Chemie der Elemente Nichtmetalle der VIA-Untergruppe

Elemente der VIA-Untergruppe sind Nichtmetalle, mit Ausnahme von Po.

Sauerstoff unterscheidet sich stark von anderen Nebengruppenelementen und spielt in der Chemie eine besondere Rolle. Daher wird die Chemie des Sauerstoffs in einer eigenen Vorlesung beleuchtet.

Schwefel ist das wichtigste unter den anderen Elementen. Die Chemie des Schwefels ist sehr umfangreich, da Schwefel eine Vielzahl von Verbindungen bildet. Seine Verbindungen sind in der chemischen Praxis und in verschiedenen Industrien weit verbreitet. Bei der Erörterung der Nichtmetalle der VIA-Untergruppe wird der Chemie des Schwefels größte Aufmerksamkeit geschenkt.

Kernfragen der Vorlesung

Allgemeine Eigenschaften der Nichtmetalle der VIA-Untergruppe. Naturstoffe Schwefel

Einfache Substanz Schwefelverbindungen

Schwefelwasserstoff, Sulfide, Polysulfide

Schwefeldioxid. Sulfite

Schwefeltrioxid

Schwefelsäure. oxidative Eigenschaften. Sulfate

Andere Schwefelverbindungen

Selen, Tellur

Einfache Substanzen Verbindungen von Selen und Tellur

Selenide und Telluride

Se- und Te-Verbindungen in der Oxidationsstufe (+4)

Selen- und Tellursäuren. oxidative Eigenschaften.

				Elemente der VIA-Untergruppe
					allgemeine Charakteristiken
						Die p-Elemente gehören zur VIA-Untergruppe: Säure-
					Gattung O, Schwefel S, Selen Se, Tellur Te, Polonium Po.
									Die allgemeine Formel für Valenzelektronen
									Throne - ns 2 np 4 .
			Sauerstoff
						Sauerstoff, Schwefel, Selen und Tellur sind Nichtmetalle.
					Sie werden oft unter dem gebräuchlichen Namen "Chalkogene" zusammengefasst,
					was "Erze bilden" bedeutet. Tatsächlich viele
					Metalle kommen in der Natur in Form von Oxiden und Sulfiden vor;
					in Sulfiderzen				in kleinen Mengen mit
					es gibt Selenide und Telluride.
						Polonium ist ein sehr seltenes radioaktives Element
					was ein Metall ist.
			Molybdän
						Um ein stabiles Acht-Elektronen zu erzeugen
					Chalkogenatomen fehlen nur zwei Elektro-
					Neu Die minimale Oxidationsstufe (–2) ist
			Wolfram		beständig gegen alle Elemente. Es ist dieser Oxidationsgrad
					Elemente zeigen in natürlichen Verbindungen - ok-
					Seiten, Sulfide, Selenide und Telluride.
						Alle Elemente der VIA-Untergruppe, außer O, weisen auf
			Seaborgium		positive Oxidationsstufen +6 und +4. Die meisten-
					die höchste Oxidationsstufe von Sauerstoff ist +2, es weist auf
	Nur in Verbindung mit F.

Die charakteristischsten Oxidationsstufen für S, Se, Te sind

xia: (–2), 0, +4, +6, für Sauerstoff: (–2), (–1), 0.

Beim Übergang von S nach Te beträgt die Stabilität der höchsten Oxidationsstufe +6

abnimmt und die Stabilität der Oxidationsstufe +4 zunimmt.

Für Se, Te, Po, - ist die stabilste Oxidationsstufe +4.

Einige Eigenschaften von Atomen der Elemente ViB - Untergruppen

		Relativ	Erste Energie
		elektrootri-	Ionisation,
		Wert	kJ/mol
		(laut Umfrage)
				eine Erhöhung der Zahl der
				Thronschichten;
				eine Zunahme der Größe eines Atoms;
				Abnahme der Energie
				Abnahme der elektr
				Werte

Wie aus den obigen Daten ersichtlich ist , Sauerstoff unterscheidet sich stark von anderen Elementen der Untergruppe hoher Wert der Ionisationsenergie, ma-

großer Umlaufradius des Atoms und hohe Elektronegativität, nur F hat eine höhere Elektronegativität.

Sauerstoff, der in der Chemie eine ganz besondere Rolle spielt, wurde aus betrachtet

vernünftig. Unter den anderen Elementen der VIA-Gruppe ist Schwefel das wichtigste.

			Schwefel bildet eine sehr große Anzahl verschiedener
			verschiedene Anschlüsse. Seine Verbindungen sind von fast allen bekannt
			mi Elemente, außer Au, Pt, I und Edelgase. Cro-
			me von weit verbreiteten Verbindungen S in Potenzen
	3s2 3p4
			Oxidation (–2), +4, +6, sind in der Regel bekannt,
			stabile Verbindungen in Oxidationsstufen: +1 (S&sub2;O), +2

(SF&sub2;, SCl&sub2;), +3 (S&sub2;O&sub3;, H&sub2;S&sub2;O&sub4;). Die Vielfalt der Schwefelverbindungen wird auch dadurch bestätigt, dass nur etwa 20 sauerstoffhaltige Säuren S bekannt sind.

Die Stärke der Bindung zwischen S-Atomen erweist sich als angemessen für die

bindet S mit anderen Nichtmetallen: O, H, Cl, daher ist S gekennzeichnet durch

einschließlich des sehr verbreiteten Minerals Pyrit, FeS2 und Polythionsäuren (z. B. H2 S4 O6) Daher ist die Chemie des Schwefels ziemlich umfangreich.

Die wichtigsten in der Industrie verwendeten Schwefelverbindungen

Die in Industrie und Labor am häufigsten verwendete Schwefelverbindung ist Schwefelsäure. Das weltweite Produktionsvolumen von Ser-

Säure beträgt 136 Millionen Tonnen. (Keine andere Säure wird in so großen Mengen produziert). Übliche Verbindungen umfassen

ob Schwefelsäure - Sulfate, sowie Salze der schwefligen Säure - Sulfite.

natürliche Sulfide dienen der Gewinnung der wichtigsten Nichteisenmetalle

Thalls: Cu, Zn, Pb, Ni, Co usw. Andere übliche Schwefelverbindungen sind: Schwefelwasserstoffsäure H2 S, Di- und Trioxide von Schwefel: SO2

und SO3, Thiosulfat Na2S2O3; Säuren: Dischwefelsäure (Pyrosulfursäure) H2 S2 O7, Perox-

Codisulfat H2 S2 O8 und Peroxodisulfate (Persulfate): Na2 S2 O8 und

(NH4)2S2O8.

Schwefel in der Natur

Tee in Form einer einfachen Substanz, bilden große unterirdische Lagerstätten,

und in Form von Sulfid- und Sulfatmineralien , sowie in Form von Verbindungen,

die Verunreinigungen in Kohle und Öl sind. Als Ergebnis werden Kohle und Öl gewonnen

diese Zersetzung organischer Substanzen, und Schwefel ist ein Bestandteil von Tieren und Pflanzen

Körperproteine. Daher entstehen bei der Verbrennung von Kohle und Öl Schwefeloxide,

die Umwelt verschmutzen.

Natürliche Schwefelverbindungen

Reis. Pyrit FeS2 ist das Hauptmineral, das zur Herstellung von Schwefelsäure verwendet wird.

nativer Schwefel;

Sulfidmineralien:

FeS2 - Pyrit oder Eisenkies

FeCuS2 - Chalkopyrit (Kupferquanti-

FeAsS - Arsenopyrit

PbS - Bleiglanz oder Bleiglanz

ZnS - Sphalerit oder Zinkblende

HgS - Zinnober

Cu2S- Chalkosin oder Kupferglanz

Ag2 S - Argentit- oder Silberglanz

MoS2 - Molybdänit

Sb2 S3 - Stibnit- oder Antimonglanz

As4 S4 - Echtgar;

Sulfate:

Na2SO4 . 10 H2 O - Mirabilit

CaSO4 . 2H2O - Gips

CaSO4 - Anhydrit

BaSObarit oder schwerer Spat

SrSO4 ist Coelestin.

Reis. Gips CaSO4. 2H2O

einfache Substanz

In einer einfachen Substanz sind Schwefelatome mit zwei benachbarten verbunden.

Am stabilsten ist die Struktur aus acht Schwefelatomen,

vereint in einem gewellten Ring, der einer Krone ähnelt. Es gibt verschiedene Modifikationen von Schwefel: rhombischer Schwefel, monokliner und plastischer Schwefel. Bei normaler Temperatur liegt Schwefel in Form gelber, spröder Kristalle vor.

rhombische Form (-S), gebildet durch

ionische Moleküle S8 . Eine andere Modifikation - monokliner Schwefel (-S) besteht ebenfalls aus achtgliedrigen Ringen, unterscheidet sich jedoch in der Position

Anordnung der S8-Moleküle im Kristall. Wenn ent-

schmelzende Schwefelringe werden zerrissen. Gleichzeitig mo-

es können sich verwickelte Fäden bilden, die

Reis. Schwefel

die Schmelze zähflüssig machen, mit weiter

Mit steigender Temperatur können die Polymerketten aufbrechen und die Viskosität sinkt. Beim starken Abkühlen der Schmelze entsteht plastischer Schwefel

Schwefel und besteht aus verschlungenen Ketten. Im Laufe der Zeit (innerhalb weniger Tage) wird es in rhombischen Schwefel umgewandelt.

Schwefel siedet bei 445 °C. Im Schwefeldampf stellen sich Gleichgewichte ein:

450 ° C	650 °C	900 °C	1500 °C
S 8  S 6	 S 4	 S 2	S

S2-Moleküle haben eine ähnliche Struktur wie O2.

Schwefel kann oxidiert (normalerweise zu SO2) und reduziert werden

auf S(-2) aufgerüstet. Bei normalen Temperaturen werden fast alle Reaktionen mit festem Schwefel gehemmt, nur Reaktionen mit Fluor, Chlor und Quecksilber laufen ab.

Diese Reaktion wird genutzt, um kleinste Tröpfchen ausgetretenen Quecksilbers zu binden.

Flüssiger und dampfförmiger Schwefel sind hochreaktiv . Schwefeldampf verbrennt Zn, Fe, Cu. Beim Passieren von H 2 überflüssiger Schwefel entsteht

H 2 S. Bei Reaktionen mit Wasserstoff und Metallen wirkt Schwefel oxidierend

Schwefel kann unter Einwirkung von Halogenen leicht oxidiert werden.

und Sauerstoff. Beim Erhitzen an der Luft verbrennt Schwefel mit blauer Flamme und oxidiert

bis SO2.

S + O2 = SO2

Schwefel wird mit konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure oxidiert:

S + 2H2 SO4 (konz.) = 3SO2 + 2H2 O,

S + 6HNO3 (konz.) = H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2 O

In heißen Alkalilösungen disproportioniert Schwefel.

3S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O.

Wenn Schwefel mit einer Lösung von Ammoniumsulfid reagiert, gelb-rot Polysulfid-Ionen(–S–S–)n oder Sn 2– .

Wenn Schwefel mit einer Sulfitlösung erhitzt wird, wird Thiosulfat erhalten und

beim Erhitzen mit einer Lösung von Cyanid - Thiocyanat:

S + Na 2 SO 3 = Na 2 S 2 O 3 , S + KCN = KSCN

Kaliumthiocyanat oder Thiocyanat wird zum analytischen Nachweis von Fe3+-Ionen verwendet:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Die entstehende Komplexverbindung hat eine blutrote Farbe,

selbst bei einer geringen Konzentration an hydratisierten Fe3+-Ionen in der

Weltweit werden jährlich etwa 33 Millionen Tonnen nativer Schwefel abgebaut. Die Hauptmenge des gewonnenen Schwefels wird zu Schwefelsäure verarbeitet und genutzt

in der Gummiindustrie zur Vulkanisation von Gummi verwendet. Schwefel hinzufügen

bindet an Doppelbindungen von Kautschuk-Makromolekülen und bildet Disulfidbrücken

ki -S- S-, dadurch, als ob sie "genäht" würden, was dem Gummi Festigkeit und Elastizität verleiht. Wenn eine große Menge Schwefel in Gummi eingebracht wird,

nit, das ein guter Isolierstoff ist, der in der Elektrotechnik verwendet wird. Schwefel wird auch in Arzneimitteln zur Herstellung von Hautsalben und in der Landwirtschaft zur Bekämpfung von Pflanzenschädlingen verwendet.

Schwefelverbindungen

Schwefelwasserstoff, Sulfide, Polysulfide

Schwefelwasserstoff H 2 S kommt natürlicherweise in schwefelhaltigen Mineralwässern vor,

vorhanden in vulkanischem und natürlichem Gas, gebildet während des Zerfalls von Weiß

Kov-Körper.

Schwefelwasserstoff ist ein farbloses Gas mit Geruch nach faulen Eiern und ist hochgiftig.

Es ist leicht wasserlöslich, bei Raumtemperatur lösen sich in einem Volumen Wasser drei Volumen gasförmiges H2 S. Die Konzentration von H 2 S ist gesättigt

Nennlösung ist ~ 0,1 mol/l . Wenn es in Wasser gelöst wird, bildet es sich

Schwefelwasserstoffsäure, die eine der schwächsten Säuren ist:

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Testamentsvollstrecker:											Viele natürliche Sulfide sind bekannt (siehe Liste der Sulfidminerale). Sulfide vieler schwerer Nichteisenmetalle (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo). sind industriell wichtige Erze. Sie werden beispielsweise durch Brennen an Luft in Oxide umgewandelt, 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 dann werden die Oxide am häufigsten mit Kohle reduziert: ZnO + C = Zn + CO Manchmal werden Oxide durch Einwirkung einer Säure in Lösung gebracht, und dann wird die Lösung einer Elektrolyse unterzogen, um das Metall zu reduzieren. Sulfide von Alkali- und Erdalkalimetallen sind praktisch chemisch ionische Verbindungen. Sulfide anderer Metalle - der Vorteil Venenkovalente Verbindungen in der Regel nichtstöchiometrischer Zusammensetzung. Viele Nichtmetalle bilden auch kovalente Sulfide: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Natürliche Sulfide As und Sb sind bekannt. Sulfide von Alkali- und Erdalkalimetallen sowie Sulfide Ammoniumfutter ist gut wasserlöslich, der Rest der Sulfide ist unlöslich Reime. Sie werden aus Lösungen in Form von charakteristisch gefärbten Niederschlägen isoliert, Zum Beispiel, Pb(NO3)2 + Na2S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Diese Reaktion wird verwendet, um H2 S und S2– in Lösung nachzuweisen. Einige der wasserunlöslichen Sulfide können durch Säuren in Lösung gebracht werden, da sich eine sehr schwache und flüchtige Schwefelwasserstoffsäure bildet. native Säure, z. NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Sulfide können in Säuren gelöst werden: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Metallsulfide und PR-Werte Sulfide Sedimentfarbe PR-Wert 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 braun 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Sulfide, die sich durch einen sehr niedrigen Wert des Löslichkeitsprodukts auszeichnen, können sich in Säuren nicht unter H2S-Bildung lösen. Sulfide lösen sich nicht in Schlitzen auf: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Wenn die Reaktion der Sulfidauflösung aufgrund der Bildung von H2 S unmöglich ist, dann kann es durch Einwirkung von konzentrierter Salpetersäure in eine Lösung überführt werden Spielautomaten oder Königswasser. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Das Sulfidanion S 2– ist ein starker Protonenakzeptor (os- Innovation nach Brønsted). So hochlösliche Sulfide

Die Untergruppe Sauerstoff umfasst fünf Elemente: Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium (ein radioaktives Metall). Dies sind die p-Elemente der VI-Gruppe des Periodensystems von D. I. Mendeleev. Sie haben einen Gruppennamen - Chalkogene, was "Erze bilden" bedeutet.

Eigenschaften von Elementen der Sauerstoff-Untergruppe

Eigenschaften				Jene	Ro
1. Bestellnummer
2. Valenzelektronen	2s 2 2p 4	Zs 2 3p 4	4s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Energie Ionisierung von Atomen, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Relativ Elektronegativität	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Der Oxidationszustand in Verbindungen	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Atomradius, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

Chalkogenatome haben die gleiche Struktur des externen Energieniveaus - ns 2 nr 4 . Dies erklärt die Ähnlichkeit ihrer chemischen Eigenschaften. Alle Chalkogene in Verbindungen mit Wasserstoff und Metallen haben eine Oxidationsstufe von -2 und in Verbindungen mit Sauerstoff und anderen aktiven Nichtmetallen normalerweise +4 und +6. Sowohl für Sauerstoff als auch für Fluor ist eine der Gruppenzahl entsprechende Oxidationsstufe nicht typisch. Es weist eine Oxidationsstufe von üblicherweise -2 und in Kombination mit Fluor +2 auf. Solche Werte der Oxidationsstufen ergeben sich aus der elektronischen Struktur von Chalkogenen

Das Sauerstoffatom hat zwei ungepaarte Elektronen in der 2p-Unterebene. Seine Elektronen können nicht getrennt werden, da es auf der äußeren (zweiten) Ebene keine d-Unterebene gibt, dh es gibt keine freien Orbitale. Daher ist die Wertigkeit von Sauerstoff immer gleich zwei und die Oxidationsstufe ist –2 und +2 (z. B. in H 2 O und OF 2). Dies sind die gleichen Wertigkeiten und Oxidationsstufen des Schwefelatoms im nicht angeregten Zustand. Beim Übergang in einen angeregten Zustand (der bei Energiezufuhr beispielsweise beim Erhitzen stattfindet) wird am Schwefelatom die 3 R– und dann 3s-Elektronen (dargestellt durch Pfeile). Die Anzahl der ungepaarten Elektronen und folglich die Wertigkeit im ersten Fall beträgt vier (z. B. in SO 2) und im zweiten - sechs (z. B. in SO 3). Offensichtlich sind sogar die Valenzen 2, 4, 6 charakteristisch für Schwefelanaloga - Selen, Tellur und Polonium, und ihre Oxidationsstufen können gleich -2, +2, +4 und +6 sein.

Verantwortlich sind Wasserstoffverbindungen von Elementen der Sauerstoff-Untergruppe Formel H 2 R (R - Elementsymbol): H 2 O, H 2 S, H2S e, H 2 Te. Sie rufensind Wasserstoffchalzide. Wenn sie in Wasser gelöst werden, bilden sie sichSäuren. Die Stärke dieser Säuren nimmt mit zunehmender Stärke zu Ordnungszahl des Elements, was durch eine Energieabnahme erklärt wird Bindungen in der Reihe der Verbindungen H 2 R . Wasser dissoziiert in H + und O Ionen Seine amphoterer Elektrolyt.

Schwefel, Selen und Tellur bilden die gleichen Formen von Verbindungen mit Sauerstoff des Typs RO 2 und R Ungefähr 3- . Sie entsprechen Säuren vom Typ H 2 R O 3 und H 2 R Etwa 4- . Mit zunehmender Ordnungszahl des Elements nimmt die Stärke dieser Säuren ab.vaet. Alle von ihnen zeigen oxidierende Eigenschaften und Säuren des Typs H2R Etwa 3 sind auch stärkend.

Die Eigenschaften einfacher Substanzen ändern sich natürlich: Mit zunehmenderLadung des Kerns, nichtmetallische werden schwächer und metallische nehmen zu. Eigenschaften. Sauerstoff und Tellur sind also Nichtmetalle, letzteres jedoch schonmetallischen Glanz und leitet Strom.

Selen ist in der Natur nicht weit verbreitet. Der Gehalt an Selen in der Erdkruste beträgt . Seine Verbindungen finden sich als Verunreinigungen in natürlichen Schwefelverbindungen mit Metallen und. Daher wird Selen aus Abfallprodukten gewonnen, die bei der Herstellung von Schwefelsäure, bei der elektrolytischen Raffination von Kupfer und bei einigen anderen Prozessen anfallen.

Tellur gehört zu den seltenen Elementen: Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt nur .

Im freien Zustand bildet Selen wie Schwefel mehrere allotrope Modifikationen, von denen die bekanntesten amorphes Selen sind, das ein rotbraunes Pulver ist, und graues Selen, das spröde Kristalle mit metallischem Glanz bildet.

Tellur ist auch in Form einer amorphen Modifikation und in Form von hellgrauen Kristallen mit metallischem Glanz bekannt.

Selen ist ein typischer Halbleiter (siehe § 190). Eine wichtige Eigenschaft von ihm als Halbleiter ist ein starker Anstieg der elektrischen Leitfähigkeit bei Beleuchtung. An der Grenze von Selen zu einem Metallleiter bildet sich eine Sperrschicht - ein Abschnitt des Stromkreises, der elektrischen Strom nur in eine Richtung leiten kann. In Verbindung mit diesen Eigenschaften wird Selen in der Halbleitertechnik zur Herstellung von Gleichrichtern und Fotozellen mit Sperrschicht verwendet. Tellur ist ebenfalls ein Halbleiter, aber seine Verwendung ist eingeschränkter. Selenide und Telluride einiger Metalle haben auch Halbleitereigenschaften und werden in der Elektronik verwendet. Tellur dient in geringen Mengen als Legierungszusatz zu Blei und verbessert dessen mechanische Eigenschaften.

Selenwasserstoff und Tellurwasserstoff sind farblose Gase mit ekelhaftem Geruch. Ihre wässrigen Lösungen sind Säuren, deren Dissoziationskonstante etwas größer ist als die Dissoziationskonstante von Schwefelwasserstoff.

Chemisch sind Selenwasserstoff und Tellurwasserstoff Schwefelwasserstoff sehr ähnlich. Wie Schwefelwasserstoff haben sie stark reduzierende Eigenschaften. Beim Erhitzen zersetzen sich beide. Gleichzeitig ist es weniger stabil als: Wie bei der Reihe der Halogenwasserstoffe nimmt die Stärke der Moleküle beim Übergang ab. Salze von Selenwasserstoff und Tellurwasserstoff - Selenide und Telluride - sind in Bezug auf die Löslichkeit in Wasser und Säuren Sulfiden ähnlich. Durch Einwirkung starker Säuren auf Selenide und Telluride können Selenwasserstoff und Tellurwasserstoff erhalten werden.

Wenn Selen und Tellur an der Luft oder in Sauerstoff verbrannt werden, werden Dioxide und erhalten, die unter normalen Bedingungen in festem Zustand vorliegen und Anhydride von Selen- und Tellursäuren sind.

Im Gegensatz zu Schwefeldioxid weisen sie überwiegend oxidierende Eigenschaften auf und werden beispielsweise leicht zu freiem Selen und Tellur zurückgewonnen:

Durch Einwirkung starker Oxidationsmittel können Selen- und Tellurdioxide in Selen- bzw. Tellursäure umgewandelt werden.

CHALCOGENE
UNTERGRUPPE VIA. CHALCOGENE
SAUERSTOFF
Das Element Sauerstoff O ist das achte Element des Periodensystems der Elemente und das erste Element der VIA-Untergruppe (Tabelle 7a). Dieses Element kommt am häufigsten in der Erdkruste vor und macht etwa 50 % (Gew.) aus. Die Luft, die wir atmen, enthält CHALCOGENE, 20 % des Sauerstoffs befinden sich in freiem (ungebundenem) Zustand, und 88 % des Sauerstoffs befinden sich in der Hydrosphäre in gebundenem Zustand in Form von Wasser H2O.
Das häufigste Isotop ist 168O. Der Kern eines solchen Isotops enthält 8 Protonen und 8 Neutronen. Deutlich seltener (0,2%) Isotop mit 10 Neutronen, 188O. Noch seltener (0,04 %) ist das 9-Neutronen-Isotop 178O. Die gewichtete Durchschnittsmasse aller Isotope beträgt 16,044. Da die Atommasse des Kohlenstoffisotops mit der Massenzahl 12 genau 12,000 beträgt und alle anderen Atommassen auf diesem Standard basieren, müsste die Atommasse von Sauerstoff nach diesem Standard 15,9994 betragen.
Sauerstoff ist ein zweiatomiges Gas, wie Wasserstoff, Stickstoff und die Halogene Fluor, Chlor (Brom und Jod bilden ebenfalls zweiatomige Moleküle, sind aber keine Gase). Der größte Teil des in der Industrie verwendeten Sauerstoffs stammt aus der Atmosphäre. Zu diesem Zweck wurden relativ kostengünstige Verfahren entwickelt, um chemisch gereinigte Luft unter Verwendung von Kompressions- und Kühlkreisläufen zu verflüssigen. Verflüssigte Luft wird langsam erhitzt, wobei leichter flüchtige und leicht verdampfbare Verbindungen freigesetzt werden und sich flüssiger Sauerstoff ansammelt. Dieses Verfahren wird fraktionierte Destillation oder Destillation von flüssiger Luft genannt. In diesem Fall ist die Kontamination von Sauerstoff mit einer Beimischung von Stickstoff unvermeidlich, und um hochreinen Sauerstoff zu erhalten, wird der Rektifikationsprozess wiederholt, bis der Stickstoff vollständig entfernt ist.
Siehe auch LUFT.
Bei einer Temperatur von 182,96 ° C und einem Druck von 1 atm verwandelt sich Sauerstoff von einem farblosen Gas in eine hellblaue Flüssigkeit. Das Vorhandensein von Farbe zeigt an, dass die Substanz Moleküle mit ungepaarten Elektronen enthält. Bei 218,7°C verfestigt sich Sauerstoff. Gasförmiges O2 ist 1,105-mal schwerer als Luft, und bei 0 ° C und 1 atm hat 1 l Sauerstoff eine Masse von 1,429 g.Das Gas ist in Wasser leicht löslich (CHALCOGENE 0,30 cm 3 / l bei 20 ° C), aber dies ist wichtig für das Leben im Wasser. In der Stahlindustrie werden große Mengen Sauerstoff eingesetzt, um unerwünschte Verunreinigungen, vor allem Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor, in Form von Oxiden während des Blasprozesses oder direkt durch Einblasen von Sauerstoff durch die Schmelze schnell zu entfernen. Eine der wichtigen Anwendungen von flüssigem Sauerstoff ist die als Treibmittel-Oxidationsmittel. In Flaschen gespeicherter Sauerstoff wird in der Medizin zur Anreicherung der Luft mit Sauerstoff sowie in der Technik zum Schweißen und Schneiden von Metallen eingesetzt.
Die Bildung von Oxiden. Metalle und Nichtmetalle reagieren mit Sauerstoff zu Oxiden. Reaktionen können unter Freisetzung einer großen Energiemenge auftreten und von einem starken Glühen, Blitzen und Brennen begleitet werden. Blitzlicht wird durch die Oxidation von Aluminium- oder Magnesiumfolie oder -draht erzeugt. Entstehen bei der Oxidation Gase, dehnen sich diese durch die Freisetzung von Reaktionswärme aus und können eine Explosion verursachen. Nicht alle Elemente reagieren mit Sauerstoff, um Wärme freizusetzen. Bei der Aufnahme von Wärme entstehen beispielsweise Stickoxide. Sauerstoff reagiert mit Elementen unter Bildung von Oxiden der entsprechenden Elemente a) in normaler oder b) in hoher Oxidationsstufe. Holz, Papier und viele kohlenstoff- und wasserstoffhaltige Naturstoffe oder organische Produkte verbrennen nach Typ (a) unter Bildung von zB CO oder nach Typ (b) unter Bildung von CO2.
Ozon. Neben atomarem (einatomigem) Sauerstoff O und molekularem (zweiatomigem) Sauerstoff O2 gibt es Ozon, eine Substanz, deren Moleküle aus drei Sauerstoffatomen O3 bestehen. Diese Formen sind allotrope Modifikationen. Indem eine ruhige elektrische Entladung durch trockenen Sauerstoff geleitet wird, wird Ozon gewonnen:
3O2 2O3 Ozon hat einen stark reizenden Geruch und wird oft in der Nähe von Elektromotoren oder Stromgeneratoren gefunden. Ozon ist bei den gleichen Temperaturen chemisch aktiver als Sauerstoff. Es reagiert normalerweise unter Bildung von Oxiden und Freisetzung von freiem Sauerstoff, zum Beispiel: Hg + O3 -> HgO + O2 Ozon ist wirksam zur Wasserreinigung (Desinfektion), zum Bleichen von Stoffen, Stärke, Ölreinigung, zum Trocknen und Altern von Holz und Tee, bei der Herstellung von Vanillin und Kampfer. Siehe SAUERSTOFF.
SCHWEFEL, SELEN, TELLUR, POLONIUM
Beim Übergang von Sauerstoff zu Polonium in der VIA-Untergruppe ist die Eigenschaftsänderung von nichtmetallisch zu metallisch weniger ausgeprägt als bei den Elementen der VA-Untergruppe. Die elektronische Struktur von ns2np4-Chalkogenen deutet eher auf die Aufnahme von Elektronen als auf deren Rückkehr hin. Ein teilweiser Abzug von Elektronen vom aktiven Metall zum Chalkogen ist bei der Bildung einer Verbindung mit einer teilweise ionischen Bindung möglich, jedoch nicht im gleichen Grad an Ionizität wie eine ähnliche Verbindung mit Sauerstoff. Schwermetalle bilden Chalkogenide mit kovalenter Bindung, die Verbindungen sind gefärbt und völlig unlöslich.
molekulare Formen. Die Bildung eines Oktetts von Elektronen um jedes Atom erfolgt im elementaren Zustand aufgrund der Elektronen benachbarter Atome. Dadurch erhält man zB beim Schwefel ein zyklisches S8-Molekül, aufgebaut nach dem Corona-Typ. Es gibt keine starke Bindung zwischen den Molekülen, daher schmilzt, kocht und verdampft Schwefel bei niedrigen Temperaturen. Selen, das das Se8-Molekül bildet, hat eine ähnliche Struktur und eine Reihe von Eigenschaften; Tellur bildet wahrscheinlich Te8-Ketten, aber diese Struktur ist noch nicht definitiv etabliert. Die molekulare Struktur von Polonium ist ebenfalls nicht klar. Die Komplexität der Struktur von Molekülen bestimmt die verschiedenen Formen ihrer Existenz im festen, flüssigen und gasförmigen Zustand (Allotropie); diese Eigenschaft ist offensichtlich ein Unterscheidungsmerkmal von Chalkogenen unter anderen Gruppen von Elementen. Die stabilste Form von Schwefel ist die a-Form oder rhombischer Schwefel; die zweite metastabile Form b oder monokliner Schwefel, der bei Lagerung in a-Schwefel umgewandelt werden kann. Andere Modifikationen von Schwefel sind im Diagramm dargestellt:

A-Schwefel und b-Schwefel sind in CS2 löslich. Andere Formen von Schwefel sind ebenfalls bekannt. m-Form Die viskose Flüssigkeit wird wahrscheinlich aus der "Kronen"-Struktur gebildet, was ihren gummiartigen Zustand erklärt. Bei starker Abkühlung oder Kondensation von Schwefeldampf entsteht Schwefelpulver, das als "Schwefelfarbe" bezeichnet wird. Dämpfe sowie violettes Pulver, das durch schnelles Abkühlen von Dämpfen erhalten wird, enthalten nach den Ergebnissen von Untersuchungen in einem Magnetfeld ungepaarte Elektronen. Für Se und Te ist die Allotropie weniger charakteristisch, hat aber eine allgemeine Ähnlichkeit mit Schwefel, wobei Selenmodifikationen den Schwefelmodifikationen ähneln.
Reaktivität. Alle Elemente der VIA-Untergruppe reagieren mit Ein-Elektronen-Donatoren (Alkalimetalle, Wasserstoff, Methylradikal HCH3) zu Verbindungen der RMR-Zusammensetzung, d.h. mit einer Koordinationszahl von 2, wie HSH, CH3SCH3, NaSNa und ClSCl. Sechs Valenzelektronen koordinieren um das Chalkogenatom, zwei auf der Valenz-s-Schale und vier auf der Valenz-p-Schale. Diese Elektronen können an der Bildung einer Bindung mit einem stärkeren Elektronenakzeptor (z. B. Sauerstoff) teilnehmen, der sie wegzieht, um Moleküle und Ionen zu bilden. Somit weisen diese Chalkogene die Oxidationsstufen II, IV, VI auf, wobei überwiegend kovalente Bindungen gebildet werden. In der Familie der Chalkogene schwächt sich die Ausprägung der Oxidationsstufe VI mit zunehmender Ordnungszahl ab, da das Elektronenpaar ns2 immer weniger an der Bindungsbildung in schwereren Elementen beteiligt ist (Effekt eines inerten Paares). Verbindungen mit solchen Oxidationsstufen sind SO und H2SO2 für Schwefel(II); SO2 und H2SO3 für Schwefel(IV); SO3 und H2SO4 für Schwefel(IV). Verbindungen anderer Chalkogene haben ähnliche Zusammensetzungen, obwohl es einige Unterschiede gibt. Es gibt relativ wenige ungerade Oxidationszustände. Methoden zur Extraktion freier Elemente aus natürlichen Rohstoffen sind für verschiedene Chalkogene unterschiedlich. In Gesteinen sind große Vorkommen an freiem Schwefel bekannt, im Gegensatz zu kleineren Mengen anderer Chalkogene im freien Zustand. Sedimentschwefel kann durch das geotechnologische Verfahren (Flash-Verfahren) gewonnen werden: Durch das innere Rohr wird überhitztes Wasser oder Dampf gepumpt, um den Schwefel zu schmelzen, dann wird der geschmolzene Schwefel durch das äußere konzentrische Rohr mit Druckluft an die Oberfläche gedrückt. Auf diese Weise wird aus Lagerstätten in Louisiana und unter dem Golf von Mexiko vor der Küste von Texas sauberer und billiger Schwefel gewonnen. Selen und Tellur werden aus Abgasen der Kupfer-, Zink- und Bleimetallurgie sowie aus Silber- und Bleielektrometallurgieschlamm gewonnen. Manche Pflanzen, in denen Selen angereichert ist, werden zu Vergiftungsquellen der Tierwelt. Freier Schwefel findet in der Landwirtschaft als pulverförmiges Fungizid große Anwendung. Allein in den USA werden jährlich etwa 5,1 Millionen Tonnen Schwefel für verschiedene Prozesse und chemische Technologien eingesetzt. Bei der Herstellung von Schwefelsäure wird viel Schwefel verbraucht.
Unterschiedliche Klassen von Chalkogenverbindungen, insbesondere Halogenide, unterscheiden sich stark in ihren Eigenschaften.
Wasserstoffverbindungen. Wasserstoff reagiert langsam mit Chalkogenen unter Bildung von H2M-Hydriden. Es gibt einen großen Unterschied zwischen Wasser (Sauerstoffhydrid) und Hydriden anderer Chalkogene, die einen ekelhaften Geruch haben und giftig sind, und ihre wässrigen Lösungen schwache Säuren sind (die stärkste von ihnen ist H2Te). Metalle reagieren direkt mit Chalkogenen zu Chalkogeniden (z. B. Natriumsulfid Na2S, Kaliumsulfid K2S). Schwefel in wässrigen Lösungen dieser Sulfide bildet Polysulfide (z. B. Na2Sx). Chalkogenhydride können aus angesäuerten Lösungen von Metallsulfiden verdrängt werden. So werden H2Sx-Sulfane aus angesäuerten Na2Sx-Lösungen isoliert (wobei x größer als 50 sein kann; es wurden jedoch nur Sulfane mit x ∼ 6 untersucht).
Halogenide. Chalkogene reagieren direkt mit Halogenen, um Halogenide verschiedener Zusammensetzung zu bilden. Die Bandbreite der reagierenden Halogene und die Stabilität der resultierenden Verbindungen hängen vom Verhältnis der Chalkogen- und Halogenradien ab. Die Möglichkeit, ein Halogenid mit einer hohen Oxidationsstufe des Chalkogens zu bilden, nimmt mit zunehmender Atommasse des Halogens ab, da das Halogenidion zu einem Halogen oxidiert wird und das Chalkogen in einem zu einem freien Chalkogen oder einem Chalkogenhalogenid reduziert wird niedrige Oxidationsstufe, zB: TeI6 -> TeI4 + I2 Oxidationsstufe I für Schwefel, kann in der Verbindung (SCl)2 oder S2Cl2 realisiert werden (diese Zusammensetzung ist nicht zuverlässig genug nachgewiesen). Das ungewöhnlichste der Schwefelhalogenide ist SF6, das sehr inert ist. Schwefel in dieser Verbindung wird durch Fluoratome so stark abgeschirmt, dass selbst die aggressivsten Substanzen SF6 praktisch nichts anhaben können. Aus Tabelle. 7b, dass Schwefel und Selen keine Jodide bilden.
Komplexe Chalkogenhalogenide sind bekannt, die durch Wechselwirkung eines Chalkogenhalogenids mit Halogenidionen entstehen, beispielsweise
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oxide und Oxosäuren. Chalkogenoxide entstehen durch direkte Wechselwirkung mit Sauerstoff. Schwefel verbrennt in Luft oder Sauerstoff unter Bildung von SO2- und SO3-Verunreinigungen. Andere Methoden werden verwendet, um SO3 zu erhalten. Wenn SO2 mit Schwefel wechselwirkt, ist die Bildung von SO möglich. Selen und Tellur bilden ähnliche Oxide, sind aber in der Praxis viel weniger wichtig. Die elektrischen Eigenschaften von Selenoxiden und insbesondere von reinem Selen bestimmen das Wachstum ihrer praktischen Anwendung in der Elektronik und Elektroindustrie. Legierungen aus Eisen und Selen sind Halbleiter und werden zur Herstellung von Gleichrichtern verwendet. Da die Leitfähigkeit von Selen licht- und temperaturabhängig ist, wird diese Eigenschaft bei der Herstellung von Fotozellen und Temperatursensoren genutzt. Trioxide sind für alle Elemente dieser Untergruppe bekannt, außer für Polonium. Die katalytische Oxidation von SO2 zu SO3 liegt der industriellen Herstellung von Schwefelsäure zugrunde. Festes SO3 hat allotrope Modifikationen: federähnliche Kristalle, asbestähnliche Struktur, eisähnliche Struktur und polymeres zyklisches (SO3)3. Selen und Tellur lösen sich in flüssigem SO3 auf und bilden interchalkogene Verbindungen wie SeSO3 und TeSO3. Die Gewinnung von SeO3 und TeO3 ist mit gewissen Schwierigkeiten verbunden. SeO3 wird aus einem Gasgemisch aus Se und O2 in einer Entladungsröhre gewonnen, und TeO3 entsteht durch intensive Dehydratisierung von H6TeO6. Diese Oxide hydrolysieren oder reagieren heftig mit Wasser, um Säuren zu bilden. Schwefelsäure ist von größter praktischer Bedeutung. Zur Gewinnung kommen zwei Verfahren zum Einsatz - das sich ständig weiterentwickelnde Kontaktverfahren und das veraltete Lachgasturmverfahren (siehe auch SCHWEFEL).
Schwefelsäure ist eine starke Säure; es interagiert aktiv mit Wasser unter Freisetzung von Wärme durch die Reaktion H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Daher ist beim Verdünnen von konzentrierter Schwefelsäure Vorsicht geboten, da eine Überhitzung zur Freisetzung von Dämpfen aus dem Säuretank führen kann (Verbrennungen durch Schwefelsäure sind häufig verbunden mit der Zugabe einer kleinen Menge Schwefelsäure zu Wasser). Aufgrund seiner hohen Affinität zu Wasser interagiert H2SO4 (konz.) intensiv mit Baumwollkleidung, Zucker und menschlichem lebendem Gewebe und entzieht ihm Wasser. Riesige Mengen Säure werden zur Oberflächenbehandlung von Metallen, in der Landwirtschaft zur Herstellung von Superphosphat (siehe auch PHOSPHOR), bei der Verarbeitung von Rohöl zur Rektifikationsstufe, in der Technologie von Polymeren, Farbstoffen, in der pharmazeutischen Industrie und vielem mehr verwendet andere Branchen. Schwefelsäure ist aus industrieller Sicht die wichtigste anorganische Verbindung. Oxosäuren von Chalkogenen sind in der Tabelle angegeben. 7. Jahrhundert Dabei ist zu beachten, dass einige Säuren nur in Lösung vorliegen, andere nur in Form von Salzen.
Unter den anderen Schwefeloxosäuren nimmt die schweflige Säure H2SO3, die beim Lösen von SO2 in Wasser entsteht, eine wichtige Stellung in der Industrie ein, eine schwache Säure, die nur in wässrigen Lösungen vorkommt. Seine Salze sind recht stabil. Säure und ihre Salze sind Reduktionsmittel und werden als "Antichlorierungsmittel" verwendet, um überschüssiges Chlor aus Bleiche zu entfernen. Thioschwefelsäure und ihre Salze werden in der Fotografie verwendet, um überschüssiges, nicht umgesetztes AgBr von fotografischen Filmen zu entfernen: AgBr + S2O32 [] + Br
Der Name "Natriumhyposulfit" für das Natriumsalz der Thioschwefelsäure ist unglücklich, der korrekte Name "Thiosulfat" spiegelt die strukturelle Bindung dieser Säure mit Schwefelsäure wider, bei der ein Atom nicht hydratisierter Sauerstoff durch ein Schwefelatom ("Thio") ersetzt wird. ). Polythionsäuren stellen eine interessante Verbindungsklasse dar, bei der zwischen zwei SO3-Gruppen eine Kette aus Schwefelatomen gebildet wird. Es gibt viele Daten zu H2S2O6-Derivaten, aber Polythionsäuren können auch eine große Anzahl von Schwefelatomen enthalten. Peroxosäuren sind nicht nur als Oxidationsmittel wichtig, sondern auch als Zwischenprodukte für die Herstellung von Wasserstoffperoxid. Peroxodischwefelsäure wird durch elektrolytische Oxidation des HSO4-Ions in der Kälte gewonnen. Peroxoschwefelsäure entsteht durch Hydrolyse von Peroxodischwefelsäure: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Das Spektrum der Selen- und Tellursäuren ist viel kleiner. Selenige Säure H2SeO3 wird durch Verdampfen von Wasser aus einer SeO2-Lösung gewonnen. Es ist ein Oxidationsmittel, im Gegensatz zu schwefliger Säure H2SO3 (Reduktionsmittel) und oxidiert Halogenide leicht zu Halogenen. Das 4s2-Elektronenpaar des Selens ist nicht aktiv an der Bindungsbildung beteiligt (Wirkung eines inerten Paares; siehe oben im Abschnitt zur Reaktivität von Schwefel), weshalb Selen leicht in den elementaren Zustand übergeht. Selensäure zersetzt sich aus dem gleichen Grund leicht zu H2SeO3 und Se. Das Te-Atom hat einen größeren Radius und ist daher bei der Bildung von Doppelbindungen ineffizient. Daher existiert Tellursäure nicht in ihrer üblichen Form.

und 6 Hydroxogruppen werden durch Tellur koordiniert, um H6TeO6 oder Te(OH)6 zu bilden.
Oxohalogenide. Oxosäuren und Chalkogenoxide reagieren mit Halogenen und PX5 zu Oxohalogeniden der Zusammensetzung MOX2 und MO2X2. Beispielsweise reagiert SO2 mit PCl5 zu SOCl2 (Thionylchlorid):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Das entsprechende Fluorid SOF2 wird durch die Wechselwirkung von SOCl2 und SbF3 und das Thionylbromid SOBr2 aus SOCl2 und HBr gebildet. Sulfurylchlorid SO2Cl2 wird durch Chlorierung mit Chlor SO2 (in Gegenwart von Campher) gewonnen, Sulfurylfluorid SO2F2 wird analog gewonnen. Chlorfluorid SO2ClF entsteht aus SO2Cl2, SbF3 und SbCl3. Chlorsulfonsäure HOSO2Cl wird durch Leiten von Chlor durch rauchende Schwefelsäure gewonnen. Fluorsulfonsäure wird ähnlich gebildet. Bekannt sind auch die Selenoxohalogenide SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Stickstoff- und schwefelhaltige Verbindungen. Schwefel bildet mit Stickstoff verschiedene Verbindungen, von denen viele kaum verstanden werden. Wenn S2Cl2 mit Ammoniak behandelt wird, entstehen N4S4 (Tetraschwefeltetranitrid), S7HN (Heptaschwefelimid) und andere Verbindungen. S7HN-Moleküle sind als zyklisches S8-Molekül aufgebaut, in dem ein Schwefelatom durch Stickstoff ersetzt ist. N4S4 wird auch aus Schwefel und Ammoniak gebildet. Es wird durch Einwirkung von Zinn und Salzsäure in Tetraschwefeltetraimid S4N4H4 umgewandelt. Von industrieller Bedeutung ist ein weiteres Stickstoffderivat der Sulfaminsäure NH2SO3H, eine weiße, nicht hygroskopische kristalline Substanz. Es wird durch die Wechselwirkung von Harnstoff oder Ammoniak mit rauchender Schwefelsäure gewonnen. Diese Säure hat eine ähnliche Stärke wie Schwefelsäure. Sein Ammoniumsalz NH4SO3NH2 wird als Flammschutzmittel und Alkalimetallsalze als Herbizide verwendet.
Polonium. Trotz der begrenzten Verfügbarkeit von Polonium ist die Chemie dieses letzten Elements der VIA-Untergruppe durch Ausnutzung seiner Radioaktivitätseigenschaft (normalerweise gemischt mit Tellur als Träger oder Co-Reagenz in chemischen Reaktionen) relativ gut verstanden worden. Die Halbwertszeit des stabilsten Isotops 210Po beträgt nur 138,7 Tage, daher sind die Schwierigkeiten bei der Untersuchung verständlich. Um 1 g Po zu erhalten, müssen mehr als 11,3 Tonnen Uranpech verarbeitet werden. 210Po kann durch Neutronenbeschuss von 209Bi gewonnen werden, das sich zuerst in 210Bi umwandelt und dann ein b-Teilchen ausstößt, wodurch 210Po entsteht. Anscheinend weist Polonium die gleichen Oxidationsstufen wie andere Chalkogene auf. Poloniumhydrid H2Po, Oxid PoO2 wurden synthetisiert, Salze mit den Oxidationsstufen II und IV sind bekannt. Anscheinend existiert PoO3 nicht.

Collier Enzyklopädie. - Offene Gesellschaft. 2000 .

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Chalkogene- chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). atitikmenys: engl. Chalkogene rus. Chalkogene ... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

Chem. Elemente VIa Gr. periodisch Systeme: Sauerstoff O, Schwefel S, Selen Se, Tellur Te, Polonium Po. Ext. die Elektronenhülle von X-Atomen hat die s2p4-Konfiguration. Mit einer Erhöhung von at. n. kovalente und ionische Radien X steigen, Energie sinkt ... ... Chemische Enzyklopädie

Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von –2. H 2 Se und H 2 Te sind farblose Gase mit ekelhaftem Geruch, wasserlöslich. In der Reihe H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te nimmt die Stabilität der Moleküle ab, daher verhalten sich H 2 Se und H 2 Te in wässrigen Lösungen wie zweibasige Säuren, stärker als Schwefelwasserstoffsäure. Sie bilden Salze - Selenide und Telluride. Telluro- und Selenwasserstoff sowie deren Salze sind hochgiftig. Selenide und Telluride haben ähnliche Eigenschaften wie Sulfide. Darunter sind basische (K 2 Se, K 2 Te), amphotere (Al 2 Se 3 , Al 2 Te 3 ) und saure Verbindungen (CSe 2 , CTe 2 ).

Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 Se

Eine große Gruppe von Seleniden und Telluriden sind Halbleiter. Am weitesten verbreitet sind Selenide und Telluride von Elementen der Zink-Untergruppe.

Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +4. Selen(IV)- und Tellur(IV)-Oxide entstehen bei der Oxidation einfacher Substanzen mit Sauerstoff und sind feste polymere Verbindungen. Typische Säureoxide. Selen(IV)oxid löst sich in Wasser unter Bildung von seleniger Säure, die im Gegensatz zu H 2 SO 3 in freiem Zustand isoliert wird und ein Feststoff ist.

SeO 2 + H 2 O \u003d H 2 SeO 3

Tellur(IV)-oxid ist in Wasser unlöslich, reagiert aber mit wässrigen Lösungen von Alkalien unter Bildung von Telluriten.

TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3

H 2 TeO 3 neigt zur Polymerisation, daher bildet sich unter Einwirkung von Säuren auf Tellurite ein Niederschlag mit variabler Zusammensetzung TeO 2 nH 2 O.

SeO 2 und TeO 2 sind stärkere Oxidationsmittel im Vergleich zu SO 2:

2SO 2 + SeO 2 \u003d Se + 2SO 3

Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +6. Selen(VI)-oxid ist ein weißer Feststoff (Fp. 118,5 ºС, zersetzt sich bei > 185 ºС), der in Glas- und Asbestmodifikationen bekannt ist. Erhalten durch Einwirkung von SO 3 auf Selenate:

K 2 SeO 4 + SO 3 \u003d SeO 3 + K 2 SO 4

Tellur(VI)-oxid hat auch zwei Modifikationen, orange und gelb. Erhalten durch Dehydratisierung von Orthotellursäure:

H 6 TeO 6 \u003d TeO 3 + 3H 2 O

Selen(VI)- und Tellur(VI)-Oxide sind typische saure Oxide. SeO 3 löst sich in Wasser unter Bildung von Selensäure – H 2 SeO 4 . Selensäure ist eine weiße kristalline Substanz, in wässrigen Lösungen ist sie eine starke Säure (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), verkohlt organische Verbindungen, ein starkes Oxidationsmittel.

H 2 Se +6 O 4 + 2HCl –1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 O + H 2 O

Salze - Barium- und Bleiselenate sind in Wasser unlöslich.

TeO 3 ist in Wasser praktisch unlöslich, interagiert jedoch mit wässrigen Lösungen von Alkalien und bildet Tellursäuresalze - Tellurate.

TeO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 4 + H 2 O

Unter Einwirkung von Salzsäurelösungen von Telluraten wird Ortothellursäure freigesetzt - H 6 TeO 6 - eine weiße kristalline Substanz, die in heißem Wasser gut löslich ist. Die Dehydratisierung von H 6 TeO 6 kann Tellursäure produzieren. Tellursäure ist sehr schwach, K 1 \u003d 2 · 10 -8, K 2 \u003d 5 · 10 -11.

Na 2 TeO 4 + 2 HCl + 2 H 2 O \u003d H 6 TeO 6 + 2 NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.

Selenverbindungen sind für Pflanzen und Tiere giftig, während Tellurverbindungen viel weniger giftig sind. Die Vergiftung mit Verbindungen von Selen und Tellur geht mit dem Auftreten eines anhaltenden ekelhaften Geruchs beim Opfer einher.

Literatur: p. 359 - 383, p. 425 - 435, p. 297 - 328