Einführung

Das Lehrbuch zur Chemie der Chalkogene ist das zweite in einer Reihe, die sich der Chemie der Elemente der wichtigsten Untergruppen des Periodensystems von D. I. Mendeleev widmet. Es wurde auf der Grundlage einer Reihe von Vorlesungen über anorganische Chemie verfasst, die in den letzten 10 Jahren an der Moskauer Staatlichen Universität von Akademiemitglied Yu. D. Tretyakov und Professor V. P. Zlomanov gehalten wurden.

Im Gegensatz zu bisher veröffentlichten methodischen Entwicklungen stellt das Handbuch neues Faktenmaterial (Verkettung, eine Vielzahl von Chalkogen-Oxosäuren (VI) usw.) vor, wobei eine moderne Erklärung für die Muster der Änderungen in der Struktur und den Eigenschaften von Chalkogenverbindungen unter Verwendung der gegeben wird Konzepte der Quantenchemie, einschließlich der Molekülorbitalmethode, des relativistischen Effekts usw. Das Material des Handbuchs wurde zum Zwecke der anschaulichen Veranschaulichung des Verhältnisses von theoretischem Studium und praktischer Ausbildung in der Anorganischen Chemie ausgewählt.

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§ ein. Allgemeine Eigenschaften von Chalkogenen (E).

Zu den Elementen der VI. Hauptuntergruppe (bzw. der 16. Gruppe gemäß der neuen IUPAC-Nomenklatur) des Periodensystems der Elemente von D. I. Mendeleev gehören Sauerstoff (O), Schwefel (S), Selen (Se), Tellur (Te) und Polonium (Po). Der Gruppenname dieser Elemente ist Chalkogene(Begriff "Chalkogen" kommt von den griechischen Wörtern "chalkos" - Kupfer und "Genos" - geboren), dh "Kupfererze gebären", da sie in der Natur am häufigsten in Form von Kupferverbindungen (Sulfiden, Oxiden) vorkommen , Selenide usw. ).

Chalkogenatome haben im Grundzustand die elektronische Konfiguration ns 2 np 4 mit zwei ungepaarten p-Elektronen. Sie gehören zu geraden Elementen. Einige Eigenschaften von Chalkogenatomen sind in Tabelle 1 aufgeführt.

Beim Übergang von Sauerstoff zu Polonium nehmen die Größe der Atome und ihre möglichen Koordinationszahlen zu, während die Ionisierungsenergie (E-Ion) und die Elektronegativität (EO) abnehmen. Durch die Elektronegativität (EO) steht Sauerstoff nur hinter dem Fluoratom, und die Schwefel- und Selenatome sind auch Stickstoff, Chlor und Brom unterlegen; Sauerstoff, Schwefel und Selen sind typische Nichtmetalle.

In Verbindungen von Schwefel, Selen, Tellur mit Sauerstoff und Halogenen werden die Oxidationsstufen +6, +4 und +2 realisiert. Mit den meisten anderen Elementen bilden sie Chalkogenide, wobei sie in der Oxidationsstufe -2 vorliegen.

Tabelle 1. Eigenschaften von Atomen von Elementen der Gruppe VI.

Eigenschaften
Ordnungszahl
Anzahl stabiler Isotope
Elektronisch Aufbau			3d 10 4s 2 4p 4	4d 10 5s 2 5p 4	4f 14 5d 10 6s 2 6p 4
Kovalenter Radius, E
Erste Ionisierungsenergie, E-Ion, kJ/mol
Elektronegativität (Pauling)
Affinität eines Atoms zu einem Elektron, kJ/mol

Die Stabilität von Verbindungen mit der höchsten Oxidationsstufe nimmt von Tellur zu Polonium ab, wofür Verbindungen mit Oxidationsstufen von 4+ und 2+ bekannt sind (zB PoCl 4 , PoCl 2 , PoO 2 ). Dies kann auf eine Erhöhung der Bindungsstärke von 6s 2 Elektronen mit dem Atomkern zurückzuführen sein relativistischer Effekt. Seine Essenz besteht darin, die Bewegungsgeschwindigkeit und dementsprechend die Masse der Elektronen in Elementen mit einer großen Kernladung (Z> 60) zu erhöhen. Die "Gewichtung" von Elektronen führt zu einer Verringerung des Radius und einer Erhöhung der Bindungsenergie von 6s-Elektronen mit dem Kern. Dieser Effekt zeigt sich deutlicher in Verbindungen von Wismut, einem Element der Gruppe V, und wird im entsprechenden Handbuch ausführlicher behandelt.

Die Eigenschaften von Sauerstoff sowie anderen Elementen der 2. Periode unterscheiden sich von den Eigenschaften ihrer schwereren Gegenstücke. Aufgrund der hohen Elektronendichte und der starken Interelektronenabstoßung sind die Elektronenaffinität und die E-E-Bindungsstärke von Sauerstoff geringer als die von Schwefel. Metall-Sauerstoff (M-O)-Bindungen sind ionischer als M-S-, M-Se- usw. Bindungen. Aufgrund des kleineren Radius kann das Sauerstoffatom im Gegensatz zu Schwefel starke Bindungen (p - p) mit anderen Atomen eingehen - zum Beispiel Sauerstoff im Ozonmolekül, Kohlenstoff, Stickstoff, Phosphor. Beim Übergang von Sauerstoff zu Schwefel nimmt die Stärke einer Einfachbindung aufgrund einer Abnahme der interelektronischen Abstoßung zu, und die Stärke einer Bindung nimmt ab, was mit einer Zunahme des Radius und einer Abnahme der Wechselwirkung (Überlappung) von p- Atomorbitale. Wenn also Sauerstoff durch die Bildung von Mehrfachbindungen (+) gekennzeichnet ist, dann für Schwefel und seine Analoga - die Bildung von Einzelkettenbindungen - E-E-E (siehe § 2.1).

Es gibt mehr Analogien in den Eigenschaften von Schwefel, Selen und Tellur als mit Sauerstoff und Polonium. In Verbindungen mit negativen Oxidationsstufen nehmen also die reduzierenden Eigenschaften von Schwefel zu Tellur zu, und in Verbindungen mit positiven Oxidationsstufen nehmen die oxidierenden Eigenschaften zu.

Polonium ist ein radioaktives Element. Das stabilste Isotop erhält man durch Beschuss von Kernen mit Neutronen und anschließendem -Zerfall:

(1/2 = 138,4 Tage).

Der Zerfall von Polonium geht mit der Freisetzung einer großen Energiemenge einher. Daher zersetzen Polonium und seine Verbindungen Lösungsmittel und Gefäße, in denen sie aufbewahrt werden, und die Untersuchung von Po-Verbindungen bereitet erhebliche Schwierigkeiten.

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§ 2. Physikalische Eigenschaften einfacher Substanzen.
Table 2. Physikalische Eigenschaften einfacher Substanzen.

		Dichte	Temperaturen, o C		Zerstäubungswärme, kJ/mol	Elektrischer Widerstand (25 ° C), Ohm. cm
			schmelzen
S
Se	verhexen.
						1.3. 10 5 (flüssig, 400 o C)
Diese Hexen.	verhexen.
Ro

Mit zunehmendem Kovalenzradius in der O-S-Se-Te-Po-Reihe werden die interatomare Wechselwirkung und die entsprechenden Temperaturen der Phasenübergänge sowie Zerstäubungsenergie, dh die Energie des Übergangs fester einfacher Substanzen in den Zustand eines einatomigen Gases, nimmt zu. Die Änderung der Eigenschaften von Chalkogenen von typischen Nichtmetallen zu Metallen ist mit einer Abnahme der Ionisierungsenergie (Tabelle 1) und strukturellen Merkmalen verbunden. Typisch sind Sauerstoff und Schwefel Dielektrika, also Substanzen, die keinen Strom leiten. Selen und Tellur - Halbleiter[Stoffe, deren elektrophysikalische Eigenschaften zwischen denen von Metallen und Nichtmetallen liegen (Dielektrika). Die elektrische Leitfähigkeit von Metallen nimmt ab, die von Halbleitern mit zunehmender Temperatur zu, was auf die Besonderheiten ihrer elektronischen Struktur zurückzuführen ist)], und Polonium ist ein Metall.

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§ 2.1. Chalkogen-Verkettung. Allotropie und Polymorphismus.

Eine der charakteristischen Eigenschaften von Chalkogenatomen ist ihre Fähigkeit, sich in Ringen oder Ketten aneinander zu binden. Dieses Phänomen heißt Verkettung. Der Grund dafür hängt mit der unterschiedlichen Stärke von Einfach- und Doppelbindungen zusammen. Betrachten Sie dieses Phänomen am Beispiel von Schwefel (Tabelle 3).

Table 3. Energien von Einfach- und Doppelbindungen (kJ/mol).

Aus den angegebenen Werten folgt, dass die Bildung von zwei Single -Bindungen für Schwefel statt einem Doppel (+) ist mit einem Energiegewinn verbunden (530 - 421 = 109 J/mol). Für Sauerstoff hingegen ist eine Doppelbindung energetisch vorzuziehen (494-292 = 202 kJ/mol) gegenüber zwei Einfachbindungen. Die Abnahme der Stärke der Doppelbindung beim Übergang von O nach S ist mit einer Zunahme der Größe der p-Orbitale und einer Abnahme ihrer Überlappung verbunden. Daher ist die Verkettung für Sauerstoff auf eine kleine Anzahl instabiler Verbindungen beschränkt: O 3 Ozon, O 4 F 2 .

zyklische Polykationen .

Allotropie und Polymorphismus einfacher Substanzen sind mit Verkettung verbunden. Allotropie ist die Fähigkeit desselben Elements, in verschiedenen molekularen Formen zu existieren. Das Phänomen der Allotropie wird Molekülen zugeschrieben, die eine unterschiedliche Anzahl von Atomen desselben Elements enthalten, z. B. O 2 und O 3, S 2 und S 8, P 2 und P 4 usw. Das Konzept der Polymorphie gilt nur für Festkörper. Polymorphismus- die Fähigkeit eines festen Stoffes gleicher Zusammensetzung, eine andere räumliche Struktur zu haben. Beispiele für polymorphe Modifikationen sind monokliner Schwefel und rhombischer Schwefel, die aus denselben S 8 -Zyklen bestehen, aber räumlich unterschiedlich angeordnet sind (siehe § 2.3). Betrachten wir zunächst die Eigenschaften von Sauerstoff und seiner allotropen Form - Ozon, und dann den Polymorphismus von Schwefel, Selen und Tellur.

Dmitri Iwanowitsch Mendelejew entdeckte das Periodengesetz, nach dem sich die Eigenschaften der Elemente und der von ihnen gebildeten Elemente periodisch ändern. Diese Entdeckung wurde im Periodensystem grafisch dargestellt. Die Tabelle zeigt sehr gut und deutlich, wie sich die Eigenschaften der Elemente über die Periode verändern, danach wiederholen sie sich in der nächsten Periode.

Um die Aufgabe Nr. 2 des Einheitlichen Staatsexamens in Chemie zu lösen, müssen wir nur verstehen und uns merken, welche Eigenschaften der Elemente sich in welche Richtungen und wie ändern.

All dies ist in der folgenden Abbildung dargestellt.

Von links nach rechts nehmen Elektronegativität, nichtmetallische Eigenschaften, höhere Oxidationsstufen usw. zu. Und die metallischen Eigenschaften und Radien nehmen ab.

Von oben nach unten und umgekehrt: Die metallischen Eigenschaften und Radien von Atomen nehmen zu, während die Elektronegativität abnimmt. Die höchste Oxidationsstufe, die der Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau entspricht, ändert sich in dieser Richtung nicht.

Schauen wir uns Beispiele an.

Beispiel 1 In der Reihe der Elemente Na→Mg→Al→Si
A) die Radien der Atome nehmen ab;
B) die Anzahl der Protonen in den Atomkernen nimmt ab;
C) die Zahl der Elektronenschichten in Atomen nimmt zu;
D) der höchste Oxidationsgrad von Atomen nimmt ab;

Wenn wir uns das Periodensystem ansehen, sehen wir, dass alle Elemente dieser Reihe in derselben Periode liegen und in der Reihenfolge aufgelistet sind, in der sie in der Tabelle von links nach rechts erscheinen. Um diese Art von Frage zu beantworten, müssen Sie nur einige Muster von Änderungen der Eigenschaften im Periodensystem kennen. Von links nach rechts entlang der Periode nehmen also die metallischen Eigenschaften ab, die nichtmetallischen zu, die Elektronegativität nimmt zu, die Ionisationsenergie nimmt zu und der Radius der Atome nimmt ab. Von oben nach unten nehmen die metallischen und reduzierenden Eigenschaften in einer Gruppe zu, die Elektronegativität nimmt ab, die Ionisationsenergie nimmt ab und der Radius der Atome nimmt zu.

Wenn Sie aufmerksam waren, haben Sie bereits verstanden, dass sich in diesem Fall die Atomradien verkleinern. Antwort A.

Beispiel 2 In der Reihenfolge zunehmender Oxidationseigenschaften sind die Elemente in der folgenden Reihenfolge angeordnet:
A. F→O→N
B. I→Br→Cl
B. Cl→S→P
D. F→Cl→Br

Wie Sie wissen, nehmen die oxidierenden Eigenschaften in Mendelejews Periodensystem in einer Periode von links nach rechts und in einer Gruppe von unten nach oben zu. Option B zeigt nur die Elemente einer Gruppe in der Reihenfolge von unten nach oben. B passt also.

Beispiel 3 Die Wertigkeit der Elemente im höheren Oxid nimmt in der Reihe zu:
A. Cl→Br→I
B. Cs→K→Li
B. Cl→S→P
D. Al→C→N

In höheren Oxiden zeigen die Elemente ihre höchste Oxidationsstufe, die mit der Wertigkeit zusammenfällt. Und der höchste Oxidationsgrad wächst in der Tabelle von links nach rechts. Wir schauen: In der ersten und zweiten Version erhalten wir Elemente in denselben Gruppen, bei denen sich der höchste Oxidationsgrad und dementsprechend die Wertigkeit in Oxiden nicht ändert. Cl → S → P - befinden sich von rechts nach links, dh im Gegenteil, ihre Wertigkeit im höheren Oxid wird fallen. Aber in der Reihe Al→C→N sind die Elemente von links nach rechts angeordnet, die Wertigkeit im höheren Oxid nimmt in ihnen zu. Antwort: g

Beispiel 4 In der Reihe der Elemente S→Se→Te
A) die Acidität von Wasserstoffverbindungen nimmt zu;
B) der höchste Oxidationsgrad der Elemente steigt;
C) die Wertigkeit von Elementen in Wasserstoffverbindungen steigt;
D) die Zahl der Elektronen in der äußeren Ebene nimmt ab;

Sehen Sie sich sofort die Position dieser Elemente im Periodensystem an. Schwefel, Selen und Tellur gehören zur selben Gruppe, einer Untergruppe. Von oben nach unten aufgelistet. Schauen Sie sich noch einmal das obige Diagramm an. Von oben nach unten im Periodensystem nehmen metallische Eigenschaften zu, Radien nehmen zu, Elektronegativität, Ionisationsenergie und nichtmetallische Eigenschaften nehmen ab, die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene ändert sich nicht. Option D scheidet sofort aus. Ändert sich die Zahl der Außenelektronen nicht, so ändern sich auch die Wertigkeitsmöglichkeiten und die höchste Oxidationsstufe nicht, B und C sind ausgeschlossen.

Bleibt Option A. Wir prüfen die Ordnung. Nach dem Kossel-Schema nimmt die Stärke sauerstofffreier Säuren mit abnehmender Oxidationsstufe eines Elements und zunehmendem Radius seines Ions zu. Die Oxidationsstufe aller drei Elemente ist in Wasserstoffverbindungen gleich, aber der Radius wächst von oben nach unten, was bedeutet, dass auch die Stärke von Säuren wächst.
Die Antwort ist A.

Beispiel 5 In der Reihenfolge der Abschwächung der Haupteigenschaften sind die Oxide in der folgenden Reihenfolge angeordnet:
A. Na 2 O → K 2 O → Rb 2 O
B. Na 2 O → MgO → Al 2 O 3
B. BeO→BaO→CaO
G. SO 3 → P 2 O 5 → SiO 2

Die Haupteigenschaften von Oxiden werden synchron mit der Abschwächung der metallischen Eigenschaften der sie bildenden Elemente schwächer. Und Ich-Eigenschaften schwächen sich von links nach rechts oder von unten nach oben ab. Na, Mg und Al sind einfach von links nach rechts angeordnet. Antwort B.

Chemie muss sein! Wie ändern sich die oxidierenden Eigenschaften in der Elementreihe S---Se---Te---Po? erkläre die antwort. und bekam die beste Antwort

Antwort von Pna Aleksandrovna Tkachenko[aktiv]
In der Sauerstoff-Untergruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl der Radius der Atome zu und die Ionisationsenergie, die die metallischen Eigenschaften der Elemente charakterisiert, ab. Daher ändern sich in der 0-S-Se-Te-Po-Reihe die Eigenschaften der Elemente von nichtmetallisch zu metallisch. Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein typisches Nichtmetall (Gas), während Polonium ein bleiähnliches Metall ist.
Mit zunehmender Ordnungszahl der Elemente nimmt der Wert der Elektronegativität der Elemente der Nebengruppe ab. Die negative Oxidationsstufe wird immer weniger charakteristisch. Die oxidative Oxidationsstufe wird immer weniger charakteristisch. Die Oxidationsaktivität einfacher Substanzen der Reihe 02--S-Se-Te nimmt ab. Wenn also Schwefel viel schwächer ist, interagiert Selen direkt mit Wasserstoff, dann reagiert Tellur nicht damit.
Hinsichtlich der Elektronegativität ist Sauerstoff nach Fluor zweitrangig und zeigt daher bei Reaktionen mit allen anderen Elementen ausschließlich oxidierende Eigenschaften. Schwefel, Selen und Tellur in ihren Eigenschaften. gehören zur Gruppe der Oxidations-Reduktionsmittel. Bei Reaktionen mit starken Reduktionsmitteln zeigen sie oxidierende Eigenschaften und unter Einwirkung starker Oxidationsmittel. sie werden oxidiert, dh sie zeigen reduzierende Eigenschaften.
Mögliche Wertigkeiten und Oxidationsstufen der Elemente der sechsten Gruppe der Hauptnebengruppe im Hinblick auf die Struktur des Atoms.
Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium bilden die Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Das äußere Energieniveau der Atome der Elemente dieser Untergruppe enthält jeweils 6 Elektronen, die die Konfiguration s2p4 haben und wie folgt auf die Zellen verteilt sind:

Antwort von 2 Antworten[Guru]

Hallo! Hier ist eine Auswahl an Themen mit Antworten auf Ihre Frage: Chemie, es ist sehr notwendig! Wie ändern sich die oxidierenden Eigenschaften in der Elementreihe S---Se---Te---Po? erkläre die antwort.

in einer Reihe von Elementen O-S-Se mit zunehmender Ordnungszahl eines chemischen Elements nimmt die Elektronegativität 1) zu. 2) klug.
O-S-Se - nimmt ab
C-N-O-F - erhöht sich
Fluor ist das elektronegativste Element.

bei dem jedes Selenatom an zwei andere kovalente Bindungen gebunden ist.

Die Ketten sind parallel zueinander. Zwischen gleichartigen Atomen in benachbarten Ketten findet eine intermolekulare Wechselwirkung statt. Die Schmelz- und Siedepunkte von grauem Se liegen bei 219 °C bzw. 685 °C.

Die Leitfähigkeit von grauem Selen lässt sich dadurch erklären, dass unter der Einwirkung des Vorfalls

des Lichts erwerben Elektronen Energie, die ihnen erlaubt, bestimmte zu überwinden

eine große Barriere zwischen dem Valenzband und dem Leitungsband, die verwendet wird

etsya in Fotozellen. Die elektrische Leitfähigkeit von Selen ist im Dunkeln sehr gering, nimmt aber im Licht stark zu. Weniger stabile Modifikationen von Selen sind

sind: rotes Selen, das achtgliedrige Ringe in seiner Struktur hat

ca, wie Schwefel, und schwarzes glasartiges Selen, in dem helikale Ketten nicht vorhanden sind

Ruf.

Tellur hat zwei Modifikationen: amorphes Dunkelbraun und Silber.

kristallgrau, mit einer Struktur ähnlich der von grauem Selen. Der Schmelz- und Siedepunkt von Te liegt bei 450 °C und 990 °C.

Einfache Substanzen können reduzierend und oxidierend wirken

Gießeigenschaften.

In der Reihe S, Se, Te nimmt das Reduktionsvermögen einfacher Substanzen zu, während die oxidative Aktivität abnimmt.

Die Reaktion S (t.) + H2 Se (g.) \u003d H2 S (g.) + Se (grau) zeigt, dass Schwefel mehr ist

Ein stärkeres Oxidationsmittel als Selen.

Selen und Tellur reagieren beim Erhitzen mit Metallen und bilden Selen.

dy und Telluride.

2Cu + Se = Cu2Se,

2Ag + Te = Ag2Te.

Selen und Tellur werden durch Sauerstoff zu Dioxiden oxidiert

EO 2 nur bei Erwärmung. Beide Nichtmetalle sind an der Luft stabil.

Wenn Se und Te mit konzentrierter Salpeter- und Schwefelsäure oxidiert werden, werden Selen- und Tellursäuren erhalten.

E + 2H2 SO4 = H2 EO3 + 2 SO2 + H2 O

Beim Kochen in alkalischen Lösungen disproportionieren Selen und Tellur.

3Se + 6KOH = 2K2Se + K2SeO3 + 3H2O

Selen- und Tellurverbindungen

Selenide und Telluride

Alkalimetalle, Kupfer und Silber bilden Selenide und Telluride normaler Stöchiometrie und können als Salze von Seleno- und Tel-

Salzsäuren. bekannt natürliche Selenide und Telluride:

Cu2Se, PbSe, Cu2Te, Ag2Te, PbTe.

Selen- und Tellurverbindungen mit Wasserstoff: H2 Se und H2 Te sind farblose giftige Gase mit sehr unangenehmem Geruch. Zur Formung in Wasser auflösen

schwache Säuren. In der Reihe H2 S, H2 Se, H2 Te nimmt die Stärke von Säuren aufgrund der Schwächung der H-E-Bindung aufgrund einer Zunahme der Atomgröße zu. In der gleichen Serie werden die restaurativen Eigenschaften verbessert. In wässrigen Lösungen von H2 Se und

H2 Te werden durch Luftsauerstoff schnell oxidiert.

2H2Se + O2 = 2Se + 2H2O.

Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur

Dioxide von Selen und Tellur- kristalline Substanzen.

Oxid SeO2 - löst sich gut in Wasser und bildet Selensäure

H2 SeO3 . TeO2-Oxid ist in Wasser schlecht löslich. Beide Oxide sind gut löslich

sind im Alkalischen, zum Beispiel:

SeO2 + 2NaOH = Na2SeO3 + H2O

Säure H 2 SeO 3 ist ein weißer Feststoff.

Tellige Säure beschreiben die Formel TeO 2 . xH 2 O, Anzeige-

auf seine variable Zusammensetzung.

Selen- und Tellsäuren sind schwach , Tellur zeigt Amphoterizität. Selensäure ist sehr gut löslich, während Tellursäure es ist

nur in verdünnter Lösung.

Selenite und Telluriteähnlich wie Sulfite. Bei Kontakt mit starken Säuren Selen- und Tellursäuren.

Die Oxidationsstufe (+4) von Selen und Tellur ist stabil , aber starke Oxidationsmittel können Se (+4)- und Te (+4)-Verbindungen in den Oxidationszustand oxidieren

5H2 SeO3 + 2KMnO4 + 3H2 SO4 = 5H2 SeO4 + 2MnSO4 + K2 SO4 + 3H2 O

Die reduzierenden Eigenschaften der Verbindungen Se (+4) und Te (+4) werden in ausgedrückt

merklich schwächer als die von Schwefel (+4). Daher sind Reaktionen des Typs möglich: H2 EO3 + 2SO2 + H2 O \u003d E + 2H2 SO4

Dieses Verfahren kann verwendet werden, um Ablagerungen von rotem Selen und schwarzem Selen zu isolieren.

Selensäure H 2 SeO 4 in reiner Form ist ein farbloser Feststoff

gut wasserlöslicher Stoff. Selensäure ist in der Nähe von Stärke

Schwefel. und Tellur ist eine schwache Säure.

Tellursäure hat die Formel H6 TeO6 . Alle sechs Wasserstoff

Atome können durch Metallatome ersetzt werden, wie zum Beispiel in Salzen:

Ag6 TeO6 , Hg3 TeO6 . Dies ist eine schwache Säure.

Selen- und Tellursäure wirken langsam, aber stark

keine Oxidationsmittel, stärker als Schwefelsäure.

Gold löst sich in konzentrierter Selensäure: 2Au + 6 H2 SeO4 = Au2 (SeO4) 3 + 3 SeO2 + 6 H2 O

Eine Mischung aus konzentrierter Selen- und Salzsäure löst die Platte auf

Pt + 2 H2 SeO4 + 6 HCl = H2 + 2 SeO2 + 4 H2 O

TeO 3 Trioxid ist ein gelber Feststoff, unlöslich in Wasser, verdünnt

zugesetzte Säuren und Basen. TeO3 wird durch Zersetzung von Orthotellursäure gewonnen

heulende Säure beim Erhitzen.

SeO 3 -Trioxid ist ein weißer Feststoff, der aus Molekülen gebildet wird

Trimer (SeO3)3. Selentrioxid ist gut wasserlöslich, wirkt stark

keine oxidierenden Eigenschaften. SeO3 wird durch Verdrängung von Selensäure durch Schwefeltrioxid gewonnen.

Selen- und Tellurhalogenide. Viele Selen- und Tellurhalogenide sind bekannt (EF6, EF4, SeF2, TeCl2), sie werden durch direkte Synthese aus einfachen Elementen gewonnen

Fazit

Die VIA-Untergruppe wird von p-Elementen gebildet: O, S, Se, Te, Po.

Alle von ihnen sind Nichtmetalle, außer Po.

Die allgemeine Formel für Valenzelektronen ist ns 2 np 4 .

Elemente der VIA-Untergruppe werden oft unter dem allgemeinen Namen "hal-

cohens“, was „Erze bilden“ bedeutet.

Die charakteristischsten Oxidationsstufen für S, Se, Te: -2, +4, +6.

Die minimale Oxidationsstufe (–2) ist für alle Elemente stabil

Schwefel aus positiven Oxidationsstufen ist stabiler +6.

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

Schwefel kommt in der Natur in Form einer einfachen Substanz in Form von Sulfid- und Sulfatmineralien vor. Sulfiderze enthalten geringe Mengen an Seleniden und Telluriden.

Einfache Substanzen können sowohl oxidativ als auch reduktiv sein

vorteilhafte Eigenschaften.

In der Reihe S, Se, Te werden die reduzierenden Eigenschaften einfacher Substanzen verstärkt,

und die oxidative Aktivität wird reduziert.

Schwefel, Selen und Tellur reagieren mit Metallen zu Sulfiden, se-

Lenide und Telluride, die als Oxidationsmittel wirken.

Schwefel, Selen und Tellur werden durch Sauerstoff zu Dioxiden EO2 oxidiert.

Im Oxidationszustand(–2) Alle Elemente bilden schwache Säuren des Typs

H2E.

In der Reihe H2 S, H2 Se, H2 Te nimmt die Säurestärke zu.

Chalkogenverbindungen in der Oxidationsstufe (–2) zeigen

innovative Eigenschaften. Sie verstärken sich beim Übergang von S nach Te.

Alle Oxide und Hydroxide von Chalkogenen weisen saure Eigenschaften auf.

Die Stärke von Säuren nimmt mit zunehmendem Oxidationsgrad zu und mit überhöhtem

Bewegen Sie sich von S nach Te.

H2 SO4 und H2 SeO4 sind starke Säuren, H2 TeO6 Säure ist schwach.

Die Säuren der Elemente in der Oxidationsstufe (+4) sind schwach und das Oxid Te (+4)

weist Amphoterität auf.

Die Oxide SO2 und SeO2 lösen sich in Wasser auf. TeO2-Oxid ist in Wasser schlecht löslich. Alle Oxide sind gut alkalilöslich.

Die Trioxide SO3 und SeO3 sind gut wasserlöslich, während TeO3 unlöslich ist.

Schwefelsäure ist die am häufigsten verwendete Säure, wie in der chemischen Praxis.

ticken, und in der Industrie.

Die Weltproduktion von H2 SO4 beträgt 136 Millionen Tonnen/Jahr.

Verbindungen in der Oxidationsstufe +4 können sowohl oxidiert als auch reduziert werden.

S(+4)-Verbindungen sind charakteristischer für reduzierende Eigenschaften.

Die reduzierenden Eigenschaften von Se(+4)- und Te(+4)-Verbindungen werden ausgedrückt

merklich schwächer als die von Schwefel (+4).

Die Oxidationsstufe (+4) von Selen und Tellur ist stabil, aber starke Oxidationsmittel können Se (+4) und Te (+4) in die Oxidationsstufe (+6) oxidieren.

Schwefelsäure enthält zwei Oxidationsmittel: Wasserstoffionen und

Sulfation.

In verdünnter Schwefelsäure erfolgt die Oxidation von Metallen durch Wasserstoffionen.

In konzentrierter Schwefelsäure wirkt das Sulfation als Oxidationsmittel.

die je nach Stärke der Erholung zu SO2, S, H2 S wiederhergestellt werden können

Baumeister.

Selen- und Tellursäure wirken langsam, aber stark

Oxidationsmittel stärker als Schwefelsäure.

1. Stepin B.D., Tsvetkov A.A. Anorganische Chemie: Lehrbuch für Gymnasien / B.D.

Stepin, A.A. Tsvetkov - M.: Höher. Schule, 1994.- 608 S.: mit Abb.

2. Karapetyants M.Kh. Allgemeine und Anorganische Chemie: Lehrbuch für Studenten / M.Kh. Karapetyants, S.I. Drakin. - 4. Aufl., ster. - M.: Chemie, 2000. -

3. Ugay Ya.A. Allgemeine und Anorganische Chemie: Lehrbuch für Universitätsstudenten,

Studenten in der Richtung und Fachrichtung "Chemie" / Ya.A. Wow. - 3

Hrsg., rev. - M.: Höher. Schule, 2007. - 527 S.: mit Abb.

4. Nikolsky A.B., Suworow A.V. Chemie. Lehrbuch für Hochschulen /

AB Nikolsky, A.V. Suworow - St. Petersburg: Himizdat, 2001. - 512 S.: mit Abb.