Підгрупа кисню, чи халькогенів – 6-та група періодичної системи Д.І. Менделле-ва, що включає такі елементи: О; S; Se; Te; Po. Номер групи вказує на максимальну валентність елементів, що стоять у цій групі. Загальна електронна формула халькогенів: ns2np4 - на зовнішньому валентному рівні у всіх елементів є 6 електронів, які рідко віддають і частіше приймають 2 відсутніх до завершення рівня електрона. Наявність однакового валентного рівня зумовлює хімічну схожість халькогенів. Характерні ступені окислення: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кисень виявляє лише -1 – у пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – у вільному стані; +1 і +2 - у фторидах - О2F2, ОF2 т. к. у нього немає d-під-рівня і електрони роз'єднуватися не можуть, і валентність завжди - 2; S – все, крім +1 та -1. У сірки з'являється d-підрівень і електрони з 3р і 3s у збудженому стані можуть роз'єднатися і піти на d-підрівень. У незбудженому стані валентність сірки – 2 – у SО, 4 – у SО2, 6 – у SО3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентності у селену, телуру та полонію також 2, 4, 6. Значення ступенів окислення відображені в електронній будові елементів: О – 2s22p4; S - 3s23p4; Se - 4s24p4; Te - 5s25p4; Po - 6s26p4. Зверху донизу, з наростанням зовнішнього енергетичного рівня закономірно змінюються фізичні та хімічні властивості халькогенів: радіус атома елементів збільшується, енергія іонізації та спорідненості до електрона, а також електронегативність зменшуються; зменшуються неметалеві властивості, металеві збільшуються (кисень, сірка, селен, телур – неметали), у полонію є металевий блиск та електропровідність. Водневі сполуки халькогенів відповідають формулі: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороди. Водень у цих сполуках може бути заміщений на іони металів. Ступінь окислення всіх халькогенів у поєднанні з воднем -2 та валентність теж 2. При розчиненні хальководородів у воді утворюються відповідні кислоти. Ці кислоти – відновники. Сила цих кислот зверху вниз зростає, тому що зменшується енергія зв'язку та сприяє активній дисоціації. Кисневі сполуки халькогенів відповідають формулі: RО2 та RО3 – кислотні оксиди. При розчиненні цих оксидів у воді вони утворюють відповідні кислоти: Н2RO3 і Н2RO4. У напрямку зверху вниз сила цих кислот зменшується. Н2RO3 – кислоти-відновники, Н2RO4 – окислювачі.
Кисень - Найпоширеніший елемент Землі. Він становить 47% від маси земної кори. Його вміст у повітрі залишає 20,95% за обсягом чи 23,10% за масою. Кисень входить до складу води, гірських порід, багатьох мінералів, солей, міститься в білках, жирах та вуглеводах, з яких складаються живі організми. У лабораторних умовах кисень одержують: - розкладанням при нагріванні бертолетової солі (хлорату калію) в присутності каталізатора MnO2:2KClO3 = 2KCl+3O2 -розкладанням при нагріванні перманганату калію:2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2 При цьому виходить дуже чистий кисень. (електроди нікелеві); Основним джерелом промислового отримання кисню є повітря, яке зріджують і потім фракціонують. Спочатку виділяється азот (tкіп = -195 ° C), а в рідкому стані залишається майже чистий кисень, так як його температура кипіння вище (-183 ° С). Широко поширений спосіб отримання кисню, заснований на електролізі води. У нормальних умовах кисень - газ без кольору, смаку та запаху, трохи важчий за повітря. У воді мало розчинний (в 1 л води при 20 ° С розчиняється 31 мл кисню). При температурі -183°З тиску 101,325 кПа кисень перетворюється на рідкий стан. Рідкий кисень має блакитнуватий колір і втягується в магнітне поле. Штучним способом отримано три нестабільні ізотопи - 148О, 158О, 198О.Для завершення зовнішнього електронного рівня атому кисню не вистачає двох електронів. Енергійно приймаючи їх, кисень виявляє ступінь окислення -2. Однак у з'єднаннях з фтором (OF2 і O2F2) загальні електронні пари зміщені до фтору, як до більш негативного елемента. І тут ступеня окислення кисню відповідно рівні +2 і +1, а фтору -1.Молекула кисню і двох атомів О2. Хімічний зв'язок ковалентний неполярний. Кисень утворює сполуки з усіма хімічними елементами, крім гелію, неону та аргону. З більшістю елементів він взаємодіє безпосередньо, крім галогенів, золота та платини. Швидкість реакції кисню як із простими, і зі складними речовинами залежить від природи речовин, температури та інших умов. Такий активний метал, як цезій, самозаймається в кисні повітря вже при кімнатній температурі. і графіту) - при 700-800°С.4Р+5О2=2Р2О52Н2+O2=2Н2О S+O2=SO2 З+O2=СO2При горінні складних речовин у надлишку кисню утворюються оксиди відповідних елементів: 2H2S+3O2=2S2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Розглянуті реакції супроводжуються виділенням як теплоти, так і світла. Такі процеси за участю кисню називають горінням. Щодо електронегативності кисень є другим елементом. Тож у хімічних реакціях як із простими, і зі складними речовинами є окислювачем, т.к. приймає електрони. Горіння, іржавіння, гниття та дихання протікають за участю кисню. Це окислювально-відновні процеси. Для прискорення процесів окислення замість звичайного повітря застосовують кисень або повітря, збагачене киснем. Кисень використовують для інтенсифікації окислювальних процесів у хімічній промисловості (виробництво азотної, сірчаної кислот, штучного рідкого палива, мастил та інших речовин). Металургійна промисловість витрачає досить багато кисню. Кисень використовують для одержання високих температур. Температура киснево-ацетиленового полум'я досягає 3500 ° С, киснево-водневого - 3000 ° С У медицині кисень застосовують для полегшення дихання. Його використовують у кисневих приладах при виконанні робіт у важкій для дихання атмосфері.
Сірка- один із небагатьох хімічних елементів, якими вже кілька тисячоліть користується людина. Вона широко поширена в природі і зустрічається як у вільному стані (самородна сірка), так і в сполуках. Мінерали, що містять сірку, можна розділити на дві групи - сульфіди (колчедани, блиски, обманки) та сульфати. Самородна сірка у великій кількості зустрічається в Італії (острів Сицилія) та США. У СНД родовища самородної сірки є в Поволжі, в державах Середньої Азії, в Криму та інших районах. залізний колчедан - FeS2, халькопірит - CuFeS2, кіновар - HgS. білкові молекули. Органічні сполуки сірки містяться у нафті. Отримання 1. При отриманні сірки з природних сполук, наприклад, із сірчаного колчедану, його нагрівають до високих температур. Сірчаний колчедан розкладається з утворенням сульфіду заліза (II) і сірки: FeS2=FeS+S 2. Сірку можна отримати окисленням сірководню недоліком кисню за реакцією: 2H2S+O2=2S+2Н2O3. В даний час поширене отримання сірки відновленням вуглецем діоксиду сірки SO2 - побічного продукту при виплавці металів із сірчистих руд: SO2+С = СO2+S4. Відхідні гази металургійних та коксових печей містять суміш діоксиду сірки та сірководню. Цю суміш пропускають при високій температурі над каталізатором: H2S+SO2=2H2O+3S Сірка є твердою крихкою речовиною лимонно-жовтого кольору. У воді практично нерозчинна, але добре розчинна в сірковуглецю CS2 аніліну і деяких інших розчинниках. Погано проводить тепло і електричний струм. Сірка утворює кілька алотропних модифікацій: Природна сірка складається з суміші чотирьох стійких ізотопів: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Хімічні властивості Атом сірки, маючи незавершений зовнішній енергетичний рівень, може приєднувати два електрони і виявляти ступінь окислення -2. При віддачі або відтягування електронів до атома більш електронегативного елемента ступінь окислення сірки може бути +2, +4, +6. Нахолоду сірка порівняно інертна, але з підвищенням температури реакційна здатність її підвищується. 1. З металами сірка виявляє окисні властивості. При цих реакціях утворюються сульфіди (із золотом, платиною та іридієм не реагує): Fe+S=FeS
2. З воднем за нормальних умов сірка не взаємодіє, а за 150-200°З протікає оборотна реакція:H2+S«H2S 3. У реакціях з металами і з воднем сірка веде себе як типовий окислювач, а в присутності сильних окислювачів виявляє відновлювальні свойства.S+3F2=SF6 (з йодом не реагує)4. Горіння сірки в кисні протікає при 280°С, але в повітрі при 360°С. При цьому утворюється суміш SO2 та SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. При нагріванні без доступу повітря сірка безпосередньо з'єднується з фосфором, вуглецем, виявляючи окисні властивості: 2Р+3S=P2S3 2S + C=CS26. При взаємодії зі складними речовинами сірка поводиться переважно як відновник:
7. Сірка здатна до реакцій диспропорціонування. Так, при кип'ятінні порошку сірки з лугами утворюються сульфіти та сульфіди: Сірку широко застосовуютьу промисловості та сільському господарстві. Близько половини її видобутку витрачається для одержання сірчаної кислоти. Використовують сірку для вулканізації каучуку: при цьому каучук перетворюється на гуму. У вигляді сірчаного кольору (тонкого порошку) сірку застосовують для боротьби з хворобами виноградника та бавовнику. Її використовують для отримання пороху, сірників, складів, що світяться. У медицині готують сірчані мазі на лікування шкірних захворювань.
31 Елементи IV А підгрупи.
Вуглець (С), кремній (Si), германій (Ge), олово (Sn), свинець (РЬ) – елементи 4 групи головної підгрупи ПСЕ. На зовнішньому електронному шарі атоми цих елементів мають 4 електрони: ns2np2. У підгрупі зі зростанням порядкового номера елемента збільшується атомний радіус, неметалеві властивості слабшають, а металеві посилюються: вуглець та кремній – неметали, германій, олово, свинець – метали. Елементи цієї підгрупи виявляють як позитивний, так і негативний ступінь окислення: -4; +2; +4.
| Елемент | Електр.формула | радий нм | ОЕО | С.О. |
| 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 |
---------------------> (металеві властивості зростають)
Селен і телур знаходяться у VI групі періодичної системи та є аналогами сірки. На зовнішньому електронному рівні у селену і телуру знаходяться по 6 електронів: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4 тому вони виявляють ступеня окислення IV, VI і -II. Як і в будь-якій групі періодичної системи в міру зростання атомної маси елемента, кислотні властивості елемента слабшають, а основні зростають, тому у телуру проявляється цілий ряд основних (металевих властивостей) і не дивно, що першовідкривачі прийняли його за метал.
Для селену характерний поліморфізм, існують 3 кристалічні та 2 аморфні модифікації.
Склоподібний селен виходить швидким охолодженим розплавленим селеном, складається з кільцевих молекул Se 8 і кілець до 1000 атомів.
Червоний аморфний селен утворюється, якщо швидко охолоджувати пари Se, в основному складається з неправильно орієнтованих молекул Se 8 він розчиняється в СS 2 при кристалізації отримують дві кристалічні модифікації:
t пл 170 0 С t пл 180 0 C
повільною швидкою
побудовані із молекул Se 8 .
Найбільш стійкий сірий гексагональний селен , Що складається з нескінченних ланцюгів атомів селену. При нагріванні всі модифікації переходять на останню. Це єдина напівпровідникова модифікація. Вона має: t пл 221 0 С і t кип 685 0 С. У парах поряд з Se 8 присутні молекули з меншим числом атомів аж до Se 2 .
У телуру все простіше - найбільш стійкий гексагональний телур, з t пл 452 0 С і t кип 993 0 С. Аморфний телур - це дрібнодисперсний гексагональний телур.
Селен і телур стійкі на повітрі, при нагріванні горять утворюючи діоксиди SeO 2 і TeO 2 . При кімнатній температурі не реагують із водою.
При нагріванні аморфного селену до t 60 0 С починає реагувати з водою:
3Se + 3Н 2 О = 2Н 2 Se + Н 2 SeО 3 (17)
Teллур менш активний і реагує з водою вище 100 0 С. З лугами реагують за більш м'яких умов, утворюючи:
3Se + 6NaOH = 2Na 2 Se + Na 2 SeO 3 + 3H 2 O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)
C кислотами (НСl і розведеною H 2 SO 4) не реагують, розведена HNO 3 окислює їх до H 2 SeO 3 ; H 2 TeO 3 якщо кислота концентрована, то вона окислює телур до основного нітрату Te 2 O 3 (OH)NO 3 .
Концентрована H 2 SO 4 розчиняє селен та телур, утворюючи
Se 8 (HSO 4) 2 – зелені H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 – червоні Te 2 O 3 SO 4
½ розчини
малостійкі
виділяються Se та Te
Для Se як і S характерні реакції приєднання:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (найстійкіші) (20)
Na 2 S + 2Тe = Na 2 SТe 2 (найстійкіші) (21)
у випадку Na 2 SЕ n , де Е = Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
селеносульфат
Для телуру така реакція відбувається лише у автоклавах.
Se + KCN = KSeCN (для телуру невідома) (23)
З воднем селен взаємодіє при температурі 200 0 С:
Se + H 2 = H 2 Se (24)
Для телуру реакція протікає важко і вихід телуроводню малий.
Селен та телур взаємодіють з більшістю металів. У з'єднаннях для селену і телуру характерні ступені окислення -2, +4, відомі +6.
Сполуки з киснем.Діоксиди. SeO 2 - білий, t возм. - 337 0 С, розчиняється у воді, утворюючи H 2 SeO 3 - нестійка, при температурі 72 0 С розкладається за перетектичною реакцією.
ТеО 2 - більш тугоплавок, t пл. - 733 0 С, t кип. - 1260 0 С, не леткий, мало розчинний у воді, легко розчиняється в лугах, мінімум розчинності припадає на рН ~ 4, з розчину виділяється осад H 2 TeO 3 нестійка і при висушуванні розпадається.
Триоксиди.Вищі оксиди виходять за дії сильних окислювачів.
SeO 3 (нагадує SO 3) реагує з водою, утворюючи H 2 SeO 4 t пл. ~ 60 0 С, сильний окислювач, розчиняє Au:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
у суміші з НCl розчиняє Pt.
ТeO 3 – малоактивна речовина, що існує в аморфній та кристалічній модифікаціях. Аморфний триоксид при тривалому впливі гарячої води гідратується, переходячи в орто-телурову кислоту H 6 TeO 6 . Розчиняється в концентрованих розчинах лугів під час нагрівання, утворюючи телурати.
H 2 TeO 4 має три різновиди: орто-телурова кислота H 6 TeO 6 добре розчинна в H 2 O, її розчини не дають кислу реакцію, дуже слабка кислота, при зневодненні виходить поліметателурова кислота (H 2 TeO 4) n нерозчинна у воді. Алотелурова кислота виходить нагріванням орто-телурової кислоти в запаяній ампулі, змішується з водою в будь-яких відносинах і має кислий характер. Є проміжною, у ланцюгу 6 – 10 молекул, нестійка, при кімнатній температурі перетворюється на орто-теллуровую кислоту, а при нагріванні повітря швидко перетворюється на H 2 TeO 4 .
Солі.Для селенатів солі важких металів добре розчиняються у воді, мало розчинні селенати ЩЗМ, свинцю та на відміну від сульфатів, Ag і Tl. При нагріванні утворюють селеніти (на відміну від сульфатів). Селеніти більш стійкі, ніж сульфіти, їх можна розплавити на відміну сульфітів.
Телурати Na 2 H 4 TeO 6 – ортотелурат існує у двох модифікаціях, отриманий за низьких температур, розчинний у воді, при високих – не розчинний. При зневодненні виходить Na 2 TeO 4 нерозчинний у воді. Малою розчинністю відрізняються телурати важких та ЩЗМ. На відміну від телурату, телурит натрію розчинний у воді.
гідриди.Н 2 Se і Н 2 Тe гази розчиняються у воді і дають сильніші кислоти, ніж H 2 S. При нейтралізації лугами утворюють солі, аналогічні Na 2 S. Для телуридів і селенідів, як і для Na 2 S, характерні реакції приєднання:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
У загальному випадку утворюються Na 2 ЕS 3 і Na 2 ЕS 4 де Е - селен і телур.
Хлориди.Якщо для сірки найбільш стійкий S 2 Cl 2 , то для селену подібне з'єднання відомо, проте найбільш стійкий SeCl 4 для телуру ТеCl 4 . При розчиненні у воді SeCl 4 гідролізується:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4НCl + H 2 SeO 3 (28)
ТеCl 4 розчиняється без помітного гідролізу.
Для ТeCl 4 відомі комплекси: K 2 TeCl 6 і KTeCl 5 з хлоридом алюмінію утворює катіонні комплекси + - . У деяких випадках утворює комплекси та селен, але для нього відомі лише гексахлорселенати: M 2 SeCl 6 .
При нагріванні виганяються та дисоціюють:
SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)
при конденсації диспропорціонують:
2ТeCl 2 = Ті + TeCl 4 (30)
Відомі фториди, броміди, йодиди утворюються лише у телуру.
Сульфіди.При сплавленні із сіркою сполук не утворюється. При дії H 2 S на солі селену і телуру можна осадити TeS 2 і суміш SeS 2 і SeS (вважають, що це суміш S і Se).
Синтезом, шляхом заміщення в молекулі S 8 сірки на селен, отримані Se 4 S 4 Se 3 S 5 Se 2 S 6 SeS 7 заміщення відбувається через один атом сірки.
Слайд 2
Сірка, селен та телур – це елементи головної підгрупи VI групи, члени сімейства халькогенів.
Слайд 3
Сірка
Сірка належить до речовин, відомих людству споконвіку. Ще давні греки та римляни знайшли їй різноманітне практичне застосування. Шматки самородної сірки використовувалися скоєння обряду вигнання злих духів.
Слайд 4
Телур
В одній з областей Австрії, яка називалася Семигір'ям, у XVIII столітті було відкрито дивну руду блакитно-білого кольору.
Слайд 5
селен
Селен є одним із елементів, який людина знала ще до його офіційного відкриття. Цей хімічний елемент дуже добре маскувався іншими хімічними елементами, які за своїми характеристиками були схожі на селен. Основними елементами, що маскують його, були сірка і телур.
Слайд 6
Отримання
Метод окислення сірководню до елементарної сірки був вперше розроблений у Великобританії, де значні кількості сірки навчилися отримувати з соди Na2CO3, що залишається після отримання соди за методом французького хіміка Н. Леблана сульфіду кальцію CaS. Метод Леблана ґрунтується на відновленні сульфату натрію вугіллям у присутності вапняку CaCO3. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Слайд 7
Соду потім вилуговують водою, а водну суспензію погано розчинного сульфіду кальцію обробляють діоксидом вуглецю
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Сірководень H2S, що утворюється, в суміші з повітрям пропускають у печі над шаром каталізатора. При цьому за рахунок неповного окислення сірководню утворюється сірка 2H2S + O2 = 2H2O +2S
Слайд 8
Селенова кислота при нагріванні із соляною кислотою відновлюється до селенистої кислоти. Потім через отриманий розчин селенистої кислоти пропускають сірчистий газ SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 Для очищення селен далі спалюють у кисні, насиченому парами азотної кислоти, що димить, HNO3. При цьому сублімується чистий діоксид селену SeO2. З розчину SeO2у воді після додавання соляної кислоти селен знову осаджують, пропускаючи через розчин сірчистий газ.
Слайд 9
Для виділення Te із шламів використовують їх спікання з содою з наступним вилуговуванням. Ті перетворюється на лужний розчин, з якого при нейтралізації він осаджується як TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. Для очищення телуру від S і Se використовують його здатність під дією відновника (Al) в лужному середовищі переходити в розчинний дителуриддинатрію Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
Слайд 10
Для осадження телуру через розчин пропускають повітря або кисень: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Для отримання телуру особливої чистоти його хлорують: Te+2Cl2=TeCl4. Тетрахлорид, що утворюється, очищають дистиляцією або ректифікацією. Потім тетрахлоридгідролізують водою: TeCl4+2H2O=TeO2+4HCl, а ТеО2, що утворився, відновлюють воднем: TeO2+4H2=Te+2H2O.
Слайд 11
Фізичні властивості
Слайд 12
Хімічні властивості
На повітрі сірка горить, утворюючи сірчистий ангідрид - безбарвний газ із різким запахом: S + O2 → SO2 Відновлювальні властивості сірки проявляються в реакціях сірки та з іншими неметалами, проте при кімнатній температурі сірка реагує лише з фтором: S + 3F2 → SF6
Слайд 13
Розплав сірки реагує з хлором, при цьому можливе утворення двох нижчих хлоридів. 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 , при нагріванні сірка реагує з воднем, вуглецем, кремнієм: S + H2 → H2S (сірководень) C + 2S → CS2 (сірковуглець)
Слайд 14
Зі складних речовин слід відзначити насамперед реакцію сірки з розплавленим лугом, у якій сірка диспропорціонує аналогічно хлору: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O З концентрованими кислотами-окислювачами сірка реагує тільки при тривалому нагріванні: S+ 6HNO2 (4) + 2H2O S+ 2 H2SO4 (кінець) → 3SO2 + 2H2O
Слайд 15
При 100–160°C окислюється водою: Te+2H2O= TeO2+2H2 При кип'ятінні в лужних розчинах телур диспропорціонує з утворенням телуриду та телуриту: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
Слайд 16
Розведена HNO3 окислює Te до телуристої кислоти H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Сильні окислювачі (HClO3, KMnO4) окислюють Te до слабкої телурової кислоти H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. З'єднання телуру (+2) нестійкі та схильні до диспропорціонування: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Слайд 17
При нагріванні повітря згоряє з утворенням безбарвного кристалічного SeO2: Se +O2 = SeO2. З водою взаємодіє при нагріванні: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Селен реагує при нагріванні з азотною кислотою з утворенням селенистої кислоти H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Слайд 18
При кип'ятінні в лужних розчинах селен диспропорціонує: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Якщо селен кип'ятять у лужному розчині, через який пропускають повітря або кисень, то утворюються червоно-коричневі розчини, що містять поліселеніди: K2Se + 3Se = K2Se4
У VIА-групу періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва входять кисень, сірка, селен, телур, полоній. Перші чотири мають неметалічний характер. Загальна назва елементів цієї групи халькогени,що у перекладі з грецьк. означає «утворювальні руди», вказуючи на їхнє знаходження в природі.
Електронна формула валентної оболонки атомів елементів VIА-групи.
Атоми цих елементів мають по 6 валентних електронів на s- та р-орбіталях зовнішнього енергетичного рівня. З них дві р-орбіталі заповнені наполовину.
Атом кисню відрізняється від атомів інших халькогенів відсутністю низьколежачого d-підрівня. Тому кисень, як правило, здатний утворювати лише два зв'язки з атомами інших елементів. Однак у деяких випадках наявність неподілених пар електронів на зовнішньому енергетичному рівні дозволяє атому кисню утворювати додаткові зв'язки донорно-акцепторного механізму.
У атомів інших халькогенів при надходженні енергії ззовні число неспарених електронів може збільшуватися внаслідок переходу s-і р-електронів на d-підрівень. Тому атоми сірки та інших халькогенів здатні утворювати як 2, але й 4, і 6 зв'язків із атомами інших елементів. Наприклад, у атома сірки у збудженому стані електрони зовнішнього енергетичного рівня можуть набувати електронну конфігурацію 3s 2 3р 3 3d 1 і 3s 1 3р 3 3d 2:
Залежно стану електронної оболонки проявляються різні ступеня окислення (СО). У з'єднаннях з металами та воднем елементи цієї групи виявляють СО = -2. У з'єднаннях з киснем і неметалами сірка, селен і телур можуть мати СО = +4 і СО = +6. У деяких сполуках вони виявляють СО = +2.
Кисень поступається електронегативністю тільки фтору. У фтороксиді F 2 Про ступінь окислення кисню позитивна і дорівнює +2. З іншими елементами кисень виявляє зазвичай у сполуках ступінь окислення -2, крім пероксиду водню Н 2 Про 2 та її похідних, у яких кисень має ступінь окислення -1. У живих організмах кисень, сірка та селен входять до складу біомолекул у ступені окислення -2.
У ряді О - S - Sе-Те - Ро збільшуються радіуси атомів та іонів. Відповідно у цьому напрямі закономірно знижується енергія іонізації і відносна электроотрицательность.
Зі збільшенням порядкового номера елементів VIА-групи окислювальна активність нейтральних атомів знижується та збільшується відновна активність негативних іонів. Усе це призводить до послаблення неметалевих властивостей халькогенів під час переходу від кисню до телуру.
Зі збільшенням порядкового номера халькогенів зростають характерні координаційні числа. Це пов'язано з тим, що при переході від р-елементів четвертого періоду до р-елементів п'ятого та шостого періодів в освіті σ- та π-зв'язків все більшу роль починають грати d - і навіть f-орбіталі. Так, якщо для сірки та селену найбільш характерні координаційні числа 3 та 4, то для телуру – 6 і навіть 8.
У нормальних умовах водневі сполуки H 2 Е елементів VIА-групи, крім води, - гази з дуже неприємним запахом. Термодинамічна стабільність цих сполук зменшується від води до водневого телуриду Н 2 Ті. У водних розчинах вони виявляють слабокислотні властивості. У ряді H 2 Про-H 2 S-H 2 Sе- H 2 Ті сила кислот зростає.
Це пояснюється збільшенням радіусів іонів Е 2 і відповідним ослабленням зв'язків Е-Н. У тому напрямі зростає відновна здатність H 2 Еге.
Сірка, селен, телур утворюють два ряди кислотних оксидів: ЕO 2 та ЕО 3 . Їм відповідають кислотні гідроксиди складу H 2 ЕО 3 і H 2 ЕО 4 . Кислоти H 2 ЕО 3 у вільному стані нестійкі. Солі цих кислот і самі кислоти виявляють окислювально-відновну двоїстість, оскільки елементи S, Sе та Ті мають у цих сполуках проміжний ступінь окислення + 4.
Кислоти складу Н 2 ЭО 4 більш стійкі й у реакціях поводяться як окислювачі (вища ступінь окислення елемента +6).
Хімічні властивості сполук кисню.Кисень - найпоширеніший елемент у земній корі (49,4%). Високий вміст і велика хімічна активність кисню визначають переважну форму існування більшості елементів Землі у вигляді кисневмісних сполук. Кисень входить до складу всіх життєво важливих органічних речовин – білків, жирів, вуглеводів.
Без кисню неможливі численні надзвичайно важливі життєві процеси, наприклад, дихання, окислення амінокислот, жирів, вуглеводів. Тільки небагато рослин, звані анаеробними, можуть обходитися без кисню.
У вищих тварин (рис. 8.7) кисень проникає в кров, з'єднується з гемоглобіном, утворюючи легко дисоціюючу сполуку оксигемоглобін. З потоком крові ця сполука надходить у капіляри різних органів. Тут кисень відщеплюється від гемоглобіну і через стінки капілярів дифундує тканини. Зв'язок між гемоглобіном та киснем неміцний і здійснюється за рахунок донорно-акцепторної взаємодії з іоном Fе 2+ .
У стані спокою людина вдихає приблизно 0,5 м 3 повітря на годину. Але лише 1/5 ч. кисню, що вдихається з повітрям, утримується в організмі. Проте надлишок кисню (4/5) необхідний створення високої його концентрації у крові. Це відповідно до закону Фіка забезпечує достатню швидкість дифузії кисню через стінки капілярів. Таким чином, за добу людина фактично використовує близько 0,1 м 3 кисню.
У тканинах кисень витрачається. на окиснення різних речовин. Ці реакції в кінцевому підсумку призводять до утворення вуглецю діоксиду, води та створення запасу енергії.
Кисень витрачається у процесі дихання, а й у процесі гниття рослинних і тваринних залишків. В результаті процесу гниття складних органічних речовин утворюються їх продукти окислення: СО 2 , Н 2 Про та ін Регенерація кисню відбувається в рослинах.
Таким чином, в результаті кругообігу кисню в природі підтримується його постійне утримання в атмосфері. Природно, що кругообіг кисню в природі тісно пов'язаний з кругообігом вуглецю (рис. 8.8).
Елемент кисень існує у вигляді двох простих речовин (аллотропні модифікації): дикисню(кисню) Про 2 і трикисню(Озону) Про 3 . В атмосфері практично весь кисень міститься у вигляді кисню Про 2, вміст озону дуже мало. Максимальна об'ємна частка озону на висоті 22 км становить лише 10 -6 %.
Молекула кисню Про 2 відсутність інших речовин дуже стабільна. Наявність у молекулі двох неспарених електронів зумовлює її високу реакційну здатність. Кисень - один із найактивніших неметалів. З більшістю простих речовин він реагує безпосередньо, утворюючи оксиди Е x O y Ступінь окислення кисню в них дорівнює -2. Відповідно до зміни структури електронних оболонок атомів характер хімічного зв'язку, а отже, структура та властивості оксидів у періодах та групах системи елементів змінюються закономірно. Так, у ряді оксидів елементів другого періоду Li 2 О-ВеО-B 2 Про 3 -З 2 -N 2 O 5 полярність хімічного зв'язку Е-О від I до V групи поступово зменшується. Відповідно до цього послаблюються основні і посилюються кислотні властивості: Li 2 Про - типовий основний оксид, ВеО - амфотерний, а B 2 Про 3 , 2 і N 2 O 5 - кислотні оксиди. Аналогічно змінюються кислотно-основні властивості та інших періодах.
У основних підгрупах (А-групах) зі збільшенням порядкового номера елемента іонність зв'язку Е-О в оксидах зазвичай збільшується.
Відповідно основні властивості оксидів у групі Li-Nа-К-Rb-Сs та інших А-групах зростають.
Властивості оксидів, обумовлені зміною характеру хімічного зв'язку, є періодичною функцією заряду ядра атома елемента. Про це свідчить, наприклад, зміна за періодами та групами температур плавлення, ентальпій утворення оксидів залежно від заряду ядра.
Полярність зв'язку Е-ОН в гідроксидах Е(ОН) n , а отже, і властивості гідроксидів закономірно змінюються за групами та періодами системи елементів.
Наприклад, в IА-, IIА- та IIIА-групах зверху вниз зі збільшенням радіусів іонів полярність зв'язку Е-ОН зростає. В результаті у воді легше йде іонізація Е-ОН → Е++ ОН-. Відповідно посилюються основні властивості гідроксидів. Так, у групі IА основні властивості гідроксидів лужних металів посилюються у ряді Li-Nа-К-Rb-Сs.
У періодах зліва направо із зменшенням іонних радіусів та збільшенням заряду іона полярність зв'язку Е-ОН зменшується. У результаті воді легше йде іонізація ЭОН ⇄ ЕО - + Н + . Відповідно, у цьому напрямі посилюються кислотні властивості. Так, у п'ятому періоді гідроксиди RbОН і Sr(ОН) 2 є основами, In(ОН) 3 і Sn(ОН) 4 - амфотерними сполуками, а Н і Н 6 ТеО 6 - кислотами.
Найбільш поширений землі оксид - водень оксид чи вода. Досить сказати, що вона становить 50-99% маси будь-якої живої істоти. У людини міститься 70-80% води. За 70 років життя людина випиває близько 25 000 кг води.
Завдяки своїй структурі вода має унікальні властивості. У живому організмі вона є розчинником органічних та неорганічних сполук, бере участь у процесах іонізації молекул розчинених речовин. Вода є не тільки середовищем, в якому протікають біохімічні реакції, а й сама бере активну участь у гідролітичних процесах.
Життєво важлива здатність кисню до освіти оксигенільнихкомплексів із різними речовинами. Раніше розглянуто приклади оксигенільних комплексів Про 2 з іонами металів - переносників кисню в живих організмах - оксигемоглобін та оксигемоціанін:
НbFе 2 + + Про 2 → НbFе 2+ ∙Про 2
НсСu 2+ + Про 2 → НсСu 2+ ∙Про 2
де Нb – гемоглобін, Нc – гемоціанін.
Маючи дві неподілені пари електронів, кисень виступає як донор у цих координаційних з'єднаннях з іонами металів. В інших сполуках кисень утворює різні водневі зв'язки.
В даний час велика увага приділяється отриманню оксигенильних комплексів перехідних металів, які могли б виконувати функції, подібні до функцій відповідних біонеорганічних комплексних сполук. Склад внутрішньої координаційної сфери цих комплексів аналогічний до природних активних центрів. Зокрема, перспективними за здатністю оборотно приєднувати та віддавати елементний кисень є комплекси кобальту з амінокислотами та деякими іншими лігандами. Ці сполуки певною мірою можна розглядати як замінники гемоглобіну.
Однією з алотропних модифікацій кисню є озон Про 3 . За своїми властивостями озон сильно відрізняється від кисню Про 2 - має вищі температури плавлення і кипіння, має різкий запах (звідси його назва).
Утворення озону з кисню супроводжується поглинанням енергії:
3О 2 ⇄2О 3 ,
Озон одержують при дії електричного розряду в кисні. Утворюється озон з 2 і під дією ультрафіолетового випромінювання. Тому при роботі бактерицидних та фізіотерапевтичних ультрафіолетових ламп відчувається запах озону.
Озон – найсильніший окислювач. Окислює метали, бурхливо реагує з органічними речовинами, за низької температури окислює сполуки, з якими кисень не реагує:
О 3 + 2Аg = Аg 2 О + О 2
РbS + 4О 3 = РbSО 4 + 4O 2
Широко відома якісна реакція:
2КІ + О 3 + Н 2 О = I 2 + 2КОН + О 2
Окисна дія озону на органічні речовини пов'язана з утворенням радикалів:
RН + О 3 → RО 2 ∙ + ВІН ∙
Радикали ініціюють радикально-ланцюгові реакції з біоорганічними молекулами – ліпідами, білками, ДНК. Такі реакції призводять до пошкодження та загибелі клітин. Зокрема, озон вбиває мікроорганізми, що містяться у повітрі та воді. На цьому ґрунтується застосування озону для стерилізації питної води та води плавальних басейнів.
Хімічні властивості сполук сірки.За своїми властивостями сірка близька до кисню. Але на відміну від нього вона виявляє у з'єднаннях не тільки ступінь окислення -2, а й позитивні ступені окислення +2, +4 та +6. Для сірки, як і кисню, характерна алотропія - існування кількох елементних речовин - ромбічної, моноклинної, пластичної сірки. Внаслідок меншої електронегативності в порівнянні з киснем здатність до утворення водневих зв'язків у сірки виражена слабкіше. Для сірки характерне утворення стійких полімерних гомоцепів, що мають зигзагоподібну форму.
Утворення гомоцепів з атомів сірки характерне й у її сполук, виконують істотну біологічну роль процесах життєдіяльності. Так, в молекулах амінокислоти - цистину є дисульфідний місток -S-S-:
Ця амінокислота відіграє важливу роль у формуванні білків та пептидів. Завдяки дисульфідному зв'язку S-S поліпептидні ланцюги виявляються скріпленими між собою (дисульфідний місток).
Характерно для сірки та утворення водню сульфідної (сульфгідрильної) тіолової групи -SН, яка присутня в амінокислоті цистеїні, білках, ферментах.
Дуже важливою у біологічному відношенні є амінокислота метіонін.
Донором метильних груп у живих організмах служить S-аденозилметіоніну Аd-S-СН 3 - активована форма метіоніну, в якій метильна група з'єднана через S з аденіном Аd. Метильна група метіоніну в процесах біосинтезу переноситься на різні акцептори метильних груп RН:
Аd-S-СН 3 + RН → Аd-SН + R-СН 3
Сірка досить поширена Землі (0,03%). У природі присутній у вигляді сульфідних (ZnS, НgS, РbS та ін.) та сульфатних (Nа 2 SО 4 ∙10Н 2 Про, СаSО 4 ∙2Н 2 Про та ін) мінералів, а також у самородному стані. Порошок «сірки обложеної» застосовують зовнішньо у вигляді мазей (5-10-20%) та присипок при лікуванні шкірних захворювань (себореї, псоріазу). В організмі утворюються продукти окислення сірки - політіонові кислоти із загальною формулою H 2 S x O 6 ( х = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
Сірка – досить активний неметал. Навіть при невеликому нагріванні вона окислює багато простих речовин, однак і сама легко окислюється киснем і галогенами (окислювально-відновна двоїстість).
Ступінь окислення -2 сірка виявляє в сірковододі та його похідних - сульфідах.
Сірководень (диводородсульфід)часто зустрічається у природі. Міститься у так званих сірчаних мінеральних водах. Це безбарвний газ із неприємним запахом. Утворюється при гниття рослинних рослин і, особливо, тваринних залишків під впливом мікроорганізмів. Деякі фотосинтезуючі бактерії, наприклад зелені сірчані бактерії, як донор водню використовують диводородсульфід. Ці бактерії замість кисню 2 виділяють елементну сірку - продукт окислення Н 2 S.
Диводородсульфід - дуже токсична речовина, оскільки є інгібітором ферменту цитохромоксидази - переносника електронів у дихальному ланцюзі. Він блокує перенесення електронів з цитохромоксидази на кисень О2.
Водні розчини Н 2 S дають слабокислу реакцію лакмусу. Відбувається іонізація за двома ступенями:
Н 2 S ⇄ Н + + НS - (I ступінь)
НS - ⇄ Н + + S 2- (II ступінь)
Сірководнева кислота дуже слабка. Тому іонізація по другому ступені протікає лише в дуже розбавлених розчинах.
Солі сірководневої кислоти називаються сульфідами.У воді розчиняються сульфіди тільки лужних, лужноземельних металів та амонію. Кислі солі - гідросульфіди Е + НS та Е 2+ (НS) 2 - відомі тільки для лужних та лужноземельних металів
Будучи солями слабкої кислоти, сульфіди піддаються гідролізу. Гідроліз сульфідів багатозарядних катіонів металів (Аl 3+ , Сr 3 + та ін) часто доходить до кінця, він практично необоротний.
Сульфіди, особливо сірководень, є сильними відновниками. Залежно від умов вони можуть окислюватися до S, SО 2 або Н 2 SО 4:
2Н 2 S + 3О 2 = 2SО 2 + 2Н 2 О (на повітрі)
2Н 2 S + О 2 = 2Н 2 О + 2S (на повітрі)
3Н 2 S + 4НСlO 3 = 3Н 2 SО 4 + 4НСl (у розчині)
Деякі білки, що містять цистеїн НSСН 2 СН(NН 2)СООН і важливий метаболіт кофермент А, що мають водородсульфідні (тіолові) групи -SН, у ряді реакцій поводяться як біонеорганічні похідні диводородсульфіду. Білки, що містять цистеїн, так само, як і диводородсульфід, можна окислити йодом. За допомогою дисульфідного містка, що утворюється при окисленні тіолових груп, цістеїнові залишки поліпептидних ланцюгів з'єднують ці ланцюги поперечним зв'язком (утворюється зшивка).
Багато сірковмісних ферментів Е-SН незворотно отруюються іонами важких металів, такими, як Сu 2+ або Аg+. Ці іони блокують тіольні групи з утворенням меркаптанів, біонеорганічних аналогів сульфідів:
Е-SН + Аg + → Е-S-Аg + Н +
В результаті фермент втрачає активність. Спорідненість іонів Аg + до тіольних груп настільки велика, що АgNО 3 можна використовувати для кількісного визначення -SН-груп методом титрування.
Оксид сірки (IV) SO2 є кислотним оксидом. Його отримують спалюванням елементної сірки в кисні або випалом піриту FеS 2:
S + О 2 = SО 2
4FеS 2 + 11О 2 = 2Fе 2 О 3 + 8SО 2
SО 2 - газ із задушливим запахом; дуже отруйний. При розчиненні SО 2 у воді утворюється сірчиста кислотаН 2 SО 3 . Це кислота середньої сили. Сірчиста кислота, будучи двоосновною, утворює солі двох типів: середні - сульфіти(Nа 2 SО 3 , До 2 SО 3 та ін) і кислі - гідросульфіти(NаНSО 3, КНSО 3 та ін). У воді розчиняються лише солі лужних металів і гідросульфіти типу Е 2+ (НSО 3) 2 де Е - елементи різних груп.
Для оксиду SО 2 кислоти Н 2 SОз і її солей характерна окислювально-відновна двоїстість, так як сірка має в цих сполуках проміжний ступінь окислення +4:
2Nа 2 SО 3 + О 2 = 2Nа 2 SО 4
SО 2 + 2Н 2 S = 3S ° + 2Н 2 O
Однак відновлювальні властивості сполук сірки (IV) переважають. Так, сульфіти в розчинах окислюються навіть дикиснем повітря за кімнатної температури.
На вищих тваринах оксид SO 2 діє насамперед як подразник слизової оболонки дихальних шляхів. Токсичний цей газ і для рослин. У промислових районах, де спалюється багато вугілля, що містить невелику кількість сполук сірки, в атмосферу виділяється діоксид сірка. Розчиняючись у волозі, що знаходиться на листі, SО 2 утворює розчин сірчистої кислоти, який, у свою чергу, окислюється до сірчаної кислоти Н 2 SО 4:
SО 2 + Н 2 О = Н 2 SО 3
2Н 2 SО 3 + О 2 = 2Н 2 SО 4
Атмосферна волога з розчиненими SО 2 і Н 2 SО 4 нерідко випадає у вигляді кислотних дощів, що призводять до загибелі рослинності.
При нагріванні розчину Nа 2 SО 3 з порошком сірки утворюється натрій тіосульфат:
Na 2 SО 3 + S = Na 2 S 2 Про 3
З розчину виділяється кристалогідрат Nа 2 S 2 Про 3 ∙5Н 2 О. Натрій тіосульфат - сіль тіосерної кислотиН 2 S 2 Про 3 .
Тіосерна кислота дуже нестійка і розкладається на Н2О, SО2 і S. Натрій тіосульфат Nа2S2О3∙5Н2О застосовують у медичній практиці як протитоксичний, протизапальний та десенсибілізуючий засіб. Як протитоксичний засіб натрій тіосульфат використовують при отруєннях сполуками ртуті, свинцю, синильною кислотою та її солями. Механізм дії препарату, очевидно, пов'язаний з окисленням тіосульфат-іону до сульфіт-іону та елементної сірки:
S 2 Про 3 2- → SО 3 2- + S°
Іони свинцю та ртуті, які потрапляють в організм з їжею або повітрям, утворюють погано розчинні нетоксичні сульфіти:
Рb 2+ + SO 3 2- = РbSO 3
Ціанід-іони взаємодіють з елементною сіркою, утворюючи менш отруйні тіоціанати:
СN - + S ° = NСS -
Застосовують натрій тіосульфат для лікування корости. Після втирання в шкіру розчину роблять повторні втирання 6% розчину НСl. В результаті реакції з НСl натрій тіосульфат розпадається на сірку та діоксид сірки:
Nа 2 S 2 Про 3 + 2НСl = 2NaСl + SО 2 + S + Н 2 О
які і надають згубну дію на коростяних кліщів.
Оксид сірки (VI) SО 3 - летюча рідина. При взаємодії з водою SО 3 утворює сірчану кислоту:
SО 3 + Н 2 О = Н 2 SО 4
Структура молекул сірчаної кислоти відповідає сірці в sр 3 -гібридному стані.
Сірчана кислота – сильна двоосновна кислота. По першому ступені вона іонізована практично повністю:
Н 2 SО 4 ⇄ Н + + НSО 4 - ,
Іонізація по другому ступені протікає меншою мірою:
НSО 4 - ⇄ Н + + SО 4 2- ,
Концентрована сірчана кислота – сильний окислювач. Вона окислює метали та неметали. Зазвичай продуктом її відновлення є SО 2 хоча в залежності від умов проведення реакції (активності металу, температури, концентрації кислоти) можуть виходити і інші продукти (S, Н 2 S).
Будучи двоосновною кислотою, Н 2 SО 4 утворює два типи солей: середні - сульфати(Na 2 SO 4 та ін) і кислі - гідросульфати(NаНSО 4, КНSО 4 та ін.). Більшість сульфатів добре розчиняються у воді. Малорозчинний кальцій сульфат СаSO 4 . Барій сульфат нерозчинний у воді, а й у розведених кислотах.
У медичній практиці сульфати багатьох металів застосовують як лікарські засоби Na 2 SO 4 ∙10Н 2 Про - як проносне, MgSО 4 ∙7Н 2 Про - при гіпертонії, як проносний і як жовчогінний засіб, мідний купорос СуSО 4 ∙5Н 2 Про і ZnSО 4 ∙7Н 2 Про - як антисептичні, в'яжучі, блювотні засоби, барій сульфат ВаSО 4 - як контрастна речовина при рентгенологічному дослідженні стравоходу та шлунка
З'єднання селену та телуру.За хімічними властивостями телур і особливо селен схожі на сірку. Однак посилення металевих властивостей у Sе та Ті підвищує їх схильність до утворення більш міцних іонних зв'язків. Подібність фізико-хімічних характеристик: радіусів іонів Е2-, координаційних чисел (3, 4) - зумовлює взаємозамінність селену та сірки у сполуках. Так, селен може заміняти сірку в активних центрах ферментів. Заміна водневсульфідної групи -SН на водородселенідну групу -SеН змінює перебіг біохімічних процесів в організмі. Селен може виступати як синергістом, і антагоністом сірки.
З воднем Sе та Ті утворюють аналогічні Н 2 S дуже отруйні гази Н 2 Sе та Н 2 Ті. Диводородселенід та диводородтелурид є сильними відновниками. У ряді Н 2 S-Н 2 Sе-Н 2 Ті відновлювальна активність зростає.
Для Н 2 Sе виділені як середні солі - селеніди(Nа 2 Sе та ін), так і кислі солі - гідроселеніди(NaНSе та ін.). Для Н 2 Ті відомі лише середні солі - телуриди.
З'єднання Sе (IV) і Ті (IV) з киснем на відміну від SО 2 - тверді кристалічні речовини SеО 2 і ТеО 2 .
Селяниста кислотаН 2 SеО 3 та її солі селеніти,наприклад Nа 2 SеО 3 - окислювачі середньої сили. Так, у водних розчинах вони відновлюються до селену такими відновниками, як SО 2 , Н 2 S, НI та ін:
Н 2 SеО 3 + 2SО 2 + Н 2 О = Sе + 2Н 2 SО 4
Очевидно, що легкість відновлення селенітів до елементного стану зумовлює утворення в організмі біологічно активних сполук, що містять селен, наприклад селеноцистеїну.
SеО 3 та ТеО 3 - кислотні оксиди. Кисневі кислоти Sе (VI) та Ті (VI) - селеноваН 2 SеО 4 і телуроваН 6 ТеО 6 - кристалічні речовини з сильними окисними властивостями. Солі цих кислот називаються відповідно селенатамиі телуратами.
У живих організмах селенати та сульфати – антагоністи. Так, введення сульфатів призводить до виведення з організму надлишкових селенсодержащих сполук.
З'єднання зі ступенем окиснення -2. H 2 Se та H 2 Te - безбарвні гази з огидним запахом, розчинні у воді. У ряді H 2 Про - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te стійкість молекул падає, тому у водних розчинах H 2 Se і H 2 Te поводяться як двоосновні кислоти сильніші, ніж сірководнева кислота. Утворюють солі - селеніди та телуриди. Телуро- та селеноводород, а також їх солі надзвичайно отруйні. Селеніди та телуриди за властивостями аналогічні сульфідам. Серед них є основні (K 2 Se, K 2 Te), амфотерні (Al 2 Se 3 Al 2 Te 3) і кислотні сполуки (CSe 2 , CTe 2).
Na 2 Se + H 2 Про NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 О = H 2 CO 3 + 2H 2 Se
Велика група селенідів та телуридів – напівпровідники. Найбільше застосування мають селеніди та телуриди елементів підгрупи цинку.
З'єднання зі ступенем окиснення +4.Оксиди селену (IV) та телуру (IV) утворюються при окисленні простих речовин киснем і є твердими полімерними сполуками. Типові кислотні окиси. Оксид селену (IV) розчиняється у воді, утворюючи селенисту кислоту, яка, на відміну від H 2 SO 3 виділена у вільному стані і являє собою тверду речовину.
SeO 2 + H 2 O = H 2 SeO 3
Оксид телуру(IV) у воді нерозчинний, але взаємодіє з водними розчинами лугів, утворюючи телурити.
TeO 2 + 2NaOH = Na 2 TeO 3
H 2 ТeO 3 схильний до полімеризації, тому при дії кислот на телурити виділяється осад змінного складу ТeO 2 ·nH 2 O.
SeO 2 і TeO 2 - сильніші окислювачі в порівнянні з SO 2:
2SO 2 + SeO 2 = Se + 2SO 3
З'єднання зі ступенем окиснення +6. Оксид селену (VI) – тверда речовина білого кольору (т.пл. 118,5 ºС, розкладається > 185 ºС), відомий у склоподібній та азбестоподібній модифікаціях. Отримують дією SO 3 на селенати:
K 2 SeO 4 + SO 3 = SeO 3 + K 2 SO 4
Оксид телуру(VI) також має дві модифікації оранжевого та жовтого кольору. Одержують зневодненням ортотелурової кислоти:
H 6 TeO 6 = TeO 3 + 3H 2 O
Оксиди селену (VI) і телуру (VI) - типові кислотні оксиди. SeO 3 розчиняється у воді утворюючи селенову кислоту - H 2 SeO 4 . Селенова кислота є білою кристалічною речовиною, у водних розчинах - сильна кислота (К 1 = 1·10 3 , К 2 = 1,2·10 -2), обвугливает органічні сполуки, сильний окислювач.
H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O
Солі - селенати барію та свинцю нерозчинні у воді.
TeO 3 у воді практично нерозчинний, але взаємодіє з водними розчинами лугів, утворюючи солі телурова кислоти - телурати.
TeO 3 + 2NaOH = Na 2 TeO 4 + H 2 O
При дії на розчини телуратів соляної кислоти виділяється ортотелурова кислота - H 6 TeO 6 – біла кристалічна речовина добре розчинна у гарячій воді. Зневодненням H 6 TeO 6 можна отримати телурову кислоту. Телурова кислота дуже слабка, К 1 = 2 · 10 -8, К 2 = 5 · 10 -11.
Na 2 TeO 4 + 2HCl + 2H 2 O = H 6 TeO 6 + 2NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
З'єднання селену токсичні для рослин і тварин, з'єднання телуру значно менш отруйні. Отруєння сполуками селену і телуру супроводжується появою у постраждалого стійкого огидного запаху.
Література: с. 359 – 383, с. 425 – 435, с. 297 - 328
