ELEMENTLER VI A alt grupları
(O, S, Se, Te, Po)
Genel özellikleri
Oksijen
Kükürt
Selenyum ve tellür
Elementlerin genel özellikleri
PS'nin VI A alt grubu elementleri içerir: oksijen, kükürt, selenyum, tellür ve polonyum. Kükürt, selenyum, tellür ve polonyum için ortak bir isim kullanılır - kalkojenler. Oksijen, kükürt, selenyum ve tellür metal olmayan, polonyum ise metaldir. Polonyum radyoaktif bir elementtir, doğada radyumun radyoaktif bozunması sırasında küçük miktarlarda oluşur, bu nedenle kimyasal özellikleri tam olarak anlaşılamamıştır.
tablo 1
Kalkojenlerin temel özellikleri
| Özellikler | HAKKINDA | S | se | Onlar |
| Atom yarıçapı, nm | 0,066 | 0,104 | 0,117 | 0,136 |
| İyon yarıçapı E 2-, nm | 0,140 | 0,184 | 0,198 | 0,221 |
| İyonlaşma potansiyeli, eV | 13,62 | 10,36 | 9,75 | 9,01 |
| Elektron ilgisi, eV | 1,47 | 2,08 | 2,02 | 1,96 |
| Elektronegatiflik (Pauling'e göre) | 3,44 | 2,58 | 2,55 | 2,10 |
| Bağ ısısı, kJ/mol E –E E = E | - 146 - 494 | - 265 - 421 | - 192 - 272 | - 218 - 126 |
| Erime noktası, °С | ||||
| Kaynama noktası, °C | - 183 | |||
| Yoğunluk, g / cm3 | 1.43 (sıvı) | 2,07 | 4,80 | 6,33 |
| Yerkabuğundaki içerik, % (ağırlık) | 49,13 | 0,003 | 1.4 10-5 | 1 10 -7 |
| Doğal izotopların kütle sayıları | 16, 17, 18 | 32, 33, 34, 35 | 74, 76, 77, 78, 80, 82 | 120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130 |
| Sanatta toplanma durumu. en kararlı allotropik formun koşulları. renk | renksiz gaz | Kristal. sarı madde | Kristal. gri madde | Kristal. gümüşi beyaz madde |
| kristal hücre | TV'de moleküler. biçim | moleküler | moleküler | moleküler |
| Moleküllerin bileşimi | Yaklaşık 2 | S8 | Se ∞ | Te ∞ |
Dış elektronik katmanın yapısına göre, dikkate alınan elemanlar p-elemanlarına aittir. Dış katmandaki altı elektrondan ikisi eşleştirilmemiştir, bu da onların iki değerini belirler. Uyarılmış durumdaki kükürt, selenyum, tellür ve polonyum atomları için, eşleştirilmemiş elektronların sayısı 4 ve 6 olabilir. Yani, bu elementler dört ve altı değerlikli olabilir. Tüm elementler yüksek elektronegatiflik değerlerine sahiptir ve oksijenin EO'su flordan sonra ikinci sıradadır. Bu nedenle, bileşiklerde sanat sergilerler. oksidasyon -2, -1, 0. Kükürt, selenyum ve tellür atomlarının iyonlaşma potansiyelleri küçüktür ve bu elementler halojenli bileşiklerde +4 ve +6 oksidasyon durumlarına sahiptir. Oksijen, flor bileşiklerinde ve ozonda pozitif bir oksidasyon durumuna sahiptir.
Atomlar, O2, ... çift bağına sahip moleküller oluşturabilir ve hem basit hem de karmaşık maddelerde bulunabilen E - E - ... - E - zincirlerine katılabilir. Kimyasal aktivite ve oksitleme yeteneği açısından, kalkojenler halojenlerden daha düşüktür. Bu, doğada oksijen ve kükürdün yalnızca bağlı değil, aynı zamanda serbest durumda da var olduğu gerçeğiyle gösterilir. Kalkojenlerin düşük aktivitesi, büyük ölçüde moleküllerdeki daha güçlü bir bağdan kaynaklanmaktadır. Genel olarak, kalkojenler, artan sıcaklıkla birlikte aktivitesi keskin bir şekilde artan yüksek oranda reaktif maddeler arasındadır. Allotropik modifikasyonlar, bu alt grubun tüm maddeleri için bilinmektedir. Kükürt ve oksijen pratik olarak elektrik akımını (dielektrikler) iletmez, selenyum ve tellür yarı iletkenlerdir.
Oksijenden tellüre geçerken, elementlerin küçük atomlarla (C, N, O) çift bağ oluşturma eğilimi azalır. Büyük atomların oksijenle π-bağları oluşturamaması, özellikle tellür durumunda belirgindir. Yani tellürde H2TeO3 ve H2TeO4 (meta-formlar) asit molekülleri ve ayrıca TeO2 molekülleri yoktur. Tellür dioksit yalnızca tüm oksijen atomlarının köprü oluşturduğu bir polimer formunda bulunur: Te - O - Te. Tellürik asit, sülfürik ve selenik asidin aksine, yalnızca orto biçiminde oluşur - H6TeO6, burada, TeO2'de olduğu gibi, Te atomları O atomlarına yalnızca σ-bağları ile bağlanır.
Oksijenin kimyasal özellikleri kükürt, selenyum ve tellürden farklıdır. Aksine, kükürt, selenyum ve tellürün özelliklerinde pek çok ortak nokta vardır. Grupta yukarıdan aşağıya doğru hareket ederken, hidrojen H 2 E içeren bir dizi bileşikte asidik ve indirgeyici özelliklerde bir artışa dikkat edilmelidir; bir dizi benzer bileşikte oksitleyici özelliklerde bir artış (H2EO4, EO2); hidrojen kalkojenlerinin ve oksijen asitlerinin tuzlarının termal kararlılığında azalma.
Ana alt grubun VI. grubunun elementlerine kalkojenler denir. Bunlar arasında oksijen, kükürt, selenyum, tellür ve polonyum bulunur. "Kalkojen" kelimesi, "bakır" veya "cevher" ve "doğurulmuş" anlamına gelen iki Yunanca kelimeden oluşur.
Tanım
Doğadaki kalkojenler en çok cevher - sülfitler, piritler, oksitler, selenitler bileşiminde bulunur. Kalkojenler metal olmayanları ve metalleri içerir. Yukarıdan aşağıya grupta özellikler şu şekilde değişir:
- metalik özellikler geliştirildi;
- oksitleyici maddenin özellikleri zayıflar;
- elektronegatiflik azalır;
- termal kararlılık zayıflar.
Kalkojen grubunun genel özellikleri:
- metal olmayanlar - oksijen, kükürt, selenyum;
- metaller - tellür, polonyum;
- değerlik: II - O; IV ve VI - S; II, IV, VI - Se, Te, Po;
- elektronik konfigürasyon - ns 2 np 4;
- hidritler - H2R;
- oksitler - RO2, RO3;
- oksijen asitleri - H2RO3, H2RO4.
Pirinç. 1. Kalkojenler.
Elektronik yapılarına göre, kalkojenler p-elementlerdir. Dış enerji seviyesinde altı elektron vardır. P-yörüngesinin tamamlanmasından önce iki elektron eksiktir, bu nedenle bileşiklerde kalkojenler bir oksitleyici maddenin özelliklerini sergiler. Gruptaki enerji seviyelerinin sayısındaki artışla, dış elektronlarla olan bağ zayıflar, bu nedenle tellür ve polonyum indirgeyici maddelerdir.
Metallerin ve metal olmayanların sınırında olan tellür, metaloidlere veya yarı metallere aittir. Bir kükürt ve selenyum analoğudur, ancak daha az aktiftir.
Pirinç. 2. Tellür.
Özellikler
Kalkojen grubunun en aktif elementi oksijendir. -2, -1, +1, +2 olmak üzere dört oksidasyon durumu sergileyen güçlü bir oksitleyici ajandır.
Kalkojenlerin ana özellikleri tabloda gösterilmektedir.
|
eleman |
Fiziki ozellikleri |
Kimyasal özellikler |
|
Oksijen (O) |
Gaz. İki modifikasyon oluşturur - O2 ve O3 (ozon). O2 kokusuz ve tatsızdır, suda az çözünür. Ozon, suda yüksek oranda çözünen mavimsi kokusuz bir gazdır. |
Metallerle, metal olmayanlarla reaksiyona girer |
|
Tipik bir metal olmayan. Erime noktası 115°C olan katı madde. Suda çözünmez. Üç modifikasyon vardır - eşkenar dörtgen, monoklinik, plastik. Oksidasyon durumu - -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6 |
Oksijen, halojenler, metal olmayanlar, metaller ile reaksiyona girer |
|
|
Gevrek katı. yarı iletken. Üç modifikasyonu vardır - gri, kırmızı, siyah selenyum. Oksidasyon durumu - -2, +2, +4, +6 |
Alkali metaller, oksijen, su ile reaksiyona girer |
|
|
Dıştan metale benzer. yarı iletken. Oksidasyon durumu - -2, +2, +4, +6 |
Oksijen, alkaliler, asitler, su, metaller, ametaller, halojenler ile reaksiyona girer |
|
|
Polonyum (Po) |
Simli radyoaktif metal. Oksidasyon seviyesi - +2, +4, +6 |
Oksijen, halojenler, asitler ile reaksiyona girer |
Yapay olarak oluşturulmuş karaciğermorium (Lv) veya unungeksiyum (Uuh) da kalkojenler olarak kabul edilir. Periyodik tablonun 116. elementidir. Güçlü metalik özellikler gösterir.
Pirinç. 3. Livermorium.
Ne öğrendik?
Kalkojenler, Mendeleev'in periyodik tablosunun altıncı grubunun elementleridir. Grup üç ametal (oksijen, kükürt, selenyum), bir metal (polonyum) ve bir yarı metal (tellür) içerir. Bu nedenle, kalkojenler hem oksitleyici hem de indirgeyici maddelerdir. Metalik özellikler, grupta yukarıdan aşağıya doğru geliştirilir: oksijen bir gazdır, polonyum katı bir metaldir. Kalkojenler ayrıca güçlü metalik özelliklere sahip yapay olarak sentezlenmiş karaciğer moryumunu da içerir.
konu testi
Rapor Değerlendirmesi
Ortalama puanı: 4.3. Alınan toplam puan: 139.
Bir oksijen alt grubu veya kalkojenler - D.I.'nin periyodik sisteminin 6. grubu. Mendellev, aşağıdaki elementleri içerir: O; S; Se; Te; Po. Grup numarası, bu gruptaki elementlerin maksimum değerini gösterir. Kalkojenlerin genel elektronik formülü şöyledir: ns2np4 - dış değerlik seviyesinde, tüm elementlerin 6 elektronu vardır, bu elektron seviyesi tamamlanmadan önce nadiren pes eder ve daha sıklıkla 2 eksik elektronu kabul eder. Aynı değerlik seviyesinin varlığı, kalkojenlerin kimyasal benzerliğini belirler. Tipik oksidasyon durumları: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Oksijen, peroksitlerde yalnızca -1 - gösterir; -2 - oksitlerde; 0 - serbest durumda; +1 ve +2 - florürlerde - O2F2, OF2 çünkü d-alt seviyesi yoktur ve elektronlar ayrılamaz ve değerlik her zaman 2'dir; S - +1 ve -1 hariç her şey. Sülfürün bir d-alt düzeyi vardır ve uyarılmış haldeki 3p ve 3s'li elektronlar ayrılarak d-alt düzeyine gidebilirler. Uyarılmamış durumda, sülfürün değerliliği SO'da 2, SO2'de 4 ve SO3'te 6'dır. se+2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Selenyum, tellür ve polonyumun değerleri de 2, 4, 6'dır. Oksidasyon durumlarının değerleri elementlerin elektronik yapısına yansır: O - 2s22p4; S, 3s23p4; Se—4s24p4; Te—5s25p4; Po - 6s26p4. Yukarıdan aşağıya, dış enerji seviyesindeki bir artışla, kalkojenlerin fiziksel ve kimyasal özellikleri doğal olarak değişir: elementlerin atomunun yarıçapı artar, iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi ile elektronegatiflik azalır; metalik olmayan özellikler azalır, metal özellikler artar (oksijen, kükürt, selenyum, tellür metal değildir), polonyum metalik bir parlaklığa ve elektriksel iletkenliğe sahiptir. Kalkojenlerin hidrojen bileşikleri aşağıdaki formüle karşılık gelir: H2R: H2O, H2S, H2Se, H2Te hidrojen kalkojenlerdir. Bu bileşiklerdeki hidrojen, metal iyonları ile değiştirilebilir. Tüm kalkojenlerin hidrojen ile kombinasyon halinde oksidasyon durumu -2'dir ve değerlik de 2'dir. Hidrojen kalkojenleri suda çözüldüğünde, karşılık gelen asitler oluşur. Bu asitler indirgeyici maddelerdir. Bağlanma enerjisi azaldığından ve aktif ayrışmayı desteklediğinden, bu asitlerin gücü yukarıdan aşağıya doğru artar. Kalkojenlerin oksijen bileşikleri aşağıdaki formüle karşılık gelir: RO2 ve RO3 asit oksitlerdir. Bu oksitler suda çözündüklerinde karşılık gelen asitleri oluştururlar: H2RO3 ve H2RO4. Yukarıdan aşağıya doğru bu asitlerin kuvveti azalır. H2RO3 indirgeyici asitler, H2RO4 oksitleyici maddelerdir.
Oksijen yeryüzünde en çok bulunan elementtir. Yerkabuğunun kütlesinin %47.0'ını oluşturur. Havadaki içeriği hacimce %20.95 veya kütlece %23.10'dur. Oksijen suda, kayalarda, birçok mineralde, tuzda ve canlı organizmaları oluşturan proteinlerde, yağlarda ve karbonhidratlarda bulunur. Laboratuvarda oksijen elde edilir: - bertolet tuzu (potasyum klorat) katalizör varlığında ısıtılarak ayrışma MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - potasyum permanganat ısıtılarak ayrışma: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Bu durumda çok saf oksijen elde edilir oksijen de olabilir sulu bir sodyum hidroksit çözeltisinin elektrolizi ile elde edilebilir (elektrotlar nikeldir); Endüstriyel oksijen üretiminin ana kaynağı, sıvılaştırılan ve daha sonra fraksiyonlara ayrılan havadır. Önce nitrojen salınır (tboil = -195°C) ve kaynama noktası daha yüksek olduğundan (-183°C) hemen hemen saf oksijen sıvı halde kalır. Suyun elektrolizine dayalı oksijen elde etme yöntemi yaygındır.Oksijen normal şartlarda renksiz, tatsız ve kokusuz, havadan biraz daha ağır bir gazdır. Suda az çözünür (31 ml oksijen 20°C'de 1 litre suda çözünür). -183°C sıcaklıkta ve 101.325 kPa basınçta oksijen sıvı hale geçer. Sıvı oksijen mavimsi bir renge sahiptir ve manyetik alana çekilir.Doğal oksijen üç kararlı izotop içerir: 168O (%99.76), 178O (%0.04) ve 188O (%0.20). Üç kararsız izotop - 148O, 158O, 198O yapay olarak elde edildi.Dış elektronik seviyeyi tamamlamak için oksijen atomunda iki elektron eksik. Onları kuvvetli bir şekilde alan oksijen, -2'lik bir oksidasyon durumu sergiler. Bununla birlikte, flor içeren bileşiklerde (OF2 ve O2F2), ortak elektron çiftleri, daha elektronegatif bir element olarak florine doğru kaydırılır. Bu durumda, oksijenin oksidasyon durumları sırasıyla +2 ve +1 ve florin -1'dir.Oksijen molekülü iki O2 atomundan oluşur. Kimyasal bağ polar olmayan kovalenttir Oksijen, helyum, neon ve argon dışındaki tüm kimyasal elementlerle bileşikler oluşturur. Halojenler, altın ve platin hariç çoğu elementle doğrudan etkileşime girer. Oksijenin hem basit hem de karmaşık maddelerle reaksiyona girme hızı, maddelerin doğasına, sıcaklığa ve diğer koşullara bağlıdır. Sezyum gibi aktif bir metal, oda sıcaklığında bile atmosferik oksijende kendiliğinden tutuşur Oksijen, 60 ° C'ye ısıtıldığında fosforla, kükürt ile - 250 ° C'ye kadar, hidrojenle - 300 ° C'den fazla, karbonla (in) aktif olarak reaksiyona girer. kömür ve grafit şeklinde) - 700-800 ° C'de =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Yukarıdaki reaksiyonlara hem ısı hem de ışık salınımı eşlik eder. Oksijen içeren bu tür işlemlere yanma denir. Bağıl elektronegatiflik açısından, oksijen ikinci elementtir. Bu nedenle hem basit hem de karmaşık maddelerle kimyasal reaksiyonlarda oksitleyici bir maddedir, tk. elektronları kabul eder. Yanma, paslanma, çürüme ve soluma oksijenin katılımı ile devam eder. Bunlar redoks prosesleridir Oksidasyon proseslerini hızlandırmak için normal hava yerine oksijen veya oksijenle zenginleştirilmiş hava kullanılır. Oksijen, kimya endüstrisinde oksidatif süreçleri yoğunlaştırmak için kullanılır (nitrik asit, sülfürik asit, suni sıvı yakıt, yağlama yağları ve diğer maddelerin üretimi) Metalurji endüstrisi oldukça fazla oksijen tüketir. Oksijen yüksek sıcaklıklar üretmek için kullanılır. Oksijen-asetilen alevinin sıcaklığı 3500°C'ye, oksijen-hidrojen alevinin sıcaklığı 3000°C'ye ulaşır Tıpta oksijen, nefes almayı kolaylaştırmak için kullanılır. Soluması zor bir atmosferde çalışırken oksijen cihazlarında kullanılır.
Kükürt- insanlar tarafından birkaç bin yıldır kullanılan birkaç kimyasal elementten biri. Doğada yaygın olarak bulunur ve hem serbest halde (doğal kükürt) hem de bileşikler halinde bulunur. Kükürt içeren mineraller iki gruba ayrılabilir - sülfürler (piritler, parlatıcılar, karışımlar) ve sülfatlar. Doğal kükürt, İtalya'da (Sicilya adası) ve ABD'de büyük miktarlarda bulunur. BDT'de, Volga bölgesinde, Orta Asya eyaletlerinde, Kırım'da ve diğer bölgelerde doğal kükürt yatakları vardır.İlk grubun mineralleri arasında kurşun parlaklığı PbS, bakır parlaklığı Cu2S, gümüş parlaklığı - Ag2S, çinko bulunur. blend - ZnS, kadmiyum blend - CdS, pirit veya demir piritler - FeS2, kalkopirit - CuFeS2, zinober - HgS İkinci grubun mineralleri arasında jips CaSO4 2H2O, mirabilit (Glauber tuzu) - Na2SO4 10H2O, kieserit - MgSO4 H2O Kükürt protein moleküllerinin bir parçası olduğu için hayvan ve bitki organizmalarında bulunur. Petrolde organik kükürt bileşikleri bulunur. Fiş 1. Doğal bileşiklerden, örneğin kükürt piritten kükürt elde edilirken, yüksek sıcaklıklara ısıtılır. Kükürt pirit, demir (II) sülfit ve kükürt oluşumu ile ayrışır: FeS2=FeS+S 2. Kükürt, hidrojen sülfürün oksijen eksikliği ile oksidasyonu ile aşağıdaki reaksiyona göre elde edilebilir: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Şu anda, kükürt cevherlerinden metallerin eritilmesinde bir yan ürün olan kükürt dioksit SO2'nin karbon indirgemesi yoluyla kükürt elde etmek yaygındır: SO2 + C \u003d CO2 + S4. Metalurji ve kok fırınlarından çıkan çıkış gazları, bir kükürt dioksit ve hidrojen sülfit karışımı içerir. Bu karışım, yüksek sıcaklıkta bir katalizör üzerinden geçirilir: H2S+SO2=2H2O+3S Kükürt, limon sarısı kırılgan bir katıdır. Suda pratik olarak çözünmez, ancak karbon disülfit CS2 anilin ve diğer bazı çözücülerde yüksek oranda çözünür, ısıyı ve elektrik akımını zayıf iletir. Kükürt birkaç allotropik modifikasyon oluşturur: Doğal kükürt dört kararlı izotopun karışımından oluşur: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Kimyasal özellikler Eksik bir dış enerji seviyesine sahip bir kükürt atomu, iki elektron bağlayabilir ve -2 oksidasyon durumu gösterebilir.Kükürt, bu oksidasyon durumunu metaller ve hidrojen (Na2S, H2S) içeren bileşiklerde sergiler. Elektronlar daha elektronegatif bir elementin bir atomuna bağışlandığında veya çekildiğinde, sülfürün oksidasyon durumu +2, +4, +6 olabilir.Soğukta kükürt nispeten inerttir, ancak artan sıcaklıkla reaktivitesi artar. 1. Metallerde kükürt oksitleyici özellikler gösterir. Bu reaksiyonlar sırasında sülfürler oluşur (altın, platin ve iridyum ile reaksiyona girmez): Fe + S = FeS
2. Normal koşullar altında kükürt, hidrojen ile etkileşime girmez ve 150-200 ° C'de tersinir bir reaksiyon oluşur: H2 + S "H2S özellikleri. S+3F2=SF6 (iyot ile reaksiyona girmez)4. Sülfürün oksijende yanması 280°C'de ve havada 360°C'de gerçekleşir. Bu, bir SO2 ve SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35 karışımı üretir. Hava erişimi olmadan ısıtıldığında, kükürt doğrudan fosfor, karbon ile birleşerek oksitleyici özellikler gösterir: 2P + 3S = P2S3 2S + C = CS26. Karmaşık maddelerle etkileşime girdiğinde, kükürt esas olarak bir indirgeyici madde gibi davranır:
7. Kükürt orantısızlık reaksiyonları yapabilir. Yani kükürt tozu alkalilerle kaynatıldığında sülfitler ve sülfitler oluşur: Kükürt yaygın olarak kullanılır. uygula sanayide ve tarımda. Üretiminin yaklaşık yarısı sülfürik asit üretmek için kullanılır. Kükürt kauçuğu vulkanize etmek için kullanılır: bu durumda kauçuk kauçuğa dönüşür Kükürt rengi (ince toz) şeklinde kükürt bağ ve pamuk hastalıklarıyla mücadelede kullanılır. Barut, kibrit, parlak bileşimler elde etmek için kullanılır. Tıpta cilt hastalıklarının tedavisi için kükürtlü merhemler hazırlanır.
31 IV A alt grubunun elementleri.
Karbon (C), silikon (Si), germanyum (Ge), kalay (Sn), kurşun (Pb) - PSE'nin ana alt grubunun 4. grubunun elementleri. Dış elektron tabakasında, bu elementlerin atomlarının 4 elektronu vardır: ns2np2. Alt grupta, elementin sıra sayısındaki artışla atom yarıçapı artar, metalik olmayan özellikler zayıflar ve metalik özellikler artar: karbon ve silikon ametaldir, germanyum, kalay, kurşun metaldir. Bu alt grubun elementleri hem pozitif hem de negatif oksidasyon durumları sergiler: -4; +2; +4.
| eleman | Elektrik formülü | rad nm | OEO | BU YÜZDEN. |
| 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 |
| 32ge | 4s 2 4p 2 | 0.122 | 2.02 | -4; 0; +3; +4 |
| 50 sn | 5s 2 5p 2 | 0.141 | 1.72 | 0; +3; +4 |
| 82Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
---------------------->(metalik özellikler artar)
KALKOJENLER
ALT GRUP VIA. KALKOJENLER
OKSİJEN
Oksijen O elementi, Periyodik Elementler Tablosunun sekizinci elementi ve VIA alt grubunun ilk elementidir (Tablo 7a). Bu element en çok yer kabuğunda bulunur ve yaklaşık %50'sini (ağırlıkça) oluşturur. Soluduğumuz hava CHALCOGENES içerir, oksijenin %20'si serbest (bağsız) durumdadır ve oksijenin %88'i hidrosferde bağlı halde su H2O şeklindedir.
En yaygın izotop 168O'dur. Böyle bir izotopun çekirdeği 8 proton ve 8 nötron içerir. 10 nötron, 188O ile önemli ölçüde daha az yaygın (%0,2) izotop. Daha da az yaygın olan (%0.04), 9 nötron izotopu, 178O'dur. Tüm izotopların ağırlıklı ortalama kütlesi 16.044'tür. Kütle numarası 12 olan karbon izotopunun atom kütlesi tam olarak 12.000 olduğundan ve diğer tüm atom kütleleri bu standarda göre hesaplandığından oksijenin bu standarda göre atom kütlesi 15.9994 olmalıdır.
Oksijen, hidrojen, nitrojen ve halojenler flor, klor gibi iki atomlu bir gazdır (brom ve iyot da iki atomlu moleküller oluşturur, ancak bunlar gaz değildir). Endüstride kullanılan oksijenin çoğu atmosferden gelir. Bunu yapmak için, sıkıştırma ve soğutma çevrimlerini kullanarak kimyasal olarak saflaştırılmış havayı sıvılaştırmak için nispeten ucuz yöntemler geliştirilmiştir. Sıvılaştırılmış hava yavaşça ısıtılırken, daha uçucu ve kolayca buharlaşan bileşikler açığa çıkar ve sıvı oksijen birikir. Bu yönteme fraksiyonel damıtma veya sıvı havanın damıtılması denir. Bu durumda oksijenin nitrojen katkısı ile kirlenmesi kaçınılmazdır ve yüksek saflıkta oksijen elde etmek için rektifikasyon işlemi nitrojen tamamen giderilinceye kadar tekrarlanır.
Ayrıca bkz. AIR.
182.96 °C sıcaklıkta ve 1 atm basınçta oksijen renksiz bir gazdan soluk mavi bir sıvıya dönüşür. Rengin varlığı, maddenin eşlenmemiş elektronlara sahip moleküller içerdiğini gösterir. 218.7°C'de oksijen katılaşır. Gaz halindeki O2 havadan 1,105 kat daha ağırdır ve 0 °C'de ve 1 atm 1 lt oksijenin kütlesi 1,429 g'dır Gaz suda az çözünür (20 °C'de CHALCOGENES 0,30 cm3/l), ancak bu suda yaşamın varlığı için önemlidir. Çelik endüstrisinde büyük oksijen kütleleri, başta karbon, kükürt ve fosfor olmak üzere istenmeyen safsızlıkları üfleme işleminde oksitler biçiminde veya doğrudan eriyikten oksijen üfleyerek hızla uzaklaştırmak için kullanılır. Sıvı oksijenin önemli kullanımlarından biri itici bir oksitleyicidir. Silindirlerde depolanan oksijen, tıpta havayı oksijenle zenginleştirmek için ve metallerin kaynaklanması ve kesilmesi teknolojisinde kullanılır.
Oksitlerin oluşumu. Metaller ve metal olmayanlar oksit oluşturmak için oksijenle reaksiyona girer. Reaksiyonlar, büyük miktarda enerjinin salınmasıyla meydana gelebilir ve buna güçlü bir parlama, parlama, yanma eşlik edebilir. Flaş ışığı, alüminyum veya magnezyum folyo veya telin oksidasyonu ile üretilir. Oksidasyon sırasında gazlar oluşursa, reaksiyon ısısının açığa çıkması sonucu genleşirler ve patlamaya neden olabilirler. Tüm elementler ısıyı serbest bırakmak için oksijenle reaksiyona girmez. Örneğin nitrojen oksitler, ısının emilmesiyle oluşur. Oksijen, a) normal veya b) yüksek oksidasyon durumunda karşılık gelen elementlerin oksitlerini oluşturmak için elementlerle reaksiyona girer. Ahşap, kağıt ve birçok doğal madde veya karbon ve hidrojen içeren organik ürünler (a) tipine göre yanar, örneğin CO oluşturur veya (b) tipine göre CO2 oluşturur.
Ozon. Atomik (tek atomlu) oksijen O ve moleküler (iki atomlu) oksijen O2'ye ek olarak, molekülleri üç oksijen atomu O3'ten oluşan bir madde olan ozon vardır. Bu formlar allotropik modifikasyonlardır. Kuru oksijenden sessiz bir elektrik boşalması geçirilerek ozon elde edilir:
3O2 2O3 Ozon güçlü bir tahriş edici kokuya sahiptir ve genellikle elektrik motorlarının veya güç jeneratörlerinin yakınında bulunur. Aynı sıcaklıklarda ozon kimyasal olarak oksijenden daha aktiftir. Genellikle oksitlerin oluşumu ve serbest oksijenin salınması ile reaksiyona girer, örneğin: Hg + O3 -> HgO + O2 Ozon, suyu arıtmak (dezenfekte etmek), kumaşları, nişastayı, rafine yağları ağartmak, ahşabı ve çayı kurutmak ve eskitmek için etkilidir. , vanilin ve kafur üretiminde. Bkz. OKSİJEN.
KÜKÜRT, SELENYUM, TELLÜRYUM, POLONYUM
VIA alt grubundaki oksijenden polonyuma geçişte, metalik olmayandan metalik olan özelliklerdeki değişiklik, VA alt grubunun elementlerine göre daha az belirgindir. ns2np4 kalkojenlerinin elektronik yapısı, elektronların geri dönüşlerinden ziyade kabul edildiğini gösterir. Elektronların aktif metalden kalkojene kısmen çekilmesi, kısmen iyonik bir bağa sahip bir bileşik oluşumu ile mümkündür, ancak oksijen ile benzer bir bileşik ile aynı derecede iyoniklik derecesinde değildir. Ağır metaller kovalent bağ ile kalkojenitler oluşturur, bileşikler renklidir ve tamamen çözünmez.
moleküler formlar. Her atomun etrafında bir sekizli elektron oluşumu, komşu atomların elektronları nedeniyle temel durumda gerçekleştirilir. Sonuç olarak, örneğin kükürt söz konusu olduğunda, korona tipine göre yapılandırılmış bir siklik S8 molekülü elde edilir. Moleküller arasında güçlü bir bağ yoktur, bu nedenle kükürt düşük sıcaklıklarda erir, kaynar ve buharlaşır. Se8 molekülünü oluşturan selenyum, benzer bir yapıya ve özelliklere sahiptir; tellür muhtemelen Te8 zincirleri oluşturur, ancak bu yapı kesin olarak kurulmamıştır. Polonyumun moleküler yapısı da net değil. Moleküllerin yapısının karmaşıklığı, katı, sıvı ve gaz halindeki varlıklarının çeşitli biçimlerini belirler (allotropi); bu özellik, açıkça, diğer element grupları arasında kalkojenlerin ayırt edici bir özelliğidir. En kararlı kükürt formu, a-formu veya eşkenar dörtgen kükürttür; depolama sırasında a-kükürde dönüştürülebilen ikinci metastabil form b veya monoklinik kükürt. Diğer kükürt modifikasyonları şemada gösterilmiştir:
A-Kükürt ve b-Kükürt CS2'de çözünür. Diğer kükürt biçimleri de bilinmektedir. m-Form Viskoz sıvı muhtemelen lastiksi durumunu açıklayan "taç" yapısından oluşuyor. Kükürt buharının keskin bir şekilde soğuması veya yoğunlaşması ile "kükürt rengi" olarak adlandırılan toz kükürt oluşur. Manyetik alandaki çalışmaların sonuçlarına göre, buharların hızlı soğutulmasıyla elde edilen mor tozun yanı sıra buharlar da eşleşmemiş elektronlar içerir. Se ve Te için allotropi daha az karakteristiktir, ancak kükürt modifikasyonlarına benzer selenyum modifikasyonları ile kükürt ile genel bir benzerliği vardır.
reaktivite. VIA alt grubunun tüm elemanları, bir elektron donörleri (alkali metaller, hidrojen, metil radikali HCH3) ile reaksiyona girerek RMR bileşiminin bileşiklerini oluşturur, yani. HSH, CH3SCH3, NaSNa ve ClSCl gibi 2 koordinasyon sayısını gösteren. Altı değerlik elektronu kalkojen atomunun etrafında koordine edilir, ikisi valans s kabuğunda ve dördü valans p kabuğundadır. Bu elektronlar, onları moleküller ve iyonlar oluşturmak için çeken daha güçlü bir elektron alıcısı (örneğin oksijen) ile bir bağ oluşumuna katılabilir. Bu nedenle, bu kalkojenler, ağırlıklı olarak kovalent bağlar oluşturan oksidasyon durumları II, IV, VI sergiler. Kalkojen ailesinde, VI oksidasyon durumunun tezahürü, artan atom numarasıyla zayıflar, çünkü ns2 elektron çifti, daha ağır elementlerdeki bağların oluşumunda giderek daha az yer alır (inert bir çiftin etkisi). Bu tür oksidasyon durumlarına sahip bileşikler arasında kükürt(II) için SO ve H2SO2; kükürt(IV) için SO2 ve H2SO3; Sülfür(IV) için SO3 ve H2SO4. Bazı farklılıklar olmasına rağmen, diğer kalkojenlerin bileşikleri benzer bileşimlere sahiptir. Nispeten az sayıda garip oksidasyon durumu vardır. Doğal ham maddelerden serbest elementleri çıkarma yöntemleri, farklı kalkojenler için farklıdır. Serbest durumdaki diğer kalkojenlerin küçük miktarlarının aksine, kayalarda büyük serbest kükürt birikintileri bilinmektedir. Tortul kükürt jeoteknik yöntemle (flaş işlemi) çıkarılabilir: kükürdü eritmek için iç borudan aşırı ısıtılmış su veya buhar pompalanır, ardından erimiş kükürt basınçlı hava ile dış eş merkezli borudan yüzeye sıkılır. Bu şekilde, Louisiana'daki ve Teksas kıyılarında Meksika Körfezi'nin altındaki yataklardan temiz, ucuz kükürt elde edilir. Selenyum ve tellür, bakır, çinko ve kurşun metalurjisinden çıkan gaz emisyonlarının yanı sıra gümüş ve kurşun elektrometalurji çamurundan çıkarılır. Selenyumun yoğunlaştığı bazı bitkiler, hayvanlar aleminin zehirlenme kaynağı haline gelir. Serbest kükürt, tarımda toz haline getirilmiş bir mantar ilacı olarak büyük kullanım alanı bulur. Sadece ABD'de çeşitli işlemler ve kimyasal teknolojiler için yılda yaklaşık 5,1 milyon ton kükürt kullanılmaktadır. Sülfürik asit üretiminde çok fazla kükürt tüketilmektedir.
Ayrı kalkojen bileşik sınıfları, özellikle halojenürler, özellikler bakımından büyük farklılıklar gösterir.
Hidrojen bileşikleri. Hidrojen, H2M hidritleri oluşturmak için kalkojenlerle yavaşça reaksiyona girer. Su (oksijen hidrit) ile diğer kalkojenlerin iğrenç kokulu ve zehirli hidritleri arasında büyük bir fark vardır ve bunların sulu çözeltileri zayıf asitlerdir (en güçlüsü H2Te'dir). Metaller, kalkojenitler oluşturmak için doğrudan kalkojenlerle reaksiyona girer (örn. sodyum sülfit Na2S, potasyum sülfit K2S). Bu sülfitlerin sulu çözeltilerindeki kükürt, polisülfitleri oluşturur (örneğin, Na2Sx). Kalkojen hidritler, metal sülfitlerin asitleştirilmiş çözeltilerinden çıkarılabilir. Böylece, H2Sx sülfanlar, asitleştirilmiş Na2Sx çözeltilerinden izole edilir (burada x, 50'den büyük olabilir; ancak, yalnızca x~6 olan sülfanlar incelenmiştir).
Halojenürler. Kalkojenler, çeşitli bileşimlerde halojenürler oluşturmak için doğrudan halojenlerle reaksiyona girer. Reaksiyona giren halojenlerin aralığı ve elde edilen bileşiklerin stabilitesi, kalkojen ve halojen yarıçaplarının oranına bağlıdır. Kalkojenin yüksek oksidasyon durumuna sahip bir halojenür oluşturma olasılığı, halojenin atomik kütlesi arttıkça azalır, çünkü halojenür iyonu halojene oksitlenir ve kalkojen, düşük oksidasyon durumunda serbest kalkojene veya kalkojen halojenüre indirgenir. örneğin: TeI6 -> TeI4 + I2 Sülfür için oksidasyon durumu I, bileşik (SCl)2 veya S2Cl2'de gerçekleştirilebilir (bu bileşim yeterince güvenilir bir şekilde oluşturulmamıştır). Kükürt halojenürlerin en sıra dışı olanı, oldukça inert olan SF6'dır. Bu bileşikteki kükürt, flor atomları tarafından o kadar güçlü bir şekilde korunmaktadır ki, en agresif maddelerin bile SF6 üzerinde pratikte hiçbir etkisi yoktur. Tablodan. 7b kükürt ve selenyum iyodür oluşturmaz.
Bir kalkojen halojenürün halojenür iyonları ile etkileşimi ile oluşan karmaşık kalkojen halojenürler bilinmektedir, örneğin,
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oksitler ve oksoasitler. Kalkojen oksitler, oksijenle doğrudan etkileşime girerek oluşur. Kükürt havada veya oksijende yanarak SO2 ve SO3 safsızlıkları oluşturur. SO3 elde etmek için başka yöntemler kullanılır. SO2 kükürt ile etkileştiğinde SO oluşumu mümkündür. Selenyum ve tellür benzer oksitler oluşturur, ancak pratikte çok daha az önemlidirler. Selenyum oksitlerinin ve özellikle saf selenyumun elektriksel özellikleri, elektronik ve elektrik endüstrisindeki pratik uygulamalarının büyümesini belirler. Demir ve selenyum alaşımları yarı iletkendir ve redresör yapımında kullanılır. Selenyumun iletkenliği ışık ve sıcaklığa bağlı olduğu için bu özellik fotosel ve sıcaklık sensörlerinin imalatında kullanılmaktadır. Trioksitler, polonyum hariç, bu alt grubun tüm elementleri için bilinir. SO2'nin SO3'e katalitik oksidasyonu, endüstriyel sülfürik asit üretiminin temelini oluşturur. Katı SO3'ün allotropik modifikasyonları vardır: tüy şeklindeki kristaller, asbest benzeri yapı, buz benzeri yapı ve polimerik siklik (SO3)3. Selenyum ve tellür, sıvı SO3 içinde çözünerek SeSO3 ve TeSO3 gibi interkalkojenik bileşikler oluşturur. SeO3 ve TeO3'ün elde edilmesi belirli zorluklarla ilişkilidir. SeO3, bir boşaltma tüpündeki Se ve O2 gaz karışımından elde edilir ve TeO3, H6TeO6'nın yoğun dehidrasyonu ile oluşur. Bahsedilen oksitler hidrolize olur veya asit oluşturmak üzere su ile şiddetli reaksiyona girer. Sülfürik asit en büyük pratik öneme sahiptir. Bunu elde etmek için iki süreç kullanılır - sürekli gelişen temas yöntemi ve modası geçmiş nitro kulesi yöntemi (ayrıca bkz. KÜKÜRT).
Sülfürik asit güçlü bir asittir; H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 reaksiyonu ile ısı açığa çıkararak su ile aktif olarak etkileşime girer. suya az miktarda sülfürik asit eklenmesiyle ilişkili). Suya yüksek afinitesi nedeniyle H2SO4 (kons.) pamuklu giysiler, şeker ve insan canlı dokuları ile yoğun bir şekilde etkileşerek suyu uzaklaştırır. Metallerin yüzey işlemlerinde, tarımda süperfosfat üretimi için (ayrıca bkz. FOSFOR), ham petrolün rektifikasyon aşamasına kadar işlenmesinde, polimer teknolojisinde, boyalarda, ilaç endüstrisinde ve diğer birçok endüstri. Sülfürik asit endüstriyel açıdan en önemli inorganik bileşiktir. Kalkojenlerin oksoasitleri tabloda verilmiştir. 7. yüzyıl Bazı asitlerin sadece çözelti halinde, bazılarının ise sadece tuz formunda bulunduğuna dikkat edilmelidir.
Diğer kükürt okso asitler arasında, endüstride önemli bir yer, SO2'nin suda çözünmesiyle oluşan ve sadece sulu çözeltilerde bulunan zayıf bir asit olan sülfürik asit H2SO3 tarafından işgal edilir. Tuzları oldukça kararlıdır. Asit ve tuzları indirgeyici maddelerdir ve ağartıcıdan fazla kloru uzaklaştırmak için "anti-klorlayıcılar" olarak kullanılırlar. Tiyosülfürik asit ve tuzları, fotoğrafçılıkta reaksiyona girmemiş fazla AgBr'yi fotoğraf filminden uzaklaştırmak için kullanılır: AgBr + S2O32 [] + Br
Tiyosülfürik asidin sodyum tuzu için "sodyum hiposülfit" adı talihsizdir, doğru "tiyosülfat" adı, bu asidin sülfürik asit ile yapısal bağını yansıtır; ). Politiyonik asitler, iki SO3 grubu arasında bir kükürt atomları zincirinin oluştuğu ilginç bir bileşik sınıfını temsil eder. H2S2O6 türevleri hakkında birçok veri vardır, ancak politiyonik asitler ayrıca çok sayıda kükürt atomu içerebilir. Peroksoasitler sadece oksitleyiciler olarak değil, aynı zamanda hidrojen peroksit üretimi için ara ürünler olarak da önemlidir. Peroksodisülfürik asit, soğukta HSO4 iyonunun elektrolitik oksidasyonu ile elde edilir. Peroksosülfürik asit, peroksodisülfürik asidin hidrolizi ile oluşur: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Selenyum ve tellür asitlerinin aralığı çok daha küçüktür. Selenöz asit H2SeO3, bir SeO2 çözeltisinden suyun buharlaştırılmasıyla elde edilir. Sülfürlü asit H2SO3'ün (indirgeyici) aksine oksitleyici bir maddedir ve halojenürleri kolayca halojenlere oksitler. Selenyumun 4s2 elektron çifti, bir bağın oluşumunda aktif olarak yer almaz (inert bir çiftin etkisi; yukarıya kükürdün reaktivitesi ile ilgili bölüme bakın) ve bu nedenle selenyum kolayca element durumuna geçer. Selenik asit de aynı nedenle kolayca H2SeO3 ve Se'ye ayrışır. Te atomu daha büyük bir yarıçapa sahiptir ve bu nedenle çift bağ oluşumunda yetersizdir. Bu nedenle, tellürik asit olağan formunda mevcut değildir.
ve 6 hidrokso grubu tellür tarafından koordine edilerek H6TeO6 veya Te(OH)6 oluşturulur.
oksohalidler. Oksoasitler ve kalkojen oksitler halojenler ve PX5 ile reaksiyona girerek MOX2 ve MO2X2 bileşimindeki oksohalidleri oluşturur. Örneğin, SOCl2 (tiyonil klorür) oluşturmak için SO2 PCl5 ile reaksiyona girer:
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Karşılık gelen florit SOF2, SOCl2 ve SbF3 ile SOCl2 ve HBr'den tiyonil bromür SOBr2'nin etkileşimi ile oluşturulur. Sülfüril klorür SO2Cl2, klorin SO2 ile (kafur varlığında) klorlama yoluyla elde edilir, sülfüril florür SO2F2 benzer şekilde elde edilir. Kloroflorür SO2ClF, SO2Cl2, SbF3 ve SbCl3'ten oluşur. Klorosülfonik asit HOSO2Cl, klorun dumanlı sülfürik asitten geçirilmesiyle elde edilir. Florosülfonik asit de benzer şekilde oluşur. Selenyum oksohalidler SeOCl2, SeOF2, SeOBr2 de bilinmektedir.
Azot ve kükürt içeren bileşikler. Kükürt, nitrojenle, çoğu tam olarak anlaşılamayan çeşitli bileşikler oluşturur. S2Cl2, amonyakla işlendiğinde, N4S4 (tetrasülfür tetranitrür), S7HN (heptasülfür imid) ve diğer bileşikler oluşur. S7HN molekülleri, bir kükürt atomunun nitrojen ile değiştirildiği siklik bir S8 molekülü olarak yapılandırılır. N4S4 ayrıca kükürt ve amonyaktan oluşur. Kalay ve hidroklorik asidin etkisiyle tetrasülfür tetraimid S4N4H4'e dönüştürülür. Sülfamik asit NH2SO3H'nin başka bir nitrojen türevi, beyaz, higroskopik olmayan kristal bir madde olan endüstriyel öneme sahiptir. Üre veya amonyağın dumanlı sülfürik asit ile etkileşimi ile elde edilir. Bu asidin gücü sülfürik aside yakındır. Amonyum tuzu NH4SO3NH2 alev geciktirici olarak ve alkali metal tuzları herbisitler olarak kullanılır.
Polonyum. Polonyumun sınırlı mevcudiyetine rağmen, bu son VIA alt grup elementinin kimyası, radyoaktivite özelliğinin kullanılması yoluyla nispeten iyi anlaşılmıştır (genellikle kimyasal reaksiyonlarda bir taşıyıcı veya yardımcı reaktif olarak tellür ile karıştırılır). En kararlı izotop 210Po'nun yarı ömrü yalnızca 138,7 gündür, bu nedenle onu incelemenin zorlukları anlaşılabilir. 1 g Po elde etmek için 11,3 tondan fazla uranyum ziftini işlemek gerekir. 210Po, önce 210Bi'ye dönüşen ve ardından 210Po oluşturan bir b-partikülünü fırlatan 209Bi'nin nötron bombardımanı ile elde edilebilir. Görünüşe göre polonyum, diğer kalkojenlerle aynı oksidasyon durumlarını sergiliyor. Polonyum hidrit H2Po, oksit PoO2 sentezlenmiştir, oksidasyon durumları II ve IV olan tuzlar bilinmektedir. Görünüşe göre PoO3 mevcut değil.
Collier Ansiklopedisi. - Açık Toplum. 2000 .
Diğer sözlüklerde "CHALCOGENES" in neler olduğuna bakın:
KALKOJENLER, periyodik sistemin VI. grubunun kimyasal elementleri: oksijen, kükürt, selenyum, tellür. Daha elektropozitif kimyasal elementler içeren kalkojen bileşikleri kalkojenitler (oksitler, sülfitler, selenitler, tellürler) ... Modern Ansiklopedi
Periyodik sistemin VI grubunun kimyasal elementleri oksijen, kükürt, selenyum, tellür ... Büyük Ansiklopedik Sözlük
Grup → 16 ↓ Dönem 2 8 Oksijen ... Vikipedi
Periyodik sistemin VI grubunun kimyasal elementleri oksijen, kükürt, selenyum, tellür. * * * KALKOJENLER KALKOJENLER, Periyodik Tablonun VI. Grubundaki kimyasal elementler oksijen, kükürt, selenyum, tellür ... ansiklopedik Sözlük
kalkojenler- T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po) olarak tebeşir oluşturma durumu. atitikmenys: ingilizce. kalkojenler rus. kalkojenler... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas
kimya elementler VIa gr. periyodik sistemler: oksijen O, kükürt S, selenyum Se, tellür Te, polonyum Po. Dahili X atomlarının elektron kabuğu s2p4 konfigürasyonuna sahiptir. at bir artış ile. N. kovalent ve iyonik yarıçaplar X artar, enerji azalır ... ... Kimyasal Ansiklopedi
Oksidasyon durumu -2 olan bileşikler. H 2 Se ve H 2 Te suda çözünen, iğrenç kokulu, renksiz gazlardır. H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te serisinde moleküllerin kararlılığı azalır, bu nedenle sulu çözeltilerde H 2 Se ve H 2 Te, hidrosülfit asitten daha güçlü dibazik asitler gibi davranır. Tuzlar oluştururlar - selenitler ve tellürler. Telluro- ve hidrojen selenid ve bunların tuzları son derece zehirlidir. Selenitler ve tellüritler, özelliklerde sülfürlere benzer. Bunlar arasında bazik (K 2 Se, K 2 Te), amfoterik (Al 2 Se 3 , Al 2 Te 3) ve asidik bileşikler (CSe 2 , CTe 2) bulunur.
Na2Se + H20 NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H2O \u003d H2C03 + 2H2Se
Büyük bir selenid ve tellür grubu yarı iletkendir. Çinko alt grubunun elementlerinin selenidleri ve tellüridleri en yaygın şekilde kullanılır.
Oksidasyon durumu +4 olan bileşikler. Selenyum(IV) ve tellür(IV) oksitler basit maddelerin oksijenle oksidasyonu sırasında oluşan katı polimerik bileşiklerdir. Tipik asit oksitler. Selenyum(IV) oksit suda çözünür ve H2S03'ten farklı olarak serbest halde izole edilmiş ve katı olan selenöz asit oluşturur.
SeO 2 + H 2 O \u003d H 2 SeO 3
Tellür (IV) oksit suda çözünmez, ancak sulu alkali çözeltileri ile etkileşime girerek tellür oluşturur.
TeO2 + 2NaOH \u003d Na2TeO3
H2TeO3, polimerizasyona yatkındır, bu nedenle, asitlerin tellüritler üzerindeki etkisi altında, değişken bileşimde bir Te02 nH20 çökeltisi oluşur.
SeO 2 ve TeO 2, SO 2'ye kıyasla daha güçlü oksitleyici maddelerdir:
2SO 2 + SeO 2 \u003d Se + 2SO 3
Oksidasyon durumu +6 olan bileşikler. Selenyum(VI) oksit, camsı ve asbest modifikasyonlarında bilinen beyaz bir katıdır (en 118.5 ºС, ayrışma > 185 ºС). SO3'ün selenatlar üzerindeki etkisiyle elde edilir:
K 2 SeO 4 + SO 3 \u003d SeO 3 + K 2 SO 4
Tellür (VI) oksidin ayrıca turuncu ve sarı olmak üzere iki modifikasyonu vardır. Ortotelürik asidin dehidrasyonu ile elde edildi:
H 6 TeO 6 \u003d TeO 3 + 3H 2 O
Selenyum(VI) ve tellür(VI) oksitler tipik asidik oksitlerdir. SeO 3 selenik asit - H 2 SeO 4 oluşturan suda çözünür . Selenik asit beyaz kristal bir maddedir, sulu çözeltilerde güçlü bir asittir (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1.2 10 -2), organik bileşikleri karbonize eder, güçlü bir oksitleyici ajandır.
H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O
Tuzlar - baryum ve kurşun selenatlar suda çözünmez.
TeO3 pratik olarak suda çözünmez, ancak sulu alkali çözeltileri ile etkileşime girerek tellürik asit - tellürat tuzları oluşturur.
TeO3 + 2NaOH \u003d Na2TeO4 + H20
Telluratların hidroklorik asit çözeltilerinin etkisi altında, sıcak suda yüksek oranda çözünür olan beyaz kristal bir madde olan ortotellurik asit - H6TeO6 - salınır. H6TeO6'nın dehidrasyonu tellürik asit üretebilir. Tellürik asit çok zayıftır, K 1 \u003d 2 10 -8, K 2 \u003d 5 10 -11.
Na2TeO4 + 2HCl + 2H20 \u003d H6TeO6 + 2NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
Selenyum bileşikleri bitkiler ve hayvanlar için zehirliyken, tellür bileşikleri çok daha az toksiktir. Selenyum ve tellür bileşikleri ile zehirlenmeye, kurbanda kalıcı bir iğrenç kokunun ortaya çıkması eşlik eder.
Edebiyat: s. 359 - 383, s. 425 - 435, s. 297 - 328
