O selênio não está amplamente distribuído na natureza. O conteúdo de selênio na crosta terrestre é. Seus compostos são encontrados como impurezas em compostos naturais de enxofre com metais e. Portanto, o selênio é obtido a partir de resíduos gerados durante a produção de ácido sulfúrico, durante o refino eletrolítico do cobre e em alguns outros processos.

O telúrio é um dos elementos raros: seu conteúdo na crosta terrestre é de apenas .

No estado livre, o selênio, assim como o enxofre, forma diversas modificações alotrópicas, das quais as mais conhecidas são o selênio amorfo, que é um pó marrom-avermelhado, e o selênio cinza, que forma cristais quebradiços com brilho metálico.

O telúrio também é conhecido na forma de uma modificação amorfa e na forma de cristais cinza claro com brilho metálico.

O selênio é um semicondutor típico (ver § 190). Uma propriedade importante dele como semicondutor é um aumento acentuado na condutividade elétrica quando iluminado. Na interface do selênio com um condutor metálico, forma-se uma camada de barreira - uma seção do circuito que é capaz de passar corrente elétrica em apenas uma direção. Devido a essas propriedades, o selênio é utilizado na tecnologia de semicondutores para a fabricação de retificadores e células solares com camada de barreira. O telúrio também é um semicondutor, mas suas aplicações são mais limitadas. Selenetos e teluretos de alguns metais também possuem propriedades semicondutoras e são usados ​​em eletrônica. Em pequenas quantidades, o telúrio serve como aditivo de liga ao chumbo, melhorando suas propriedades mecânicas.

O seleneto de hidrogênio e o telureto de hidrogênio são gases incolores com odor desagradável. Suas soluções aquosas são ácidos, cujas constantes de dissociação são ligeiramente maiores que a constante de dissociação do sulfeto de hidrogênio.

Quimicamente, o seleneto de hidrogênio e o telureto de hidrogênio são extremamente semelhantes ao sulfeto de hidrogênio. Assim como o sulfeto de hidrogênio, eles possuem propriedades altamente redutoras. Quando aquecidos, ambos se decompõem. Ao mesmo tempo, é menos estável que: assim como acontece na série dos haletos de hidrogênio, a força das moléculas diminui durante a transição. Os sais de seleneto de hidrogênio e telureto de hidrogênio - selenetos e teluretos - são semelhantes aos sulfetos em termos de solubilidade em água e ácidos. Ao tratar selenetos e teluretos com ácidos fortes, pode-se obter seleneto de hidrogênio e telureto de hidrogênio.

Quando o selênio e o telúrio são queimados no ar ou no oxigênio, são obtidos dióxidos que estão no estado sólido em condições normais e são anidridos dos ácidos selenoso e telúrico.

Ao contrário do dióxido de enxofre, apresentam propriedades predominantemente oxidantes, sendo facilmente reduzidos a selênio e telúrio livres, por exemplo:

Pela ação de agentes oxidantes fortes, os dióxidos de selênio e telúrio podem ser convertidos em ácidos selênico e telúrico, respectivamente.

O elemento telúrio foi descoberto por Klaproth em 1782 em minérios de ouro húngaros. O nome telúrio vem do grego “tellus” - terra.
Em 1817, Berzelius descobriu um elemento semelhante em propriedades ao telúrio no lodo das câmaras de chumbo de uma planta de ácido sulfúrico. Recebeu o nome do nome grego da lua - selênio.
O selênio e o telúrio são elementos do grupo VI da tabela periódica. Suas propriedades químicas são próximas às do enxofre, mas diferem deste, principalmente do telúrio, por possuírem propriedades metálicas distintas. Assim como o enxofre, o telúrio e o enxofre formam formas amorfas e cristalinas.
Duas modificações cristalinas do selênio são conhecidas. O mais estável é o selênio cinza ou metálico, que possui estrutura hexagonal (a = 4,354 A, c = 4,949 A). É obtido pelo resfriamento lento do selênio fundido. Quando o selênio é precipitado das soluções ou o vapor é resfriado rapidamente, o selênio é obtido na forma de um pó vermelho solto. O selênio vermelho possui uma estrutura cristalina monoclínica. Quando aquecido a 120°, o selênio vermelho fica cinza.
O selênio vítreo é obtido pelo resfriamento rápido do selênio fundido na forma de uma massa quebradiça de chumbo acinzentado. A uma temperatura de cerca de 50°, o selénio vítreo começa a amolecer; a temperaturas mais elevadas transforma-se em selénio cinzento cristalino.
O telúrio cristalino é obtido pela condensação do vapor de telúrio. Tem uma cor branco prateado. Duas modificações do telúrio são conhecidas - α- e β-telúrio.A modificação hexagonal α é isomórfica ao selênio cinza (a = 4,445 A, c = 5,91 A). Ponto de transição α⇔β-telúrio 354°. A partir de soluções aquosas, os agentes redutores precipitam o pó marrom de telúrio amorfo.
Propriedades físicas do selênio e telúrio

O selênio é um semicondutor típico. À temperatura ambiente é um mau condutor de eletricidade. A condutividade elétrica do selênio é altamente dependente da intensidade da luz. Na luz, a condutividade elétrica é 1000 vezes maior do que no escuro. O maior efeito é exercido por raios com comprimento de onda de cerca de 700 ml.
O telúrio tem uma condutividade elétrica mais alta que o selênio, e a resistência elétrica aumenta muito em altas pressões.
Ambos os elementos são frágeis em temperaturas normais, mas quando aquecidos são suscetíveis à deformação plástica.
Em temperaturas normais, o selênio e o telúrio não reagem com o oxigênio. Quando aquecidos ao ar, oxidam com a combustão, formando SeO2 e TeO2. O selênio queima com uma chama azul, o telúrio com uma chama azul com borda esverdeada. A combustão do selênio é acompanhada por um odor característico (“cheiro de rabanete podre”).
A água e os ácidos não oxidantes (ácidos sulfúrico e clorídrico diluídos) não têm efeito sobre o selênio e o telúrio. Os elementos se dissolvem em ácido sulfúrico concentrado, ácido nítrico, bem como em soluções alcalinas concentradas quentes.
Uma propriedade importante do selênio e do telúrio, utilizada na tecnologia de sua produção, é a capacidade de se dissolver em álcalis sulfurosos para formar polissulfetos, que são facilmente decompostos por ácidos para liberar selênio e telúrio, respectivamente.
O selênio se dissolve em soluções de sulfito de sódio para formar um composto do tipo tiossulfato, Na2SeSO3, que se decompõe após a acidificação para liberar selênio elementar.
O selênio e o telúrio reagem com todos os halogênios em temperaturas normais. Com os metais formam selenetos e teluretos, semelhantes aos sulfetos (por exemplo, Na2Se, Ag2Se, etc.). Assim como o enxofre, o selênio e o telúrio formam os gases seleneto de hidrogênio (H2Se) e telúrio de hidrogênio (H2Te), obtidos pela ação de ácidos sobre selenetos e teluretos.
O telúrio elementar não se combina diretamente com o hidrogênio, mas o selênio reage com o hidrogênio em temperaturas acima de 400°.

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§8 Elementos VI E os grupos.

Oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio.

Informações gerais sobre elementos Grupo VI A:

Os elementos do Grupo VI A (exceto polônio) são chamados calcogenetos. O nível eletrônico externo desses elementos contém seis elétrons de valência (ns2 np4), portanto, no estado normal, eles exibem valência 2 e no estado excitado -4 ou 6 (exceto oxigênio). O átomo de oxigênio difere dos átomos dos demais elementos do subgrupo pela ausência de um subnível d na camada eletrônica externa, o que acarreta grandes gastos de energia para o “emparelhamento” de seus elétrons, o que não é compensado pela energia do formação de novas ligações covalentes. Portanto, a covalência do oxigênio é dois. Contudo, em alguns casos, um átomo de oxigénio com pares de electrões isolados pode actuar como doador de electrões e formar ligações covalentes adicionais através de um mecanismo doador-aceitador.

A eletronegatividade desses elementos diminui gradualmente na ordem O-S-Se-Te-Po. Estado de oxidação de -2,+2,+4,+6. O raio do átomo aumenta, o que enfraquece as propriedades não metálicas dos elementos.

Os elementos deste subgrupo formam compostos da forma H2R (H2O, H2S, H2Se, H2Te, H2Po) com hidrogénio.Estes compostos dissolvem-se em água e formam ácidos. As propriedades ácidas aumentam na direção H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se e Te formam compostos como RO2 e RO3 com oxigênio. A partir destes óxidos formam-se ácidos do tipo H2 RO3 e H2 RO4. À medida que o número atômico aumenta, a força do ácido diminui. Todos eles têm propriedades oxidantes. Ácidos como H2RO3 também apresentam propriedades redutoras.

Oxigênio

Compostos e preparações naturais: O oxigênio é o elemento mais comum na crosta terrestre. No estado livre, encontra-se no ar atmosférico (21%); na forma encadernada faz parte da água (88,9%), dos minerais, das rochas e de todas as substâncias a partir das quais são constituídos os organismos das plantas e dos animais. O ar atmosférico é uma mistura de muitos gases, sendo a parte principal nitrogênio e oxigênio, e uma pequena quantidade de gases nobres, dióxido de carbono e vapor d'água. O dióxido de carbono é formado na natureza durante a combustão de madeira, carvão e outros tipos de combustível, respiração animal e decomposição. Em alguns lugares do mundo, o CO2 é liberado no ar devido à atividade vulcânica e também por fontes subterrâneas.

O oxigênio natural consiste em três isótopos estáveis: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Os isótopos 814 O, 815 O e 819 O também foram obtidos artificialmente.

O oxigênio foi obtido pela primeira vez na forma pura por KV Scheele em 1772, e depois em 1774 por D.Yu. Priestley, que o isolou do HgO. No entanto, Priestley não sabia que o gás que obteve fazia parte do ar. Apenas alguns anos depois, Lavoisier, que estudou detalhadamente as propriedades desse gás, constatou que ele é a parte principal do ar.

No laboratório, o oxigênio é obtido pelos seguintes métodos:

E eletrólise da água. Para aumentar a condutividade elétrica da água, uma solução alcalina (geralmente 30% KOH) ou sulfatos de metais alcalinos é adicionada a ela:

Na forma geral: 2H2 O →2H2 +O2

No cátodo: 4H2 О+4e¯→ 2H2 +4OH¯

No ânodo: 4OH−4e→2H2 O+O2

- Decomposição de compostos contendo oxigênio:

Decomposição térmica do sal Berthollet sob a ação de um catalisador MnO2.

KClO3 →2KCl+3O2

Decomposição térmica do permanganato de potássio

KMnO4 →K2 MnO4 +MnO2 +O2.

Decomposição térmica de nitratos de metais alcalinos:

2KNO3 →2KNO2 +O2.

Decomposição de peróxidos:

2H2O2→2H2O+O2.

2BaO2 →2BaO+O2.

Decomposição térmica do óxido de mercúrio (II):

2HgO→2HgO+O2.

Interação de peróxidos de metais alcalinos com monóxido de carbono (IV):

2Na2O2 +2CO2 →2Na2 CO3 +O2.

Decomposição térmica de alvejante na presença de um catalisador - sais de cobalto:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl2 +O2.

Oxidação de peróxido de hidrogênio com permanganato de potássio em ambiente ácido:

2KMnO4 +H2 SO4 +5H2 O2 →K2 SO4 +2Mn SO4 +8H2 O+5O2.

Na industria: Atualmente, na indústria, o oxigênio é obtido por destilação fracionada do ar líquido. Quando o ar líquido é levemente aquecido, primeiro o nitrogênio é separado dele (tebulição (N2) = -196ºC), depois o oxigênio é liberado (tebulição (O2) = -183ºC).

O oxigênio obtido por este método contém impurezas de nitrogênio. Portanto, para obter oxigênio puro, a mistura resultante é destilada novamente e finalmente produz 99,5% de oxigênio. Além disso, algum oxigênio é obtido pela eletrólise da água. O eletrólito é uma solução de KOH a 30%.

O oxigênio geralmente é armazenado em cilindros azuis a uma pressão de 15 MPa.

Características físico-químicas: O oxigênio é um gás incolor, inodoro e insípido, ligeiramente mais pesado que o ar, ligeiramente solúvel em água. O oxigênio a uma pressão de 0,1 MPa e uma temperatura de -183ºС passa ao estado líquido e congela a -219ºС. Nos estados líquido e sólido é atraído por um ímã.

De acordo com o método da ligação de valência, a estrutura da molécula de oxigênio, representada pelo diagrama -:Ö::Ö: , não explica a maior força de uma molécula que possui propriedades paramagnéticas, ou seja, elétrons desemparelhados no estado normal.

Como resultado da ligação entre os elétrons de dois átomos, um par de elétrons comum é formado, após o qual o elétron desemparelhado em cada átomo forma uma ligação mútua com o par não compartilhado de outro átomo e uma ligação de três elétrons é formada entre eles. No estado excitado, a molécula de oxigênio apresenta propriedades diamagnéticas, que correspondem à estrutura de acordo com o esquema: Ö = Ö: ,

Um átomo de oxigênio carece de dois elétrons para preencher um nível de elétrons. Portanto, o oxigênio nas reações químicas pode facilmente adicionar dois elétrons e exibir um estado de oxidação de -2. O oxigênio apenas em compostos com o elemento mais eletronegativo flúor exibe o estado de oxidação +1 e +2: O2 F2, ОF2.

O oxigênio é um forte agente oxidante. Não interage apenas com gases inertes pesados ​​(Kr, Xe, He, Rn), com ouro e platina. Os óxidos desses elementos são formados de outras maneiras. O oxigênio entra em reações de combustão e oxidação com substâncias simples e complexas. Quando os não metais interagem com o oxigênio, formam-se óxidos ácidos ou formadores de sal, e quando os metais interagem, formam-se óxidos anfotéricos ou mistos.Assim, o oxigênio reage com o fósforo a uma temperatura de ~ 60 ° C,

4P+5O2 → 2P2O5

Com metais - óxidos dos metais correspondentes

4Al + 3O2 → 2Al2 O3

3Fe + 2O2 → Fe3 O4

Quando os metais alcalinos são aquecidos ao ar seco, apenas o lítio forma o óxido Li2O, e o restante são peróxidos e superóxidos:

2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2

O oxigênio reage com o hidrogênio a 300 °C:

2H2 + O2 = 2H2O.

Ao interagir com o flúor, apresenta propriedades restauradoras:

O2 + F2 = F2 O2 (em descarga elétrica),

com enxofre - a uma temperatura de cerca de 250 °C:

O oxigênio reage com grafite a 700 °C

C + O2 = CO2.

A interação do oxigênio com o nitrogênio começa apenas a 1200°C ou em uma descarga elétrica:

N2 + O22NO-Q.

O oxigênio também reage com muitos compostos complexos, por exemplo, com o óxido de nitrogênio (II), reage já à temperatura ambiente:

2NO + O2 = 2NO2.

Quando o sulfeto de hidrogênio oxida quando aquecido, forma-se enxofre ou óxido de enxofre (IV), dependendo da proporção entre oxigênio e sulfeto de hidrogênio:

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

2H2S + 3О2 = 2SO2 + 2H2O

A maioria das reações de oxidação envolvendo oxigênio libera calor e luz, um processo denominado combustão.

Ozônio

Ozônio-O3 é a segunda modificação alotrópica do elemento oxigênio. A molécula de O3 tem uma estrutura angular (o ângulo entre as ligações é 116º, o comprimento da ligação O=O, l = 0,1278 nm). é um gás azul. O ozônio líquido é azul escuro. É venenoso e explosivo especialmente no estado líquido e sólido). O ozônio é formado na atmosfera durante as descargas atmosféricas e tem um cheiro específico de frescor.

Normalmente, o ozônio é produzido em ozonizadores pela passagem de uma descarga elétrica silenciosa através do oxigênio (a reação é endotérmica e altamente reversível; o rendimento de ozônio é de 5%):

3O22O3ΔH=-285 kJ. Em condições de laboratório, o ozônio é obtido pela acidificação do persulfato com ácido nítrico

(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+

H2 S2 O8 →2SO2 +O3 +H2O

O3 é formado com baixo rendimento como resultado da reação:

3F2 +H2O(g)→6HF+O3

O3 é o agente oxidante mais forte, oxida todos os metais (exceto ouro e platina) e a maioria dos não metais. Ele converte óxidos inferiores em superiores e sulfetos metálicos em seus sulfatos. Reações envolvendo O3 geralmente produzem O2, por exemplo:

2Ag+O3 →Ag2 O+O2

PbS+4O3 →PbSO4 +4O2

NH2 +3O3 →HNO2 +H2O

Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2 O+O2

Quando expostos ao O3, os metais alcalinos podem produzir ozonídeos, compostos instáveis ​​que se decompõem:

2KO3 →2KO2 +O2

Como forte agente oxidante, o ozônio mata bactérias e, portanto, é usado para desinfetar o ar. Uma camada de ozônio estável está localizada na atmosfera a uma altitude de aproximadamente 22 km. Esta camada de ozônio protege a Terra da radiação ultravioleta pura, prejudicial à vida.

Quando o ozônio reage com uma solução de iodeto de potássio, o iodo é liberado, enquanto esta reação não ocorre com o oxigênio:

2KI + O3 + H2O = I2 + 2KOH + O2.

A reação é frequentemente usada qualitativamente para a detecção de íons I ou ozônio. Para isso, adiciona-se amido à solução, que dá um complexo azul característico com o iodo liberado, e também é de alta qualidade porque o ozônio não oxida os íons Cl - e Br -.

Água

Propriedades físicas e químicas da água: A água pura é um líquido transparente, incolor, insípido, inodoro. Densidade da água durante a transição dela do estado sólido para o líquido não diminui, como quase todas as outras substâncias, mas aumenta.

A água é uma substância familiar e incomum. Não existe substância na terra que seja mais importante para nós do que a água comum e, ao mesmo tempo, não existe outra substância cujas propriedades tenham tantas contradições e anomalias como existem nas suas propriedades.

Quase ¾ da superfície do nosso planeta é ocupada por oceanos e mares. A água sólida - neve e gelo - cobre 20% da terra. O clima do planeta depende da água. Os geofísicos afirmam que a Terra teria esfriado há muito tempo e se transformado em um pedaço de pedra sem vida se não fosse pela água. Tem uma capacidade térmica muito elevada. Quando aquece, absorve calor; quando esfria, ele o libera. A água da Terra absorve e devolve muito calor, equalizando assim o clima. Essas moléculas que estão espalhadas na atmosfera - nas nuvens e na forma de vapores - protegem a Terra do frio cósmico.

As propriedades físicas da água diferem significativamente de outros solventes: A 4ºC, a água tem uma densidade máxima, e só com mais aquecimento a sua densidade diminui. Se, com a diminuição da temperatura e durante a transição do estado líquido para o sólido, a água mudasse de forma semelhante a outras substâncias, então, com a aproximação do inverno, as camadas superficiais das águas naturais esfriariam a 0ºC e afundariam até que toda a massa do reservatório adquiriu temperatura de 0ºC. A água congelaria, os blocos de gelo afundariam e o reservatório congelaria em toda a sua profundidade. Muitas formas de vida na água seriam impossíveis. Na realidade, a camada resfriada, que tem menor densidade, permanece na superfície, congela e, assim, protege as camadas subjacentes do resfriamento.

A água tem uma capacidade calorífica anormalmente elevada (4,18 J/g∙K), portanto, à noite, bem como durante a transição do verão para o inverno, a água esfria lentamente. E durante o dia, ou na transição do inverno para o verão, também aquece lentamente, sendo assim um regulador de temperatura no globo.

A água em seu estado normal é líquida, enquanto H2S, H2Se, H2Te são gases. As temperaturas de cristalização e evaporação da água são significativamente superiores às temperaturas correspondentes destes compostos.

A água tem uma constante dielétrica muito alta (78,5 a 298K).

A água é um bom solvente para líquidos polares e compostos com ligações iônicas; forma hidratos cristalinos com muitos compostos químicos.

Durante muito tempo, as propriedades incomuns da água foram um mistério para os cientistas. Eles se devem principalmente aos seguintes motivos:

Natureza polar das moléculas;

A presença de pares de elétrons não compartilhados no átomo de oxigênio;

Ligações de hidrogênio.

A ligação entre os átomos de hidrogênio e oxigênio é polar, o que leva a uma assimetria na distribuição das cargas eletrônicas e, consequentemente, na polaridade da molécula. O comprimento da ligação é de 96 nm e o ângulo entre as ligações é de aproximadamente 105º.

A presença de pares solitários de elétrons no oxigênio e o deslocamento de pares de elétrons compartilhados dos átomos de hidrogênio para o oxigênio causam a formação de ligações de hidrogênio. A energia de ligação é de 25 kJ/mol. O átomo de oxigênio em uma molécula de água está em estado de hibridização sp3. Portanto, o ângulo de ligação HOH está próximo do ângulo tetraédico (109,5º).

O peso molecular do vapor de água é 18 e corresponde à sua fórmula mais simples. No entanto, o peso molecular do líquido acaba sendo maior. Isto indica que a associação de moléculas ocorre na fase líquida, ou seja, combiná-los em agregados mais complexos devido à formação de ligações de hidrogênio entre as moléculas.

Na água sólida (gelo), o átomo de oxigênio de cada molécula participa da formação de duas ligações de hidrogênio com moléculas de água vizinhas.

A estrutura do gelo pertence às estruturas menos densas: nele existem vazios cujas dimensões são ligeiramente maiores que as dimensões de uma molécula de água. Quando o gelo derrete, sua estrutura é destruída, mas as ligações de hidrogênio permanecem na fase líquida, os associados são formados, mas existem por pouco tempo: alguns são constantemente destruídos e outros agregados são formados. Os vazios de tais agregados de “gelo” podem acomodar moléculas únicas de água, e o empacotamento das moléculas de água torna-se denso. É por isso que, quando o gelo derrete, o volume ocupado pela água diminui e a sua densidade aumenta. Quando a água é aquecida, parte do calor é gasto quebrando as ligações de hidrogênio. Isso explica a alta capacidade térmica da água. As ligações de hidrogênio entre as moléculas de água são completamente quebradas somente quando a água se transforma em vapor.

Na Terra existe um átomo de deutério para cada 6.800 átomos de prótio, e no espaço interestelar já existe um átomo de deutério para cada 200 átomos de prótio.

A água é uma substância muito reativa.

A água reage com muitos metais com a liberação de hidrogênio:

2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (turbulento)

2K + 2H2 O = H2 + 2KOH (turbulento)

3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (somente quando aquecido)

Nem todos, mas apenas metais suficientemente ativos podem participar em reações redox deste tipo. Os metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem mais facilmente.

De não metais Por exemplo, o carbono e seu composto de hidrogênio (metano) reagem com a água. Estas substâncias são muito menos ativas que os metais, mas ainda são capazes de reagir com a água em altas temperaturas:

C + H2 O ® H2 + CO

CH4 + 2H2O® 4H2 + CO2

A água se decompõe em hidrogênio e oxigênio quando exposta à corrente elétrica. Esta também é uma reação redox, onde a água é tanto um agente oxidante quanto um agente redutor:

2H2O 2H2 + O2

A água reage com muitos óxidos não metais. Ao contrário das anteriores, estas reações não são redox, mas sim reações de acoplamento:

P2O5 +3H2O→2H3PO4; N2 O5 +H2O→2HNO3

Óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem com a água para formar os álcalis correspondentes:

CaO+H2O→Ca(OH)2

Nem todos os óxidos metálicos são capazes de reagir com a água. Alguns deles são praticamente insolúveis em água e, portanto, não reagem com a água. São eles ZnO, TiO2, Cr2 O3, a partir dos quais são preparadas, por exemplo, tintas resistentes à água. Os óxidos de ferro também são insolúveis em água e não reagem com ela. Muitos compostos de metais com não metais reagem facilmente com a água para formar os correspondentes hidróxidos metálicos e compostos de hidrogênio de não metais:

PCl3 +3H2O → H3PO3 + 3HCl

Al2S3 +6H2O→2Al(OH)3 +3H2S

Ca3 P2+6H2 O→3Ca(OH)2 +2PH3

Na3N+3H2O→3NaOH+NH3

KH+H2O→KOH+H2

A água forma numerosos compostos nos quais sua molécula é completamente preservada. Estes são os chamados hidrata. Se o hidrato for cristalino, então é chamado hidrato cristalino, Por exemplo:

CuSO4 +5 H2O→CuSO4 . 5H2O

H2SO4 + H2O = H2SO4 . H2O (hidrato de ácido sulfúrico)

NaOH + H2O = NaOH . H2O (hidrato de soda cáustica)

Compostos que ligam água em hidratos e hidratos cristalinos são usados ​​como dessecantes. Com a ajuda deles, por exemplo, o vapor d'água é removido do ar atmosférico úmido.

Uma reação especial da água – fotossíntese – é a síntese pelas plantas de amido (C6 H10 O5)n e outros compostos semelhantes (carboidratos), que ocorre com a liberação de oxigênio:

6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (sob luz)

A água tem atividade catalítica. Na ausência de vestígios de umidade, as reações comuns praticamente não ocorrem, por exemplo, o sódio não oxida, o fósforo branco não oxida, o cloro não interage com os metais, o fluoreto de hidrogênio não corta o vidro.

Peróxido de hidrogênio

O peróxido de hidrogênio H2O2 é um composto de hidrogênio e oxigênio, contendo uma quantidade recorde de oxigênio - 94% em peso. As moléculas de H2O2 contêm grupos peróxido –O–O–, que determinam em grande parte as propriedades deste composto.

Devido à distribuição assimétrica das ligações H-O, a molécula de H2O2 é altamente polar. Uma ligação de hidrogênio bastante forte surge entre as moléculas de H2O2, levando à sua associação. Portanto, em condições normais, o peróxido de hidrogênio é um líquido xaroposo de cor azul claro (densidade 1,44) com ponto de ebulição bastante elevado (150ºC). Quando armazenado, o H2 O2 se decompõe.

O selênio é obtido a partir de resíduos de ácido sulfúrico, produção de celulose e papel e lama anódica do refino eletrolítico de cobre. O selênio está presente no lodo junto com enxofre, telúrio, metais pesados ​​e nobres. Para extrair o selênio, o lodo é filtrado e submetido à torrefação oxidativa (cerca de 700 °C) ou ao aquecimento com ácido sulfúrico concentrado. O SeO2 volátil resultante é capturado em lavadores e precipitadores eletrostáticos. O selênio técnico é precipitado a partir de soluções com dióxido de enxofre. Também é utilizada a sinterização do lodo com soda, seguida da lixiviação do selenato de sódio com água e separação do selênio da solução. Para obter selênio de alta pureza usado como material semicondutor, o selênio bruto é refinado por destilação a vácuo, recristalização e outros métodos.

Propriedades físicas e químicas do selênio. A configuração da camada eletrônica externa do átomo de Se é 4s2 4p4; dois elétrons p têm spins emparelhados e os outros dois têm spins desemparelhados, de modo que os átomos de selênio são capazes de formar moléculas de Se2 ou cadeias de átomos de Sen. Cadeias de átomos de selênio podem ser fechadas em moléculas de anel Se8. A diversidade da estrutura molecular determina a existência de selênio em várias modificações alotrópicas: amorfa (pulverulenta, coloidal, vítrea) e cristalina (formas α e β monoclínicas e formas γ hexagonais). O selênio amorfo (vermelho) em pó e coloidal (densidade 4,25 g/cm3 a 25 °C) é obtido por redução de uma solução de ácido selenoso H2 SeO3, resfriamento rápido do vapor de selênio e outros métodos. O selênio vítreo (preto) (densidade 4,28 g/cm3 a 25 °C) é obtido aquecendo qualquer modificação do selênio acima de 220 °C, seguido de resfriamento rápido. O selênio vítreo tem brilho vítreo e é frágil. Termodinamicamente, o selênio hexagonal (cinza) é o mais estável. É obtido a partir de outras formas de selênio por aquecimento até derreter, resfriando lentamente até 180-210°C e mantendo essa temperatura. Sua rede é construída a partir de cadeias espirais paralelas de átomos. Os átomos dentro das cadeias estão ligados covalentemente. Todas as modificações do selênio possuem propriedades fotoelétricas. O selênio hexagonal até o ponto de fusão é um semicondutor de impureza com condutividade de furo. O selênio é diamagnético (seus vapores são paramagnéticos).

O selênio é estável no ar; oxigênio, água, ácidos clorídrico e sulfúrico diluído não têm efeito sobre ele; dissolvemo-nos bem em ácido nítrico concentrado e água régia; em álcalis dissolve-se desproporcionalmente:

Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2 O

3Se + 6KOH → K2 SeO3 + 2K2 Se + 3H2 O

O selênio em compostos possui estados de oxidação -2, + 2, + 4, +6. Com o oxigênio, o selênio forma uma série de óxidos: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Os dois últimos são anidridos dos ácidos selênico H2 SeO3 e selênico H2 SeO4 (sais - selenitos e selenatos). SeO2 é o mais estável. SeO2 e H2 SeO3 com agentes oxidantes fortes apresentam propriedades redutoras:

3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl

Com os halogênios, o selênio dá os compostos SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 e outros. O enxofre e o telúrio formam uma série contínua de soluções sólidas com selênio. Com o nitrogênio, o selênio dá Se4 N4, com o carbono -CSe2. Os compostos de fósforo P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5 são conhecidos. O hidrogênio interage com o selênio a t>=200 °C, formando H2Se; uma solução de H2Se em água é chamada de ácido hidroselênico. Ao interagir com metais, o selênio forma selenetos. Numerosos compostos complexos de selênio foram obtidos. Todos os compostos de selênio são venenosos.

Usos do selênio . Devido ao seu baixo custo e confiabilidade, o selênio é utilizado na tecnologia de conversores na retificação de diodos semicondutores, bem como em dispositivos fotoelétricos (hexagonais), copiadores eletrofotográficos (selênio amorfo), na síntese de diversos selenetos, como fósforos em televisão, óptica e dispositivos de sinalização, termistores, etc. n. o selênio é amplamente utilizado para descolorir vidro verde e produzir vidros de rubi; na metalurgia - para dar ao aço fundido uma estrutura de granulação fina, melhorar as propriedades mecânicas dos aços inoxidáveis; na indústria química - como catalisador; O selênio também é utilizado na indústria farmacêutica e em outras indústrias.

8.4 Telúrio

Compostos naturais e produção. Básico. As fontes de telúrio são o lodo do refino eletrolítico de cobre e o lodo da produção de ácido sulfúrico, bem como a escória alcalina do refino de chumbo. Ao processar lodo de ácido sulfúrico pelo método de torrefação (ver Selênio), o telúrio permanece na cinza, que é lixiviada com ácido clorídrico. O Se é precipitado da solução de ácido clorídrico pela passagem de SO2, após o que a solução é diluída até um teor de ácido de 10-12% e o telúrio é precipitado quando aquecido por SO2.

Quando o lodo é sinterizado com soda e posterior lixiviação, o telúrio passa para a solução e, após a neutralização, é depositado na forma de TeO2. O telúrio é obtido por redução direta do TeO2 com carvão, ou por precipitação sob a ação do SO2 em soluções de ácido clorídrico de TeO2. Ao processar lodo pelo método de sulfeto (lixiviação com solução de Na2 S), o telúrio é separado da solução (após precipitação de Se por aeração) pela ação do Na2 S2 O3 seco:

Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S

Ao processar lama eletrolítica de cobre, o telúrio se transforma principalmente em escória de soda, que é obtida pela fusão dos resíduos em uma liga de ouro-prata (“metal Dore”). Quando a sulfatização é usada, parte do telúrio vai para soluções de sulfato junto com o Cu. Destes, o telúrio é precipitado pela ação do cobre metálico:

H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Сu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O

O telúrio é extraído da escória de soda após dissolução em água por neutralização com precipitação de TeO2 (é purificado por reprecipitação de sulfeto ou soluções ácidas, dissolvido em álcali e o telúrio é isolado por eletrólise), ou o telúrio bruto é precipitado diretamente da solução de soda por eletrólise. É reduzido em A1 em solução alcalina:

6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. Então o telúrio é precipitado por aeração:

2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH

Para obter telúrio de alta pureza, são utilizados seus compostos voláteis, em particular o TeCl4, que é purificado por destilação ou retificação e extração em solução de ácido clorídrico. Após a hidrólise do cloreto de TeO2, o H2 é reduzido. Às vezes, o H2Te também é usado para limpeza. Nos estágios finais de purificação, são utilizadas sublimação a vácuo, destilação ou retificação do telúrio, bem como fusão por zona ou cristalização direcional.

Propriedades físicas e químicas. O telúrio é uma substância cinza-prateada com brilho metálico, em camadas finas é de cor marrom-avermelhada, em vapor é amarelo-dourado. O telúrio fundido acima de ~ 700 °C tem condutividade metálica. O telúrio é diamagnético, mag. suscetibilidade - 0,31·10-9. Dureza segundo Mohs 2,3, segundo Brinell 180-270 MPa; resistência à tração 10,8 MPa. O telúrio é quebradiço e torna-se dúctil quando aquecido.

Para o telúrio, o potencial normal do eletrodo é de 0,56 V. O telúrio, mesmo disperso, é estável no ar, mas quando aquecido queima (chama azul com halo verde) com formação de TeO2. O telúrio cristalino reage com a água acima de 100°C, o telúrio amorfo reage acima de 50°C. Soluções concentradas de álcalis dissolvem o telúrio para formar teluretos e teluretos. O ácido clorídrico e o H2SO4 diluído não têm efeito sobre o telúrio, conc. H2SO4 o dissolve, as soluções vermelhas resultantes contêm o cátion. HNO3 oxida o telúrio em ácido telúrico H2 TeO3 (sais de telurito):

Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2 O

Agentes oxidantes fortes (HClO3, KMnO4, etc.) são oxidados em ácido telúrico H2 TeO4 (sais teluratos):

4Te + 3HClO4 + 4H2 O → 4H2 TeO4 + 3HCl

Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O

O telúrio se dissolve em soluções de sulfetos e polissulfetos de metais alcalinos (com a formação de tioteluretos e tioteluretos). Reage com soluções de sais Ag. Não se dissolve em CS2. Reage com Cl2, F2 e Br2 à temperatura ambiente, com I2 quando aquecido, funde-se com S, P (não forma compostos), As (dando As2 Te3), com Si (para formar Si2 Te3 e SiTe), com Se ( formando soluções sólidas durante a cristalização). Não interage diretamente com boro e carbono, quando aquecido forma carbonila gasosa instável TeCO quando aquecido. Quando fundidos com metais, são obtidos teluretos.

O telureto de hidrogênio H2Te é um gás incolor e com odor desagradável; no estado líquido amarelo-esverdeado, amarelo-limão cristalino; fardo - 2°C, p.f. - 51°C; denso 5,81 g/l; para gás; e no ar seco à temperatura ambiente decompõe-se lentamente, no ar úmido oxida em telúrio; quando aquecido ao ar queima, dando TeO2; solubilidade em água 0,1 M, solução aquosa é um ácido fraco, K1 2·10-3; forte agente redutor; obtido pela reação de Al2Te3 com ácido clorídrico, bem como por eletrólise de uma solução de H2SO4 com cátodo de telúrio a 0°C; usado para produzir telúrio de alta pureza.

O hexafluoreto de TeF6 é um gás incolor; mp. - 37,8°C, sublime -38,6°C; denso 10,7 g/l; estável ao ar seco, não afeta o vidro; dissolve-se em água, hidrolisando gradualmente para formar ácidos fluorotelúricos TeFn (OH)6-n, onde n é de 1 a 4 e, finalmente, ácido telúrico; forma compostos com fluoretos metálicos, por exemplo. Ag e Ba; obtido pela fluoretação do telúrio quando aquecido. Tetrafluoreto TeF4 - cristais do sistema ortorrômbico; mp. 129,6°C, p.e. 194°C (com decomposição); densidade 4,22 g/cm3; muito higroscópico, facilmente hidrolisado; com fluoretos de metais alcalinos forma pentafluoroteluratos M; obtido pela ação do SeF4 sobre o TeO2. Os fluoretos são agentes telurafluorantes.

TeC14 tetracloreto - cristais amarelos; mp. 224°C, p.e. 381,8°C; denso 3,01g/cm3; nível de dependência da pressão de vapor com a temperatura \gp (mm Hg) = 8,791 - - 3941/T (497 – 653); muito higroscópico, hidrolisa com água; em HC1 concentrado dissolver, formando ácido clorotelúrico H2 TeC16; extraído de soluções de ácido clorídrico com fosfato de tributila e outros solventes orgânicos; com cloretos de metais alcalinos forma hexa-M2 [TeCl6] e pentacloroteluratos M[TeC15], com cloretos de Al, Fe(III), Zr e outros complexos com cátions, por exemplo, TeC13; obtido por cloração do telúrio; TeCl4 é o material de partida para a produção de telúrio de alta pureza. O dicloreto marrom TeC12 é estável em vapor e pode ser condensado em líquido. Também foram obtidos dois cloretos inferiores cristalinos: Te2 Cl3 cinza prateado e Te2 Cl preto metaestável com brilho metálico.

Pela precipitação de soluções aquosas podem ser obtidos sulfetos TeS2 e TeS3, que se decompõem quando aquecidos; TeS7 e Te7 S10 são conhecidos. Os tioteluratos (por exemplo, Na2 TeS3) podem ser obtidos dissolvendo o telúrio em uma solução de polissulfetos de metais alcalinos ou enxofre em soluções de politeluretos, bem como por fusão. Os tioteluratos são intermediários em alguns processos de extração de telúrio.

Aplicativo. A área de aplicação mais importante do telúrio é a síntese da decomposição de teluretos com propriedades semicondutoras. O telúrio também é usado na metalurgia para formar ligas de ferro fundido e aço, Pb, Cu (para aumentar sua resistência mecânica e química). O telúrio e seus compostos são utilizados na produção de catalisadores especiais. vidros, inseticidas, herbicidas, etc.

Polônio

Compostos naturais e produção de polônio. Elemento químico radioativo do grupo VI da tabela periódica, análogo do telúrio. Número atômico 84. Não possui isótopos estáveis. Existem 27 isótopos radioativos conhecidos de polônio com números de massa de 192 a 218, dos quais sete (com números de massa de 210 a 218) ocorrem na natureza em quantidades muito pequenas como membros da série radioativa de urânio, tório e actínio, os restantes isótopos são obtidos artificialmente. Os isótopos de polônio de vida mais longa são produzidos artificialmente 209 Po ( t 1/2 = 102 anos) e 208 Rho ( t 1/2 = 2,9 anos), bem como 210 Po contido em minérios de rádio-urânio ( t 1/2 = 138,4 dias). O conteúdo de 210 Po na crosta terrestre é de apenas 2,10–14%; 1 tonelada de urânio natural contém 0,34 g de rádio e uma fração de miligrama de polônio-210. O isótopo de polônio conhecido de vida mais curta é o 213 Po ( t 1/2 = 3·10–7s). Os isótopos mais leves do polônio são emissores alfa puros, enquanto os mais pesados ​​emitem simultaneamente raios alfa e gama. Alguns isótopos decaem por captura de elétrons, e os mais pesados ​​também exibem atividade beta muito fraca. Diferentes isótopos de polônio têm nomes históricos adotados no início do século 20, quando foram obtidos como resultado de uma cadeia de decaimentos do “elemento pai”: RaF (210 Po), AcC" (211 Po), ThC" ( 212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).

O polônio-210 é sintetizado pela irradiação do bismuto natural (contém apenas 208 Bi) com nêutrons em reatores nucleares (o isótopo beta-ativo do bismuto-210 é formado intermediáriamente): 208 Bi + n→210 Bi → 210 Po + e. Quando o bismuto é irradiado por prótons acelerados, forma-se o polônio-208, que é separado do bismuto por sublimação no vácuo - como fez M. Curie. Na URSS, o método de isolamento do polônio foi desenvolvido por Zinaida Vasilievna Ershova (1905–1995). Em 1937, foi enviada a Paris para o Instituto do Rádio no laboratório de M. Curie (na época liderado por Irène Joliot-Curie). Como resultado desta viagem de negócios, seus colegas começaram a chamá-la de “Madame Curie russa”. Sob a liderança científica de ZV Ershova, foi criada no país uma produção permanente e ecologicamente correta de polônio, o que possibilitou a implementação do programa nacional de lançamento de rovers lunares, nos quais o polônio era utilizado como fonte de calor.

Os isótopos de polônio de longa vida ainda não receberam uso prático significativo devido à complexidade de sua síntese. Reações nucleares podem ser usadas para produzi-los.

207 Pb + 4 He ® 208 Po + 3n,

208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n,

208 Bi + 2 D ® 208 Po + 3n,

208 Bi + 2 D® 208 Po + 2n,

onde 4 He são partículas alfa, 1 H são prótons acelerados, 2 D são deutérios acelerados (núcleos de deutério).

Propriedades do polônio. Já o telúrio exibe parcialmente propriedades metálicas, enquanto o polônio é um metal branco prateado macio. Devido à forte radioatividade, ele brilha no escuro e fica muito quente, sendo necessária uma remoção contínua de calor. O ponto de fusão do polônio é 254°C (um pouco superior ao do estanho), o ponto de ebulição é 962°C, portanto, mesmo com leve aquecimento, o polônio sublima. A densidade do polônio é quase igual à do cobre - 9,4 g/cm3. Na pesquisa química, utiliza-se apenas o polônio-210, isótopos de vida mais longa praticamente não são utilizados devido à dificuldade de obtê-los com as mesmas propriedades químicas.

As propriedades químicas do polônio metálico são próximas às propriedades do seu análogo mais próximo, o telúrio; exibe estados de oxidação de –2, +2, +4, +6. No ar, o polônio oxida lentamente (rapidamente quando aquecido a 250 ° C) com a formação de dióxido vermelho PoO2 (quando resfriado torna-se amarelo como resultado do rearranjo da rede cristalina). O sulfeto de hidrogênio de soluções de sais de polônio precipita o sulfeto preto PoS.

A forte radioatividade do polônio afeta as propriedades de seus compostos. Assim, em ácido clorídrico diluído, o polônio se dissolve lentamente para formar soluções rosa (a cor dos íons Po2+):

Po + 2HCl ® PoCl2 + H2,

entretanto, sob a influência de sua própria radiação, o dicloreto se transforma em PoCl4 amarelo. O ácido nítrico diluído passiva o polônio, enquanto o ácido nítrico concentrado o dissolve rapidamente:

Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O

O polônio está relacionado aos não metais do grupo VI pela reação com hidrogênio para formar o hidreto volátil PoH2 (p.f. -35°C, p.e. +35°C, se decompõe facilmente), reação com metais (quando aquecido) para formar polonetos sólidos pretos (Na2 Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo, etc.) e reação com álcalis fundidos para formar polonidos:

3Po + 6NaOH® 2Na2Po + Na2PoO3 + H2O.

O polônio reage com o cloro quando aquecido para formar cristais amarelos brilhantes de PoCl4, com o bromo obtêm-se cristais vermelhos de PoBr4, com o iodo, já a 40 ° C, o polônio reage com a formação do iodeto volátil preto PoI4. O tetrafluoreto de polônio branco PoF4 também é conhecido. Quando aquecidos, os tetrahaletos se decompõem para formar dihaletos mais estáveis:

PoCl4 ® PoCl2 + Cl2 .

Em soluções, o polônio existe na forma de cátions Po2+, Po4+, ânions PoO32–, PoO42–, bem como vários íons complexos, por exemplo, PoCl62–.

Uso de polônio. O polônio-210 emite raios alfa com energia de 5,3 MeV, que são desacelerados na matéria sólida, passando apenas milésimos de milímetro e abrindo mão de sua energia. Sua vida útil permite a utilização do polônio como fonte de energia em baterias nucleares de naves espaciais: para obter uma potência de 1 kW bastam apenas 7,5 g de polônio. Neste aspecto, é superior a outras fontes de energia “nucleares” compactas. Tal fonte de energia funcionou, por exemplo, no Lunokhod 2, aquecendo o equipamento durante a longa noite lunar. É claro que o poder das fontes de energia do polônio diminui com o tempo - pela metade a cada 4,5 meses, mas os isótopos de polônio de vida mais longa são muito caros. O polônio também é conveniente para estudar os efeitos da radiação alfa em várias substâncias. Como emissor alfa, o polônio misturado com berílio é usado para fazer fontes compactas de nêutrons:

9 Be + 4 He® 12 C + n.

Em vez de berílio, o boro pode ser usado nessas fontes. Foi relatado que em 2004, inspectores da Agência Internacional de Energia Atómica (AIEA) descobriram um programa de produção de polónio no Irão. Isto levou à suspeita de que poderia ser usado em uma fonte de berílio para "desencadear" com nêutrons uma reação nuclear em cadeia no urânio, levando a uma explosão nuclear.

O polônio, quando ingerido, pode ser considerado uma das substâncias mais tóxicas: para 210 Po, o conteúdo máximo permitido no ar é de apenas 40 bilionésimos de micrograma por 1 m3 de ar, ou seja, O polônio é 4 trilhões de vezes mais tóxico que o ácido cianídrico. O dano é causado por partículas alfa (e em menor grau também por raios gama) emitidas pelo polônio, que destroem tecidos e causam tumores malignos. Átomos de polônio podem se formar nos pulmões humanos como resultado da decomposição do gás radônio neles. Além disso, o polônio metálico pode facilmente formar pequenas partículas de aerossol. Portanto, todo trabalho com polônio é realizado remotamente em caixas lacradas.

Descoberta do polônio. A existência de um elemento com número de série 84 foi prevista por DI Mendeleev em 1889 - ele o chamou de dvitellurium (em sânscrito - “segundo” telúrio) e presumiu que sua massa atômica seria próxima de 212. Claro, Mendeleev não poderia prever isso isso o elemento ficará instável. O polônio é o primeiro elemento radioativo, descoberto em 1898 pelos Curie em sua busca pela fonte de forte radioatividade em certos minerais. Quando se descobriu que o minério de resina de urânio irradiava mais fortemente do que o urânio puro, Marie Curie decidiu isolar quimicamente um novo elemento químico radioativo deste composto. Antes disso, apenas dois elementos químicos fracamente radioativos eram conhecidos - urânio e tório. Curie começou com a tradicional análise química qualitativa do mineral de acordo com o esquema padrão, que foi proposto pelo químico analítico alemão KR Fresenius (1818-1897) em 1841 e segundo o qual muitas gerações de estudantes por quase um século e meio cátions determinados usando o chamado “método do sulfeto de hidrogênio” " No início ela tinha cerca de 100 g do mineral; então, os geólogos americanos deram a Pierre Curie outros 500 G. Realizando uma análise sistemática, M. Curie testou cada vez frações individuais (precipitados e soluções) quanto à radioatividade usando um eletrômetro sensível inventado por seu marido. As frações inativas foram descartadas e as ativas foram analisadas posteriormente. Ela foi auxiliada por um dos líderes da oficina de química da Escola de Física e Química Industrial, Gustav Bemon.

Em primeiro lugar, Curie dissolveu o mineral em ácido nítrico, evaporou a solução até à secura, dissolveu o resíduo em água e passou uma corrente de sulfureto de hidrogénio através da solução. Neste caso, formou-se um precipitado de sulfetos metálicos; de acordo com o método Fresenius, este sedimento pode conter sulfetos insolúveis de chumbo, bismuto, cobre, arsênico, antimônio e vários outros metais. O precipitado era radioativo, embora o urânio e o tório permanecessem em solução. Ela tratou o precipitado preto com sulfeto de amônio para separar o arsênico e o antimônio - nessas condições eles formam tiossais solúveis, por exemplo, (NH4)3 AsS4 e (NH4)3 SbS3. A solução não apresentou radioatividade e foi descartada. Sulfetos de chumbo, bismuto e cobre permaneceram no sedimento.

Curie dissolveu a parte do precipitado que não foi dissolvida em sulfeto de amônio em ácido nítrico, adicionou ácido sulfúrico à solução e evaporou na chama do queimador até aparecer um vapor branco e espesso de SO3. Nessas condições, o ácido nítrico volátil é completamente removido e os nitratos metálicos são convertidos em sulfatos. Após resfriar a mistura e adicionar água fria, o sedimento continha sulfato de chumbo insolúvel PbSO4 - não havia radioatividade nele. Ela jogou fora o precipitado e adicionou uma solução forte de amônia à solução filtrada. Ao mesmo tempo, caiu novamente um precipitado, desta vez branco; continha uma mistura de sulfato de bismuto básico (BiO)2 SO4 e hidróxido de bismuto Bi(OH)3. O complexo amônia de cobre SO4 de cor azul brilhante permaneceu na solução. O precipitado branco, ao contrário da solução, revelou-se altamente radioativo. Como o chumbo e o cobre já haviam sido separados, o precipitado branco continha bismuto e uma mistura do novo elemento.

Curie converteu novamente o precipitado branco no sulfeto marrom escuro Bi2S3, secou-o e aqueceu-o em uma ampola evacuada. O sulfeto de bismuto não se alterou (é resistente ao calor e derrete apenas a 685 ° C), porém, alguns vapores foram liberados do sedimento, que se instalou em forma de película preta na parte fria da ampola. O filme era radioativo e aparentemente continha um novo elemento químico - um análogo do bismuto na tabela periódica. Foi o polônio - o primeiro elemento radioativo descoberto depois do urânio e do tório, inscrito na tabela periódica (no mesmo 1898 foi descoberto o rádio, assim como um grupo de gases nobres - néon, criptônio e xenônio). Como descobrimos mais tarde, o polônio sublima facilmente quando aquecido - sua volatilidade é aproximadamente a mesma do zinco.

Os Curie não tinham pressa em chamar o revestimento preto do vidro de um novo elemento. A radioatividade por si só não foi suficiente. O colega e amigo de Curie, o químico francês Eugene Anatole Demarsay (1852–1903), especialista na área de análise espectral (descobriu o európio em 1901), examinou o espectro de emissão do revestimento preto e não encontrou novas linhas nele que poderia indicar a presença de um novo elemento. A análise espectral é um dos métodos mais sensíveis, permitindo a detecção de muitas substâncias em quantidades microscópicas invisíveis a olho nu. No entanto, num artigo publicado em 18 de julho de 1898, os Curie escreveram: “Pensamos que a substância que isolamos do alcatrão de urânio contém um metal ainda desconhecido, que é um análogo do bismuto nas suas propriedades analíticas. Se a existência de um novo metal for confirmada, propomos chamá-lo de polônio, em homenagem à pátria de um de nós” (Polonia em latim - Polônia). Este é o único caso em que um novo elemento químico ainda não identificado já recebeu um nome. No entanto, não foi possível obter quantidades pesadas de polônio - havia muito pouco no minério de urânio (mais tarde o polônio foi obtido artificialmente). E não foi esse elemento que tornou os Curie famosos, mas o rádio.

Os compostos hidroxi transargonóides de enxofre são mais estáveis ​​do que os compostos de cloro correspondentes, e os compostos de fósforo são ainda mais estáveis. O ácido perclórico e os percloratos são agentes oxidantes fortes, enquanto o ácido sulfúrico e os sulfatos são agentes oxidantes fracos, e o ácido fosfórico e os fosfatos são ainda mais fracos. Esta diferença nas propriedades corresponde aos valores de eletronegatividade X= 3 para Cl, 2,5 para S, 2,1 para P e Δх(em relação ao oxigênio) é 0,5 para Cl, 1,0 para S, 1,4 para P. Os valores característicos dos calores de reação dados abaixo refletem um aumento nos valores Δх:

HCl (g.) + 2O 2 (g.) → HClO 4 (l.) + 8 kJ mol -1

H 2 S (g.) + 2O 2 (g.) → H 2 SO 4 (l.) + 790 kJ mol -1

H 3 R (g.) + 2O 2 (g.) → H 3 PO 4 (l.) + 1250 kJ mol -1

Compostos estáveis ​​de enxofre, selênio e telúrio correspondem a vários estados de oxidação de -2 a +6, conforme mostrado no diagrama anexo:

6 SO 3 , H 2 SO 4 , SF 6 H 2 SeO 4 , SeF 6 TeO 3 , Te(OH) 6 , TeF 6

4 SO 2, H 2 SO 3 SeO 2, H 2 SeO 3 TeO 2

0 S 8 , S 2 Se Te

2 H 2 S, S 2- H 2 Se H 2 Te

Óxidos de enxofre

Valência normal óxido de enxofre(monóxido) SO é significativamente menos estável que os óxidos trans-argonóides SO 2 e SO 3. Os calores de sua formação possuem os seguintes valores:

1/8S 8 (k.) + 1/2O 2 (g.) → SO (g.) - 7 kJ mol -1

1/8S 8 (k.) + O 2 (g.) → SO 2 (g.) + 297 kJ mol -1

1/8S 8 (k.) + 3/2O 2 (g.) → SO 3 (g.) + 396 kJ mol -1

Das duas primeiras equações segue-se que a decomposição do óxido de enxofre em dióxido de enxofre e enxofre é acompanhada pela liberação de uma grande quantidade de calor

2SO (g.) → 1/8S 8 (k.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1

Portanto, não é surpreendente que o óxido de enxofre não seja conhecido como um composto estável, mas exista apenas como moléculas extremamente reativas num estado gasoso muito rarefeito ou em matrizes congeladas. Este óxido tem a estrutura

com dois elétrons tendo spins paralelos e se assemelha às moléculas de O 2 e S 2.

Dióxido de enxofre SO 2 é formado durante a combustão de enxofre ou sulfetos, como a pirita (FeS 2)

S + O 2 → SO 2

FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

É um gás incolor com odor pungente característico. Os pontos de fusão e ebulição do dióxido de enxofre são -75 e -10 °C, respectivamente.

No laboratório, o dióxido de enxofre é geralmente produzido pela ação de um ácido forte sobre o sulfito ácido de sódio sólido.

H 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaHSO 4 + H 2 O + SO 2

Pode ser limpo e seco borbulhando ácido sulfúrico concentrado. O dióxido de enxofre tem a seguinte estrutura eletrônica:

Esta estrutura usa um 3 d-orbital, bem como 3 é-orbital e três 3 p-orbitais. O comprimento da ligação enxofre-oxigênio determinado experimentalmente é 143 pm; isto é um pouco menor do que o valor de 149 pm que seria esperado para uma ligação dupla. O ângulo OSO é 119,5°.

Grandes quantidades de dióxido de enxofre são usadas para produzir ácido sulfúrico, ácido sulfuroso e sulfitos. O SO 2 mata fungos e bactérias e é usado para enlatar e secar ameixas, damascos e outras frutas. Uma solução de sulfito de cálcio ácido Ca(HSO 3) 2, obtida pela reação do dióxido de enxofre com hidróxido de cálcio, é utilizada na produção de celulose de papel a partir da madeira. Ele dissolve a lignina, substância que mantém unidas as fibras de celulose, e libera essas fibras, que são então processadas em papel.

Trióxido (trióxido) o enxofre SO 3 é formado em quantidades muito pequenas quando o enxofre queima no ar. Geralmente é produzido pela oxidação do dióxido de enxofre com ar na presença de um catalisador. A reação de formação deste composto a partir de substâncias simples é exotérmica, mas menos exotérmica (por átomo de oxigênio) do que a reação de formação de dióxido de enxofre. Recurso de equilíbrio

SO 2 (g.) + 1/2O 2 (g.) → SO 3 (g.)

é que um rendimento satisfatório de SO 3 pode ser obtido em baixas temperaturas; a reação prossegue quase completamente. Contudo, a baixas temperaturas a velocidade de reacção é tão baixa que a combinação directa de reagentes não pode ser utilizada como base para um processo industrial. Em altas temperaturas, quando uma taxa de reação satisfatória é alcançada, o rendimento é baixo devido à posição de equilíbrio desfavorável.

A solução para este problema foi a descoberta de catalisadores apropriados (platina, pentóxido de vanádio), que aceleram a reação sem afetar o seu equilíbrio. A reação catalítica não ocorre em uma mistura gasosa, mas na superfície do catalisador quando as moléculas entram em contato com ele. Na prática, o dióxido de enxofre, obtido pela queima de enxofre ou pirita, é misturado com ar e passado sobre um catalisador a uma temperatura de 400-450°C. Nestas condições, aproximadamente 99% do dióxido de enxofre é convertido em trióxido de enxofre. Este método é utilizado principalmente na produção de ácido sulfúrico.

O trióxido de enxofre é um gás altamente corrosivo; combina vigorosamente com água para dar ácido sulfúrico

SO 3 (g.) + H 2 O (l.) → H 2 SO 4 (l.) + 130 kJ mol -1

Arroz. 8.3. Trióxido de enxofre e alguns ácidos de enxofre e oxigênio.

O trióxido de enxofre se dissolve facilmente em ácido sulfúrico para formar óleo, ou ácido sulfúrico fumegante consistindo principalmente de ácido dissulfúrico H 2 S 2 O 7 (também chamado de ácido pirossulfúrico)

SO 3 + H 2 SO 4 ⇔ H 2 S 2 O 7

A 44,5°C, o trióxido de enxofre condensa-se num líquido incolor, que solidifica a 16,8°C para formar cristais transparentes. Esta substância é polimórfica e os cristais formados a 16,8°C são uma forma instável (forma α). A forma estável são os cristais sedosos, semelhantes ao amianto, que se formam quando cristais alfa ou líquidos são mantidos por um curto período de tempo na presença de vestígios de umidade (Fig. 8.3). Existem também várias outras formas desta substância, mas são difíceis de estudar devido à conversão extremamente lenta de uma forma em outra. A temperaturas acima de 50°C, os cristais semelhantes ao amianto evaporam lentamente, formando vapor de SO 3.

Moléculas de trióxido de enxofre na fase gasosa, em líquido e em cristais alfa possuem estrutura eletrônica

A molécula tem uma estrutura plana com o mesmo comprimento de ligação (143 pm) da molécula de dióxido de enxofre.

As propriedades do trióxido de enxofre podem ser explicadas em grande parte pela menor estabilidade da ligação dupla enxofre-oxigênio em comparação com duas ligações simples entre eles. Assim, como resultado da reação com a água, uma ligação dupla no trióxido de enxofre é substituída por duas ligações simples no ácido sulfúrico resultante.

A maior estabilidade do produto é evidenciada pela grande quantidade de calor liberada durante a reação.

Ácido sulfuroso

Uma solução de ácido sulfuroso H 2 SO 3 é preparada dissolvendo dióxido de enxofre em água. Tanto o ácido sulfuroso quanto seus sais, os sulfitos, são fortes agentes redutores. Eles formam ácido sulfúrico H 2 SO 4 e sulfatos quando oxidados com oxigênio, halogênios, peróxido de hidrogênio e agentes oxidantes semelhantes.

O ácido sulfuroso tem a estrutura

Ácido sulfúrico e sulfatos

O ácido sulfúrico H 2 SO 4 é um dos produtos químicos mais importantes utilizados na indústria química e indústrias relacionadas. É um líquido oleoso pesado (densidade 1,838 g cm -3), que fumega levemente no ar devido à liberação de vestígios de trióxido de enxofre, que se combinam com o vapor d'água para formar gotículas de ácido sulfúrico. O ácido sulfúrico puro, quando aquecido, produz vapor rico em trióxido de enxofre e ferve a 338°C, mantendo uma composição constante (98% H 2 SO 4 e 2% H 2 O). Este é o “ácido sulfúrico concentrado” industrial comum.

O ácido sulfúrico concentrado é altamente corrosivo. Ela se conecta avidamente com a água; a mistura com água é acompanhada pela liberação de grande quantidade de calor como resultado da formação do íon hidrônio

H 2 SO 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + SO 4 2-

Para diluir ácido sulfúrico concentrado deve ser derramado na água em um jato fino enquanto agita a solução; água não pode ser adicionada ao ácido, pois isso causará fervura e fortes respingos de ácido. Um ácido diluído ocupa um volume menor que seus componentes, e o efeito da redução de volume é máximo na proporção H 2 SO 4: H 2 O = 1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-].

Propriedades químicas e usos do ácido sulfúrico

O uso do ácido sulfúrico é determinado por suas propriedades químicas - é utilizado como ácido, como agente desidratante e como agente oxidante.

O ácido sulfúrico possui alto ponto de ebulição (330°C), o que permite sua utilização no processamento de sais de ácidos mais voláteis para a obtenção desses ácidos. O ácido nítrico, por exemplo, pode ser preparado aquecendo nitrato de sódio com ácido sulfúrico

NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3

O ácido nítrico é destilado a 86°C. O ácido sulfúrico também é usado para produzir fertilizantes fosfatados solúveis, sulfato de amônio usado como fertilizante, outros sulfatos e muitos produtos químicos e farmacêuticos. O aço geralmente é limpo de ferrugem por imersão em um banho de ácido sulfúrico ("decapagem") antes de ser revestido com zinco, estanho ou esmalte. O ácido sulfúrico serve como eletrólito nas baterias de chumbo convencionais.

O ácido sulfúrico tem uma capacidade tão forte de absorver água que pode ser usado como um desidratador eficaz. Os gases que não reagem com o ácido sulfúrico podem ser secos passando-os por ele. O poder desidratante do ácido sulfúrico concentrado é tão grande que compostos orgânicos como o açúcar, sob sua ação, perdem hidrogênio e oxigênio na forma de água.

$C_(12)H_(22)O_(11) \rightarrow 12C + 11H_(2)O$

Açúcar (sacarose) H 2 SO 4

Muitos explosivos, como a nitroglicerina, são produzidos pela reação entre compostos orgânicos e ácido nítrico, resultando na formação de explosivos e água, por ex.

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3H 2 O

Glicerol H 2 SO 4 Nitroglicerina

Para que essas reações reversíveis ocorram da esquerda para a direita, o ácido nítrico é misturado ao ácido sulfúrico, que, devido ao seu efeito desidratante, promove a formação de produtos de reação. (Dois outros exemplos são dados na Seção 7.7.)

O ácido sulfúrico concentrado a quente é um forte agente oxidante; o produto de sua redução é o dióxido de enxofre. O ácido sulfúrico dissolve o cobre e pode até oxidar o carbono

Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

A dissolução do cobre em ácido sulfúrico concentrado a quente ilustra a reação geral - dissolução de um metal inativo em um ácido com a ação simultânea de um agente oxidante. Os metais ativos são oxidados a cátions pela ação de um íon hidrogênio, que é então reduzido a hidrogênio elementar, por exemplo

Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (g.)

Uma reação semelhante não ocorre com o cobre. No entanto, o cobre pode ser oxidado em íon Cu 2+ pela ação de um agente oxidante forte, como cloro ou ácido nítrico, ou, como mostrado acima, com ácido sulfúrico concentrado a quente.

Sulfatos

O ácido sulfúrico combina-se com bases para formar sulfatos médios, como K 2 SO 4 (sulfato de potássio) e sulfatos ácidos (às vezes chamados de bissulfatos), como sulfato ácido de potássio KHSO 4.

Sulfatos pouco solúveis são encontrados na forma de minerais, que incluem CaSO 4 · 2H 2 O (gesso), SrSO 4, BaSO 4 (barita) e PbSO 4. O menos solúvel de todos os sulfatos é o sulfato de bário; portanto, sua formação como precipitado branco serve como uma reação qualitativa ao íon sulfato.

Os sulfatos solúveis mais comuns incluem: Na 2 SO 4 10H 2 O, (NH 4) 2 SO 4, MgSO 4 7H 2 O (sal amargo), CuSO 4 5H 2 O (sulfato de cobre), FeSO 4 7H 2 O, ( NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O (um sal bem cristalizado e facilmente purificado usado em química analítica para a preparação de soluções padrão de ferro divalente), ZnSO 4 7H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O (alúmen), (NH 4)Al(SO 4) 2 12H 2 O (alúmen de alumínio-amônio) e KCr(SO 4) 2 12H 2 O (alúmen de cromo).

Ácidos tio- ou sulfônicos

Tiossulfato de sódio Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O (incorretamente chamado de “hipossulfito de sódio”) é uma substância usada em fotografia. É obtido fervendo uma solução de sulfito de sódio com enxofre puro

SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-

Íon bissulfito Íon tiossulfato

O ácido tiosulfúrico H 2 S 2 O 3 é instável; Quando o tiossulfato é tratado com ácido, formam-se dióxido de enxofre e enxofre.

A estrutura do íon tiossulfato S 2 O 3 2- é interessante porque os dois átomos de enxofre não são equivalentes. Este íon é um íon sulfato SO 4 2-, no qual um dos átomos de oxigênio é substituído por um átomo de enxofre (Fig. 8.4). O átomo de enxofre central pode receber um estado de oxidação de +6, e o átomo de enxofre anexado pode receber um estado de oxidação de -2.

O íon tiossulfato é facilmente oxidado, especialmente pelo iodo, em íon tetrationato S 4 O 6 2-

2S 2 O 3 2- → S 4 O 6 2- +2 e

2S 2 O 3 2- +I 2 → S 4 O 6 2- + 2I -

Esta reação entre o íon tiossulfato e o iodo é amplamente utilizada na análise quantitativa de substâncias com propriedades oxidantes ou redutoras.

Arroz. 8.4.Íons tiossulfato e tetrationato.

Selênio e telúrio

Os compostos de selênio transargonóides se assemelham muito aos compostos de enxofre correspondentes. Os selenatos, sais do ácido selênico H 2 SeO 4, são muito semelhantes aos sulfatos. O ácido telúrico tem a fórmula Te(OH) 6, e o grande átomo central tem um número de coordenação não 4, mas 6, assim como o átomo de iodo na molécula de H 5 IO 6.

Diapositivo 2

Enxofre, selênio e telúrio são elementos do subgrupo principal do grupo VI, membros da família dos calcogênios.

Diapositivo 3

Enxofre

O enxofre é uma das substâncias conhecidas pela humanidade desde tempos imemoriais. Até mesmo os antigos gregos e romanos encontraram vários usos práticos para ela. Pedaços de enxofre nativo eram usados ​​para realizar o ritual de expulsão de espíritos malignos.

Diapositivo 4

Telúrio

Em uma das regiões da Áustria, chamada Semigorye, um estranho minério branco-azulado foi descoberto no século XVIII.

Diapositivo 5

selênio

O selênio é um dos elementos que o homem conhecia antes mesmo de sua descoberta oficial. Este elemento químico foi muito bem mascarado por outros elementos químicos de características semelhantes ao selênio. Os principais elementos que o mascaram eram o enxofre e o telúrio.

Diapositivo 6

Recibo

O método de oxidação do sulfeto de hidrogênio em enxofre elementar foi desenvolvido pela primeira vez na Grã-Bretanha, onde aprenderam a obter quantidades significativas de enxofre do Na2CO3 remanescente após a produção de refrigerante usando o método do químico francês N. Leblanc de sulfeto de cálcio CaS. O método de Leblanc baseia-se na redução do sulfato de sódio com carvão na presença de calcário CaCO3. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS

Diapositivo 7

A soda é então lixiviada com água e a suspensão aquosa de sulfeto de cálcio pouco solúvel é tratada com dióxido de carbono.

CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S O sulfeto de hidrogênio H2S resultante misturado com ar é passado em um forno sobre uma camada de catalisador. Neste caso, devido à oxidação incompleta do sulfeto de hidrogênio, forma-se enxofre 2H2S + O2 = 2H2O + 2S

Diapositivo 8

Quando aquecido com ácido clorídrico, o ácido selênico é reduzido a ácido selenoso. Em seguida, o dióxido de enxofre SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 é passado através da solução resultante de ácido selenoso.Para purificar, o selênio é então queimado em oxigênio saturado com vapores de ácido nítrico fumegante HNO3. Neste caso, o dióxido de selênio puro SeO2 sublima. A partir de uma solução de SeO2 em água, após adição de ácido clorídrico, o selênio é novamente precipitado pela passagem de dióxido de enxofre pela solução.

Diapositivo 9

Para separar o Te das lamas, elas são sinterizadas com soda seguida de lixiviação. O Te entra em uma solução alcalina, da qual, ao ser neutralizado, precipita na forma de TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. Para purificar o telúrio a partir de S e Se, utiliza-se sua capacidade, sob a ação de um agente redutor (Al) em meio alcalino, de se transformar em ditelureto dissódico solúvel Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.

Diapositivo 10

Para precipitar o telúrio, passa-se ar ou oxigênio pela solução: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Para obter telúrio de pureza especial, ele é clorado: Te+2Cl2=TeCl4. O tetracloreto resultante é purificado por destilação ou retificação. Em seguida, o tetracloreto é hidrolisado com água: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl, e o TeO2 resultante é reduzido com hidrogênio: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.

Diapositivo 11

Propriedades físicas

Diapositivo 12

Propriedades quimicas

No ar, o enxofre queima, formando dióxido de enxofre - um gás incolor com odor pungente: S + O2 → SO2 As propriedades redutoras do enxofre se manifestam nas reações do enxofre com outros não metais, mas à temperatura ambiente o enxofre reage apenas com o flúor : S + 3F2 → SF6

Diapositivo 13

O enxofre fundido reage com o cloro, podendo formar dois cloretos inferiores 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Quando aquecido, o enxofre também reage com o fósforo, formando uma mistura de sulfetos de fósforo, entre os quais está o sulfeto superior P2S5: 5S + 2P → P2S2 Além disso, quando aquecido, o enxofre reage com hidrogênio, carbono, silício: S + H2 → H2S (sulfeto de hidrogênio) C + 2S → CS2 (dissulfeto de carbono)

Diapositivo 14

Das substâncias complexas, deve-se notar em primeiro lugar a reação do enxofre com o álcali fundido, em que o enxofre é desproporcional de forma semelhante ao cloro: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Com ácidos oxidantes concentrados, o enxofre reage apenas com aquecimento prolongado: S+ 6HNO3 (conc.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (conc.) → 3SO2 + 2H2O

Diapositivo 15

A 100–160°C é oxidado pela água: Te+2H2O= TeO2+2H2 Quando fervido em soluções alcalinas, o telúrio se desproporciona para formar telureto e telurito: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.

Diapositivo 16

Diluir HNO3 oxida Te em ácido telúrico H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Agentes oxidantes fortes (HClO3, KMnO4) oxidam Te em ácido telúrico fraco H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Os compostos de telúrio (+2) são instáveis ​​e propensos à desproporção: 2TeCl2=TeCl4+Te.

Diapositivo 17

Quando aquecido ao ar, queima para formar SeO2 cristalino incolor: Se + O2 = SeO2. Reage com a água quando aquecido: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. O selênio reage quando aquecido com ácido nítrico para formar ácido selenoso H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.

Diapositivo 18

Quando fervido em soluções alcalinas, o selênio desproporciona: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Se o selênio for fervido em uma solução alcalina através da qual passa ar ou oxigênio, formam-se soluções marrom-avermelhadas contendo poliselenetos: K2Se + 3Se = K2Se4