiva och negativa oxidationstillstånd: -4; +2; +4.
| Element | Elektrisk formel | glad nm | OEO | SÅ. |
| 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 |
---------------------->(metalliska egenskaper ökar)
Selen och tellur är i grupp VI i det periodiska systemet och är analoger till svavel. På den yttre elektroniska nivån har selen och tellur vardera 6 elektroner: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4, så de uppvisar oxidationstillstånd IV, VI och -II. Som i vilken grupp som helst i det periodiska systemet, när atommassan för ett grundämne ökar, försvagas grundämnets sura egenskaper och de basiska ökar, så uppvisar tellur ett antal grundläggande (metalliska) egenskaper och det är inte förvånande att upptäckarna antog det för en metall.
Selen kännetecknas av polymorfism; det finns 3 kristallina och 2 amorfa modifieringar.
Glasaktigt selen erhålls av snabbt kylt smält selen, består av ringmolekyler Se 8 och ringar med upp till 1000 atomer.
Rött amorft selen bildas om Se-ånga snabbt kyls, består huvudsakligen av felaktigt orienterade Se 8-molekyler, den löses i CS 2 vid kristallisering, två kristallmodifikationer erhålls:
t smälta 170 0 C t smälta 180 0 C
långsam snabb
byggd av Se 8 molekyler.
Mest stabil grått sexkantigt selen , bestående av ändlösa kedjor av selenatomer. Vid uppvärmning går alla modifieringar till den senare. Detta är den enda halvledarmodifieringen. Den har: smälttemperatur 221 0 C och koktemperatur 685 0 C. I ångan, tillsammans med Se 8, finns även molekyler med ett mindre antal atomer, upp till Se 2.
För tellur är allt enklare - hexagonalt tellur är det mest stabila, med en smälttemperatur på 452 0 C och en koktemperatur på 993 0 C. Amorft tellur är fint dispergerat hexagonalt tellur.
Selen och tellur är stabila i luft; vid upphettning brinner de och bildar dioxider SeO 2 och TeO 2. Vid rumstemperatur reagerar de inte med vatten.
När amorft selen värms upp till t 60 0 C börjar det reagera med vatten:
3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3 (17)
Tellur är mindre aktivt och reagerar med vatten över 100 0 C. Det reagerar med alkalier under mildare förhållanden och bildar:
3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na2Te + Na2TeO3 + 3H2O (19)
De reagerar inte med syror (HCl och utspädd H 2 SO 4), utspädd HNO 3 oxiderar dem till H 2 SeO 3; H 2 TeO 3, om syran är koncentrerad, oxiderar den tellur till det basiska nitratet Te 2 O 3 (OH)NO 3 .
Koncentrerad H 2 SO 4 löser selen och tellur och bildar
Se 8 (HSO 4) 2 – grön H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 – röd Te 2 O 3 SO 4
½ lösningar
instabil
Se och Te släpps
Se, liksom S, kännetecknas av additionsreaktioner:
Na2S + 4Se = Na2SSe4 (mest stabil) (20)
Na 2S + 2Te = Na 2 STe 2 (mest stabil) (21)
i det allmänna fallet Na2SEn, där E = Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
selenosulfat
För tellur sker denna reaktion endast i autoklaver.
Se + KCN = KSeCN (okänt för tellur) (23)
Selen interagerar med väte vid en temperatur av 200 0 C:
Se + H 2 = H 2 Se (24)
För tellur fortskrider reaktionen med svårighet och utbytet av vätetellurid är litet.
Selen och tellur reagerar med de flesta metaller. I föreningar kännetecknas selen och tellur av oxidationstillstånd av -2, +4 och +6 är också kända.
Föreningar med syre Dioxider. SeO 2 – vit, sublim. – 337 0 C, löses i vatten och bildar H 2 SeO 3 – instabil, vid en temperatur av 72 0 C sönderdelas genom peretektisk reaktion.
TeO 2 – mer eldfast, t pl. – 733 0 С, kokpunkt. – 1260 0 C, icke-flyktig, lätt löslig i vatten, lättlöslig i alkalier, lägsta löslighet sker vid pH ~ 4, en fällning av H 2 TeO 3 frigörs från lösningen, instabil och sönderfaller vid torkning.
Trioxider. Högre oxider erhålls under inverkan av starka oxidationsmedel.
SeO 3 (liknar SO 3) reagerar med vatten och bildar H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, starkt oxidationsmedel, löser Au:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
löser Pt i en blandning med HCl.
TeO 3 är en lågaktiv substans, som finns i amorfa och kristallina modifikationer. Den amorfa trioxiden hydratiseras vid långvarig exponering för hett vatten och omvandlas till orto-tellursyra H 6 TeO 6 . Löser sig i koncentrerade alkalilösningar vid upphettning och bildar tellurater.
H 2 TeO 4 har tre varianter: orto-tellursyra H 6 TeO 6 är mycket löslig i H 2 O, dess lösningar ger ingen sur reaktion; det är en mycket svag syra; vid uttorkning, polymetatellursyra (H 2 TeO 4 n är olöslig i vatten. Allotellursyra erhålls genom att värma orto-tellursyra i en förseglad ampull, är blandbar med vatten i alla förhållanden och är sur till sin natur. Det är intermediärt, det finns 6 – 10 molekyler i kedjan, det är instabilt, vid rumstemperatur övergår det till orto-tellursyra, och när det värms upp i luft omvandlas det snabbt till H 2 TeO 4.
Salt. För selenater är tungmetallsalter mycket lösliga i vatten, selenater av alkalimetaller, bly och, till skillnad från sulfater, Ag och Tl är svagt lösliga. Vid upphettning bildar de seleniter (till skillnad från sulfater). Seleniter är mer stabila än sulfiter, de kan smältas, till skillnad från sulfiter.
Tellurater Na 2 H 4 TeO 6 - orthotellurat finns i två modifikationer, erhållna vid låga temperaturer, det är lösligt i vatten och vid höga temperaturer är det olösligt. Vid dehydrering erhålls Na 2 TeO 4, som är olösligt i vatten. Tunga tellurater och alkalimetaller kännetecknas av låg löslighet. Till skillnad från tellurat är natriumtellurit lösligt i vatten.
Hydrider. H 2 Se och H 2 Te-gaser löser sig i vatten och ger starkare syror än H 2 S. När de neutraliseras med alkalier bildar de salter som liknar Na 2 S. Tellurider och selenider, liksom Na 2 S, kännetecknas av additionsreaktioner:
Na2Se + Se = Na2Se2 (26)
Na2Se + nS = Na2SeSn (27)
I det allmänna fallet bildas Na 2 ES 3 och Na 2 ES 4, där E är selen och tellur.
Klorider. Om för svavel den mest stabila är S 2 Cl 2, så för selen är en liknande förening känd, men den mest stabila är SeCl 4, för tellur TeCl 4. När SeCl 4 löses i vatten hydrolyseras:
SeCl4 + 3H2O = 4HCl + H2SeO3 (28)
TeCl 4 löser sig utan märkbar hydrolys.
För TeCl 4 är följande komplex kända: K 2 TeCl 6 och KTeCl 5, med aluminiumklorid bildar det katjoniska komplex + -. I vissa fall bildar selen även komplex, men endast hexaklorselenater är kända för det: M 2 SeCl 6 .
När de värms upp sublimeras och dissocieras de:
SeCl4 = SeCl2 + Cl2 (29)
under kondensering är de oproportionerliga:
2TeCl2 = Te + TeCl4 (30)
Fluorider, bromider och jodider är kända för att endast bildas i tellur.
Sulfider. Vid smältning med svavel bildas inga föreningar. När H 2 S verkar på selen- och tellursalter är det möjligt att fälla ut TeS 2 och en blandning av SeS 2 och SeS (man tror att detta är en blandning av S och Se).
Genom syntes, genom att ersätta svavel med selen i S 8-molekylen, erhölls Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7, substitutionen sker genom en svavelatom.
Bild 2
Svavel, selen och tellur är element i huvudundergruppen av grupp VI, medlemmar av kalkogenfamiljen.
Bild 3
Svavel
Svavel är ett av de ämnen som mänskligheten har känt till sedan urminnes tider. Även de gamla grekerna och romarna hittade olika praktiska användningsområden för det. Bitar av inhemskt svavel användes för att utföra ritualen att driva ut onda andar.
Bild 4
Tellur
I en av regionerna i Österrike, som kallades Semigorye, upptäcktes en märklig blåvit malm på 1700-talet.
Bild 5
selen
Selen är ett av de grundämnen som människan kände till redan innan dess officiella upptäckt. Detta kemiska element var mycket väl maskerat av andra kemiska element som liknade selen i egenskaper. Huvudämnena som maskerade det var svavel och tellur.
Bild 6
Mottagande
Metoden att oxidera svavelväte till elementärt svavel utvecklades först i Storbritannien, där de lärde sig att få betydande mängder svavel från Na2CO3 som finns kvar efter framställning av soda med den franske kemisten N. Leblancs metod för kalciumsulfid CaS. Leblancs metod bygger på reduktion av natriumsulfat med kol i närvaro av kalksten CaCO3. Na2S04 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Bild 7
Sodan lakas sedan med vatten och den vattenhaltiga suspensionen av svårlöslig kalciumsulfid behandlas med koldioxid
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Den resulterande svavelväte H2S blandad med luft leds i en ugn över ett katalysatorskikt. I detta fall, på grund av den ofullständiga oxidationen av vätesulfid, bildas svavel 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
Bild 8
Vid upphettning med saltsyra reduceras selensyra till selensyra. Sedan leds svaveldioxid SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 genom den resulterande lösningen av selensyra. För att rena bränns selen sedan i syre mättat med ångor av rykande salpetersyra HNO3. I detta fall sublimeras ren selendioxid SeO2. Från en lösning av SeO2 i vatten, efter tillsats av saltsyra, fälls selen ut igen genom att svaveldioxid passerar genom lösningen.
Bild 9
För att skilja Te från slam sintras de med soda följt av urlakning. Te går över i en alkalisk lösning, från vilken det vid neutralisering fälls ut i form av TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. För att rena tellur från S och Se används dess förmåga att under inverkan av ett reduktionsmedel (Al) i ett alkaliskt medium omvandla till löslig ditelluriddinatrium Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
Bild 10
För att fälla tellur passerar luft eller syre genom lösningen: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. För att erhålla tellur av speciell renhet kloreras det: Te+2Cl2=TeCl4. Den resulterande tetrakloriden renas genom destillation eller rektifikation. Därefter hydrolyseras tetrakloriden med vatten: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl, och den resulterande TeO2 reduceras med väte: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
Bild 11
Fysikaliska egenskaper
Bild 12
Kemiska egenskaper
I luft brinner svavel och bildar svaveldioxid - en färglös gas med en skarp lukt: S + O2 → SO2 De reducerande egenskaperna hos svavel manifesteras i reaktionerna av svavel med andra icke-metaller, men vid rumstemperatur reagerar svavel endast med fluor : S + 3F2 → SF6
Bild 13
Smält svavel reagerar med klor, med möjlig bildning av två lägre klorider 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Vid upphettning reagerar svavel också med fosfor och bildar en blandning av fosforsulfider, bland vilka är den högre sulfiden P2S5: 5S + 2P → P2S2 Dessutom, vid upphettning, reagerar svavel med väte, kol, kisel: S + H2 → H2S (vätesulfid) C + 2S → CS2 (koldisulfid)
Bild 14
Av de komplexa ämnena bör vi först och främst notera reaktionen av svavel med smält alkali, där svavel disproportionerar på samma sätt som klor: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Med koncentrerade oxiderande syror reagerar svavel endast vid långvarig uppvärmning: S+ 6HNO3 (konc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konc) → 3SO2 + 2H2O
Bild 15
Vid 100–160°C oxideras det av vatten: Te+2H2O= TeO2+2H2 När det kokas i alkaliska lösningar, blir tellur oproportionerligt och bildar tellurid och tellurit: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
Bild 16
Utspädd HNO3 oxiderar Te till tellursyra H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Starka oxidationsmedel (HClO3, KMnO4) oxiderar Te till svag tellursyra H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Tellurföreningar (+2) är instabila och benägna att disproportionera: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Bild 17
När den värms upp i luft brinner den och bildar färglös kristallin SeO2: Se + O2 = SeO2. Reagerar med vatten vid upphettning: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selen reagerar vid upphettning med salpetersyra och bildar selensyra H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Bild 18
När det kokas i alkaliska lösningar blir selen disproportionerat: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Om selen kokas i en alkalisk lösning genom vilken luft eller syre passerar, bildas rödbruna lösningar som innehåller polyselenider: K2Se + 3Se = K2Se4
I VIA-gruppen av det periodiska systemet av element D.I. Mendeleevs grundämnen inkluderar syre, svavel, selen, tellur och polonium. De fyra första av dem är icke-metalliska till sin natur. Allmänt namn på elementen i denna grupp kalkogener, som är översatt från grekiska. betyder "bildande malmer", vilket indikerar deras förekomst i naturen.
Elektronisk formel för valensskalet av atomer av grupp VI-element.
Atomerna i dessa grundämnen har 6 valenselektroner i s- och p-orbitaler på den yttre energinivån. Av dessa är två p-orbitaler till hälften fyllda.
Syreatomen skiljer sig från atomerna hos andra kalkogener i frånvaro av en lågt liggande d-subnivå. Därför kan syre som regel endast bilda två bindningar med atomer av andra element. Men i vissa fall tillåter närvaron av ensamma elektronpar på den yttre energinivån syreatomen att bilda ytterligare bindningar genom donator-acceptormekanismen.
För atomer av andra kalkogener, när energi tillförs utifrån, kan antalet oparade elektroner öka som ett resultat av övergången av s- och p-elektroner till d-subnivån. Därför kan atomer av svavel och andra kalkogener bilda inte bara 2, utan också 4 och 6 bindningar med atomer av andra element. Till exempel, i ett exciterat tillstånd av en svavelatom, kan elektronerna i den yttre energinivån få den elektroniska konfigurationen 3s 2 3p 3 3d 1 och 3s 1 3p 3 3d 2:
Beroende på tillståndet hos elektronskalet uppträder olika oxidationstillstånd (CO). I föreningar med metaller och väte uppvisar element i denna grupp CO = -2. I föreningar med syre och icke-metaller kan svavel, selen och tellur ha CO = +4 och CO = +6. I vissa föreningar uppvisar de CO = +2.
Syre är näst efter fluor i elektronegativitet. I fluoroxid F2O är oxidationstillståndet för syre positivt och lika med +2. Med andra grundämnen uppvisar syre vanligtvis ett oxidationstillstånd på -2 i föreningar, med undantag för väteperoxid H 2 O 2 och dess derivat, där syre har ett oxidationstillstånd på -1. I levande organismer är syre, svavel och selen en del av biomolekyler i oxidationstillståndet -2.
I serien O - S - Se-Te - Po ökar atomernas och jonernas radier. Följaktligen minskar joniseringsenergin och den relativa elektronegativiteten naturligt i samma riktning.
Med en ökning av det ordinära antalet element i grupp VI minskar den oxidativa aktiviteten hos neutrala atomer och den reducerande aktiviteten hos negativa joner ökar. Allt detta leder till en försvagning av de icke-metalliska egenskaperna hos kalkogener under övergången från syre till tellur.
När atomnumret av kalkogener ökar, ökar de karakteristiska koordinationstalen. Detta beror på det faktum att under övergången från p-element i den fjärde perioden till p-element i den femte och sjätte perioden i bildandet av σ- och π-bindningar börjar d spela en allt viktigare roll - och även f-orbitaler. Så om för svavel och selen är de mest karakteristiska koordinationstalen 3 och 4, då för tellur - 6 och till och med 8.
Under normala förhållanden är väteföreningar H 2 E av grupp VIA-element, med undantag för vatten, gaser med en mycket obehaglig lukt. Den termodynamiska stabiliteten för dessa föreningar minskar från vatten till vätetellurid H 2 Te. I vattenlösningar uppvisar de lätt sura egenskaper. I serien H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ökar syrornas styrka.
Detta förklaras av en ökning av radierna för E 2-jonerna och en motsvarande försvagning av E-H-bindningarna. Den reducerande förmågan hos H2E ökar i samma riktning.
Svavel, selen och tellur bildar två serier av sura oxider: EO 2 och EO 3. De motsvarar sura hydroxider med sammansättningen H 2 EO 3 och H 2 EO 4. Syror H 2 EO 3 i fritt tillstånd är instabila. Salterna av dessa syror och syrorna själva uppvisar redoxdualitet, eftersom elementen S, Se och Te i dessa föreningar har ett mellanliggande oxidationstillstånd på + 4.
Syror med kompositionen H 2 EO 4 är mer stabila och uppträder som oxidationsmedel i reaktioner (grundämnets högsta oxidationstillstånd är +6).
Kemiska egenskaper hos syreföreningar. Syre är det vanligaste grundämnet i jordskorpan (49,4%). Syrets höga halt och höga kemiska aktivitet bestämmer den dominerande formen av existens för de flesta av jordens element i form av syrehaltiga föreningar. Syre är en del av alla vitala organiska ämnen - proteiner, fetter, kolhydrater.
Utan syre är många extremt viktiga livsprocesser omöjliga, såsom andning, oxidation av aminosyror, fetter och kolhydrater. Endast ett fåtal växter, som kallas anaeroba, kan överleva utan syre.
Hos högre djur (fig. 8.7) tränger syre in i blodet och kombineras med hemoglobin och bildar den lätt dissocierbara föreningen oxihemoglobin. Med blodflödet kommer denna förening in i kapillärerna i olika organ. Här spjälkas syre från hemoglobinet och diffunderar genom kapillärernas väggar in i vävnaderna. Kopplingen mellan hemoglobin och syre är bräcklig och uppstår på grund av donator-acceptor-interaktion med Fe 2+-jonen.
I vila andas en person in cirka 0,5 m 3 luft per timme. Men bara 1/5 av syret som andas in med luft hålls kvar i kroppen. Överskott av syre (4/5) är dock nödvändigt för att skapa en hög syrekoncentration i blodet. Detta, i enlighet med Ficks lag, säkerställer en tillräcklig hastighet av syrediffusion genom kapillärernas väggar. Således använder en person faktiskt cirka 0,1 m 3 syre per dag.
Syre konsumeras i vävnader. för oxidation av olika ämnen. Dessa reaktioner leder i slutändan till bildning av koldioxid, vatten och energilagring.
Syre konsumeras inte bara i andningsprocessen, utan också i processen med sönderfall av växt- och djurrester. Som ett resultat av sönderfallsprocessen av komplexa organiska ämnen bildas deras oxidationsprodukter: CO 2, H 2 O, etc. Syregenerering sker i växter.
Således, som ett resultat av syrecykeln i naturen, bibehålls dess konstanta innehåll i atmosfären. Naturligtvis är syrekretsloppet i naturen nära relaterat till kolets kretslopp (Fig. 8.8).
Grundämnet syre finns i form av två enkla ämnen (allotropa modifieringar): dioxygen(syre) O 2 och trioxygen(ozon) O3. I atmosfären finns nästan allt syre i form av syre O 2, medan ozonhalten är mycket liten. Den maximala volymandelen av ozon på en höjd av 22 km är endast 10 -6 %.
Syremolekylen O2 är mycket stabil i frånvaro av andra ämnen. Närvaron av två oparade elektroner i molekylen bestämmer dess höga reaktivitet. Syre är en av de mest aktiva icke-metallerna. Det reagerar direkt med de flesta enkla ämnen och bildar oxider E x O y. Oxidationstillståndet för syre i dem är -2. I enlighet med förändringen i strukturen hos atomernas elektroniska skal, förändras den kemiska bindningens natur och följaktligen strukturen och egenskaperna hos oxider i perioderna och grupperna av elementsystemet naturligt. Således, i serien av oxider av element från den andra perioden Li2O-BeO-B2O3-CO2-N2O5 minskar polariteten hos den kemiska bindningen E-O från grupp I till V gradvis. I enlighet med detta försvagas de basiska egenskaperna och de sura egenskaperna förbättras: Li 2 O är en typisk basisk oxid, BeO är amfoter och B 2 O 3, CO 2 och N 2 O 5 är sura oxider. Syra-basegenskaper förändras på liknande sätt under andra perioder.
I huvudundergrupperna (A-grupper), med ökande atomnummer för grundämnet, ökar vanligtvis joniciteten hos E-O-bindningen i oxider.
Följaktligen ökar de grundläggande egenskaperna hos oxider i Li-Na-K-Rb-Cs-gruppen och andra A-grupper.
Oxidernas egenskaper, på grund av förändringar i den kemiska bindningens natur, är en periodisk funktion av laddningen av kärnan i elementets atom. Detta bevisas till exempel av förändringar i smälttemperaturer och entalpier för oxidbildning över perioder och grupper beroende på kärnans laddning.
Polariteten hos E-OH-bindningen i E(OH)n-hydroxider, och därför egenskaperna hos hydroxiderna, förändras naturligt beroende på grupperna och perioderna i elementsystemet.
Till exempel, i IA-, IIA- och IIIA-grupper från topp till botten, med ökande jonradier, ökar polariteten hos E-OH-bindningen. Som ett resultat sker jonisering E-OH → E + + OH - lättare i vatten. Följaktligen förbättras de grundläggande egenskaperna hos hydroxider. I grupp IA förbättras således alkalimetallhydroxidernas huvudsakliga egenskaper i serien Li-Na-K-Rb-Cs.
I perioder från vänster till höger, med minskande jonradier och ökande jonladdning, minskar E-OH-bindningens polaritet. Som ett resultat sker jonisering av EON ⇄ EO - + H + lättare i vatten. Följaktligen förbättras sura egenskaper i denna riktning. Under den femte perioden är således hydroxidema RbOH och Sr(OH)2 baser, In(OH)3 och Sn(OH)4 är amfotera föreningar och H och H6TeO6 är syror.
Den vanligaste oxiden på jorden är väteoxid eller vatten. Det räcker med att säga att den utgör 50-99% av massan av någon levande varelse. Människokroppen innehåller 70-80% vatten. Under loppet av 70 år av livet dricker en person cirka 25 000 kg vatten.
Vatten har genom sin struktur unika egenskaper. I en levande organism är det ett lösningsmedel av organiska och oorganiska föreningar och deltar i processerna för jonisering av molekyler av lösta ämnen. Vatten är inte bara det medium i vilket biokemiska reaktioner äger rum, utan deltar också aktivt i hydrolytiska processer.
Syrets förmåga att bildas är avgörande oxygenyl komplex med olika ämnen. Tidigare övervägdes exempel på oxygenylkomplex O2 med metalljoner - syrebärare i levande organismer - oxyhemoglobin och oxyhemocyanin:
НbFe 2 + + О 2 → НbFe 2+ ∙О 2
НсСu 2+ + О 2 → НсСu 2+ ∙О 2
där Hb är hemoglobin, Hc är hemocyanin.
Med två ensamma elektronpar fungerar syre som en donator i dessa koordinationsföreningar med metalljoner. I andra föreningar bildar syre olika vätebindningar.
För närvarande ägnas mycket uppmärksamhet åt framställningen av oxygenylkomplex av övergångsmetaller, som skulle kunna utföra funktioner som liknar de för motsvarande biooorganiska komplexföreningar. Sammansättningen av den interna koordinationssfären för dessa komplex liknar naturliga aktiva centra. I synnerhet är komplex av kobolt med aminosyror och vissa andra ligander lovande för sin förmåga att reversibelt tillföra och frisätta elementärt syre. Dessa föreningar kan i viss utsträckning betraktas som hemoglobinsubstitut.
En av de allotropa modifieringarna av syre är ozon O 3. Ozon skiljer sig mycket från syre O2 i sina egenskaper - det har högre smält- och kokpunkter och har en stickande lukt (därav dess namn).
Bildandet av ozon från syre åtföljs av absorption av energi:
3О 2 ⇄2О 3 ,
Ozon produceras genom inverkan av en elektrisk urladdning i syre. Ozon bildas av O 2 och under påverkan av ultraviolett strålning. Därför, när bakteriedödande och fysioterapeutiska ultravioletta lampor fungerar, känns lukten av ozon.
Ozon är det starkaste oxidationsmedlet. Oxiderar metaller, reagerar våldsamt med organiska ämnen och vid låga temperaturer oxiderar föreningar med vilka syre inte reagerar:
O 3 + 2 Ag = Ag 2 O + O 2
РbS + 4О 3 = РbSO 4 + 4O 2
En välkänd kvalitativ reaktion är:
2KI + O3 + H2O = I2 + 2KON + O2
Den oxidativa effekten av ozon på organiska ämnen är förknippad med bildandet av radikaler:
RН + О 3 → RО 2 ∙ + HAN ∙
Radikaler initierar radikala kedjereaktioner med bioorganiska molekyler - lipider, proteiner, DNA. Sådana reaktioner leder till cellskador och död. I synnerhet dödar ozon mikroorganismer som finns i luft och vatten. Detta är grunden för användningen av ozon för sterilisering av dricksvatten och poolvatten.
Kemiska egenskaper hos svavelföreningar. I sina egenskaper är svavel nära syre. Men till skillnad från det, uppvisar det i föreningar inte bara oxidationstillståndet -2, utan också positiva oxidationstillstånd +2, +4 och +6. Svavel, som syre, kännetecknas av allotropi - förekomsten av flera elementära ämnen - ortorombiskt, monokliniskt, plastiskt svavel. På grund av dess lägre elektronegativitet jämfört med syre är förmågan att bilda vätebindningar i svavel mindre uttalad. Svavel kännetecknas av bildandet av stabila polymerhomokedjor med sicksackform.
Bildandet av homokedjor från svavelatomer är också karakteristiskt för dess föreningar, som spelar en betydande biologisk roll i livsprocesser. I molekylerna av aminosyran cystin finns alltså en disulfidbrygga -S-S-:
Denna aminosyra spelar en viktig roll i bildandet av proteiner och peptider. Tack vare S-S disulfidbindningen hålls polypeptidkedjorna samman (disulfidbrygga).
Karakteristiskt för svavel är bildningen av en vätesulfid (sulfhydryl) tiolgrupp -SH, som finns i aminosyran cystein, proteiner och enzymer.
Aminosyran metionin är mycket viktig biologiskt.
Donatorn av metylgrupper i levande organismer är S-adenosylmetionin Ad-S-CH 3 - en aktiverad form av metionin där metylgruppen är kopplad genom S till adenin Ad. Metylgruppen av metionin i biosyntesprocesser överförs till olika acceptorer av metylgrupper RH:
Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SN + R-CH 3
Svavel är ganska utbrett på jorden (0,03%). Det finns i naturen i form av sulfid (ZnS, HgS, PbS, etc.) och sulfat (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O, CaSO 4 ∙2H 2 O, etc.) mineraler, såväl som i de naturliga stat. Utfällt svavelpulver används externt i form av salvor (5-10-20%) och pulver vid behandling av hudsjukdomar (seborré, psoriasis). Kroppen producerar svaveloxidationsprodukter - polytionsyror med den allmänna formeln H 2 S x O 6 ( x = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
Svavel är en ganska reaktiv icke-metall. Även vid lätt uppvärmning oxiderar den många enkla ämnen, men den oxideras i sig själv lätt av syre och halogener (redoxdualitet).
Svavel uppvisar oxidationstillstånd -2 i vätesulfid och dess derivat - sulfider.
Svavelväte (divätesulfid) finns ofta i naturen. Ingår i så kallat svavelmineralvatten. Det är en färglös gas med en obehaglig lukt. Det bildas under förfall av växter och i synnerhet djurrester under påverkan av mikroorganismer. Vissa fotosyntetiska bakterier, som gröna svavelbakterier, använder divätesulfid som vätedonator. Dessa bakterier, istället för syre O2, producerar elementärt svavel - en produkt av oxidationen av H2S.
Divätesulfid är ett mycket giftigt ämne, eftersom det är en hämmare av enzymet cytokromoxidas, en elektrontransportör i andningskedjan. Det blockerar överföringen av elektroner från cytokromoxidas till syre O2.
Vattenlösningar av H 2 S ger en svagt sur reaktion på lackmus. Jonisering sker i två steg:
Н 2 S ⇄ Н + + НS - (I scen)
NS - ⇄ N + + S 2- (II-steg)
Svavelvätesyra är mycket svag. Därför sker andra steg jonisering endast i mycket utspädda lösningar.
Salter av hydrosulfidsyra kallas sulfider. Endast sulfider av alkali, alkaliska jordartsmetaller och ammonium är lösliga i vatten. Syrasalter - hydrosulfider E + HS och E 2+ (HS) 2 - är endast kända för alkali- och jordalkalimetaller
Eftersom de är salter av en svag syra, genomgår sulfider hydrolys. Hydrolys av sulfider av flerfaldigt laddade metallkatjoner (Al 3+, Cr 3+, etc.) når ofta fullbordan och är praktiskt taget irreversibel.
Sulfider, särskilt vätesulfid, är starka reduktionsmedel. Beroende på förhållandena kan de oxideras till S, SO 2 eller H 2 SO 4:
2H 2S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (i luft)
2H2S + O2 = 2H2O + 2S (i luft)
3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl (i lösning)
Vissa proteiner som innehåller cystein HSCH 2 CH(NH 2) COOH och en viktig metabolit coenzym A, med vätesulfid (tiol) grupper -SH, uppträder i ett antal reaktioner som biooorganiska derivat av divätesulfid. Proteiner som innehåller cystein, såväl som divätesulfid, kan oxideras med jod. Med hjälp av en disulfidbrygga som bildas under oxidationen av tiolgrupper förbinder cysteinrester av polypeptidkedjor dessa kedjor med en tvärbindning (en tvärbindning bildas).
Många svavelhaltiga E-SH-enzymer förgiftas irreversibelt av tungmetalljoner, såsom Cu 2+ eller Ag+. Dessa joner blockerar tiolgrupper för att bilda merkaptaner, biooorganiska analoger av sulfider:
E-SН + Ag + → E-S-Аg + H+
Som ett resultat förlorar enzymet aktivitet. Affiniteten för Ag+-joner för tiolgrupper är så hög att AgNO3 kan användas för kvantitativ bestämning av -SH-grupper genom titrering.
Svavel(IV)oxid SO 2 är en sur oxid. Det erhålls genom att bränna elementärt svavel i syre eller rosta pyrit FeS 2:
S + O 2 = SO 2
4FеS 2 + 11О 2 = 2Fe 2 О 3 + 8SO 2
SO 2 - gas med en kvävande lukt; mycket giftig. När SO 2 löser sig i vatten bildas den svavelsyra H2SO3. Denna syra är av medelstyrka. Svavelsyra, som är tvåbasisk, bildar två typer av salter: medium - sulfiter(Na 2 SO 3, K 2 SO 3, etc.) och sura - hydrosulfiter(NaHSO3, KHS03, etc.). Endast salter av alkalimetaller och hydrosulfiter av typen E 2+ (HSO 3) 2 är lösliga i vatten, där E är element av olika grupper.
Oxid SO2, sur H2SO3 och dess salter kännetecknas av redoxdualitet, eftersom svavel i dessa föreningar har ett mellanliggande oxidationstillstånd på +4:
2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4
SO2 + 2H2S = 3S° + 2H2O
De reducerande egenskaperna hos svavel(IV)-föreningar dominerar dock. Således oxideras sulfiter i lösningar även av dioxygen i luften vid rumstemperatur.
Hos högre djur verkar SO 2 -oxid främst som irriterande på slemhinnan i luftvägarna. Denna gas är också giftig för växter. I industriområden där mycket kol som innehåller små mängder svavelföreningar förbränns släpps svaveldioxid ut i atmosfären. SO 2 löses upp i fukten på bladen och bildar en lösning av svavelsyra, som i sin tur oxideras till svavelsyra H 2 SO 4:
SO2 + H2O = H2SO3
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4
Luftfuktighet med löst SO 2 och H 2 SO 4 faller ofta i form av surt regn, vilket leder till att vegetationen dör.
När en lösning av Na2SO3 upphettas med svavelpulver, natriumtiosulfat:
Na2SO3 + S = Na2S2O3
Kristallint hydrat Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O frigörs från lösningen Natriumtiosulfat - salt tiosvavelsyra H2S2O3.
Tiosvavelsyra är mycket instabil och sönderdelas till H 2 O, SO 2 och S. Natriumtiosulfat Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O används i medicinsk praxis som ett antitoxiskt, antiinflammatoriskt och desensibiliserande medel. Som ett antitoxiskt medel används natriumtiosulfat för förgiftning med kvicksilverföreningar, bly, cyanvätesyra och dess salter. Läkemedlets verkningsmekanism är uppenbarligen förknippad med oxidationen av tiosulfatjon till sulfitjon och elementärt svavel:
S2O32- → SO32- + S°
Bly och kvicksilverjoner som kommer in i kroppen med mat eller luft bildar svårlösliga giftfria sulfiter:
Рb 2+ + SO 3 2- = РbSO 3
Cyanidjoner reagerar med elementärt svavel och bildar mindre giftiga tiocyanater:
СN - + S° = NСS -
Natriumtiosulfat används också för att behandla skabb. Efter att ha gnuggat in lösningen i huden, upprepa gnuggningen med en 6% HCl-lösning. Som ett resultat av reaktionen med HCl sönderdelas natriumtiosulfat till svavel och svaveldioxid:
Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + S + H2O
som har en skadlig effekt på skabbkvalster.
Oxid svavel(VI) SO 3 är en flyktig vätska. När SO 3 interagerar med vatten bildar svavelsyra:
SO3 + H2O = H2SO4
Strukturen hos svavelsyramolekyler motsvarar svavel i sp 3 - hybridtillstånd.
Svavelsyra är en stark tvåbasisk syra. I det första steget är det nästan helt joniserat:
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 - ,
Jonisering i det andra steget sker i mindre utsträckning:
НSO 4 - ⇄ Н + + SO 4 2- ,
Koncentrerad svavelsyra är ett starkt oxidationsmedel. Det oxiderar metaller och icke-metaller. Typiskt är produkten av dess reduktion SO2, även om andra produkter (S, H2S) kan erhållas beroende på reaktionsbetingelserna (metallaktivitet, temperatur, syrakoncentration).
Eftersom H 2 SO 4 är en tvåbasisk syra, bildar två typer av salter: medium - sulfater(Na 2 SO 4, etc.) och sura - hydrosulfater(NaHS04, KHS04, etc.). De flesta sulfater är mycket lösliga i vatten Många sulfater isoleras från lösningar i form av kristallina hydrater: FeSO 4 ∙7H 2 O, CuSO 4 ∙5H 2 O. De praktiskt taget olösliga sulfaterna inkluderar BaSO 4, SrSO 4 och PbSO 4. Något lösligt kalciumsulfat CaSO 4 . Bariumsulfat är olösligt inte bara i vatten utan också i utspädda syror.
I medicinsk praxis används sulfater av många metaller som läkemedel: Na 2 SO 4 ∙10H 2 O - som laxermedel, MgSO 4 ∙7H 2 O - för högt blodtryck, som laxermedel och som koleretisk medel, kopparsulfat CuSO 4 ∙ 5H 2 O och ZnSO 4 ∙7H 2 O - som antiseptisk, sammandragande, kräkningsmedel, bariumsulfat BaSO 4 - som kontrastmedel för röntgenundersökning av matstrupe och magsäck
Föreningar av selen och tellur. De kemiska egenskaperna hos tellur och speciellt selen liknar svavel. Förstärkning av de metalliska egenskaperna hos Se och Te ökar emellertid deras tendens att bilda starkare jonbindningar. Likheten mellan fysikalisk-kemiska egenskaper: radier av E 2- joner, koordinationsnummer (3, 4) - bestämmer utbytbarheten av selen och svavel i föreningar. Således kan selen ersätta svavel i enzymernas aktiva centra. Att ersätta vätesulfidgruppen -SH med väteselenidgruppen -SeH förändrar förloppet av biokemiska processer i kroppen. Selen kan fungera som både en synergist och en antagonist av svavel.
Med väte bildas Se och Te liknande H 2 S, mycket giftiga gaser H 2 Se och H 2 Te. Diväteselenid och divätetellurid är starka reduktionsmedel. I serien H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ökar den reducerande aktiviteten.
För H 2 Se isoleras som medium salter - selenider(Na 2 Se, etc.), och sura salter - hydroselenider(NaHSe, etc.). För H 2 Te är endast medelstora salter kända - tellurides.
Föreningar av Se (IV) och Te (IV) med syre, till skillnad från SO 2, är fasta kristallina ämnen SeO 2 och TeO 2.
Selensyra H 2 SeO 3 och dess salter seleniter, till exempel är Na2SeO3 oxidationsmedel med medelstyrka. I vattenlösningar reduceras de sålunda till selen med sådana reduktionsmedel som SO 2, H 2 S, HI, etc.:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O = Se + 2H 2 SO 4
Uppenbarligen bestämmer lättheten att reducera seleniter till elementärt tillstånd bildandet av biologiskt aktiva seleninnehållande föreningar i kroppen, till exempel selenocystein.
SeO 3 och TeO 3 är sura oxider. Syrgasyrorna Se (VI) och Te (VI) - selen H2SeO4 och tellur H 6 TeO 6 - kristallina ämnen med starkt oxiderande egenskaper. Salterna av dessa syror kallas respektive selenater Och tellurates.
I levande organismer är selenater och sulfater antagonister. Således leder införandet av sulfater till avlägsnande av överskott av selenhaltiga föreningar från kroppen.
Föreningar med oxidationstillstånd –2. H 2 Se och H 2 Te är färglösa gaser med en äcklig lukt, lösliga i vatten. I serierna H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te minskar molekylernas stabilitet, därför uppträder H 2 Se och H 2 Te i vattenlösningar som tvåbasiska syror starkare än hydrosulfidsyra. De bildar salter - selenider och tellurider. Tellur och väteselenid, såväl som deras salter, är extremt giftiga. Selenid och tellurider har egenskaper som liknar sulfider. Bland dem finns basiska (K 2 Se, K 2 Te), amfotera (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) och sura föreningar (CSe 2, CTe 2).
Na2Se + H2O NaHSe + NaOH; CSe2 + 3H2O = H2CO3 + 2H2Se
En stor grupp av selenider och tellurider är halvledare. De mest använda är selenider och tellurider av element från zinkundergruppen.
Föreningar med oxidationstillstånd +4. Selen(IV)- och tellur(IV)oxider bildas genom oxidation av enkla ämnen med syre och är fasta polymerföreningar. Typiska syraoxider. Selen(IV)oxid löser sig i vatten och bildar selensyra, som, till skillnad från H 2 SO 3, isoleras i fritt tillstånd och är en fast substans.
SeO2 + H2O = H2SeO3
Tellur(IV)oxid är olöslig i vatten, men reagerar med vattenhaltiga lösningar av alkalier och bildar telluriter.
TeO2 + 2NaOH = Na2TeO3
H 2 TeO 3 är benägen att polymerisera, därför frigörs en fällning med variabel sammansättning TeO 2 nH 2 O när syror verkar på telluriter.
SeO 2 och TeO 2 är starkare oxidationsmedel jämfört med SO 2:
2SO2 + SeO2 = Se + 2SO3
Föreningar med oxidationstillstånd +6. Selen(VI)oxid är ett vitt fast ämne (smp 118,5 ºС, sönderdelas > 185 ºС), känt i glasartade och asbestliknande modifieringar. Erhålls genom verkan av SO 3 på selenater:
K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4
Tellur(VI)oxid har också två modifikationer: orange och gul. Framställd genom uttorkning av orthotellurinsyra:
H6TeO6 = TeO3 + 3H2O
Oxider av selen(VI) och tellur(VI) är typiska sura oxider. SeO 3 löser sig i vatten och bildar selensyra - H 2 SeO 4 . Selensyra är ett vitt kristallint ämne, i vattenlösningar är det en stark syra (K 1 = 1·10 3, K 2 = 1,2·10 -2), förkolnar organiska föreningar, ett starkt oxidationsmedel.
H2Se +6 O4 + 2HCl-1 = H2Se +4O3 + Cl20 + H2O
Salter - barium och blyselenater är olösliga i vatten.
TeO 3 är praktiskt taget olösligt i vatten, men interagerar med vattenlösningar av alkalier och bildar tellursyrasalter - tellurater.
TeO3 + 2NaOH = Na2TeO4 + H2O
När lösningar av tellurater utsätts för saltsyra frigörs orthotellursyra - H 6 TeO 6 - ett vitt kristallint ämne som är mycket lösligt i varmt vatten. Genom att dehydratisera H 6 TeO 6 kan tellursyra erhållas. Tellursyra är mycket svag, K1 = 2·10 -8, K2 = 5·10 -11.
Na2TeO4 + 2HCl + 2H2O = H6TeO6 + 2NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
Selenföreningar är giftiga för växter och djur, tellurföreningar är mycket mindre giftiga. Förgiftning med selen- och tellurföreningar åtföljs av uppkomsten av en ihållande äcklig lukt hos offret.
Litteratur: sid. 359-383, sid. 425-435, sid. 297 - 328
