Oksijen alt grubu veya kalkojenler, periyodik tablo D.I'nin 6. grubudur. Aşağıdaki elementleri içeren Mendelian: O;S;Se;Te;Po Grup numarası, bu gruptaki elementlerin maksimum değerliliğini gösterir. Kalkojenlerin genel elektronik formülü şöyledir: ns2np4– dış değerlik seviyesinde, tüm elementlerin 6 elektronu vardır, bunlar nadiren pes eder ve daha sıklıkla elektron seviyesi tamamlanana kadar eksik olan 2 elektronu kabul eder. Aynı değerlik seviyesinin varlığı kalkojenlerin kimyasal benzerliğini belirler. Karakteristik oksidasyon durumları: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Oksijen peroksitlerde yalnızca -1 – gösterir; -2 – oksitlerde; 0 – serbest durumda; +1 ve +2 – florürlerde – O2F2, ОF2 çünkü d-alt düzeyi yoktur ve elektronlar ayrılamaz ve değerlik her zaman 2'dir; S – +1 ve -1 dışındaki her şey. Sülfürde bir d-alt seviyesi belirir ve uyarılmış durumdaki 3p ve 3s'den gelen elektronlar ayrılarak d-alt seviyesine gidebilir. Uyarılmamış durumda kükürtün değerliği SO'da 2, SO2'de 4, 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 birlikte, kalkojenlerin fiziksel ve kimyasal özellikleri doğal olarak değişir: elementlerin atom yarıçapı artar, iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi ile elektronegatiflik azalır; Metalik olmayan özellikler azalır, metalik özellikler artar (oksijen, kükürt, selenyum, tellür metal değildir), polonyum metalik bir parlaklığa ve elektriksel iletkenliğe sahiptir. Kalkojenlerin hidrojen bileşikleri şu formüle karşılık gelir: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – kalker hidrojenler. 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 çözündüğünde karşılık gelen asitler oluşur. Bu asitler indirgeyici maddelerdir. Bağlanma enerjisi azaldıkça ve aktif ayrışmayı teşvik ettikçe bu asitlerin gücü yukarıdan aşağıya doğru artar. Kalkojenlerin oksijen bileşikleri aşağıdaki formüle karşılık gelir: RO2 ve RO3 - asit oksitler. Bu oksitler suda çözündüğünde karşılık gelen asitleri oluştururlar: H2RO3 ve H2RO4. Yukarıdan aşağıya doğru bu asitlerin kuvveti azalır. H2RO3 – indirgeyici asitler, H2RO4 – oksitleyici maddeler.
Oksijen - Dünyadaki en yaygın element. Yer kabuğunun kütlesinin %47,0'ını oluşturur. Havadaki içeriği hacimce %20,95 veya kütlece %23,10'dur. Oksijen suyun, kayaların, birçok mineralin, tuzun bir parçasıdır ve canlı organizmaları oluşturan proteinlerde, yağlarda ve karbonhidratlarda bulunur. Laboratuvar koşullarında oksijen elde edilir: - berthollet tuzunu (potasyum klorat) MnO2 katalizörü varlığında ısıtırken ayrışma: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - Potasyum permanganatı ısıtırken ayrışma: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Bu, çok saf oksijen üretir. Elektroliz yoluyla da oksijen elde edebilirsiniz. sulu bir sodyum hidroksit çözeltisinin (nikel elektrotlar); Endüstriyel oksijen üretiminin ana kaynağı, sıvılaştırılan ve daha sonra parçalanan havadır. İlk olarak nitrojen açığa çıkar (kaynama noktası = -195°C) ve kaynama noktası daha yüksek olduğundan (-183°C) neredeyse saf oksijen sıvı halde kalır. Oksijen üretmek için yaygın olarak kullanılan bir yöntem suyun elektrolizine dayanmaktadır.Oksijen normal koşullar altında renksiz, tatsız ve kokusuz, havadan biraz daha ağır bir gazdır. Suda az çözünür (20°C'de 1 litre suda 31 ml oksijen çözünür). -183°C sıcaklıkta ve 101.325 kPa basınçta oksijen sıvı hale geçer. Sıvı oksijen mavimsi renktedir ve manyetik bir alana çekilir.Doğal oksijen üç kararlı izotop içerir: 168O (%99,76), 178O (%0,04) ve 188O (%0,20). Yapay olarak üç kararsız izotop elde edildi - 148O, 158O, 198O. Dış elektron seviyesini tamamlamak için oksijen atomunda iki elektron yoktur. Bunları kuvvetli bir şekilde alarak oksijen -2 oksidasyon durumunu sergiler. Ancak florlu bileşiklerde (OF2 ve O2F2), ortak elektron çiftleri daha elektronegatif bir element olan florine doğru kayar. Bu durumda oksijenin oksidasyon durumları sırasıyla +2 ve +1, flor ise -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 reaksiyona girer. Hem basit hem de karmaşık maddelerle oksijen reaksiyonunun hızı, maddelerin doğasına, sıcaklığa ve diğer koşullara bağlıdır. Sezyum gibi aktif bir metal, halihazırda oda sıcaklığında atmosferik oksijen içinde kendiliğinden tutuşur.Oksijen, 60°C'ye ısıtıldığında fosforla, 250°C'ye kadar kükürtle, 300°C'den fazla hidrojenle, karbonla (içinde) aktif olarak reaksiyona girer. kömür ve grafit formunda) - 700-800°C'de.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Kompleks maddeler aşırı oksijenle yandığında, karşılık gelen elementlerin oksitleri oluşur: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Söz konusu reaksiyonlara hem ısı hem de ışık salınımı eşlik etmektedir. Oksijen içeren bu tür işlemlere yanma denir. Göreceli elektronegatiflik açısından oksijen ikinci elementtir. Bu nedenle hem basit hem de karmaşık maddelerle kimyasal reaksiyonlarda oksitleyici bir maddedir, çünkü elektronları kabul eder. Oksijenin katılımıyla yanma, paslanma, çürüme ve solunum meydana gelir. Bunlar redoks işlemleridir.Oksidasyon işlemlerini hızlandırmak için sıradan hava yerine oksijen veya oksijenle zenginleştirilmiş hava kullanılır. Oksijen, kimya endüstrisindeki oksidatif süreçleri yoğunlaştırmak için kullanılır (nitrik ve sülfürik asitlerin üretimi, yapay sıvı yakıtlar, yağlama yağları ve diğer maddeler).Metalurji endüstrisi oldukça fazla oksijen tüketir. Yüksek sıcaklık elde etmek için oksijen kullanılır. Oksijen-asetilen alevinin sıcaklığı 3500°C'ye, oksijen-hidrojen alevinin sıcaklığı ise 3000°C'ye ulaşır.Tıpta oksijen nefes almayı kolaylaştırmak için kullanılır. Oksijen cihazlarında nefes alınması zor ortamlarda çalışma yapılırken 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 - sülfitler (piritler, ışıltılar, blende) ve sülfatlar. Yerli 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 bulunmaktadır.İlk grubun mineralleri arasında kurşun cilası PbS, bakır cilası Cu2S, gümüş cilası - Ag2S, çinko blende bulunur. - ZnS, kadmiyum blende - CdS, pirit veya demir pirit - FeS2, kalkopirit - CuFeS2, zinober - HgS. İkinci grubun mineralleri arasında alçı CaSO4 2H2O, mirabilit (Glauber tuzu) - Na2SO4 10H2O, kieserit - MgSO4 H2O bulunur. Protein moleküllerinin bir parçası olduğu için hayvanların ve bitkilerin vücutlarında. Yağda organik kükürt bileşikleri bulunur. Fiş 1. Doğal bileşiklerden, örneğin kükürt piritlerden kükürt elde edilirken, yüksek sıcaklıklara ısıtılır. Kükürt pirit ayrışarak demir (II) sülfür ve kükürt oluşturur: FeS2=FeS+S 2. Kükürt, hidrojen sülfürün oksijen eksikliği ile oksidasyonu ile şu reaksiyona göre elde edilebilir: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Şu anda, kükürt cevherlerinden metallerin eritilmesi sırasında bir yan ürün olan kükürt dioksit SO2'nin karbonla indirgenmesiyle kükürt elde etmek yaygındır: SO2 + C = CO2 + S4. Metalurji ve kok fırınlarından çıkan egzoz gazları, kükürt dioksit ve hidrojen sülfit karışımı içerir. Bu karışım yüksek sıcaklıkta bir katalizör üzerinden geçirilir: H2S+SO2=2H2O+3S Kükürt limon sarısı renginde, sert, kırılgan bir maddedir. Suda pratik olarak çözünmez, ancak karbon disülfit CS2 anilin ve diğer bazı çözücülerde oldukça çözünür, ısıyı ve elektrik akımını zayıf iletir. Kükürt çeşitli allotropik modifikasyonlar oluşturur: Doğal kükürt dört kararlı izotopun karışımından oluşur: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Kimyasal özellikler Eksik bir dış enerji seviyesine sahip olan kükürt atomu, iki elektron bağlayabilir ve -2 oksidasyon durumunu sergileyebilir.Kükürt, bu oksidasyon durumunu metaller ve hidrojen içeren bileşiklerde (Na2S, H2S) sergiler. Daha elektronegatif bir elementin atomuna elektron verildiğinde veya çekildiğinde, kükürtün oksidasyon durumu +2, +4, +6 olabilir.Soğukta kükürt nispeten inerttir, ancak sıcaklık arttıkça reaktivitesi artar. 1. Metallerde kükürt oksitleyici özellikler gösterir. Bu reaksiyonlar sülfitler üretir (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 meydana gelir: H2 + S «H2S 3. Metaller ve hidrojen ile reaksiyonlarda kükürt tipik bir oksitleyici madde gibi davranır ve Güçlü oksitleyici maddelerin varlığında indirgeyici reaksiyon özelliği gösterir. S+3F2=SF6 (iyotla reaksiyona girmez)4. Kükürtün oksijende yanması 280°C'de, havada ise 360°C'de gerçekleşir. Bu durumda SO2 ve SO3 karışımı oluşur: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Hava erişimi olmadan ısıtıldığında kükürt doğrudan fosfor ve karbonla birleşerek oksitleyici özellikler sergiler: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. Karmaşık maddelerle etkileşime girdiğinde kükürt esas olarak indirgeyici bir madde olarak davranır:
7. Kükürt orantısızlık reaksiyonları gerçekleştirebilir. Böylece kükürt tozu alkalilerle kaynatıldığında sülfitler ve sülfitler oluşur: Kükürt yaygın olarak bulunur. uygula sanayi ve tarımda. Üretiminin yaklaşık yarısı sülfürik asit üretmek için kullanılıyor. Kükürt kauçuğu vulkanize etmek için kullanılır: Bu durumda kauçuk kauçuğa dönüşür.Kükürt rengi (ince toz) formundaki kükürt, bağ ve pamuk hastalıklarıyla mücadelede kullanılır. Barut, kibrit ve parlak bileşiklerin üretiminde kullanılır. Tıpta cilt hastalıklarını tedavi etmek için kükürtlü merhemler hazırlanır.
31 IV A alt grubunun elemanları.
Karbon (C), silikon (Si), germanyum (Ge), kalay (Sn), kurşun (Pb), PSE'nin ana alt grubunun 4. grubunun elementleridir. Dış elektron katmanında bu elementlerin atomlarının 4 elektronu vardır: ns2np2. Bir alt grupta, bir elementin atom numarası arttıkça atom yarıçapı artar, metalik olmayan özellikler zayıflar ve metalik özellikler artar: karbon ve silikon metal olmayanlardır, germanyum, kalay, kurşun metallerdir. Bu alt grubun elemanları hem pozitif hem de negatif oksidasyon durumlarını sergiler: -4; +2; +4.
| Öğe | Elektrik formülü | sevindim | 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 |
| 32. Yüzyıl | 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 |
--------------------->(metalik özellikler artar)
Selenyum ve tellür periyodik tablonun VI. grubundadır ve kükürtün analoglarıdır. Dış elektronik seviyede selenyum ve tellürün her birinin 6 elektronu vardır: Se 4s 2 4p 4; Te 5s 2 5p 4, dolayısıyla IV, VI ve -II oksidasyon durumlarını sergilerler. Periyodik tablonun herhangi bir grubunda olduğu gibi, bir elementin atom kütlesi arttıkça, elementin asidik özellikleri zayıflar ve bazik özellikleri artar, bu nedenle tellür bir takım temel (metalik) özellikler sergiler ve kaşiflerin bunu yapması şaşırtıcı değildir. onu bir metal zannetti.
Selenyum polimorfizm ile karakterize edilir; 3 kristal ve 2 amorf modifikasyon vardır.
Camsı selenyum Hızlı bir şekilde soğutulan erimiş selenyum ile elde edilen, Se 8 halka moleküllerinden ve 1000'e kadar atom içeren halkalardan oluşur.
Kırmızı amorf selenyum Se buharı hızlı bir şekilde soğutulursa oluşur, esas olarak yanlış yönlendirilmiş Se 8 moleküllerinden oluşur, kristalizasyon üzerine CS2'de çözünür, iki kristal modifikasyonu elde edilir:
t erime 170 0 C t erime 180 0 C
yavaş hızlı
Se 8 moleküllerinden yapılmıştır.
En kararlı gri altıgen selenyum sonsuz selenyum atomu zincirlerinden oluşur. Isıtıldığında tüm değişiklikler ikincisine gider. Bu tek yarı iletken modifikasyonudur. Şunlara sahiptir: erime sıcaklığı 221 0 C ve kaynama sıcaklığı 685 0 C. Buharda Se 8 ile birlikte Se 2'ye kadar daha az sayıda atom içeren moleküller de vardır.
Tellür için her şey daha basittir - altıgen tellür, 452 0 C erime sıcaklığı ve 993 0 C kaynama sıcaklığı ile en kararlı olanıdır. Amorf tellür, ince bir şekilde dağılmış altıgen tellürdür.
Selenyum ve tellür havada stabildir; ısıtıldıklarında yanarlar ve SeO2 ve TeO2 dioksitlerini oluştururlar. Oda sıcaklığında suyla reaksiyona girmezler.
Amorf selenyum 60 0 C'ye ısıtıldığında suyla reaksiyona girmeye başlar:
3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3 (17)
Tellür daha az aktiftir ve 100 0 C'nin üzerindeki suyla reaksiyona girer. Daha ılıman koşullar altında alkalilerle reaksiyona girerek şunları oluşturur:
3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na2Te + Na2TeO3 + 3H20 (19)
Asitlerle (HCl ve seyreltik H2S04) reaksiyona girmezler, seyreltik HNO3 onları H2Se03'e oksitler; H 2 TeO 3 , eğer asit konsantre edilirse, tellüryumu bazik nitrat Te 2 O 3 (OH)NO 3'e oksitler.
Konsantre H 2 SO 4 selenyum ve tellürü çözerek oluşturur
Se 8 (HSO 4) 2 – yeşil H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 – kırmızı Te 2 O 3 SO 4
½ çözümler
dengesiz
Se ve Te serbest bırakıldı
Se, S gibi, katılma reaksiyonlarıyla karakterize edilir:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (en kararlı) (20)
Na 2 S + 2Te = Na 2 STe 2 (en kararlı) (21)
genel durumda Na 2 SE n, burada E = Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
selenosülfat
Tellür için bu reaksiyon yalnızca otoklavlarda meydana gelir.
Se + KCN = KSeCN (tellür için bilinmiyor) (23)
Selenyum, 200 0 C sıcaklıkta hidrojen ile etkileşime girer:
Se + H 2 = H 2 Se (24)
Tellür için reaksiyon zorlukla ilerler ve hidrojen tellür verimi küçüktür.
Selenyum ve tellür çoğu metalle reaksiyona girer. Bileşiklerde selenyum ve tellüryumun -2, +4 ve +6 oksidasyon durumları ile karakterize edildiği de bilinmektedir.
Oksijenli bileşikler Dioksitler. SeO 2 – beyaz, muhteşem. – 337 0 C, suda çözünür, H 2 SeO 3 oluşturur – kararsızdır, 72 0 C sıcaklıkta peretektik reaksiyonla ayrışır.
TeO 2 – daha refrakter, t pl. – 733 0 С, kaynama noktası. – 1260 0 C, uçucu değildir, suda az çözünür, alkalilerde kolayca çözünür, minimum çözünürlük pH ~ 4'te oluşur, çözeltiden H 2 TeO 3 çökeltisi açığa çıkar, kararsız ve kuruduğunda parçalanır.
Trioksitler. Güçlü oksitleyici maddelerin etkisi altında daha yüksek oksitler elde edilir.
SeO3 (S03'e benzer) su ile reaksiyona girerek H2SeO4, t pl'yi oluşturur. ~ 60 0 C, güçlü oksitleyici madde, Au'yu çözer:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
Pt'yi HCl ile bir karışım içinde çözer.
TeO 3 düşük aktif bir maddedir, amorf ve kristal modifikasyonlarda bulunur. Amorf trioksit, sıcak suya uzun süre maruz kaldığında hidratlanır ve orto-tellürik asit H6TeO6'ya dönüşür. Isıtıldığında konsantre alkali çözeltilerde çözünür ve telluratlar oluşturur.
H 2 TeO 4'ün üç çeşidi vardır: orto-tellürik asit H 6 TeO 6, H 2 O'da oldukça çözünür, çözeltileri asidik reaksiyon vermez; çok zayıf bir asittir; dehidrasyon üzerine polimetatellürik asit (H 2 TeO 4) ) n suda çözünmez. Allotellürik asit, orto-tellürik asidin kapalı bir ampulde ısıtılmasıyla elde edilir, suyla her oranda karışabilir ve asidik niteliktedir. Orta düzeydedir, zincirinde 6 – 10 molekül vardır, kararsızdır, oda sıcaklığında ortotellürik asite dönüşür, havada ısıtıldığında hızla H 2 TeO 4'e dönüşür.
Tuz. Selenatlar için ağır metal tuzları suda oldukça çözünür; alkali metallerin selenatları, kurşun ve sülfatların aksine Ag ve Tl az çözünür. Isıtıldıklarında selenit oluştururlar (sülfatlardan farklı). Selenitler sülfitlerden daha kararlıdır; sülfitlerin aksine eritilebilirler.
Telluratlar Na 2 H 4 TeO 6 - ortotellurat, düşük sıcaklıklarda elde edilen iki modifikasyonda bulunur, suda çözünür ve yüksek sıcaklıklarda çözünmez. Susuz bırakıldığında suda çözünmeyen Na2TeO4 elde edilir. Ağır telluratlar ve alkali metaller düşük çözünürlük ile karakterize edilir. Tellurattan farklı olarak sodyum tellürit suda çözünür.
Hidritler. H 2 Se ve H 2 Te gazları suda çözünür ve H 2 S'den daha güçlü asitler verir. Alkalilerle nötrleştirildiklerinde Na 2 S'ye benzer tuzlar oluştururlar. Na 2 S gibi tellüritler ve selenitler, ekleme reaksiyonları ile karakterize edilir:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
Genel durumda, E'nin selenyum ve tellür olduğu Na2ES3 ve Na2ES4 oluşur.
Klorürler. Kükürt için en kararlı olanı S2Cl2 ise, selenyum için benzer bir bileşik bilinmektedir, ancak en kararlı olanı tellür TeCl4 için SeCl4'tür. Suda çözündüğünde SeCl 4 hidrolize olur:
SeCl4 + 3H20 = 4HCl + H2SeO3 (28)
TeCl 4 gözle görülür bir hidroliz olmaksızın çözünür.
TeCl 4 için aşağıdaki kompleksler bilinmektedir: K 2 TeCl 6 ve KTeCl 5, alüminyum klorür ile katyonik kompleksler + - oluşturur. Bazı durumlarda selenyum da kompleksler oluşturur, ancak bunun için yalnızca heksakloroselenatlar bilinmektedir: M2SeCl6 .
Isıtıldığında süblimleşir ve ayrışırlar:
SeCl4 = SeCl2 + Cl2 (29)
yoğunlaşma sırasında orantısızdırlar:
2TeCl2 = Te + TeCl4 (30)
Florürlerin, bromürlerin ve iyodürlerin yalnızca tellürde oluştuğu bilinmektedir.
Sülfürler. Kükürt ile birleştirildiğinde hiçbir bileşik oluşmaz. H2S selenyum ve tellür tuzları üzerinde etkili olduğunda, TeS2'yi ve bir SeS2 ve SeS karışımını çökeltmek mümkündür (bunun bir S ve Se karışımı olduğuna inanılmaktadır).
Sentez ile S8 molekülündeki kükürtün selenyum ile değiştirilmesiyle Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7 elde edildi, ikame bir kükürt atomu üzerinden gerçekleşir.
Slayt 2
Kükürt, selenyum ve tellür, kalkojen ailesinin üyeleri olan grup VI'nın ana alt grubunun elemanlarıdır.
Slayt 3
Kükürt
Kükürt, insanlığın çok eski zamanlardan beri bildiği maddelerden biridir. Eski Yunanlılar ve Romalılar bile bunun için çeşitli pratik kullanımlar buldular. Kötü ruhları kovma ritüelini gerçekleştirmek için yerli kükürt parçaları kullanıldı.
Slayt 4
Tellür
Avusturya'nın Semigorye adı verilen bölgelerinden birinde, 18. yüzyılda garip mavimsi beyaz bir cevher keşfedildi.
Slayt 5
selenyum
Selenyum, insanın resmi keşfinden önce bile bildiği elementlerden biridir. Bu kimyasal element, selenyumun özelliklerine benzer diğer kimyasal elementler tarafından çok iyi bir şekilde maskelenmiştir. Bunu maskeleyen ana unsurlar kükürt ve tellürdü.
Slayt 6
Fiş
Hidrojen sülfürün elementel kükürte oksitlenmesi yöntemi ilk olarak Büyük Britanya'da geliştirildi; burada Fransız kimyager N. Leblanc'ın kalsiyum sülfür CaS yöntemini kullanarak soda üretiminden sonra kalan Na2C03'ten önemli miktarda kükürt elde etmeyi öğrendiler. Leblanc'ın yöntemi, kireçtaşı CaCO3 varlığında sodyum sülfatın kömürle indirgenmesine dayanmaktadır. Na2S04 + 2C = Na2S + 2C02; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Slayt 7
Daha sonra soda su ile süzülür ve az çözünen kalsiyum sülfürün sulu süspansiyonu karbondioksit ile işlenir.
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Havayla karıştırılan sonuçtaki hidrojen sülfür H2S, bir katalizör tabakası üzerinden bir fırından geçirilir. Bu durumda hidrojen sülfürün eksik oksidasyonu nedeniyle kükürt oluşur 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
Slayt 8
Hidroklorik asit ile ısıtıldığında selenik asit selenöz asite indirgenir. Daha sonra kükürt dioksit SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 elde edilen selenöz asit çözeltisinden geçirilir.Saflaştırmak için selenyum daha sonra dumanlı nitrik asit HNO3 buharlarıyla doyurulmuş oksijende yakılır. Bu durumda saf selenyum dioksit SeO2 süblimleşir. Sudaki SeO2 çözeltisinden hidroklorik asit eklendikten sonra çözeltiden kükürt dioksit geçirilerek selenyum tekrar çökeltilir.
Slayt 9
Te'yi çamurlardan ayırmak için soda ile sinterlenir ve ardından liç yapılır. Te, nötralizasyon üzerine TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl formunda çökeldiği alkalin bir çözeltiye girer. Tellüryumu S ve Se'den saflaştırmak için, alkali bir ortamda indirgeyici bir maddenin (Al) etkisi altında, çözünür ditellürid disodyum Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na'ya dönüşme yeteneği kullanılır.
Slayt 10
Tellüryumu çökeltmek için çözeltiden hava veya oksijen geçirilir: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Özel saflıkta tellür elde etmek için klorlanır: Te+2Cl2=TeCl4. Elde edilen tetraklorür damıtma veya rektifikasyon yoluyla saflaştırılır. Daha sonra tetraklorür su ile hidrolize edilir: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl ve elde edilen TeO2, hidrojen ile indirgenir: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
Slayt 11
Fiziki ozellikleri
Slayt 12
Kimyasal özellikler
Havada kükürt yanar, kükürt dioksit oluşturur - keskin kokulu, renksiz bir gaz: S + O2 → SO2 Kükürtün indirgeyici özellikleri kükürtün diğer metal olmayanlarla reaksiyonlarında kendini gösterir, ancak oda sıcaklığında kükürt yalnızca flor ile reaksiyona girer : S + 3F2 → SF6
Slayt 13
Erimiş kükürt klor ile reaksiyona girerek iki düşük klorürün oluşması olasıdır: 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Isıtıldığında, kükürt ayrıca fosfor ile reaksiyona girerek aralarında daha yüksek sülfit P2S5: 5S + bulunan bir fosfor sülfit karışımı oluşturur. 2P → P2S2 Ayrıca kükürt ısıtıldığında hidrojen, karbon, silikon ile reaksiyona girer: S + H2 → H2S (hidrojen sülfür) C + 2S → CS2 (karbon disülfür)
Slayt 14
Karmaşık maddeler arasında öncelikle kükürtün klora benzer şekilde orantısız olduğu erimiş alkali ile kükürt reaksiyonuna dikkat etmeliyiz: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Konsantre oksitleyici asitlerle kükürt yalnızca uzun süreli ısıtmayla reaksiyona girer: S+ 6HNO3 (kons.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (kons.) → 3SO2 + 2H2O
Slayt 15
100–160°C'de su ile oksitlenir: Te+2H2O= TeO2+2H2 Alkali çözeltilerde kaynatıldığında tellür orantısızlaşarak tellür ve tellürit oluşturur: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
Slayt 16
Seyreltik HNO3, Te'yi tellürik asit H2TeO3'e oksitler: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Güçlü oksitleyici maddeler (HClO3, KMnO4) Te'yi zayıf tellürik asit H6TeO6'ya oksitler: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Tellür bileşikleri (+2) kararsızdır ve orantısızlığa eğilimlidir: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Slayt 17
Havada ısıtıldığında yanarak renksiz kristal SeO2 oluşturur: Se + O2 = SeO2. Isıtıldığında suyla reaksiyona girer: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selenyum nitrik asitle ısıtıldığında reaksiyona girerek selenöz asit H2SeO3'ü oluşturur: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Slayt 18
Alkali çözeltilerde kaynatıldığında selenyum orantısız hale gelir: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Selenyum, içinden hava veya oksijenin geçtiği alkali bir çözelti içinde kaynatılırsa polisenit içeren kırmızı-kahverengi çözeltiler oluşur: K2Se + 3Se = K2Se4
Periyodik element sisteminin VIA grubunda D.I. Mendeleev'in elementleri arasında oksijen, kükürt, selenyum, tellür ve polonyum bulunur. Bunlardan ilk dördü doğada metalik değildir. Bu grubun elemanlarının genel adı kalkojenler, Yunancadan tercüme edilmiştir. "cevher oluşturan" anlamına gelir ve bunların doğada bulunmasını ifade eder.
Grup VI elementlerinin atomlarının değerlik kabuğunun elektronik formülü.
Bu elementlerin atomları, dış enerji seviyesinin s- ve p-orbitallerinde 6 değerlik elektronuna sahiptir. Bunlardan iki p-orbitalinin yarısı doludur.
Oksijen atomu, alçakta bulunan bir d-alt seviyesinin yokluğunda diğer kalkojenlerin atomlarından farklıdır. Bu nedenle oksijen, kural olarak, diğer elementlerin atomlarıyla yalnızca iki bağ oluşturabilir. Ancak bazı durumlarda dış enerji seviyesinde yalnız elektron çiftlerinin varlığı, oksijen atomunun verici-alıcı mekanizması yoluyla ek bağlar oluşturmasına olanak tanır.
Diğer kalkojenlerin atomları için dışarıdan enerji sağlandığında, s- ve p-elektronlarının d-alt seviyesine geçişi sonucu eşlenmemiş elektronların sayısı artabilir. Bu nedenle, kükürt atomları ve diğer kalkojenler, diğer elementlerin atomlarıyla yalnızca 2 değil, aynı zamanda 4 ve 6 bağları da oluşturabilmektedir. Örneğin, bir kükürt atomunun uyarılmış durumunda, dış enerji seviyesindeki elektronlar 3s 2 3p 3 3d 1 ve 3s 1 3p 3 3d 2 elektronik konfigürasyonunu elde edebilirler:
Elektron kabuğunun durumuna bağlı olarak farklı oksidasyon durumları (CO) ortaya çıkar. Metal ve hidrojen içeren bileşiklerde bu grubun elementleri CO = -2 sergiler. Oksijenli ve metal olmayan bileşiklerde kükürt, selenyum ve tellür CO = +4 ve CO = +6 olabilir. Bazı bileşiklerde CO = +2 sergilerler.
Oksijen, elektronegatiflik açısından flordan sonra ikinci sırada yer alır. Floroksit F2O'da oksijenin oksidasyon durumu pozitiftir ve +2'ye eşittir. Oksijenin oksidasyon durumu -1 olan hidrojen peroksit H202 ve türevleri haricinde, diğer elementlerle birlikte oksijen genellikle bileşiklerde -2 oksidasyon durumu sergiler. Canlı organizmalarda oksijen, kükürt ve selenyum -2 oksidasyon durumundaki biyomoleküllerin bir parçasıdır.
O - S - Se-Te - Po dizisinde atom ve iyonların yarıçapları artar. Buna göre iyonlaşma enerjisi ve bağıl elektronegatiflik doğal olarak aynı yönde azalır.
Grup VI elemanlarının sıra sayısındaki artışla, nötr atomların oksidatif aktivitesi azalır ve negatif iyonların indirgeyici aktivitesi artar. Bütün bunlar, oksijenden tellüre geçiş sırasında kalkojenlerin metalik olmayan özelliklerinin zayıflamasına yol açar.
Kalkojenlerin atom numarası arttıkça karakteristik koordinasyon sayıları da artar. Bunun nedeni, dördüncü periyodun p elemanlarından beşinci ve altıncı periyotların p elemanlarına geçiş sırasında σ- ve π bağlarının oluşumunda d'nin giderek daha önemli bir rol oynamaya başlamasıdır. - ve hatta f-orbitaller. Yani, eğer kükürt ve selenyum için en karakteristik koordinasyon sayıları 3 ve 4 ise, o zaman tellür için - 6 ve hatta 8.
Normal koşullar altında, VIA grubu elementlerinin H2E hidrojen bileşikleri, su hariç, çok hoş olmayan bir kokuya sahip gazlardır. Bu bileşiklerin termodinamik stabilitesi sudan hidrojen tellür H 2 Te'ye doğru azalır. Sulu çözeltilerde hafif asidik özellikler gösterirler. H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te serisinde asitlerin mukavemeti artar.
Bu, E 2- iyonlarının yarıçapındaki bir artış ve buna karşılık gelen E-H bağlarının zayıflamasıyla açıklanmaktadır. H2E'nin indirgeme yeteneği de aynı yönde artar.
Kükürt, selenyum ve tellür iki seri asit oksit oluşturur: EO2 ve EO3. H2EO3 ve H2EO4 bileşiminin asidik hidroksitlerine karşılık gelirler. Serbest haldeki H2EO3 asitleri kararsızdır. Bu asitlerin tuzları ve asitlerin kendileri redoks ikiliği sergilerler çünkü bu bileşiklerdeki S, Se ve Te elementleri +4 ara oksidasyon durumuna sahiptir.
H2EO4 bileşiminin asitleri daha kararlıdır ve reaksiyonlarda oksitleyici maddeler olarak davranır (elementin en yüksek oksidasyon durumu +6'dır).
Oksijen bileşiklerinin kimyasal özellikleri. Oksijen yerkabuğunda en çok bulunan elementtir (%49,4). Oksijenin yüksek içeriği ve yüksek kimyasal aktivitesi, Dünyadaki elementlerin çoğunun oksijen içeren bileşikler biçimindeki baskın varoluş biçimini belirler. Oksijen, tüm hayati organik maddelerin (proteinler, yağlar, karbonhidratlar) bir parçasıdır.
Oksijen olmadan, solunum, amino asitlerin, yağların ve karbonhidratların oksidasyonu gibi çok sayıda son derece önemli yaşam süreci mümkün değildir. Anaerobik olarak adlandırılan yalnızca birkaç bitki oksijen olmadan hayatta kalabilir.
Yüksek hayvanlarda (Şekil 8.7), oksijen kana nüfuz eder ve hemoglobin ile birleşerek kolayca ayrışabilen oksihemoglobin bileşiğini oluşturur. Kan akışıyla birlikte bu bileşik çeşitli organların kılcal damarlarına girer. Burada oksijen hemoglobinden ayrılır ve kılcal damarların duvarlarından dokulara yayılır. Hemoglobin ve oksijen arasındaki bağlantı kırılgandır ve Fe2+ iyonu ile donör-alıcı etkileşimi nedeniyle oluşur.
Dinlenme halindeyken kişi saatte yaklaşık 0,5 m3 hava solur. Ancak havayla solunan oksijenin yalnızca 1/5'i vücutta tutulur. Ancak kanda yüksek oksijen konsantrasyonunun oluşması için fazla oksijene (4/5) ihtiyaç vardır. Bu, Fick yasasına uygun olarak kılcal damarların duvarları boyunca yeterli oranda oksijen difüzyonunu sağlar. Böylece bir kişi aslında günde yaklaşık 0,1 m3 oksijen kullanır.
Oksijen dokularda tüketilir. çeşitli maddelerin oksidasyonu için. Bu reaksiyonlar sonuçta karbondioksit, su ve enerji depolamanın oluşmasına yol açar.
Oksijen sadece solunum sürecinde değil aynı zamanda bitki ve hayvan kalıntılarının çürümesi sürecinde de tüketilir. Karmaşık organik maddelerin çürüme süreci sonucunda oksidasyon ürünleri oluşur: CO2, H2O, vb. Bitkilerde oksijen rejenerasyonu meydana gelir.
Böylece doğadaki oksijen döngüsü sonucunda atmosferdeki içeriği sabit kalır. Doğal olarak doğadaki oksijen döngüsü karbon döngüsüyle yakından ilişkilidir (Şekil 8.8).
Oksijen elementi iki basit madde formunda bulunur (allotropik modifikasyonlar): dioksijen(oksijen) O2 ve trioksijen(ozon) O3 . Atmosferde oksijenin neredeyse tamamı oksijen O2 formunda bulunurken ozon içeriği çok azdır. 22 km yükseklikte ozonun maksimum hacim oranı yalnızca %10-6'dır.
Oksijen molekülü O2, başka maddelerin yokluğunda çok kararlıdır. Molekülde iki eşleşmemiş elektronun varlığı onun yüksek reaktivitesini belirler. Oksijen en aktif metal olmayanlardan biridir. Çoğu basit maddeyle doğrudan reaksiyona girerek E x O y oksitlerini oluşturur.İçlerindeki oksijenin oksidasyon durumu -2'dir. Atomların elektronik kabuklarının yapısındaki değişime bağlı olarak kimyasal bağın doğası ve buna bağlı olarak elementler sisteminin periyot ve gruplarındaki oksitlerin yapısı ve özellikleri doğal olarak değişir. Böylece, ikinci periyot Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5 elementlerinin oksit serisinde, grup I'den V'e E-O kimyasal bağının polaritesi giderek azalır. Buna göre temel özellikler zayıflatılır ve asidik özellikler güçlendirilir: Li 2 O tipik bir bazik oksittir, BeO amfoteriktir ve B 2 O 3, CO 2 ve N 2 O 5 asidik oksitlerdir. Asit-baz özellikleri diğer dönemlerde de benzer şekilde değişir.
Ana alt gruplarda (A grupları), elementin atom numarası arttıkça oksitlerdeki E-O bağının iyonikliği genellikle artar.
Buna göre Li-Na-K-Rb-Cs grubu ve diğer A gruplarındaki oksitlerin temel özellikleri artar.
Kimyasal bağın doğasındaki değişikliklere bağlı olarak oksitlerin özellikleri, element atomunun çekirdeğinin yükünün periyodik bir fonksiyonudur. Bu, örneğin çekirdeğin yüküne bağlı olarak periyotlar ve gruplar boyunca erime sıcaklıklarında ve oksit oluşumunun entalpilerinde meydana gelen değişikliklerle kanıtlanır.
E(OH)n hidroksitlerdeki E-OH bağının polaritesi ve dolayısıyla hidroksitlerin özellikleri, doğal olarak elementler sisteminin gruplarına ve periyotlarına göre değişir.
Örneğin IA-, IIA- ve IIIA gruplarında yukarıdan aşağıya doğru iyon yarıçapının artmasıyla E-OH bağının polaritesi artar. Sonuç olarak, E-OH → E + + OH - iyonizasyonu suda daha kolay meydana gelir. Buna göre hidroksitlerin temel özellikleri arttırılır. Böylece grup IA'da alkali metal hidroksitlerin temel özellikleri Li-Na-K-Rb-Cs serisinde arttırılır.
Soldan sağa periyotlarda iyon yarıçapının azalması ve iyon yükünün artmasıyla E-OH bağının polaritesi azalır. Sonuç olarak EON ⇄ EO - + H +'nın iyonlaşması suda daha kolay gerçekleşir. Buna göre asidik özellikler bu yönde arttırılır. Dolayısıyla beşinci periyotta RbOH ve Sr(OH)2 hidroksitleri bazlardır, In(OH)3 ve Sn(OH)4 amfoterik bileşiklerdir ve H ve H6TeO6 asitlerdir.
Dünyadaki en yaygın oksit hidrojen oksit veya sudur. Herhangi bir canlının kütlesinin %50-99'unu oluşturduğunu söylemek yeterli olacaktır. İnsan vücudunun %70-80'i su içerir. 70 yıllık yaşam boyunca bir kişi yaklaşık 25.000 kg su içer.
Su, yapısından dolayı kendine has özelliklere sahiptir. Canlı bir organizmada, organik ve inorganik bileşiklerin bir çözücüsüdür ve çözünmüş madde moleküllerinin iyonizasyon işlemlerine katılır. Su, yalnızca biyokimyasal reaksiyonların gerçekleştiği ortam değildir, aynı zamanda hidrolitik süreçlere de aktif olarak katılmaktadır.
Oksijenin oluşma yeteneği hayati öneme sahiptir oksijenilçeşitli maddelerle kompleksler. Daha önce, metal iyonları - canlı organizmalardaki oksijen taşıyıcıları - oksihemoglobin ve oksihemosiyanin içeren oksijenil kompleksleri O2 örnekleri dikkate alınıyordu:
НbFe 2 + + О 2 → НbFe 2+ ∙О 2
НсСu 2+ + О 2 → НсСu 2+ ∙О 2
Hb hemoglobindir, Hc hemosiyanindir.
İki yalnız elektron çiftine sahip olan oksijen, metal iyonlarıyla olan bu koordinasyon bileşiklerinde donör görevi görür. Diğer bileşiklerde oksijen çeşitli hidrojen bağları oluşturur.
Şu anda, karşılık gelen biyoinorganik kompleks bileşiklerin işlevlerine benzer işlevleri yerine getirebilen geçiş metallerinin oksijenil komplekslerinin hazırlanmasına büyük önem verilmektedir. Bu komplekslerin iç koordinasyon alanının bileşimi doğal aktif merkezlere benzer. Özellikle kobaltın amino asitlerle ve diğer bazı ligandlarla kompleksleri, elementel oksijeni geri dönüşümlü olarak ekleme ve salma yetenekleri açısından umut vericidir. Bu bileşikler bir dereceye kadar hemoglobinin yerine geçen maddeler olarak düşünülebilir.
Oksijenin allotropik modifikasyonlarından biri ozon 03. Özellikleri bakımından ozon, oksijen O2'den çok farklıdır - daha yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptir ve keskin bir kokusu vardır (adı da buradan gelmektedir).
Oksijenden ozon oluşumuna enerjinin emilmesi eşlik eder:
3О 2 ⇄2О 3 ,
Ozon, oksijendeki elektriksel deşarjın etkisiyle üretilir. Ozon, O2'den ve ultraviyole radyasyonun etkisi altında oluşur. Bu nedenle bakterisit ve fizyoterapötik ultraviyole lambalar çalıştığında ozon kokusu hissedilir.
Ozon en güçlü oksitleyici ajandır. Metalleri oksitler, organik maddelerle şiddetli reaksiyona girer ve düşük sıcaklıklarda oksijenin reaksiyona girmediği bileşikleri oksitler:
O3 + 2Ag = Ag2 O + O2
РbS + 4О 3 = РbS04 + 4O 2
İyi bilinen bir niteliksel reaksiyon:
2KI + Ö3 + H2Ö = I2 + 2KON + Ö2
Ozonun organik maddeler üzerindeki oksidatif etkisi radikal oluşumuyla ilişkilidir:
RН + О 3 → RО 2 ∙ + O ∙
Radikaller biyoorganik moleküller (lipitler, proteinler, DNA) ile radikal zincir reaksiyonları başlatır. Bu tür reaksiyonlar hücre hasarına ve ölüme yol açar. Ozon özellikle hava ve suda bulunan mikroorganizmaları öldürür. İçme suyu ve yüzme havuzu suyunun sterilizasyonunda ozonun kullanılmasının temeli budur.
Kükürt bileşiklerinin kimyasal özellikleri.Özellikleri bakımından kükürt oksijene yakındır. Ancak bundan farklı olarak bileşiklerde yalnızca -2 oksidasyon durumunu değil, aynı zamanda +2, +4 ve +6 pozitif oksidasyon durumlarını da sergiler. Kükürt, oksijen gibi allotropi ile karakterize edilir - birkaç temel maddenin varlığı - ortorombik, monoklinik, plastik kükürt. Oksijene kıyasla daha düşük elektronegatifliği nedeniyle kükürtte hidrojen bağları oluşturma yeteneği daha az belirgindir. Kükürt, zikzak şekline sahip stabil polimer homozincirlerinin oluşmasıyla karakterize edilir.
Sülfür atomlarından homozincirlerin oluşumu, yaşam süreçlerinde önemli bir biyolojik rol oynayan bileşiklerinin de karakteristik özelliğidir. Dolayısıyla, sistin amino asidinin moleküllerinde bir -S-S- disülfit köprüsü bulunur:
Bu amino asit, protein ve peptidlerin oluşumunda önemli bir rol oynar. S-S disülfit bağı sayesinde polipeptit zincirleri bir arada tutulur (disülfit köprüsü).
Sülfürün özelliği, amino asit sistein, proteinler ve enzimlerde bulunan bir hidrojen sülfit (sülfhidril) tiyol grubu -SH'nin oluşmasıdır.
Amino asit metiyonin biyolojik olarak çok önemlidir.
Canlı organizmalardaki metil gruplarının donörü, S-adenosilmetiyonin Ad-S-CH3'tür - metil grubunun S yoluyla adenin Ad'a bağlandığı aktifleştirilmiş bir metiyonin formu. Biyosentez süreçlerinde metiyoninin metil grubu, RH metil gruplarının çeşitli alıcılarına aktarılır:
Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SN + R-CH 3
Kükürt Dünya'da oldukça yaygındır (%0,03). Doğada sülfür (ZnS, HgS, PbS, vb.) ve sülfat (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O, CaSO 4 ∙2H 2 O, vb.) mineralleri şeklinde ve ayrıca doğal olarak bulunur. durum. Çökeltilmiş kükürt tozu, cilt hastalıklarının (sebore, sedef hastalığı) tedavisinde harici olarak merhem (%5-10-20) ve tozlar halinde kullanılır. Vücut, H 2 S x O 6 genel formülüne sahip kükürt oksidasyon ürünleri - politiyonik asitler üretir ( x = 3-6)
S + Ö 2 → H 2 S x Ö 6
Kükürt oldukça reaktif bir metal değildir. Hafif bir ısıtmayla bile birçok basit maddeyi oksitler, ancak kendisi oksijen ve halojenler (redoks dualitesi) tarafından kolayca oksitlenir.
Kükürt, hidrojen sülfit ve türevleri - sülfürlerde oksidasyon durumu -2 sergiler.
Hidrojen sülfür (dihidrojen sülfür) doğada sıklıkla bulunur. Sözde kükürtlü maden sularında bulunur. Hoş olmayan bir kokuya sahip renksiz bir gazdır. Bitkilerin ve özellikle de mikroorganizmaların etkisi altındaki hayvan kalıntılarının çürümesi sırasında oluşur. Yeşil kükürt bakterileri gibi bazı fotosentetik bakteriler, hidrojen donörü olarak dihidrojen sülfürü kullanır. Bu bakteriler, oksijen O2 yerine H2S'nin oksidasyonunun bir ürünü olan elementel kükürt üretir.
Dihidrojen sülfit, solunum zincirinde bir elektron taşıyıcısı olan sitokrom oksidaz enziminin bir inhibitörü olduğundan çok toksik bir maddedir. Elektronların sitokrom oksidazdan oksijen O2'ye transferini engeller.
H2S'nin sulu çözeltileri turnusola hafif asidik bir reaksiyon verir. İyonlaşma iki aşamada gerçekleşir:
Н 2 S ⇄ Н + + НS - (I aşaması)
NS - ⇄ N + + S 2- (II aşama)
Hidrojen sülfür asit çok zayıftır. Bu nedenle ikinci aşama iyonlaşma yalnızca çok seyreltik çözeltilerde meydana gelir.
Hidrosülfit asidin tuzlarına denir sülfürler. Suda yalnızca alkali sülfürler, alkali toprak metalleri ve amonyum çözünür. Asit tuzları - hidrosülfitler E + HS ve E 2+ (HS) 2 - yalnızca alkali ve alkalin toprak metalleri için bilinir
Zayıf bir asidin tuzları olan sülfitler hidrolize uğrar. Çoklu yüklü metal katyonlarının (Al 3+, Cr 3+, vb.) sülfürlerinin hidrolizi sıklıkla tamamlanır ve pratik olarak geri döndürülemez.
Sülfitler, özellikle hidrojen sülfür, güçlü indirgeyici maddelerdir. Koşullara bağlı olarak S, SO2 veya H2SO4'e oksitlenebilirler:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (havada)
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S (havada)
3H2S + 4HClO3 = 3H2S04 + 4HCl (çözeltide)
Sistein HSCH2CH(NH2)COOH ve hidrojen sülfit (tiol) grupları -SH'ye sahip önemli bir metabolit koenzim A içeren bazı proteinler, bir dizi reaksiyonda dihidrojen sülfürün biyoinorganik türevleri olarak davranır. Sistein ve dihidrojen sülfür içeren proteinler iyot ile oksitlenebilir. Tiyol gruplarının oksidasyonu sırasında oluşan bir disülfür köprüsünün yardımıyla polipeptit zincirlerinin sistein kalıntıları bu zincirleri bir çapraz bağlantıyla birleştirir (bir çapraz bağlantı oluşur).
Kükürt içeren birçok E-SH enzimi, Cu 2+ veya Ag+ gibi ağır metal iyonları tarafından geri dönülemez şekilde zehirlenir. Bu iyonlar tiyol gruplarını bloke ederek sülfitlerin biyoinorganik analogları olan merkaptanları oluşturur:
E-SН + Ag + → E-S-Аg + H +
Bunun sonucunda enzim aktivitesini kaybeder. Ag+ iyonlarının tiyol gruplarına afinitesi o kadar yüksektir ki AgNO 3, -SH gruplarının titrasyon yoluyla kantitatif belirlenmesi için kullanılabilir.
Kükürt(IV) oksit SO2 asidik bir oksittir. Elementel kükürtün oksijende yakılması veya pirit FeS 2'nin kavrulmasıyla elde edilir:
S + Ö2 = SO2
4FES 2 + 11О 2 = 2Fe 2 О 3 + 8SO 2
SO 2 - boğucu bir kokuya sahip gaz; çok zehirli. SO2 suda çözündüğünde oluşur sülfürlü asit H2S03. Bu asit orta kuvvettedir. Sülfürik asit, dibazik olduğundan iki tür tuz oluşturur: orta - sülfitler(Na 2 SO 3, K 2 SO 3, vb.) ve asidik - hidrosülfitler(NaHSO 3, KHSO 3, vb.). Yalnızca E2+ (HSO3)2 tipi alkali metallerin ve hidrosülfitlerin tuzları suda çözünür, burada E, çeşitli grupların elementleridir.
Oksit SO2, asit H2SO3 ve tuzları redoks dualitesi ile karakterize edilir, çünkü bu bileşiklerdeki kükürt +4'lük bir ara oksidasyon durumuna sahiptir:
2Na2S03 + Ö2 = 2Na2S04
S02 + 2H2S = 3S° + 2H20
Ancak kükürt (IV) bileşiklerinin indirgeyici özellikleri baskındır. Böylece çözeltilerdeki sülfitler oda sıcaklığında havadaki dioksijen tarafından bile oksitlenir.
Yüksek hayvanlarda, SO2 oksit öncelikle solunum yolunun mukozasını tahriş edici olarak etki eder. Bu gaz aynı zamanda bitkiler için de zehirlidir. Az miktarda kükürt bileşiği içeren çok sayıda kömürün yakıldığı endüstriyel bölgelerde atmosfere kükürt dioksit salınır. Yapraklardaki nemde çözünen SO2, bir sülfürik asit çözeltisi oluşturur ve bu da sülfürik asit H2S04'e oksitlenir:
S02 + H20 = H2S03
2H2S03 + Ö2 = 2H2S04
Çözünmüş SO2 ve H2SO4 içeren atmosferik nem sıklıkla asit yağmuru şeklinde düşerek bitki örtüsünün ölümüne yol açar.
Bir Na2S03 çözeltisini kükürt tozu ile ısıtırken, sodyum tiyosülfat:
Na 2 S03 + S = Na 2 S 2 Ö 3
Kristalin hidrat Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O çözeltiden salınır Sodyum tiyosülfat - tuz tiyosülfürik asit H2S203.
Tiyosülfürik asit çok kararsızdır ve H2O, SO2 ve S'ye ayrışır. Sodyum tiyosülfat Na2S203 ∙5H20, tıbbi uygulamada antitoksik, antiinflamatuar ve duyarsızlaştırıcı bir madde olarak kullanılır. Antitoksik bir madde olarak sodyum tiyosülfat, cıva bileşikleri, kurşun, hidrosiyanik asit ve tuzlarıyla zehirlenmede kullanılır. İlacın etki mekanizması açıkça tiyosülfat iyonunun sülfit iyonuna ve elementel kükürte oksidasyonu ile ilişkilidir:
S 2 Ö 3 2- → SO 3 2- + S°
Vücuda gıda veya hava yoluyla giren kurşun ve cıva iyonları, az çözünen toksik olmayan sülfitler oluşturur:
Рb 2+ + SO 3 2- = РbS03
Siyanür iyonları elementel kükürt ile reaksiyona girerek daha az toksik tiyosiyanatlar oluşturur:
СN - + S° = NСS -
Uyuz tedavisinde de sodyum tiyosülfat kullanılır. Solüsyonu cilde sürdükten sonra %6'lık HCl solüsyonuyla ovalamayı tekrarlayın. HCl ile reaksiyonunun bir sonucu olarak, sodyum tiyosülfat kükürt ve kükürt dioksite ayrışır:
Na 2 S 2 Ö 3 + 2HCl = 2NaCl + S02 + S + H 2 O
uyuz akarları üzerinde zararlı etkisi vardır.
Oksit kükürt(VI) SO3 uçucu bir sıvıdır. SO3 suyla etkileşime girdiğinde sülfürik asit oluşturur:
S03 + H20 = H2S04
Sülfürik asit moleküllerinin yapısı, içindeki sülfüre karşılık gelir. sp3 - hibrit durum.
Sülfürik asit güçlü bir dibazik asittir. İlk aşamada neredeyse tamamen iyonize edilir:
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 - ,
İkinci aşamada iyonlaşma daha az oranda gerçekleşir:
НSO 4 - ⇄ Н + + SO 4 2- ,
Konsantre sülfürik asit güçlü bir oksitleyici maddedir. Metalleri ve metal olmayanları oksitler. Tipik olarak indirgenmesinin ürünü S02'dir, ancak reaksiyon koşullarına (metal aktivitesi, sıcaklık, asit konsantrasyonu) bağlı olarak başka ürünler (S, H2S) elde edilebilir.
Bir dibazik asit olan H 2 SO 4 iki tür tuz oluşturur: orta - sülfatlar(Na 2 SO 4, vb.) ve asidik - hidrosülfatlar(NaHSO 4, KHSO 4, vb.). Çoğu sülfat suda yüksek oranda çözünür. Birçok sülfat, kristalli hidratlar formundaki çözeltilerden izole edilir: FeSO 4 ∙7H 2 O, CuSO 4 ∙5H 2 O. Pratik olarak çözünmeyen sülfatlar arasında BaSO 4, SrSO 4 ve PbS04 bulunur. Az çözünür kalsiyum sülfat CaS04. Baryum sülfat sadece suda değil aynı zamanda seyreltik asitlerde de çözünmez.
Tıbbi uygulamada birçok metalin sülfatları ilaç olarak kullanılır: Na2S04 ∙10H2O - müshil olarak, MgS04 ∙7H20 - hipertansiyon için, müshil olarak ve kolinerjik bir ajan olarak bakır sülfat CuS04 ∙ 5H 2 O ve ZnSO 4 ∙7H 2 O - antiseptik, büzücü, kusturucu, baryum sülfat BaSO 4 olarak - yemek borusu ve midenin röntgen muayenesi için kontrast madde olarak
Selenyum ve tellür bileşikleri. Tellürün ve özellikle selenyumun kimyasal özellikleri kükürde benzer. Ancak Se ve Te'nin metalik özelliklerinin güçlendirilmesi, daha güçlü iyonik bağlar oluşturma eğilimlerini artırır. Fizikokimyasal özelliklerin benzerliği: E2- iyonlarının yarıçapları, koordinasyon sayıları (3, 4) - bileşiklerdeki selenyum ve kükürtün birbirinin yerine geçebilirliğini belirler. Böylece selenyum, enzimlerin aktif merkezlerindeki kükürtün yerini alabilir. Hidrojen sülfit grubu -SH'nin hidrojen selenit grubu -SeH ile değiştirilmesi vücuttaki biyokimyasal süreçlerin seyrini değiştirir. Selenyum hem sinerjist hem de kükürt antagonisti olarak hareket edebilir.
Hidrojenle birlikte Se ve Te, H 2 S'ye benzer şekilde çok zehirli gazlar olan H 2 Se ve H 2 Te'yi oluşturur. Dihidrojen selenit ve dihidrojen tellür güçlü indirgeyici maddelerdir. H 2 S-H 2 Se-H 2 Te serisinde indirgeme aktivitesi artar.
H 2 Se için orta tuzlar olarak izole edilir - selenitler(Na 2 Se, vb.) ve asit tuzları - hidroselenidler(NaHSe, vb.). H 2 Te için yalnızca orta tuzlar bilinmektedir - tellüridler.
Se (IV) ve Te (IV)'ün oksijenli bileşikleri, SO2'den farklı olarak katı kristalli maddeler SeO2 ve TeO2'dir.
Selenöz asit H 2 SeO 3 ve tuzları Selenitler,örneğin Na2Se03 orta kuvvette oksitleyici maddelerdir. Böylece sulu çözeltilerde SO2, H2S, HI, vb. gibi indirgeyici maddelerle selenyuma indirgenirler:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O = Se + 2H 2 SO 4
Açıkçası, selenitlerin element durumuna indirgenme kolaylığı, vücutta biyolojik olarak aktif selenyum içeren bileşiklerin, örneğin selenosistein oluşumunu belirler.
SeO3 ve TeO3 asidik oksitlerdir. Oksijen asitleri Se (VI) ve Te (VI) - selenyum H 2 SeO 4 ve tellür H 6 TeO 6 - güçlü oksitleyici özelliklere sahip kristalli maddeler. Bu asitlerin tuzlarına sırasıyla denir. selenatlar Ve telluratlar.
Canlı organizmalarda selenatlar ve sülfatlar antagonisttir. Böylece, sülfatların eklenmesi selenyum içeren fazla bileşiğin vücuttan uzaklaştırılmasına yol açar.
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 stabilitesi azalır, bu nedenle sulu çözeltilerde H 2 Se ve H 2 Te, hidrosülfit asitten daha güçlü dibazik asitler gibi davranır. Tuzlar oluştururlar - selenitler ve tellüritler. Tellür ve hidrojen selenit ve bunların tuzları son derece zehirlidir. Selenid ve tellüridler sülfürlere benzer özelliklere sahiptir. 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) bulunmaktadır.
Na2Se + H20 NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O = H 2 CO 3 + 2H 2 Se
Selenidlerin ve tellürlerin büyük bir grubu yarı iletkenlerdir. En yaygın kullanılanlar çinko alt grubunun elementlerinin selenitleri ve tellürleridir.
Oksidasyon durumu +4 olan bileşikler. Selenyum(IV) ve tellüryum(IV) oksitler, basit maddelerin oksijenle oksidasyonu sonucu oluşur ve katı polimer bileşikleridir. Tipik asit oksitler. Selenyum(IV) oksit suda çözünür ve H2S03'ün aksine serbest halde izole edilen ve katı olan selenöz asit oluşturur.
SeO2 + H2O = H2SeO3
Tellür (IV) oksit suda çözünmez, ancak alkalilerin sulu çözeltileriyle reaksiyona girerek tellüritler oluşturur.
TeO2 + 2NaOH = Na2TeO3
H2TeO3 polimerizasyona eğilimlidir, bu nedenle asitler tellüritler üzerinde etki ettiğinde değişken bileşimli TeO2nH2O çökeltisi açığa çıkar.
SeO 2 ve TeO 2, SO 2'ye kıyasla daha güçlü oksitleyici maddelerdir:
2SO2 + SeO2 = Se + 2SO3
Oksidasyon durumu +6 olan bileşikler. Selenyum(VI) oksit, camsı ve asbest benzeri modifikasyonlarla bilinen beyaz bir katıdır (erime noktası 118,5 °C, > 185 °C'de ayrışır). SO3'ün selenatlar üzerindeki etkisi ile elde edilir:
K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4
Tellurium(VI) oksidin ayrıca iki modifikasyonu vardır: turuncu ve sarı. Ortotellürik asidin dehidrasyonuyla hazırlanır:
H 6 TeO 6 = TeO 3 + 3H 2 O
Selenyum (VI) ve tellür (VI) oksitleri tipik asidik oksitlerdir. SeO3 suda çözünerek selenik asit - H2SeO4'ü oluşturur. Selenik asit beyaz kristalli bir maddedir, sulu çözeltilerde güçlü bir asittir (K 1 = 1.10 3, K 2 = 1.2.10 -2), kömür organik bileşikleri, güçlü bir oksitleyici maddedir.
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 alkalilerin sulu çözeltileriyle etkileşime girerek tellürik asit tuzları - telluratlar oluşturur.
TeO3 + 2NaOH = Na2TeO4 + H20
Tellurat çözeltileri hidroklorik asite maruz bırakıldığında ortotellürik asit açığa çıkar - H 6 TeO 6 - sıcak suda oldukça çözünür olan beyaz kristalli bir madde. H6TeO6'nın dehidrasyonuyla tellürik asit elde edilebilir. Tellürik asit çok zayıftır, K1 = 2·10 -8, K2 = 5·10 -11.
Na2TeO4 + 2HCl + 2H20 = H6TeO6 + 2NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
Selenyum bileşikleri bitkiler ve hayvanlar için toksiktir; tellür bileşikleri ise çok daha az toksiktir. Selenyum ve tellür bileşikleriyle zehirlenmeye, mağdurda kalıcı, iğrenç bir kokunun ortaya çıkması eşlik eder.
Literatür: s. 359 - 383, s. 425 - 435, s. 297 - 328
