Chimia Elementelor Nemetale ale subgrupului VIA

Elementele subgrupului VIA sunt nemetale, cu excepția Po.

Oxigenul este foarte diferit de alte elemente din subgrup și joacă un rol special în chimie. Prin urmare, chimia oxigenului este evidențiată într-o prelegere separată.

Sulful este cel mai important dintre celelalte elemente. Chimia sulfului este foarte extinsă, deoarece sulful formează o mare varietate de compuși. Compușii săi sunt utilizați pe scară largă în practica chimică și în diverse industrii. Când se discută nemetale din subgrupul VIA, cea mai mare atenție va fi acordată chimiei sulfului.

Probleme cheie abordate în cadrul prelegerii

Caracteristicile generale ale nemetalelor din subgrupul VIA. Compuși naturali Sulf

Substanță simplă Compuși ai sulfului

Hidrogen sulfurat, sulfuri, polisulfuri

Dioxid de sulf. Sulfiți

Trioxid de sulf

Acid sulfuric. proprietăți oxidative. sulfați

Alți compuși ai sulfului

seleniu, telur

Substanțe simple Compuși ai seleniului și telurului

Selenuri și telururi

Compușii Se și Te în stare de oxidare (+4)

Acizi selenic și teluric. proprietăți oxidative.

				Elemente ale subgrupului VIA
					caracteristici generale
						Elementele p aparțin subgrupului VIA: acid-
					genul O, sulf S, seleniu Se, teluriu Te, poloniu Po.
									Formula generală pentru electronii de valență
									tronuri - ns 2 np 4 .
			oxigen
						Oxigenul, sulful, seleniul și telurul sunt nemetale.
					Ele sunt adesea grupate sub denumirea comună „calcogeni”,
					care înseamnă „formarea minereurilor”. Intr-adevar multi
					metalele se găsesc în natură sub formă de oxizi și sulfuri;
					în minereuri sulfurate				in cantitati mici cu
					există selenide și telururi.
						Poloniul este un element radioactiv foarte rar care
					care este un metal.
			molibden
						Pentru a crea un stabil de opt electroni
					atomilor de calcogen le lipsesc doar doi electro-
					nou Starea minimă de oxidare (–2) este
			tungsten		rezistent la toate elementele. Este acest grad de oxidare
					elementele se prezintă în compuși naturali - ok-
					laturi, sulfuri, selenide și telururi.
						Toate elementele subgrupului VIA, cu excepția O, sunt expuse
			seaborgiu		stări pozitive de oxidare +6 și +4. Cel mai-
					cea mai mare stare de oxidare a oxigenului este +2, prezintă
	numai împreună cu F.

Cele mai caracteristice stări de oxidare pentru S, Se, Te sunt

xia: (–2), 0, +4, +6, pentru oxigen: (–2), (–1), 0.

În trecerea de la S la Te, stabilitatea celei mai înalte stări de oxidare este de +6

scade, iar stabilitatea stării de oxidare +4 crește.

Pentru Se, Te, Po, - cea mai stabilă stare de oxidare este +4.

Unele caracteristici ale atomilor elementelor ViB - subgrupuri

		Relativ	Prima energie
		electrootri-	ionizare,
		valoare	kJ/mol
		(conform sondajului)
				o creştere a numărului de
				straturi de tron;
				o creștere a dimensiunii unui atom;
				scăderea energiei io-
				scăderea electrică
				valorile

După cum se poate observa din datele de mai sus , oxigenul este foarte diferit de alte elemente ale subgrupului valoare mare a energiei de ionizare, ma-

raza orbitală mare a atomului și electronegativitate mare, doar F are o electronegativitate mai mare.

Oxigenul, care joacă un rol cu ​​totul special în chimie, a fost considerat de la

în mod sensibil. Dintre celelalte elemente ale grupului VIA, sulful este cel mai important.

			Sulful formează un număr foarte mare de diverse
			conexiuni diferite. Compușii săi sunt cunoscuți din aproape toți
			mi elemente, cu excepția Au, Pt, I și a gazelor nobile. cro-
			me de compuși larg răspândiți S în puteri
	3s2 3p4
			oxidarea (–2), +4, +6, sunt cunoscute, de regulă,
			compuși stabili în stări de oxidare: +1 (S2 O), +2

(SF2, SC12), +3 (S203, H2S204). Varietatea compușilor cu sulf este confirmată și de faptul că sunt cunoscuți doar aproximativ 20 de acizi S care conțin oxigen.

Puterea legăturii dintre atomii de S se dovedește a fi proporțională cu

leagă S cu alte nemetale: O, H, Cl, prin urmare, S se caracterizează prin

inclusiv pirita minerală foarte comună, FeS2 și acizii politionici (de ex. H2 S4 O6) Astfel, chimia sulfului este destul de extinsă.

Cei mai importanți compuși ai sulfului utilizați în industrie

Cel mai utilizat compus al sulfului în industrie și în laborator este acidul sulfuric. Volumul mondial de producție de ser-

acidul este de 136 milioane de tone. (nu se produce alt acid în cantități atât de mari). Compușii comuni includ

fie acid sulfuric - sulfați, precum și săruri ale acidului sulfuros - sulfiți.

sulfuri naturale sunt folosite pentru obţinerea celor mai importante metale neferoase

talii: Cu, Zn, Pb, Ni, Co, etc. Alți compuși obișnuiți cu sulf includ: acid hidrosulfurat H2 S, di- și trioxizi de sulf: SO2

şi S03, tiosulfat Na2S2O3; acizi: disulfuric (pirosulfuric) H2 S2 O7, perox-

codisulfat H2 S2 O8 și peroxodisulfați (persulfați): Na2 S2 O8 și

(NH4)2S2O8.

Sulf în natură

ceai sub formă de substanță simplă, formând depozite mari subterane,

și sub formă de minerale sulfurate și sulfatate , precum și sub formă de compuși,

care sunt impurități din cărbune și petrol. Cărbunele și petrolul sunt obținute ca urmare a

acele descompunere a substanțelor organice, iar sulful este o parte a animalelor și plantelor

proteinele corpului. Prin urmare, atunci când cărbunele și petrolul sunt arse, se formează oxizi de sulf,

poluând mediul înconjurător.

Compuși naturali ai sulfului

Orez. Pirita FeS2 este principalul mineral folosit pentru a produce acid sulfuric.

sulf nativ;

minerale sulfurate:

FeS2 - pirita sau pirite de fier

FeCuS2 - calcopirită (cantități de cupru)

FeAsS - arsenopirit

PbS - galena sau luciu de plumb

ZnS - sfalerit sau blenda de zinc

HgS - cinabru

Cu2 S- calcocit sau luciu de cupru

Ag2 S - argentit sau luciu argintiu

MoS2 - molibdenit

Sb2 S3 - luciu stibnit sau antimoniu

As4 S4 - realgar;

sulfați:

Na2SO4. 10 H2 O - mirabilitate

CaSO4. 2H2 O - gips

CaSO4 - anhidrit

BaSObarit sau spatar greu

SrSO4 este celestină.

Orez. Gips CaSO4. 2H2O

substanță simplă

Într-o substanță simplă, atomii de sulf sunt legați de doi învecinați.

Cea mai stabilă este structura formată din opt atomi de sulf,

unite într-un inel ondulat care seamănă cu o coroană. Există mai multe modificări ale sulfului: sulf rombic, sulf monoclinic și plastic. La temperatura obișnuită, sulful este sub formă de cristale galbene fragile.

formă rombică (-S), format din

molecule ionice S8 . O altă modificare - sulful monoclinic (-S) constă, de asemenea, din inele cu opt membri, dar diferă ca locație

aranjarea moleculelor S8 în cristal. Când dis-

inelele de sulf care se topesc sunt rupte. În același timp, mo-

se pot forma fire incurcate, care

Orez. Sulf

se face topirea vascoasa, cu mai departe

Pe măsură ce temperatura crește, lanțurile polimerice se pot rupe și vâscozitatea va scădea. Sulful plastic se formează în timpul răcirii puternice a topiturii

sulf și este format din lanțuri încurcate. În timp (în câteva zile), acesta va fi transformat în sulf rombic.

Sulful fierbe la 445o C. Echilibrele au loc în vapori de sulf:

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

Moleculele S2 au o structură similară cu O2.

Sulful poate fi oxidat (de obicei la SO2) și poate fi redus

actualizat la S(-2). La temperaturi obișnuite, aproape toate reacțiile care implică sulf solid sunt inhibate; au loc doar reacțiile cu fluor, clor și mercur.

Această reacție este folosită pentru a lega cele mai mici picături de mercur vărsat.

Sulful lichid și vaporos sunt foarte reactivi . Vaporii de sulf ard Zn, Fe, Cu. La trecerea pe lângă H 2 peste sulf topit se formează

H 2 S. În reacţiile cu hidrogenul şi metalele, sulful acţionează ca un oxidant

Sulful poate fi ușor oxidat sub acțiunea halogenilor.

si oxigen. Când este încălzit în aer, sulful arde cu o flacără albastră, oxidându-se

până la SO2.

S + O2 = SO2

Sulful este oxidat cu acizi sulfuric și azotic concentrați:

S + 2H2SO4 (conc.) = 3SO2 + 2H2O,

S + 6HNO3 (conc.) = H2SO4 + 6 NO2 + 2H2O

În soluțiile alcaline fierbinți, sulful este disproporționat.

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

Când sulful reacţionează cu o soluţie de sulfură de amoniu, galben-roşu ioni de polisulfură(–S–S–)n sau Sn 2– .

Când sulful este încălzit cu o soluție de sulfit, se obține tiosulfat și

atunci când este încălzit cu o soluție de cianură - tiocianat:

S + Na2SO3 = Na2S2O3, S + KCN = KSCN

Tiocianatul sau tiocianatul de potasiu este utilizat pentru detectarea analitică a ionilor de Fe3+:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Compusul complex rezultat are o culoare roșie sânge,

chiar și la o concentrație scăzută de ioni de Fe3+ hidratați în

Aproximativ 33 de milioane de tone de sulf nativ sunt extrase anual în lume. Cantitatea principală de sulf extras este procesată în acid sulfuric și utilizată

utilizat în industria cauciucului pentru vulcanizarea cauciucului. Adăugați sulf

se leagă de legături duble ale macromoleculelor de cauciuc, formând punți disulfurice

ki -S- S-, prin urmare, ca și cum le-ar „cusă”, ceea ce conferă cauciucului rezistență și elasticitate. Când o cantitate mare de sulf este introdusă în cauciuc, ebo-

nit, care este un bun material izolant folosit în inginerie electrică. Sulful este, de asemenea, folosit în produse farmaceutice pentru a face unguente pentru piele și în agricultură pentru a controla dăunătorii plantelor.

Compuși ai sulfului

Hidrogen sulfurat, sulfuri, polisulfuri

Hidrogenul sulfurat H 2 S se găsește în mod natural în apele minerale sulfurice,

prezente în gazele vulcanice și naturale, formate în timpul descompunerii albului

corpuri kov.

Hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu miros de ou stricat și este foarte toxic.

Este ușor solubil în apă, la temperatura camerei, trei volume de H2S gazos se dizolvă într-un volum de apă.Concentrația de H2S în saturate

nom soluție este de ~ 0,1 mol/l . Când este dizolvat în apă, se formează

acid hidrosulfurat, care este unul dintre cei mai slabi acizi:

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Executor testamentar:											Sunt cunoscute multe sulfuri naturale (vezi lista mineralelor sulfurate). Sulfurile multor metale grele neferoase (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) sunt sunt minereuri importante din punct de vedere industrial. Ele sunt transformate în oxizi prin arderea în aer, de exemplu, 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 atunci oxizii se reduc cel mai adesea cu cărbune: ZnO + C = Zn + CO Uneori, oxizii sunt aduși în soluție prin acțiunea unui acid, iar apoi soluția este supusă electrolizei pentru a reduce metalul. Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt practic compuși chimic ionici. Sulfurile altor metale - avantaj compuși veno-covalenți, de regulă, de compoziție nestoichiometrică. Multe nemetale formează și sulfuri covalente: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Sunt cunoscute sulfuri naturale As și Sb. Sulfuri ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și sulfuri alimentarea cu amoniu este foarte solubilă în apă, restul sulfurilor sunt insolubile rime. Sunt izolate din soluții sub formă de precipitate colorate caracteristic, De exemplu, Pb(N03)2 + Na2S = PbS (t.) + 2 NaN03 Această reacție este utilizată pentru a detecta H2S și S2– în soluție. Unele dintre sulfurile insolubile în apă pot fi aduse în soluție de acizi, datorită formării unui acid hidrosulfuric foarte slab și volatil. acid nativ, de exemplu, NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Sulfurile pot fi dizolvate în acizi: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Sulfuri metalice și valori PR sulfuri Culoarea sedimentului Valoarea PR 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 maro 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Sulfurile, caracterizate printr-o valoare foarte scăzută a produsului de solubilitate, nu se pot dizolva în acizi cu formarea de H2S. În ki- sulfurile nu se dizolvă în fante: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Dacă reacția de dizolvare a sulfurei datorită formării de H2S este imposibilă, apoi poate fi transferat într-o soluție prin acțiunea acidului azotic concentrat sloturi sau acva regia. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Anionul sulfură S 2– este un puternic acceptor de protoni (os- inovație conform lui Brønsted). Asa de sulfuri foarte solubile

Subgrupul de oxigen include cinci elemente: oxigen, sulf, seleniu, teluriu și poloniu (un metal radioactiv). Acestea sunt elementele p ale grupei VI a sistemului periodic al lui D.I. Mendeleev. Au un nume de grup - calcogeni, care înseamnă „formarea minereurilor”.

Proprietățile elementelor din subgrupa oxigenului

Proprietăți				Acestea	Ro
1. Număr de comandă
2. Electroni de valență	2 s 2 2p 4	Z s 2 3r 4	4 s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Energie Ionizarea atomului, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Relativ electronegativitatea	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Starea de oxidare în compuși	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Raza atomică, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

Atomii de calcogen au aceeași structură a nivelului de energie externă - ns 2 nr 4 . Aceasta explică asemănarea proprietăților lor chimice. Toți calcogenii din compușii cu hidrogen și metale prezintă o stare de oxidare de -2, iar în compușii cu oxigen și alte nemetale active, de obicei +4 și +6. Pentru oxigen, precum și pentru fluor, o stare de oxidare egală cu numărul de grup nu este tipică. Prezintă o stare de oxidare de obicei -2 și în combinație cu fluor +2. Astfel de valori ale stărilor de oxidare rezultă din structura electronică a calcogenilor

Atomul de oxigen are doi electroni nepereche în subnivelul 2p. Electronii săi nu pot fi separați, deoarece nu există un subnivel d la nivelul exterior (al doilea), adică nu există orbiti liberi. Prin urmare, valența oxigenului este întotdeauna egală cu doi, iar starea de oxidare este -2 și +2 (de exemplu, în H 2 O și OF 2). Acestea sunt aceleași valențe și stări de oxidare ale atomului de sulf în starea neexcitată. La trecerea la o stare excitată (care are loc în timpul furnizării de energie, de exemplu, în timpul încălzirii), la atomul de sulf, 3 R— și apoi electroni 3s (indicați prin săgeți). Numărul de electroni nepereche și, în consecință, valența în primul caz este de patru (de exemplu, în SO 2), iar în al doilea - șase (de exemplu, în SO 3). Evident, chiar și valențele 2, 4, 6 sunt caracteristice analogilor de sulf - seleniu, teluriu și poloniu, iar stările lor de oxidare pot fi egale cu -2, +2, +4 și +6.

Compușii de hidrogen ai elementelor subgrupului de oxigen sunt responsabili formula H2R (R - simbolul elementului): H 2 O, H 2 S, H2S e, H2 Te. Ei sunasunteți acidul acid hidrogenat. Când sunt dizolvate în apă, se formeazăacizi. Puterea acestor acizi crește odată cu creșterea numărul atomic al elementului, care se explică prin scăderea energiei legături în seria compuşilor H2 R . Apa care se disociază în ioni H + și O A lui electrolit amfoter.

Sulf, seleniul și telurul formează aceleași forme de compuși cu oxigenul de tipul RO 2 și R Aproximativ 3- . Ele corespund acizilor de tip H2 RO3 și H2R Aproximativ 4- . Odată cu creșterea numărului ordinal al elementului, puterea acestor acizi scade.vaet. Toate prezintă proprietăți oxidante și acizi de acest tip H2R Aproximativ 3 sunt, de asemenea, reparatori.

Proprietățile substanțelor simple se schimbă în mod natural: cu o creștere asarcina nucleului, cele nemetalice slăbesc, iar cele metalice cresc. proprietăți. Deci, oxigenul și telurul sunt nemetale, dar acesta din urmă areluciu metalic și conduce electricitatea.

Seleniul nu este distribuit pe scară largă în natură. Conținutul de seleniu din scoarța terestră este de . Compușii săi se găsesc ca impurități în compușii naturali ai sulfului cu metale și. Prin urmare, seleniul este obținut din deșeuri generate în producția de acid sulfuric, în rafinarea electrolitică a cuprului și în alte procese.

Telurul este unul dintre elementele rare: conținutul său în scoarța terestră este doar de .

În stare liberă, seleniul, ca și sulful, formează mai multe modificări alotrope, dintre care cele mai cunoscute sunt seleniul amorf, care este o pulbere roșu-brun, și seleniul gri, care formează cristale fragile cu o strălucire metalică.

Telurul este cunoscut și sub forma unei modificări amorfe și sub formă de cristale de culoare gri deschis cu un luciu metalic.

Seleniul este un semiconductor tipic (vezi § 190). O proprietate importantă a acestuia ca semiconductor este o creștere bruscă a conductibilității electrice atunci când este iluminată. La limita seleniului cu un conductor metalic, se formează un strat de barieră - o secțiune a circuitului care poate trece curentul electric într-o singură direcție. În legătură cu aceste proprietăți, seleniul este utilizat în tehnologia semiconductoarelor pentru fabricarea redresoarelor și fotocelulelor cu un strat de barieră. Telurul este, de asemenea, un semiconductor, dar utilizarea sa este mai limitată. Selenurile și telururile unor metale au, de asemenea, proprietăți semiconductoare și sunt utilizate în electronică. În cantități mici, telurul servește ca un adaos de aliaj la plumb, îmbunătățindu-i proprietățile mecanice.

Selenura de hidrogen și telurura de hidrogen sunt gaze incolore cu un miros dezgustător. Soluțiile lor apoase sunt acizi, ale căror constante de disociere sunt ceva mai mari decât constanta de disociere a hidrogenului sulfurat.

Din punct de vedere chimic, seleniura de hidrogen și telurura de hidrogen sunt extrem de asemănătoare cu hidrogenul sulfurat. La fel ca hidrogenul sulfurat, acestea au proprietăți foarte reducătoare. Când sunt încălzite, ambele se descompun. În același timp, este mai puțin stabil decât: așa cum se întâmplă în seria de halogenuri de hidrogen, rezistența moleculelor scade în timpul tranziției. Sărurile de hidrogen selenidură și hidrogen telurura - selenide și telururi - sunt similare cu sulfurile în ceea ce privește solubilitatea în apă și acizi. Acționând asupra selenidelor și telururilor cu acizi tari, se pot obține hidrogen selenidură și hidrogen telurura.

Când seleniul și telurul sunt arse în aer sau în oxigen, se obțin dioxizi și care în condiții normale sunt în stare solidă și sunt anhidride ale acizilor selenos și telurosi.

Spre deosebire de dioxidul de sulf, și prezintă proprietăți predominant oxidante, recuperându-se cu ușurință la seleniu și telur liber, de exemplu:

Prin acțiunea agenților oxidanți puternici, dioxizii de seleniu și teluriu pot fi transformați în acizi selenic și, respectiv, teluric.

CALCOGENE
SUBGRUP VIA. CALCOGENE
OXIGEN
Elementul oxigen O este al optulea element al Tabelului Periodic al Elementelor și primul element al subgrupului VIA (Tabelul 7a). Acest element este cel mai abundent în scoarța terestră, reprezentând aproximativ 50% (greutate). Aerul pe care îl respirăm conține CALCOGENE, 20% din oxigen este în stare liberă (nelegată), iar 88% din oxigen se află în hidrosferă în stare legată sub formă de apă H2O.
Cel mai comun izotop este 168O. Nucleul unui astfel de izotop conține 8 protoni și 8 neutroni. Semnificativ mai puțin comun (0,2%) izotop cu 10 neutroni, 188O. Și mai puțin comun (0,04%) este izotopul cu 9 neutroni, 178O. Masa medie ponderată a tuturor izotopilor este 16,044. Deoarece masa atomică a izotopului de carbon cu numărul de masă 12 este exact 12.000 și toate celelalte mase atomice se bazează pe acest standard, masa atomică a oxigenului conform acestui standard ar trebui să fie 15,9994.
Oxigenul este un gaz biatomic, precum hidrogenul, azotul și halogenii fluor, clor (bromul și iodul formează și molecule diatomice, dar nu sunt gaze). Majoritatea oxigenului folosit în industrie provine din atmosferă. Pentru a face acest lucru, au fost dezvoltate metode relativ ieftine pentru a lichefia aerul purificat chimic folosind cicluri de compresie și refrigerare. Aerul lichefiat este încălzit lent, în timp ce compuși mai volatili și ușor vaporizați sunt eliberați, iar oxigenul lichid se acumulează. Această metodă se numește distilare fracționată sau distilare a aerului lichid. În acest caz, contaminarea oxigenului cu un amestec de azot este inevitabilă, iar pentru a obține oxigen de înaltă puritate, procesul de rectificare se repetă până când azotul este complet îndepărtat.
Vezi și AIR.
La o temperatură de 182,96 ° C și o presiune de 1 atm, oxigenul se transformă dintr-un gaz incolor într-un lichid albastru pal. Prezența culorii indică faptul că substanța conține molecule cu electroni nepereche. La 218,7°C, oxigenul se solidifică. O2 gazos este de 1,105 ori mai greu decât aerul, iar la 0 ° C și 1 atm 1 l de oxigen are o masă de 1,429 g. Gazul este ușor solubil în apă (CALCOGENE 0,30 cm 3 / l la 20 ° C), dar aceasta este important pentru existența vieții în apă. Masele mari de oxigen sunt folosite în industria siderurgică pentru a îndepărta rapid impuritățile nedorite, în primul rând carbonul, sulful și fosforul, sub formă de oxizi în timpul procesului de suflare sau direct prin suflarea oxigenului prin topitură. Una dintre utilizările importante ale oxigenului lichid este ca oxidant propulsor. Oxigenul stocat în cilindri este folosit în medicină pentru a îmbogăți aerul cu oxigen, precum și în tehnologia de sudare și tăiere a metalelor.
Formarea oxizilor. Metalele și nemetalele reacționează cu oxigenul pentru a forma oxizi. Reacțiile pot apărea cu eliberarea unei cantități mari de energie și pot fi însoțite de o strălucire puternică, fulger, ardere. Lumina blițului este produsă prin oxidarea foliei sau a sârmei de aluminiu sau magneziu. Dacă în timpul oxidării se formează gaze, acestea se extind ca urmare a degajării de căldură de reacție și pot provoca o explozie. Nu toate elementele reacţionează cu oxigenul pentru a elibera căldură. Oxizii de azot, de exemplu, se formează prin absorbția căldurii. Oxigenul reacționează cu elementele pentru a forma oxizi ai elementelor corespunzătoare a) în stare normală sau b) în stare de oxidare ridicată. Lemnul, hârtia și multe substanțe naturale sau produse organice care conțin carbon și hidrogen ard conform tipului (a), formând, de exemplu, CO, sau conform tipului (b), formând CO2.
Ozon. Pe lângă oxigenul atomic (monatomic) O și oxigenul molecular (diatomic) O2, există ozon, o substanță ale cărei molecule sunt formate din trei atomi de oxigen O3. Aceste forme sunt modificări alotrope. Prin trecerea unei descărcări electrice liniștite prin oxigen uscat, se obține ozon:
3O2 2O3 Ozonul are un miros puternic iritant și se găsește adesea lângă motoare electrice sau generatoare de energie. Ozonul la aceleași temperaturi este mai activ din punct de vedere chimic decât oxigenul. De obicei reactioneaza cu formarea de oxizi si eliberarea de oxigen liber, de exemplu: Hg + O3 -> HgO + O2 Ozonul este eficient pentru purificarea apei (dezinfectia), pentru albirea tesaturilor, amidon, purificarea uleiului, pentru uscarea si imbatranirea lemnului. și ceai, în producția de vanilină și camfor. Vezi OXIGEN.
SULF, SELENIU, TELURIU, POLONIU
În trecerea de la oxigen la poloniu în subgrupa VIA, schimbarea proprietăților de la nemetalic la metal este mai puțin pronunțată decât în ​​elementele subgrupului VA. Structura electronică a calcogenilor ns2np4 sugerează mai degrabă acceptarea electronilor decât întoarcerea lor. Retragerea parțială a electronilor din metalul activ la calcogen este posibilă cu formarea unui compus cu o legătură parțial ionică, dar nu la același grad de ionicitate ca un compus similar cu oxigen. Metalele grele formează calcogenuri cu o legătură covalentă, compușii sunt colorați și complet insolubili.
forme moleculare. Formarea unui octet de electroni în jurul fiecărui atom se realizează în stare elementară datorită electronilor atomilor vecini. Ca rezultat, de exemplu, în cazul sulfului, se obține o moleculă S8 ciclică, construită conform tipului corona. Nu există nicio legătură puternică între molecule, așa că sulful se topește, fierbe și se evaporă la temperaturi scăzute. Seleniul, care formează molecula Se8, are o structură și un set de proprietăți similare; telurul formează probabil lanțuri Te8, dar această structură nu a fost stabilită definitiv. De asemenea, structura moleculară a poloniului nu este clară. Complexitatea structurii moleculelor determină diferitele forme ale existenței lor în stare solidă, lichidă și gazoasă (alotropie); această proprietate, evident, este o trăsătură distinctivă a calcogenilor printre alte grupuri de elemente. Cea mai stabilă formă de sulf este forma a sau sulf rombic; a doua formă metastabilă b, sau sulf monoclinic, care poate fi transformat în a-sulf la depozitare. Alte modificări ale sulfului sunt prezentate în diagramă:

A-sulful și b-sulful sunt solubili în CS2. Sunt cunoscute și alte forme de sulf. m-Form Lichidul vâscos este probabil format din structura „coroană”, ceea ce explică starea sa cauciucoasă. Cu o răcire bruscă sau o condensare a vaporilor de sulf, se formează sulf sub formă de pulbere, care se numește „culoarea sulfului”. Vaporii, precum și pulberea violetă, obținută prin răcirea rapidă a vaporilor, conform rezultatelor studiilor în câmp magnetic, conțin electroni nepereche. Pentru Se și Te, alotropia este mai puțin caracteristică, dar are o asemănare generală cu sulful, cu modificări ale seleniului similare cu modificările sulfului.
reactivitate. Toate elementele subgrupului VIA reacţionează cu donatori de un electron (metale alcaline, hidrogen, radicalul metil HCH3), formând compuşi cu compoziţia RMR, adică. prezentând un număr de coordonare de 2, cum ar fi HSH, CH3SCH3, NaSNa și ClSCl. În jurul atomului de calcogen se coordonează șase electroni de valență, doi pe coaja s de valență și patru pe coaja p de valență. Acești electroni pot participa la formarea unei legături cu un acceptor de electroni mai puternic (de exemplu, oxigen), care îi trage pentru a forma molecule și ioni. Astfel, acești calcogeni prezintă stări de oxidare II, IV, VI, formând predominant legături covalente. În familia calcogenului, manifestarea stării de oxidare VI se slăbește odată cu creșterea numărului atomic, deoarece perechea de electroni ns2 este din ce în ce mai puțin implicată în formarea legăturilor în elementele mai grele (efectul unei perechi inerte). Compuşii cu astfel de stări de oxidare includ SO şi H2S02 pentru sulf(II); SO2 și H2SO3 pentru sulf(IV); SO3 și H2SO4 pentru sulf(IV). Compușii altor calcogeni au compoziții similare, deși există unele diferențe. Există relativ puține stări de oxidare ciudate. Metodele de extragere a elementelor libere din materii prime naturale sunt diferite pentru diferiți calcogeni. În roci sunt cunoscute depozite mari de sulf liber, spre deosebire de cantități minore de alți calcogeni în stare liberă. Sulful sedimentar poate fi extras prin metoda geotehnologică (proces flash): apa supraîncălzită sau aburul este pompat prin conducta interioară pentru a topi sulful, apoi sulful topit este stoars la suprafață prin conducta concentrică exterioară cu aer comprimat. În acest fel, se obține sulf curat și ieftin din zăcămintele din Louisiana și sub Golful Mexic, în largul coastei Texasului. Seleniul și telurul sunt extrase din emisiile de gaze din metalurgia cuprului, zincului și plumbului, precum și din nămolurile electrometalurgice de argint și plumb. Unele plante, în care se concentrează seleniul, devin surse de otrăvire a lumii animale. Sulful liber își găsește o mare utilizare în agricultură ca fungicid sub formă de pulbere. Doar în SUA aproximativ 5,1 milioane de tone de sulf sunt folosite anual pentru diferite procese și tehnologii chimice. Se consumă mult sulf în producerea acidului sulfuric.
Clase separate de compuși de calcogen, în special halogenuri, diferă foarte mult în proprietăți.
Compuși cu hidrogen. Hidrogenul reacționează lent cu calcogenii pentru a forma hidruri H2M. Există o mare diferență între apă (hidrură de oxigen) și hidruri ale altor calcogeni, care au un miros dezgustător și sunt otrăvitoare, iar soluțiile lor apoase sunt acizi slabi (cel mai puternic dintre ei este H2Te). Metalele reacţionează direct cu calcogenii pentru a forma calcogenuri (de exemplu, sulfură de sodiu Na2S, sulfură de potasiu K2S). Sulful din soluțiile apoase ale acestor sulfuri formează polisulfuri (de exemplu, Na2Sx). Hidrururile de calcogen pot fi înlocuite din soluțiile acidulate de sulfuri metalice. Astfel, sulfanii H2Sx sunt izolați din soluții acidificate de Na2Sx (unde x poate fi mai mare de 50; totuși, doar sulfanii cu x ∼ 6 au fost studiați).
Halogenuri. Calcogenii reacţionează direct cu halogenii formând halogenuri de diferite compoziţii. Gama de halogeni de reacție și stabilitatea compușilor rezultați depind de raportul dintre razele de calcogen și halogen. Posibilitatea formării unei halogenuri cu o stare de oxidare ridicată a calcogenului scade odată cu creșterea masei atomice a halogenului, deoarece ionul halogenură va fi oxidat la un halogen, iar calcogenul va fi redus la un calcogen liber sau o halogenură de calcogen într-un stare de oxidare scăzută, de exemplu: TeI6 -> TeI4 + I2 Starea de oxidare I pentru sulf, se poate realiza în compusul (SCl)2 sau S2Cl2 (această compoziție nu a fost stabilită suficient de sigur). Cea mai neobișnuită dintre halogenurile de sulf este SF6, care este foarte inert. Sulful din acest compus este atât de puternic protejat de atomi de fluor încât chiar și cele mai agresive substanțe nu au practic niciun efect asupra SF6. Din Tabel. 7b că sulful și seleniul nu formează ioduri.
Sunt cunoscute halogenuri de calcogen complexe, care se formează prin interacțiunea unei halogenuri de calcogen cu ionii de halogenură, de exemplu,
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oxizi și oxoacizi. Oxizii de calcogen se formează prin interacțiunea directă cu oxigenul. Sulful arde în aer sau oxigen pentru a forma impurități SO2 și SO3. Pentru obținerea SO3 se folosesc alte metode. Când SO2 interacționează cu sulful, este posibilă formarea SO2. Seleniul și telurul formează oxizi similari, dar sunt mult mai puțin importanți în practică. Proprietățile electrice ale oxizilor de seleniu și, în special, ale seleniului pur determină creșterea aplicației lor practice în electronică și industria electrică. Aliajele de fier și seleniu sunt semiconductori și sunt folosite pentru a face redresoare. Deoarece conductivitatea seleniului depinde de lumină și temperatură, această proprietate este utilizată la fabricarea fotocelulelor și a senzorilor de temperatură. Trioxizii sunt cunoscuți pentru toate elementele acestui subgrup, cu excepția poloniului. Oxidarea catalitică a SO2 la SO3 stă ​​la baza producției industriale de acid sulfuric. SO3 solid are modificări alotropice: cristale în formă de penă, structură asemănătoare azbestului, structură asemănătoare gheții și polimeric ciclic (SO3)3. Seleniul și teluriul se dizolvă în SO3 lichid, formând compuși intercalcogeni precum SeSO3 și TeSO3. Obținerea SeO3 și TeO3 este asociată cu anumite dificultăți. SeO3 se obține dintr-un amestec gazos de Se și O2 într-un tub de descărcare, iar TeO3 se formează prin deshidratarea intensă a H6TeO6. Oxizii menționați hidrolizează sau reacționează puternic cu apa pentru a forma acizi. Acidul sulfuric este de cea mai mare importanță practică. Pentru a-l obține se folosesc două procedee - metoda contactului în continuă dezvoltare și metoda turnului de azot învechit (vezi și SULFUR).
Acidul sulfuric este un acid puternic; interacționează activ cu apa cu degajarea de căldură prin reacția H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Prin urmare, trebuie avută grijă la diluarea acidului sulfuric concentrat, deoarece supraîncălzirea poate provoca eliberarea de vapori din rezervorul de acid (arsurile de acid sulfuric sunt adesea asociat cu adăugarea unei cantități mici de acid sulfuric în apă). Datorită afinității sale mari pentru apă, H2SO4 (conc.) interacționează intens cu îmbrăcămintea din bumbac, zahărul și țesuturile vii umane, eliminând apa. Cantități uriașe de acid sunt folosite pentru tratarea suprafeței metalelor, în agricultură pentru producerea de superfosfat (vezi și FOSFOR), în prelucrarea țițeiului până la etapa de rectificare, în tehnologia polimerilor, coloranților, în industria farmaceutică și multe alte industrii. Acidul sulfuric este cel mai important compus anorganic din punct de vedere industrial. Oxoacizii calcogenilor sunt indicați în tabel. secolul al VII-lea De remarcat că unii acizi există doar în soluție, alții doar sub formă de săruri.
Printre ceilalți oxoacizi sulfurosi, un loc important în industrie îl ocupă acidul sulfuros H2SO3, care se formează atunci când SO2 este dizolvat în apă, acid slab care există doar în soluții apoase. Sărurile sale sunt destul de stabile. Acidul și sărurile sale sunt agenți reducători și sunt folosiți ca „anti-clorinatori” pentru a îndepărta excesul de clor din înălbitor. Acidul tiosulfuric și sărurile sale sunt folosite în fotografie pentru a îndepărta excesul de AgBr nereacționat din filmul fotografic: AgBr + S2O32 [] + Br
Denumirea „hiposulfit de sodiu” pentru sarea de sodiu a acidului tiosulfuric este nefericită, denumirea corectă „tiosulfat” reflectă legătura structurală a acestui acid cu acidul sulfuric, în care un atom de oxigen nehidratat este înlocuit cu un atom de sulf („thio” ). Acizii politionici reprezintă o clasă interesantă de compuși în care se formează un lanț de atomi de sulf între două grupe SO3. Există multe date despre derivații H2S2O6, dar acizii politionici pot conține și un număr mare de atomi de sulf. Peroxoacizii sunt importanți nu numai ca oxidanți, ci și ca intermediari pentru producerea de peroxid de hidrogen. Acidul peroxodisulfuric se obține prin oxidarea electrolitică a ionului HSO4 la rece. Acidul peroxosulfuric se formează prin hidroliza acidului peroxodisulfuric: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Gama de acizi seleniu și teluriu este mult mai mică. Acidul selenos H2SeO3 se obține prin evaporarea apei dintr-o soluție de SeO2. Este un agent oxidant, spre deosebire de acidul sulfuros H2SO3 (agent reducător) și oxidează ușor halogenurile la halogeni. Perechea de electroni 4s2 a seleniului nu este implicată activ în formarea unei legături (efectul unei perechi inerte; vezi mai sus în secțiunea despre reactivitatea sulfului) și, prin urmare, seleniul trece cu ușurință în starea elementară. Acidul selenic, din același motiv, se descompune ușor pentru a forma H2SeO3 și Se. Atomul de Te are o rază mai mare și, prin urmare, este ineficient în formarea de legături duble. Prin urmare, acidul teluric nu există în forma sa obișnuită.

și 6 grupări hidroxo sunt coordonate de telur pentru a forma H6TeO6 sau Te(OH)6.
Oxohalogenuri. Oxoacizii și oxizii de calcogen reacționează cu halogenii și PX5 pentru a forma oxohalogenuri de compoziție MOX2 și MO2X2. De exemplu, SO2 reacționează cu PCl5 pentru a forma SOCl2 (clorură de tionil):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Fluorura corespunzătoare SOF2 este formată prin interacțiunea dintre SOCl2 și SbF3 și bromura de tionil SOBr2 din SOCl2 și HBr. Clorura de sulfuril SO2Cl2 se obține prin clorurare cu clor SO2 (în prezența camforului), în mod similar se obține fluorura de sulfuril SO2F2. Clorofluorura SO2ClF se formează din SO2Cl2, SbF3 și SbCl3. Acidul clorosulfonic HOSO2Cl se obține prin trecerea clorului prin acid sulfuric fumos. Acidul fluorosulfonic se formează în mod similar. Se mai cunosc oxohalogenuri de seleniu SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Compuși care conțin azot și sulf. Sulful formează diverși compuși cu azotul, mulți dintre care sunt puțin înțeleși. Când S2Cl2 este tratat cu amoniac, se formează N4S4 (tetranitrură de tetrasulf), S7HN (imidă heptasulfuroasă) și alți compuși. Moleculele S7HN sunt construite ca o moleculă S8 ciclică în care un atom de sulf este înlocuit cu azot. N4S4 se formează și din sulf și amoniac. Este transformat în tetraimidă tetrasulfuroasă S4N4H4 prin acțiunea staniului și a acidului clorhidric. Un alt derivat de azot al acidului sulfamic NH2SO3H este de importanță industrială, o substanță cristalină albă, nehigroscopică. Se obține prin interacțiunea ureei sau amoniacului cu acid sulfuric fumos. Acest acid este aproape ca putere cu acidul sulfuric. Sarea sa de amoniu NH4SO3NH2 este folosită ca ignifug, iar sărurile de metale alcaline ca erbicide.
Poloniu.În ciuda disponibilității limitate a poloniului, chimia acestui ultim element al subgrupului VIA a fost relativ bine înțeleasă prin exploatarea proprietății sale de radioactivitate (de obicei amestecată cu telur ca purtător sau co-reactiv în reacții chimice). Timpul de înjumătățire al celui mai stabil izotop 210Po este de numai 138,7 zile, așa că dificultățile de a-l studia sunt de înțeles. Pentru a obține 1 g de Po, este necesar să procesați mai mult de 11,3 tone de smoală de uraniu. 210Po poate fi obținut prin bombardarea cu neutroni a 209Bi, care se transformă mai întâi în 210Bi și apoi ejectează o particulă b, formând 210Po. Aparent, poloniul prezintă aceleași stări de oxidare ca și alți calcogeni. Au fost sintetizate hidrură de poloniu H2Po, oxid PoO2, sunt cunoscute săruri cu stările de oxidare II și IV. Se pare că PoO3 nu există.

Enciclopedia Collier. - Societate deschisă. 2000 .

Vedeți ce sunt „CALCOGENE” în ​​alte dicționare:

CALCOGENE, elemente chimice din grupa VI a sistemului periodic: oxigen, sulf, seleniu, telur. Compuși ai calcogenilor cu mai multe elemente chimice electropozitive calcogenuri (oxizi, sulfuri, seleniduri, telururi) ... Enciclopedia modernă

Elemente chimice din grupa VI a sistemului periodic oxigen, sulf, seleniu, teluriu... Dicţionar enciclopedic mare

Grupa → 16 ↓ Perioada 2 8 Oxigen ... Wikipedia

Elemente chimice din grupa VI a sistemului periodic oxigen, sulf, seleniu, telur. * * * CALCOGENE CALCOGENE, elemente chimice din grupa VI a Tabelului periodic oxigen, sulf, seleniu, telur... Dicţionar enciclopedic

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

Chim. elemente VIa gr. periodic sisteme: oxigen O, sulf S, seleniu Se, teluriu Te, poloniu Po. Ext. învelișul de electroni a atomilor X are configurația s2p4. Cu o creștere în at. n. razele covalente și ionice X cresc, energia scade ... ... Enciclopedia chimică

Compuși cu o stare de oxidare de –2. H 2 Se și H 2 Te sunt gaze incolore cu miros dezgustător, solubile în apă. În seria H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te, stabilitatea moleculelor scade, prin urmare, în soluții apoase, H 2 Se și H 2 Te se comportă ca acizi dibazici mai puternici decât acidul hidrosulfurat. Ele formează săruri - selenide și telururi. Selenura de teluro și hidrogen, precum și sărurile lor, sunt extrem de toxice. Selenurile și telururile au proprietăți similare cu sulfurile. Printre aceștia se numără compușii bazici (K2Se, K2Te), amfoterici (Al2Se3, Al2Te3) și acizi (CSe2, CTe2).

Na2Se + H20NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 Se

Un grup mare de selenide și telururi sunt semiconductori. Selenurile și telururile elementelor din subgrupa zincului sunt cele mai utilizate pe scară largă.

Compuși cu o stare de oxidare de +4. Oxizii de seleniu(IV) și teluriu(IV) se formează în timpul oxidării substanțelor simple cu oxigen și sunt compuși polimerici solizi. Oxizi acizi tipici. Oxidul de seleniu(IV) se dizolvă în apă, formând acid selenos, care, spre deosebire de H2SO3, este izolat în stare liberă și este solid.

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

Oxidul de telur (IV) este insolubil în apă, dar interacționează cu soluțiile apoase de alcalii, formând teluriți.

TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3

H 2 TeO 3 este predispus la polimerizare, prin urmare, sub acţiunea acizilor asupra teluriţilor, se formează un precipitat de compoziţie variabilă TeO 2 nH 2 O.

SeO 2 și TeO 2 sunt agenți de oxidare mai puternici în comparație cu SO 2:

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

Compuși cu o stare de oxidare de +6. Oxidul de seleniu (VI) este un solid alb (p.t. 118,5 ºС, se descompune > 185 ºС), cunoscut în modificările vitroase și azbest. Obținut prin acțiunea SO3 asupra selenaților:

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

Oxidul de telur(VI) are, de asemenea, două modificări, portocaliu și galben. Obținut prin deshidratarea acidului ortohotelluric:

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

Oxizii de seleniu (VI) și teluriu (VI) sunt oxizi acizi tipici. SeO 3 se dizolvă în apă formând acid selenic - H 2 SeO 4 . Acidul selenic este o substanță cristalină albă, în soluții apoase este un acid puternic (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), carbonizează compușii organici, un agent oxidant puternic.

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

Sărurile – selenații de bariu și plumb sunt insolubili în apă.

TeO 3 este practic insolubil în apă, dar interacționează cu soluțiile apoase de alcali, formând săruri ale acidului teluric - telurati.

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

Sub acțiunea soluțiilor de acid clorhidric de telurați se eliberează acidul orthotelluric - H 6 TeO 6 - o substanță cristalină albă care este foarte solubilă în apă fierbinte. Deshidratarea H 6 TeO 6 poate produce acid teluric. Acidul teluric este foarte slab, K 1 \u003d 2 10 -8, K 2 \u003d 5 10 -11.

Na2TeO4 + 2HCl + 2H2O \u003d H6TeO6 + 2NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.

Compușii seleniului sunt toxici pentru plante și animale, în timp ce compușii cu telur sunt mult mai puțin toxici. Otrăvirea cu compuși de seleniu și teluriu este însoțită de apariția unui miros dezgustător persistent la victimă.

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