Kimia Unsur Non-logam dari subkelompok VIA

Unsur-unsur dari subkelompok VIA adalah non-logam, kecuali Po.

Oksigen sangat berbeda dari elemen subkelompok lainnya dan memainkan peran khusus dalam kimia. Oleh karena itu, kimia oksigen disorot dalam kuliah terpisah.

Sulfur adalah yang paling penting di antara unsur-unsur lainnya. Kimia belerang sangat luas, karena belerang membentuk berbagai macam senyawa. Senyawanya banyak digunakan dalam praktik kimia dan di berbagai industri. Saat membahas nonlogam dari subkelompok VIA, perhatian terbesar akan diberikan pada kimia belerang.

Masalah Utama yang Dibahas dalam Kuliah

Karakteristik umum non-logam dari subkelompok VIA. Senyawa alami Sulfur

Senyawa sederhana senyawa Sulfur

Hidrogen sulfida, sulfida, polisulfida

Sulfur dioksida. Sulfit

Sulfur trioksida

Asam sulfat. sifat oksidatif. sulfat

Senyawa belerang lainnya

selenium, telurium

Zat sederhana Senyawa selenium dan telurium

Selenida dan tellurida

Senyawa Se dan Te dalam keadaan oksidasi (+4)

Asam selenat dan telurik. sifat oksidatif.

				Elemen subgrup VIA
					karakteristik umum
						Unsur-p milik subkelompok VIA: asam-
					genus O, sulfur S, selenium Se, telurium Te, polonium Po.
									Rumus umum elektron valensi
									singgasana - ns 2 np 4 .
			oksigen
						Oksigen, belerang, selenium, dan telurium adalah non-logam.
					Mereka sering dikelompokkan dengan nama umum "kalkogen",
					yang berarti "membentuk bijih". Memang banyak
					logam ditemukan di alam dalam bentuk oksida dan sulfida;
					dalam bijih sulfida				dalam jumlah kecil dengan
					ada selenida dan telurida.
						Polonium adalah unsur radioaktif yang sangat langka yang
					yang merupakan logam.
			molibdenum
						Untuk membuat delapan elektron yang stabil
					atom kalkogen hanya kekurangan dua elektron
					baru Bilangan oksidasi minimum (–2) adalah
			tungsten		tahan terhadap semua elemen. Ini adalah tingkat oksidasi
					unsur ditampilkan dalam senyawa alami - ok-
					sisi, sulfida, selenida dan tellurida.
						Semua elemen subgrup VIA, kecuali O, ekshibisi
			seaborgium		bilangan oksidasi positif +6 dan +4. Paling-
					keadaan oksidasi oksigen tertinggi adalah +2, itu menunjukkan
	hanya dalam hubungannya dengan F.

Bilangan oksidasi yang paling khas untuk S, Se, Te adalah

xia: (–2), 0, +4, +6, untuk oksigen: (–2), (–1), 0.

Dalam transisi dari S ke Te, kestabilan bilangan oksidasi tertinggi adalah +6

menurun, dan stabilitas keadaan oksidasi +4 meningkat.

Untuk Se, Te, Po, - bilangan oksidasi paling stabil adalah +4.

Beberapa karakteristik atom unsur ViB - subkelompok

		Relatif	Energi pertama
		elektrootri-	ionisasi,
		nilai	kJ/mol
		(menurut polling)
				peningkatan jumlah
				lapisan takhta;
				peningkatan ukuran atom;
				penurunan energi io-
				penurunan listrik
				nilai-nilai

Seperti yang terlihat dari data di atas , oksigen sangat berbeda dari unsur-unsur lain dari subkelompok energi ionisasi bernilai tinggi,

jari-jari orbital atom yang besar dan keelektronegatifan tinggi, hanya F yang memiliki keelektronegatifan lebih tinggi.

Oksigen, yang memainkan peran yang sangat khusus dalam kimia, dianggap dari

secara pantas. Di antara unsur-unsur lain dari kelompok VIA, belerang adalah yang paling penting.

			Sulfur membentuk jumlah yang sangat besar dari berbagai
			koneksi yang berbeda. Senyawanya diketahui dari hampir semua
			unsur mi, kecuali Au, Pt, I dan gas mulia. Cro-
			saya dari senyawa luas S dalam kekuatan
	3s2 3p4
			oksidasi (–2), +4, +6, biasanya diketahui,
			senyawa stabil dalam keadaan oksidasi: +1 (S2 O), +2

(SF2 , SCl2 ), +3 (S2 O3 , H2 S2 O4 ). Keragaman senyawa belerang juga dikonfirmasi oleh fakta bahwa hanya sekitar 20 asam S yang mengandung oksigen yang diketahui.

Kekuatan ikatan antar atom S ternyata sepadan dengan

mengikat S dengan non-logam lain: O, H, Cl, oleh karena itu, S dicirikan oleh

termasuk mineral pirit, FeS2, dan asam polithionik yang sangat umum (misalnya H2 S4 O6 ) Dengan demikian, kimia belerang cukup ekstensif.

Senyawa belerang paling penting yang digunakan dalam industri

Senyawa belerang yang paling banyak digunakan dalam industri dan laboratorium adalah asam sulfat. Volume produksi dunia untuk layanan

asam adalah 136 juta ton. (tidak ada asam lain yang diproduksi dalam jumlah yang begitu besar). Senyawa umum termasuk

apakah asam sulfat - sulfat, serta garam dari asam sulfat - sulfit.

sulfida alami digunakan untuk mendapatkan logam non-ferrous yang paling penting

thalls: Cu, Zn, Pb, Ni, Co, dll. Senyawa belerang umum lainnya meliputi: asam hidrosulfida H2 S, di- dan trioksida belerang: SO2

dan SO3, tiosulfat Na2 S2 O3 ; asam: disulfur (pirosulfat) H2 S2 O7, peroks-

kodisulfat H2 S2 O8 dan peroksodisulfat (persulfat): Na2 S2 O8 dan

(NH4)2 S2 O8 .

Sulfur di alam

teh dalam bentuk zat sederhana, membentuk endapan bawah tanah yang besar,

dan dalam bentuk mineral sulfida dan sulfat , serta dalam bentuk senyawa,

yang merupakan pengotor dalam batubara dan minyak. Batubara dan minyak diperoleh sebagai hasil dari

penguraian zat organik itu, dan belerang adalah bagian dari hewan dan tumbuhan

protein tubuh. Oleh karena itu, ketika batubara dan minyak dibakar, oksida belerang terbentuk,

mencemari lingkungan.

Senyawa belerang alami

Beras. Pirit FeS2 adalah mineral utama yang digunakan untuk menghasilkan asam sulfat.

belerang asli;

mineral sulfida:

FeS2 - pirit atau pirit besi

FeCuS2 - kalkopirit (kuantitas tembaga

FeAsS - arsenopirit

PbS - galena atau kilau timah

ZnS - sphalerite atau zinc blende

HgS - cinnabar

Cu2 S- kalkosit atau kilau tembaga

Ag2 S - kilau argentit atau perak

MoS2 - molibdenit

Sb2 S3 - stibnite atau antimon bersinar

As4 S4 - realgar;

sulfat:

Na2SO4. 10 H2 O - mirabilit

CaSO4 . 2H2 O - gipsum

CaSO4 - anhidrit

BaSObarite atau spar berat

SrSO4 adalah celestine.

Beras. Gipsum CaSO4. 2H2O

bahan sederhana

Dalam zat sederhana, atom belerang terikat dengan dua atom tetangga.

Yang paling stabil adalah struktur yang terdiri dari delapan atom belerang,

disatukan dalam cincin bergelombang menyerupai mahkota. Ada beberapa modifikasi belerang: belerang belah ketupat, belerang monoklinik dan belerang plastik. Pada suhu biasa, belerang berbentuk kristal kuning rapuh.

bentuk belah ketupat (-S), dibentuk oleh

molekul ion S8 . Modifikasi lain - belerang monoklinik (-S) juga terdiri dari cincin beranggota delapan, tetapi lokasinya berbeda

susunan molekul S8 dalam kristal. Ketika di-

cincin belerang yang meleleh robek. Pada saat yang sama, mo-

benang kusut dapat terbentuk, yang

Beras. Sulfur

membuat lelehan kental, dengan lebih lanjut

Saat suhu naik, rantai polimer dapat rusak dan viskositas akan berkurang. Belerang plastik terbentuk selama pendinginan tajam dari lelehan

belerang dan terdiri dari rantai terjerat. Seiring waktu (dalam beberapa hari), itu akan diubah menjadi belerang belah ketupat.

Sulfur mendidih pada 445o C. Kesetimbangan terjadi dalam uap belerang:

450 o C	650 o C	900 o C	1500 o C
S 8 S 6	S 4	S 2	S

Molekul S2 memiliki struktur yang mirip dengan O2.

Sulfur dapat dioksidasi (biasanya menjadi SO2) dan dapat direduksi

ditingkatkan ke S(-2). Pada suhu biasa, hampir semua reaksi yang melibatkan belerang padat dihambat; hanya reaksi dengan fluor, klor, dan merkuri yang berlangsung.

Reaksi ini digunakan untuk mengikat tetesan terkecil merkuri yang tumpah.

Belerang cair dan uap sangat reaktif . Uap belerang membakar Zn, Fe, Cu. Saat melewati H 2 lebih dari belerang cair terbentuk

H 2 S. Dalam reaksi dengan hidrogen dan logam, belerang bertindak sebagai pengoksidasi

Sulfur dapat dengan mudah teroksidasi di bawah aksi halogen.

dan oksigen. Ketika dipanaskan di udara, belerang terbakar dengan nyala biru, mengoksidasi

hingga SO2.

S + O2 = SO2

Sulfur dioksidasi dengan asam sulfat dan nitrat pekat:

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

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

Dalam larutan alkali panas, belerang tidak proporsional.

3S + 6 NaOH = 2 Na2 S + Na2 SO3 + 3 H2 O.

Ketika belerang bereaksi dengan larutan amonium sulfida, kuning-merah ion polisulfida(–S–S–)n atau Sn 2– .

Ketika belerang dipanaskan dengan larutan sulfit, diperoleh tiosulfat, dan

ketika dipanaskan dengan larutan sianida - tiosianat:

S + Na 2 SO3 = Na2 S2 O3, S + KCN = KSCN

Kalium tiosianat atau tiosianat digunakan untuk deteksi analitis ion Fe3+:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Senyawa kompleks yang dihasilkan berwarna merah darah,

bahkan pada konsentrasi rendah ion Fe3+ terhidrasi dalam

Sekitar 33 juta ton belerang asli ditambang setiap tahun di dunia. Jumlah utama belerang yang diekstraksi diproses menjadi asam sulfat dan digunakan

digunakan dalam industri karet untuk vulkanisasi karet. Tambahkan belerang

mengikat ikatan rangkap dari makromolekul karet, membentuk jembatan disulfida

ki -S- S-, dengan demikian, seolah-olah "menjahit" mereka, yang memberikan kekuatan dan elastisitas karet. Ketika sejumlah besar belerang dimasukkan ke dalam karet, ebo-

nit, yang merupakan bahan isolasi yang baik digunakan dalam teknik listrik. Sulfur juga digunakan dalam obat-obatan untuk membuat salep kulit dan dalam pertanian untuk mengendalikan hama tanaman.

senyawa belerang

Hidrogen sulfida, sulfida, polisulfida

Hidrogen sulfida H 2 S terjadi secara alami di perairan mineral belerang,

hadir dalam vulkanik dan gas alam, terbentuk selama peluruhan putih

tubuh kov.

Hidrogen sulfida adalah gas tidak berwarna dengan bau telur busuk dan sangat beracun.

Sedikit larut dalam air, pada suhu kamar, tiga volume gas H2S larut dalam satu volume air.Konsentrasi H2S dalam larutan jenuh

larutan nom adalah ~ 0,1 mol/l . Ketika dilarutkan dalam air, itu membentuk

asam hidrosulfida, yang merupakan salah satu asam terlemah:

		H2 S H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS - H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Pelaksana:											Banyak sulfida alami yang diketahui (lihat daftar mineral sulfida). Sulfida dari banyak logam non-ferrous berat (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) adalah adalah bijih industri penting. Mereka diubah menjadi oksida dengan menembakkan di udara, misalnya, 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 maka oksida paling sering direduksi dengan batubara: ZnO + C = Zn + CO Kadang-kadang oksida dibawa ke dalam larutan oleh aksi asam, dan kemudian larutan tersebut mengalami elektrolisis untuk mereduksi logam. Sulfida dari logam alkali dan alkali tanah praktis senyawa kimia ionik. Sulfida dari logam lain - keuntungannya senyawa kovalen vena, sebagai aturan, komposisi non-stoikiometrik. Banyak nonlogam juga membentuk sulfida kovalen: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Sulfida alam As dan Sb telah diketahui. Sulfida dari logam alkali dan alkali tanah, serta sulfida umpan amonium sangat larut dalam air, sisa sulfida tidak larut puisi. Mereka diisolasi dari larutan dalam bentuk endapan berwarna khas, Sebagai contoh, Pb(NO3 )2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Reaksi ini digunakan untuk mendeteksi H2S dan S2– dalam larutan. Beberapa sulfida yang tidak larut dalam air dapat dibawa ke dalam larutan oleh asam, karena pembentukan asam hidrosulfat yang sangat lemah dan mudah menguap. asam asli, misalnya, NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Sulfida dapat larut dalam asam: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Sulfida logam dan nilai PR Sulfida Warna sedimen nilai PR 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 cokelat 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Sulfida, dicirikan oleh nilai produk kelarutan yang sangat rendah, tidak dapat larut dalam asam dengan pembentukan H2 S. Dalam ki- sulfida tidak larut dalam slot: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Jika reaksi pelarutan sulfida karena pembentukan H2S tidak mungkin, kemudian dapat ditransfer ke dalam larutan dengan aksi asam nitrat pekat slot atau aqua regia. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Anion sulfida S 2– adalah akseptor proton yang kuat (os- inovasi menurut Brønsted). Jadi sulfida yang sangat larut

Subkelompok oksigen mencakup lima elemen: oksigen, belerang, selenium, telurium, dan polonium (logam radioaktif). Ini adalah elemen-p dari grup VI dari sistem periodik D.I. Mendeleev. Mereka memiliki nama grup - chalcogens, yang berarti "membentuk bijih."

Sifat unsur-unsur subkelompok oksigen

Properti				Itu	Ro
1. Nomor pesanan
2. Elektron valensi	2 s 2 2p 4	Z s 2 3r 4	4 s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Energi Ionisasi atom, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Relatif keelektronegatifan	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Keadaan oksidasi dalam senyawa	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Jari-jari atom, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

Atom kalkogen memiliki struktur tingkat energi eksternal yang sama - ns 2 nr 4 . Ini menjelaskan kesamaan sifat kimianya. Semua kalkogen dalam senyawa dengan hidrogen dan logam menunjukkan keadaan oksidasi -2, dan dalam senyawa dengan oksigen dan non-logam aktif lainnya, biasanya +4 dan +6. Untuk oksigen, serta untuk fluor, keadaan oksidasi yang sama dengan nomor golongan tidak khas. Ini menunjukkan keadaan oksidasi biasanya -2 dan dalam kombinasi dengan fluor +2. Nilai bilangan oksidasi seperti itu mengikuti dari struktur elektronik kalkogen

Atom oksigen memiliki dua elektron tidak berpasangan di sublevel 2p. Elektron-elektronnya tidak dapat dipisahkan, karena tidak ada sublevel d di level terluar (kedua), yaitu, tidak ada orbital bebas. Oleh karena itu, valensi oksigen selalu sama dengan dua, dan bilangan oksidasinya adalah -2 dan +2 (misalnya, dalam H 2 O dan OF 2). Ini adalah valensi dan keadaan oksidasi yang sama dari atom belerang dalam keadaan tidak tereksitasi. Pada transisi ke keadaan tereksitasi (yang terjadi selama pasokan energi, misalnya, selama pemanasan), pada atom belerang, 3 R— dan kemudian elektron 3s (ditunjukkan oleh panah). Jumlah elektron yang tidak berpasangan, dan, akibatnya, valensi dalam kasus pertama adalah empat (misalnya, dalam SO 2), dan yang kedua - enam (misalnya, dalam SO 3). Jelas, bahkan valensi 2, 4, 6 adalah karakteristik analog belerang - selenium, telurium dan polonium, dan bilangan oksidasinya bisa sama dengan -2, +2, +4 dan +6.

Senyawa hidrogen dari unsur-unsur subkelompok oksigen bertanggung jawab rumus H 2 R (R - simbol elemen): H 2 O, H 2 S , H 2 S e, H2Te. Mereka memanggiladalah hidrogen kalsida. Ketika dilarutkan dalam air, mereka membentukasam. Kekuatan asam ini meningkat dengan meningkatnya nomor atom unsur, yang dijelaskan oleh penurunan energi ikatan dalam deret senyawa H 2 R . Air terdisosiasi menjadi ion H + dan O Miliknya elektrolit amfoter.

Sulfur, selenium dan telurium membentuk bentuk senyawa yang sama dengan oksigen jenisnya R O 2 dan R Tentang 3- . Mereka sesuai dengan asam dari tipe H 2 R O 3 dan H 2 R Tentang 4- . Dengan peningkatan nomor urut elemen, kekuatan asam ini menurun.vaet. Semuanya menunjukkan sifat pengoksidasi, dan jenis asam H 2 R Sekitar 3 juga restoratif.

Sifat-sifat zat sederhana berubah secara alami: dengan peningkatanmuatan inti, yang non-logam melemah dan yang logam meningkat. properti. Jadi, oksigen dan telurium adalah non-logam, tetapi yang terakhir memilikikilau logam dan menghantarkan listrik.

Selenium tidak tersebar luas di alam. Kandungan selenium dalam kerak bumi adalah . Senyawanya ditemukan sebagai pengotor dalam senyawa belerang alami dengan logam dan. Oleh karena itu, selenium diperoleh dari produk limbah yang dihasilkan dalam produksi asam sulfat, dalam pemurnian elektrolitik tembaga, dan dalam beberapa proses lainnya.

Telurium adalah salah satu unsur langka: kandungannya di kerak bumi hanya .

Dalam keadaan bebas, selenium, seperti belerang, membentuk beberapa modifikasi alotropik, yang paling terkenal adalah selenium amorf, yang merupakan bubuk merah-coklat, dan selenium abu-abu, yang membentuk kristal rapuh dengan kilau logam.

Telurium juga dikenal dalam bentuk modifikasi amorf dan dalam bentuk kristal abu-abu muda dengan kilau logam.

Selenium adalah semikonduktor khas (lihat 190). Properti penting sebagai semikonduktor adalah peningkatan tajam dalam konduktivitas listrik saat diterangi. Pada batas selenium dengan konduktor logam, lapisan penghalang terbentuk - bagian dari sirkuit yang dapat melewatkan arus listrik hanya dalam satu arah. Sehubungan dengan sifat-sifat ini, selenium digunakan dalam teknologi semikonduktor untuk pembuatan penyearah dan fotosel dengan lapisan penghalang. Telurium juga merupakan semikonduktor, tetapi penggunaannya lebih terbatas. Selenida dan telurida dari beberapa logam juga memiliki sifat semikonduktor dan digunakan dalam elektronik. Dalam jumlah kecil, telurium berfungsi sebagai tambahan paduan timbal, meningkatkan sifat mekaniknya.

Hidrogen selenida dan hidrogen telurida adalah gas tidak berwarna dengan bau yang menjijikkan. Larutan berairnya adalah asam, yang konstanta disosiasinya agak lebih besar daripada konstanta disosiasi hidrogen sulfida.

Secara kimia, hidrogen selenida dan hidrogen telurida sangat mirip dengan hidrogen sulfida. Seperti hidrogen sulfida, mereka memiliki sifat pereduksi yang tinggi. Saat dipanaskan, keduanya terurai. Pada saat yang sama, ia kurang stabil daripada: seperti yang terjadi pada rangkaian hidrogen halida, kekuatan molekul menurun selama transisi. Garam hidrogen selenida dan hidrogen telurida - selenida dan telurida - mirip dengan sulfida dalam hal kelarutannya dalam air dan asam. Dengan bekerja pada selenida dan telurida dengan asam kuat, hidrogen selenida dan hidrogen telurida dapat diperoleh.

Ketika selenium dan telurium dibakar di udara atau oksigen, dioksida dan diperoleh, yang dalam kondisi normal berada dalam keadaan padat dan merupakan anhidrida asam selenous dan tellurous.

Tidak seperti belerang dioksida, dan menunjukkan sifat pengoksidasi yang dominan, mudah pulih menjadi selenium dan telurium bebas, misalnya:

Dengan aksi agen pengoksidasi kuat, selenium dan telurium dioksida masing-masing dapat diubah menjadi asam selenat dan telurik.

kalkogen
SUB-GROUP MELALUI. kalkogen
OKSIGEN
Unsur oksigen O adalah unsur kedelapan dari Tabel Periodik Unsur dan unsur pertama dari subgrup VIA (Tabel 7a). Unsur ini paling melimpah di kerak bumi, terhitung sekitar 50% (berat). Udara yang kita hirup mengandung CHALCOGEN, 20% oksigen dalam keadaan bebas (tidak terikat), dan 88% oksigen berada di hidrosfer dalam keadaan terikat berupa H2O air.
Isotop yang paling umum adalah 168O. Inti dari isotop semacam itu mengandung 8 proton dan 8 neutron. Isotop yang secara signifikan kurang umum (0,2%) dengan 10 neutron, 188O. Bahkan yang kurang umum (0,04%) adalah isotop neutron 9, 178O. Massa rata-rata tertimbang dari semua isotop adalah 16,044. Karena massa atom dari isotop karbon dengan nomor massa 12 adalah tepat 12.000 dan semua massa atom lainnya didasarkan pada standar ini, massa atom oksigen menurut standar ini harus 15,9994.
Oksigen adalah gas diatomik, seperti hidrogen, nitrogen dan halogen fluor, klorin (brom dan yodium juga membentuk molekul diatomik, tetapi mereka bukan gas). Sebagian besar oksigen yang digunakan dalam industri berasal dari atmosfer. Untuk melakukan ini, metode yang relatif murah telah dikembangkan untuk mencairkan udara yang dimurnikan secara kimia menggunakan siklus kompresi dan pendinginan. Udara cair dipanaskan secara perlahan, sementara senyawa yang lebih mudah menguap dan mudah menguap dilepaskan, dan oksigen cair terakumulasi. Metode ini disebut distilasi fraksional atau distilasi udara cair. Dalam hal ini, kontaminasi oksigen dengan campuran nitrogen tidak dapat dihindari, dan untuk mendapatkan oksigen dengan kemurnian tinggi, proses rektifikasi diulangi sampai nitrogen benar-benar dihilangkan.
Lihat juga AIR.
Pada suhu 182,96 ° C dan tekanan 1 atm, oksigen berubah dari gas tidak berwarna menjadi cairan biru pucat. Adanya warna menunjukkan bahwa zat tersebut mengandung molekul dengan elektron yang tidak berpasangan. Pada 218,7°C, oksigen membeku. Gas O2 1,105 kali lebih berat dari udara, dan pada 0 ° C dan 1 atm 1 l oksigen memiliki massa 1,429 g. Gas ini sedikit larut dalam air (KALKogen 0,30 cm 3 / l pada 20 ° C), tetapi ini penting bagi keberadaan kehidupan di air. Massa besar oksigen digunakan dalam industri baja untuk dengan cepat menghilangkan kotoran yang tidak diinginkan, terutama karbon, belerang dan fosfor, dalam bentuk oksida selama proses peniupan atau langsung dengan meniupkan oksigen melalui lelehan. Salah satu kegunaan penting oksigen cair adalah sebagai propelan oksidator. Oksigen yang disimpan dalam silinder digunakan dalam pengobatan untuk memperkaya udara dengan oksigen, serta dalam teknologi untuk pengelasan dan pemotongan logam.
Pembentukan oksida. Logam dan nonlogam bereaksi dengan oksigen membentuk oksida. Reaksi dapat terjadi dengan pelepasan sejumlah besar energi dan disertai dengan pancaran, kilatan, pembakaran yang kuat. Lampu kilat dihasilkan oleh oksidasi aluminium atau magnesium foil atau kawat. Jika gas terbentuk selama oksidasi, mereka mengembang sebagai akibat dari pelepasan panas reaksi dan dapat menyebabkan ledakan. Tidak semua unsur bereaksi dengan oksigen untuk melepaskan panas. Nitrogen oksida, misalnya, terbentuk dengan penyerapan panas. Oksigen bereaksi dengan unsur-unsur untuk membentuk oksida dari unsur-unsur yang sesuai a) dalam keadaan normal atau b) dalam keadaan oksidasi tinggi. Kayu, kertas dan banyak zat alam atau produk organik yang mengandung karbon dan hidrogen terbakar menurut jenis (a), membentuk, misalnya, CO, atau menurut jenis (b), membentuk CO2.
Ozon. Selain oksigen atom (monatomik) O dan oksigen molekuler (diatomik) O2, ada juga ozon, zat yang molekulnya terdiri dari tiga atom oksigen O3. Bentuk-bentuk ini adalah modifikasi alotropik. Dengan melewatkan pelepasan listrik yang tenang melalui oksigen kering, ozon diperoleh:
3O2 2O3 Ozon memiliki bau yang sangat mengganggu dan sering ditemukan di dekat motor listrik atau generator listrik. Ozon pada suhu yang sama secara kimiawi lebih aktif daripada oksigen. Biasanya bereaksi dengan pembentukan oksida dan pelepasan oksigen bebas, contoh: Hg + O3 -> HgO + O2 Ozon efektif untuk pemurnian air (desinfeksi), untuk pemutihan kain, pati, pemurnian minyak, untuk pengeringan dan penuaan kayu dan teh, dalam produksi vanilin dan kapur barus. Lihat OKSIGEN.
SULFUR, SELENIUM, TELURIUM, POLONIUM
Dalam transisi dari oksigen ke polonium di subgrup VIA, perubahan sifat dari non-logam ke metalik kurang menonjol daripada di elemen-elemen subgrup VA. Struktur elektronik chalcogens ns2np4 menunjukkan penerimaan elektron daripada pengembaliannya. Penarikan sebagian elektron dari logam aktif ke kalkogen dimungkinkan dengan pembentukan senyawa dengan ikatan ion sebagian, tetapi tidak pada tingkat ionisitas yang sama dengan senyawa serupa dengan oksigen. Logam berat membentuk kalkogenida dengan ikatan kovalen, senyawanya berwarna dan tidak larut sama sekali.
bentuk molekul. Pembentukan oktet elektron di sekitar setiap atom dilakukan dalam keadaan unsur karena elektron atom tetangga. Akibatnya, misalnya, dalam kasus belerang, molekul S8 siklik diperoleh, dibangun menurut tipe korona. Tidak ada ikatan yang kuat antara molekul, sehingga belerang meleleh, mendidih dan menguap pada suhu rendah. Selenium, yang membentuk molekul Se8, memiliki struktur dan kumpulan sifat yang serupa; telurium mungkin membentuk rantai Te8, tetapi struktur ini belum ditetapkan secara pasti. Struktur molekul polonium juga tidak jelas. Kompleksitas struktur molekul menentukan berbagai bentuk keberadaannya dalam keadaan padat, cair, dan gas (alotropi); sifat ini, jelas, merupakan ciri khas kalkogen di antara kelompok unsur lainnya. Bentuk belerang yang paling stabil adalah bentuk-a, atau belerang belah ketupat; bentuk metastabil kedua b, atau belerang monoklinik, yang dapat diubah menjadi a-sulfur pada penyimpanan. Modifikasi belerang lainnya ditunjukkan pada diagram:

A-Sulfur dan b-Sulfur larut dalam CS2. Bentuk lain dari belerang juga dikenal. m-Form Cairan kental kemungkinan terbentuk dari struktur "mahkota", yang menjelaskan keadaan karetnya. Dengan pendinginan atau kondensasi uap belerang yang tajam, belerang bubuk terbentuk, yang disebut "warna belerang". Uap, serta bubuk ungu, yang diperoleh dengan pendinginan uap yang cepat, menurut hasil penelitian di medan magnet, mengandung elektron yang tidak berpasangan. Untuk Se dan Te, alotropi kurang khas, tetapi memiliki kesamaan umum dengan belerang, dengan modifikasi selenium mirip dengan modifikasi belerang.
reaktivitas. Semua elemen subkelompok VIA bereaksi dengan donor satu elektron (logam alkali, hidrogen, radikal metil HCH3), membentuk senyawa komposisi RMR, mis. menunjukkan bilangan koordinasi 2, seperti HSH, CH3SCH3, NaSNa dan ClSCl. Enam elektron valensi berkoordinasi di sekitar atom kalkogen, dua pada kulit valensi s dan empat pada kulit valensi p. Elektron ini dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan dengan akseptor elektron yang lebih kuat (misalnya, oksigen), yang menariknya untuk membentuk molekul dan ion. Jadi, kalkogen ini menunjukkan bilangan oksidasi II, IV, VI, membentuk ikatan kovalen yang dominan. Dalam keluarga chalcogen, manifestasi keadaan oksidasi VI melemah dengan meningkatnya nomor atom, karena pasangan elektron ns2 semakin sedikit terlibat dalam pembentukan ikatan pada unsur yang lebih berat (efek dari pasangan inert). Senyawa dengan tingkat oksidasi seperti itu meliputi SO dan H2SO2 untuk belerang(II); SO2 dan H2SO3 untuk belerang(IV); SO3 dan H2SO4 untuk belerang(IV). Senyawa kalkogen lain memiliki komposisi yang mirip, meskipun ada beberapa perbedaan. Ada relatif sedikit bilangan oksidasi ganjil. Metode untuk mengekstraksi elemen bebas dari bahan baku alami berbeda untuk kalkogen yang berbeda. Deposit besar belerang bebas diketahui dalam batuan, berbeda dengan sejumlah kecil kalkogen lain dalam keadaan bebas. Sulfur sedimen dapat diekstraksi dengan metode geoteknologi (proses flash): air atau uap super panas dipompa melalui pipa bagian dalam untuk melelehkan belerang, kemudian belerang cair diperas ke permukaan melalui pipa konsentris luar dengan udara terkompresi. Dengan cara ini, belerang yang bersih dan murah diperoleh dari endapan di Louisiana dan di bawah Teluk Meksiko di lepas pantai Texas. Selenium dan telurium diekstraksi dari emisi gas dari tembaga, seng dan metalurgi timbal, serta dari lumpur elektrometalurgi perak dan timbal. Beberapa tanaman, di mana selenium terkonsentrasi, menjadi sumber keracunan dunia hewan. Sulfur bebas sangat berguna dalam pertanian sebagai fungisida bubuk. Hanya di AS sekitar 5,1 juta ton belerang digunakan setiap tahun untuk berbagai proses dan teknologi kimia. Banyak belerang dikonsumsi dalam produksi asam sulfat.
Kelas senyawa kalkogen yang terpisah, terutama halida, sangat berbeda sifatnya.
Senyawa hidrogen. Hidrogen bereaksi lambat dengan kalkogen membentuk H2M hidrida. Ada perbedaan besar antara air (oksigen hidrida) dan hidrida dari kalkogen lain, yang memiliki bau menjijikkan dan beracun, dan larutan berairnya adalah asam lemah (yang terkuat adalah H2Te). Logam bereaksi langsung dengan kalkogen untuk membentuk kalkogenida (misalnya natrium sulfida Na2S, kalium sulfida K2S). Sulfur dalam larutan berair dari sulfida ini membentuk polisulfida (misalnya, Na2Sx). Hidrida kalkogen dapat dipindahkan dari larutan sulfida logam yang diasamkan. Jadi, H2Sx sulfan diisolasi dari larutan Na2Sx yang diasamkan (di mana x dapat lebih besar dari 50; namun, hanya sulfan dengan x 6 yang telah dipelajari).
Halida. Kalkogen bereaksi langsung dengan halogen membentuk halida dengan berbagai komposisi. Kisaran halogen yang bereaksi dan stabilitas senyawa yang dihasilkan tergantung pada rasio jari-jari kalkogen dan halogen. Kemungkinan pembentukan halida dengan bilangan oksidasi tinggi dari kalkogen menurun dengan meningkatnya massa atom halogen, karena ion halida akan dioksidasi menjadi halogen, dan kalkogen akan direduksi menjadi kalkogen bebas atau kalkogen halida dalam a keadaan oksidasi rendah, misalnya: TeI6 -> TeI4 + I2 Keadaan oksidasi I untuk belerang, dapat diwujudkan dalam senyawa (SCl)2 atau S2Cl2 (komposisi ini belum ditetapkan dengan cukup andal). Sulfur halida yang paling tidak biasa adalah SF6, yang sangat inert. Sulfur dalam senyawa ini sangat terlindung oleh atom fluor sehingga zat yang paling agresif pun praktis tidak berpengaruh pada SF6. Dari Tabel. 7b bahwa belerang dan selenium tidak membentuk iodida.
Halida kalkogen kompleks diketahui, yang dibentuk oleh interaksi kalkogen halida dengan ion halida, misalnya,
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oksida dan asam okso. Oksida kalkogen terbentuk melalui interaksi langsung dengan oksigen. Belerang terbakar di udara atau oksigen untuk membentuk pengotor SO2 dan SO3. Metode lain digunakan untuk mendapatkan SO3. Ketika SO2 berinteraksi dengan belerang, pembentukan SO dimungkinkan. Selenium dan telurium membentuk oksida serupa, tetapi dalam praktiknya mereka kurang penting. Sifat listrik oksida selenium dan, khususnya, selenium murni menentukan pertumbuhan aplikasi praktis mereka dalam elektronik dan industri listrik. Paduan besi dan selenium adalah semikonduktor dan digunakan untuk membuat penyearah. Karena konduktivitas selenium bergantung pada cahaya dan suhu, sifat ini digunakan dalam pembuatan fotosel dan sensor suhu. Trioksida dikenal untuk semua elemen dari subkelompok ini, kecuali polonium. Oksidasi katalitik SO2 menjadi SO3 mendasari produksi industri asam sulfat. SO3 padat memiliki modifikasi alotropik: kristal berbentuk bulu, struktur seperti asbes, struktur seperti es dan siklik polimer (SO3)3. Selenium dan telurium larut dalam SO3 cair, membentuk senyawa interkalkogenik seperti SeSO3 dan TeSO3. Memperoleh SeO3 dan TeO3 dikaitkan dengan kesulitan tertentu. SeO3 diperoleh dari campuran gas Se dan O2 dalam tabung pelepasan, dan TeO3 dibentuk oleh dehidrasi intens H6TeO6. Oksida tersebut terhidrolisis atau bereaksi kuat dengan air untuk membentuk asam. Asam sulfat adalah yang paling penting secara praktis. Untuk mendapatkannya, dua proses digunakan - metode kontak yang terus berkembang dan metode menara nitro yang sudah ketinggalan zaman (lihat juga SULFUR).
Asam sulfat adalah asam kuat; aktif berinteraksi dengan air dengan pelepasan panas melalui reaksi H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Oleh karena itu, berhati-hatilah saat mengencerkan asam sulfat pekat, karena panas berlebih dapat menyebabkan pelepasan uap dari tangki asam (terbakar karena asam sulfat sering terkait dengan penambahan sejumlah kecil asam sulfat ke dalam air). Karena afinitasnya yang tinggi terhadap air, H2SO4 (conc.) berinteraksi secara intensif dengan pakaian katun, gula, dan jaringan hidup manusia, menghilangkan air. Sejumlah besar asam digunakan untuk perawatan permukaan logam, dalam pertanian untuk produksi superfosfat (lihat juga PHOSPHOR), dalam pemrosesan minyak mentah hingga tahap pembetulan, dalam teknologi polimer, pewarna, dalam industri farmasi dan banyak lagi. industri lainnya. Asam sulfat adalah senyawa anorganik yang paling penting dari sudut pandang industri. Asam okso dari kalkogen diberikan dalam tabel. abad ke-7 Perlu dicatat bahwa beberapa asam hanya ada dalam larutan, yang lain hanya dalam bentuk garam.
Di antara asam belerang okso lainnya, tempat penting dalam industri ditempati oleh asam belerang H2SO3, yang terbentuk ketika SO2 dilarutkan dalam air, asam lemah yang hanya ada dalam larutan berair. Garamnya cukup stabil. Asam dan garamnya adalah zat pereduksi dan digunakan sebagai "anti-klorinator" untuk menghilangkan kelebihan klorin dari pemutih. Asam tiosulfat dan garamnya digunakan dalam fotografi untuk menghilangkan kelebihan AgBr yang tidak bereaksi dari film fotografi: AgBr + S2O32 [] + Br
Nama "natrium hiposulfit" untuk garam natrium dari asam tiosulfat sangat disayangkan, nama yang benar "tiosulfat" mencerminkan ikatan struktural asam ini dengan asam sulfat, di mana satu atom oksigen tidak terhidrasi digantikan oleh atom belerang ("tio" ). Asam polithionik mewakili kelas senyawa yang menarik di mana rantai atom belerang terbentuk antara dua gugus SO3. Ada banyak data tentang turunan H2S2O6, tetapi asam polithionat juga dapat mengandung sejumlah besar atom belerang. Asam perokso penting tidak hanya sebagai pengoksidasi, tetapi juga sebagai zat antara untuk produksi hidrogen peroksida. Asam peroksodisulfurat diperoleh dengan oksidasi elektrolitik ion HSO4 dalam keadaan dingin. Asam peroksosulfat terbentuk dari hidrolisis asam peroksosulfat: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Kisaran asam selenium dan telurium jauh lebih kecil. Asam selenous H2SeO3 diperoleh dengan menguapkan air dari larutan SeO2. Ini adalah agen pengoksidasi, tidak seperti asam sulfat H2SO3 (agen pereduksi) dan mudah mengoksidasi halida menjadi halogen. Pasangan elektron 4s2 selenium tidak secara aktif terlibat dalam pembentukan ikatan (efek dari pasangan inert; lihat di atas pada bagian reaktivitas belerang), dan karena itu selenium dengan mudah masuk ke dalam keadaan unsur. Asam selenat, untuk alasan yang sama, mudah terurai untuk membentuk H2SeO3 dan Se. Atom Te memiliki jari-jari yang lebih besar dan oleh karena itu tidak efisien dalam pembentukan ikatan rangkap. Oleh karena itu, asam telluric tidak ada dalam bentuk biasanya.

dan 6 gugus hidrokso dikoordinasikan oleh telurium untuk membentuk H6TeO6, atau Te(OH)6.
Oksohalida. Asam okso dan kalkogen oksida bereaksi dengan halogen dan PX5 membentuk oksohalida dengan komposisi MOX2 dan MO2X2. Misalnya, SO2 bereaksi dengan PCl5 untuk membentuk SOCl2 (tionil klorida):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Fluorida SOF2 yang sesuai dibentuk oleh interaksi SOCl2 dan SbF3, dan tionil bromida SOBr2 dari SOCl2 dan HBr. Sulfuril klorida SO2Cl2 diperoleh dengan klorinasi dengan klorin SO2 (dengan adanya kapur barus), sulfuril fluorida SO2F2 diperoleh dengan cara yang sama. Klorofluorida SO2ClF terbentuk dari SO2Cl2, SbF3 dan SbCl3. Asam klorosulfonat HOSO2Cl diperoleh dengan melewatkan klorin melalui asam sulfat berasap. Asam fluorosulfonat terbentuk dengan cara yang sama. Selenium oksohalida SeOCl2, SeOF2, SeOBr2 juga dikenal.
Senyawa yang mengandung nitrogen dan sulfur. Sulfur membentuk berbagai senyawa dengan nitrogen, banyak di antaranya kurang dipahami. Ketika S2Cl2 diperlakukan dengan amonia, N4S4 (tetrasulfur tetranitrida), S7HN (heptasulfur imida), dan senyawa lain terbentuk. Molekul S7HN dibangun sebagai molekul S8 siklik di mana satu atom belerang digantikan oleh nitrogen. N4S4 juga terbentuk dari belerang dan amonia. Ini diubah menjadi tetrasulfur tetraimida S4N4H4 oleh aksi timah dan asam klorida. Turunan nitrogen lain dari asam sulfamat NH2SO3H adalah kepentingan industri, zat kristal putih non-higroskopis. Ini diperoleh dengan interaksi urea atau amonia dengan asam sulfat berasap. Asam ini memiliki kekuatan yang dekat dengan asam sulfat. Garam amoniumnya NH4SO3NH2 digunakan sebagai penghambat api, dan garam logam alkali sebagai herbisida.
Polonium. Meskipun ketersediaan polonium terbatas, kimia elemen terakhir dari subkelompok VIA ini telah relatif dipahami dengan baik melalui eksploitasi sifat radioaktivitasnya (biasanya dicampur dengan telurium sebagai pembawa atau co-reagen dalam reaksi kimia). Waktu paruh dari isotop 210Po yang paling stabil hanya 138,7 hari, sehingga kesulitan mempelajarinya dapat dimengerti. Untuk mendapatkan 1 g Po, perlu memproses lebih dari 11,3 ton pitch uranium. 210Po dapat diperoleh dengan pemboman neutron 209Bi, yang pertama-tama berubah menjadi 210Bi dan kemudian mengeluarkan partikel-b, membentuk 210Po. Rupanya, polonium menunjukkan keadaan oksidasi yang sama seperti kalkogen lainnya. Polonium hidrida H2Po, oksida PoO2 telah disintesis, garam dengan bilangan oksidasi II dan IV diketahui. Ternyata PoO3 tidak ada.

Ensiklopedia Collier. - Masyarakat terbuka. 2000 .

Lihat apa itu "CHALCOGENES" di kamus lain:

CALCOGEN, unsur kimia golongan VI dari sistem periodik: oksigen, belerang, selenium, telurium. Senyawa kalkogen dengan unsur kimia yang lebih elektropositif chalkogenida (oksida, sulfida, selenida, tellurida) ... Ensiklopedia Modern

Unsur kimia golongan VI dari sistem periodik oksigen, belerang, selenium, telurium ... Kamus Ensiklopedis Besar

Grup → 16 Periode 2 8 Oksigen ... Wikipedia

Unsur kimia golongan VI dari sistem periodik oksigen, belerang, selenium, telurium. * * * KALKOGEN KALKOGEN, unsur kimia Golongan VI dari Tabel Periodik oksigen, belerang, selenium, telurium ... kamus ensiklopedis

kalkogen- status chalkogenai sebagai T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). atitikmenys: engl. chalcogens rus. kalkogen... Chemijos terminų aiskinamesis odynas

Kimia elemen VIa gr. berkala sistem: oksigen O, sulfur S, selenium Se, telurium Te, polonium Po. Eks. kulit elektron atom X memiliki konfigurasi s2p4. Dengan peningkatan pada. n. jari-jari kovalen dan ionik X bertambah, energi berkurang ... ... Ensiklopedia Kimia

Senyawa dengan bilangan oksidasi -2. H 2 Se dan H 2 Te adalah gas tidak berwarna dengan bau yang menjijikkan, larut dalam air. Dalam deret H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te, kestabilan molekul menurun, oleh karena itu, dalam larutan berair, H 2 Se dan H 2 Te berperilaku seperti asam dibasa yang lebih kuat daripada asam hidrosulfida. Mereka membentuk garam - selenida dan telurida. Telluro- dan hidrogen selenide, serta garamnya, sangat beracun. Selenida dan tellurida memiliki sifat yang mirip dengan sulfida. Diantaranya adalah senyawa basa (K 2 Se, K 2 Te), amfoter (Al 2 Se 3 , Al 2 Te 3) dan asam (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

Sekelompok besar selenida dan tellurida adalah semikonduktor. Selenida dan telurida dari elemen subkelompok seng paling banyak digunakan.

Senyawa dengan bilangan oksidasi +4. Selenium(IV) dan telurium(IV) oksida terbentuk selama oksidasi zat sederhana dengan oksigen dan merupakan senyawa polimer padat. Oksida asam yang khas. Selenium(IV) oksida larut dalam air, membentuk asam selenous, yang, tidak seperti H2SO3, diisolasi dalam keadaan bebas dan berbentuk padat.

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

Telurium(IV) oksida tidak larut dalam air, tetapi berinteraksi dengan larutan alkali dalam air, membentuk telurit.

TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3

H 2 TeO 3 rentan terhadap polimerisasi, oleh karena itu, di bawah aksi asam pada tellurit, endapan dengan komposisi variabel TeO 2 nH 2 O terbentuk.

SeO 2 dan TeO 2 adalah oksidator yang lebih kuat dibandingkan dengan SO 2:

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

Senyawa dengan bilangan oksidasi +6. Selenium(VI) oksida adalah padatan putih (mp 118.5 , terurai > 185 ), dikenal dalam modifikasi vitreous dan asbes. Diperoleh dengan aksi SO 3 pada selenat:

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

Telurium(VI) oksida juga memiliki dua modifikasi, oranye dan kuning. Diperoleh dengan dehidrasi asam orthotellurat:

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

Selenium(VI) dan telurium(VI) oksida adalah oksida asam yang khas. SeO 3 larut dalam air membentuk asam selenat - H 2 SeO 4 . Asam selenat adalah zat kristal putih, dalam larutan berair itu adalah asam kuat (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), mengkarbonisasi senyawa organik, zat pengoksidasi kuat.

H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O

Garam - barium dan selenat timbal tidak larut dalam air.

TeO 3 praktis tidak larut dalam air, tetapi berinteraksi dengan larutan alkali berair, membentuk garam asam telurat - telurat.

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

Di bawah aksi larutan asam klorida tellurat, asam orthotellurat dilepaskan - H 6 TeO 6 - zat kristal putih yang sangat larut dalam air panas. Dehidrasi H 6 TeO 6 dapat menghasilkan asam telurat. Asam telluric sangat lemah, K 1 \u003d 2 10 -8, K 2 \u003d 5 10 -11.

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

Senyawa selenium beracun bagi tumbuhan dan hewan, sedangkan senyawa telurium jauh lebih tidak beracun. Keracunan dengan senyawa selenium dan telurium disertai dengan munculnya bau menjijikkan yang terus-menerus pada korban.

Sastra: hal. 359 - 383, hal. 425 - 435, hal. 297 - 328