Úvod

Učebnica o chémii chalkogénov je druhou zo série venovanej chémii prvkov hlavných podskupín periodického systému D.I. Mendelejeva. Bol napísaný na základe kurzu prednášok o anorganickej chémii, ktorý na Moskovskej štátnej univerzite za posledných 10 rokov predniesli akademik Yu.D. Treťjakov a profesor V.P. Zlomanov.

Na rozdiel od doteraz publikovaného metodologického vývoja príručka predstavuje nový faktografický materiál (katenácia, rôzne chalkogén oxokyseliny (VI) atď.), moderné vysvetlenie vzorcov zmien v štruktúre a vlastnostiach chalkogénnych zlúčenín pomocou tzv. koncepcie kvantovej chémie vrátane molekulárnej orbitálnej metódy, relativistického efektu atď. Materiál príručky bol vybraný za účelom názornej ilustrácie vzťahu medzi teoretickým kurzom a praktickým cvičením z anorganickej chémie.

[predchádzajúca časť] [obsah]

§ jeden. Všeobecná charakteristika chalkogénov (E).

Prvky hlavnej podskupiny VI (alebo 16. skupiny podľa novej nomenklatúry IUPAC) periodickej sústavy prvkov D.I. Mendelejeva zahŕňajú kyslík (O), síru (S), selén (Se), telúr (Te) a polónium. (Po). Názov skupiny týchto prvkov je chalkogény(termín "chalkogén" pochádza z gréckych slov „chalkos“ – meď a „genos“ – narodený), teda „zrodenie medených rúd“, a to z toho dôvodu, že v prírode sa vyskytujú najčastejšie vo forme zlúčenín medi (sulfidy, oxidy , selenidy atď.).

V základnom stave majú atómy chalkogénu elektrónovú konfiguráciu ns 2 np 4 s dvoma nepárovými p-elektrónmi. Patria k párnym prvkom. Niektoré vlastnosti atómov chalkogénu sú uvedené v tabuľke 1.

Pri prechode od kyslíka k polóniu sa veľkosť atómov a ich možné koordinačné čísla zväčšujú, pričom sa znižuje ionizačná energia (E ión) a elektronegativita (EO). Podľa elektronegativity (EO) je kyslík na druhom mieste po atóme fluóru a atómy síry a selénu sú tiež horšie ako dusík, chlór, bróm; kyslík, síra a selén sú typické nekovy.

V zlúčeninách síry, selénu, telúru s kyslíkom a halogénmi sa realizujú oxidačné stavy +6, +4 a +2. S väčšinou ostatných prvkov tvoria chalkogenidy, kde sú v oxidačnom stave -2.

Tabuľka 1. Vlastnosti atómov prvkov VI. skupiny.

Vlastnosti
atómové číslo
Počet stabilných izotopov
Elektronické konfigurácia			3d 10 4s 2 4p 4	4d 10 5s 2 5p 4	4f 14 5d 10 6s 2 6p 4
Kovalentný polomer, E
Prvá ionizačná energia, E ión, kJ/mol
Elektronegativita (Pauling)
Afinita atómu k elektrónu, kJ/mol

Stabilita zlúčenín s najvyšším oxidačným stavom klesá od telúru k polóniu, pre ktoré sú známe zlúčeniny s oxidačným stavom 4+ a 2+ (napríklad PoCl 4, PoCl 2, PoO 2). Môže to byť spôsobené zvýšením sily väzby 6s 2 elektrónov s jadrom v dôsledku relativistický efekt. Jeho podstatou je zvýšenie rýchlosti pohybu a podľa toho aj hmotnosti elektrónov v prvkoch s veľkým jadrovým nábojom (Z> 60). "Váženie" elektrónov vedie k zmenšeniu polomeru a zvýšeniu väzbovej energie 6s elektrónov s jadrom. Tento účinok sa zreteľnejšie prejavuje v zlúčeninách bizmutu, prvku skupiny V, a je podrobnejšie diskutovaný v príslušnom manuáli.

Vlastnosti kyslíka, ako aj ostatných prvkov 2. periódy sa líšia od vlastností ich ťažších kolegov. V dôsledku vysokej hustoty elektrónov a silného medzielektrónového odpudzovania je elektrónová afinita a sila E-E väzby kyslíka menšia ako síry. Väzby kov-kyslík (M-O) sú iónovejšie ako väzby M-S, M-Se atď. Vďaka menšiemu polomeru je atóm kyslíka na rozdiel od síry schopný vytvárať silné -väzby (p - p) s inými atómami - napríklad kyslíkom v molekule ozónu, uhlíkom, dusíkom, fosforom. Pri prechode z kyslíka na síru sa sila jednoduchej väzby zvyšuje v dôsledku zníženia medzielektronického odpudzovania a sila väzby klesá, čo je spojené so zvýšením polomeru a znížením interakcie (prekrývania) p- atómové orbitály. Ak je teda kyslík charakterizovaný tvorbou viacerých (+) väzieb, potom síra a jej analógy sú charakterizované tvorbou jednoreťazcových väzieb - E-E-E (pozri § 2.1).

Vo vlastnostiach síry, selénu a telúru je viac analógií ako s kyslíkom a polóniom. Takže v zlúčeninách s negatívnym oxidačným stavom sa redukčné vlastnosti zvyšujú zo síry na telúr a v zlúčeninách s pozitívnym oxidačným stavom sa zvyšujú oxidačné vlastnosti.

Polónium je rádioaktívny prvok. Najstabilnejší izotop sa získa bombardovaním jadier neutrónmi a následným rozpadom:

(1/2 = 138,4 dňa).

Rozpad polónia je sprevádzaný uvoľňovaním veľkého množstva energie. Polónium a jeho zlúčeniny preto rozkladajú rozpúšťadlá a nádoby, v ktorých sú skladované, a štúdium zlúčenín Po predstavuje značné ťažkosti.

[predchádzajúca časť] [obsah]

§ 2. Fyzikálne vlastnosti jednoduchých látok.
Tabuľka 2. Fyzikálne vlastnosti jednoduchých látok.

		Hustota	Teploty, o C		Atomizačné teplo, kJ/mol	Elektrický odpor (25 °C), Ohm. cm
			topenie
S
Se	hex.
						1.3. 10 5 (kvapalina, 400 o C)
Tie hexy.	hex.
Ro

S nárastom kovalentného polomeru v sérii O-S-Se-Te-Po sa medziatómová interakcia a zodpovedajúce teploty fázových prechodov, ako aj atomizačná energia, teda energia prechodu tuhých jednoduchých látok do stavu monatomického plynu sa zvyšuje. Zmena vlastností chalkogénov z typických nekovov na kovy je spojená s poklesom ionizačnej energie (tab. 1) a štruktúrnych vlastností. Typický je kyslík a síra dielektriká, teda látky, ktoré nevedú elektrický prúd. Selén a telúr - polovodičov[látky, ktorých elektrofyzikálne vlastnosti sú medzi vlastnosťami kovov a nekovov (dielektriká). Elektrická vodivosť kovov klesá a polovodičov stúpa so zvyšujúcou sa teplotou, čo je spôsobené zvláštnosťami ich elektronickej štruktúry)] a polónium je kov.

[predchádzajúca časť] [obsah] [nasledujúca časť]

§ 2.1. Chalkogénová katenácia. Alotropia a polymorfizmus.

Jednou z charakteristických vlastností atómov chalkogénu je ich schopnosť viazať sa na seba v kruhoch alebo reťazcoch. Tento jav sa nazýva katenácia. Dôvodom sú rozdielne sily jednoduchých a dvojitých väzieb. Zvážte tento jav na príklade síry (tabuľka 3).

Tabuľka 3. Energie jednoduchých a dvojitých väzieb (kJ/mol).

Z uvedených hodnôt vyplýva, že vznik dvoch samostatných -väzby pre síru namiesto jednej dvojitej (+) sú spojené so ziskom energie (530 - 421 = 109 J/mol). Pre kyslík je naopak energeticky výhodnejšia jedna dvojitá väzba (494-292=202 kJ/mol) ako dve jednoduché väzby. Pokles sily dvojitej väzby pri prechode z O na S je spojený so zväčšením veľkosti p-orbitálov a zmenšením ich prekrytia. Pre kyslík je teda katenácia obmedzená na malý počet nestabilných zlúčenín: O 3 ozón, O 4 F 2 .

cyklické polykatióny .

Alotropia a polymorfizmus jednoduchých látok sú spojené s katenáciou. Alotropia je schopnosť toho istého prvku existovať v rôznych molekulárnych formách. Fenomén alotropie sa pripisuje molekulám obsahujúcim rôzny počet atómov toho istého prvku, napríklad O2 a O3, S2 a S8, P2 a P4 atď. Pojem polymorfizmus sa vzťahuje len na pevné látky. Polymorfizmus- schopnosť pevnej látky s rovnakým zložením mať rôznu priestorovú štruktúru. Príklady polymorfných modifikácií sú jednoklonná síra a kosoštvorcová síra, ktoré pozostávajú z rovnakých cyklov S 8, ale rozmiestnených v priestore (pozri § 2.3). Uvažujme najskôr o vlastnostiach kyslíka a jeho alotropnej forme – ozóne a potom o polymorfizme síry, selénu a telúru.

Dmitrij Ivanovič Mendelejev objavil periodický zákon, podľa ktorého sa vlastnosti prvkov a prvkov, ktoré tvoria, periodicky menia. Tento objav bol graficky znázornený v periodickej tabuľke. Tabuľka veľmi dobre a prehľadne ukazuje, ako sa vlastnosti prvkov menia v priebehu obdobia, po ktorom sa opakujú v ďalšom období.

Na vyriešenie úlohy č. 2 Jednotnej štátnej skúšky z chémie nám stačí pochopiť a zapamätať si, ktoré vlastnosti prvkov sa v ktorých smeroch menia a ako.

To všetko je znázornené na obrázku nižšie.

Zľava doprava narastá elektronegativita, nekovové vlastnosti, vyššie oxidačné stavy atď. A klesajú kovové vlastnosti a polomery.

Zhora nadol, naopak: kovové vlastnosti a polomery atómov sa zvyšujú, zatiaľ čo elektronegativita klesá. Najvyšší oxidačný stav zodpovedajúci počtu elektrónov na vonkajšej energetickej hladine sa v tomto smere nemení.

Pozrime sa na príklady.

Príklad 1 V rade prvkov Na→Mg→Al→Si
A) polomery atómov sa zmenšujú;
B) počet protónov v jadrách atómov klesá;
C) zvyšuje sa počet elektrónových vrstiev v atómoch;
D) najvyšší stupeň oxidácie atómov klesá;

Ak sa pozrieme na periodickú tabuľku, uvidíme, že všetky prvky tohto radu sú v rovnakom období a sú uvedené v poradí, v akom sú v tabuľke zľava doprava. Na zodpovedanie tejto otázky vám stačí poznať niekoľko vzorcov zmien vlastností v periodickej tabuľke. Takže zľava doprava počas periódy sa kovové vlastnosti znižujú, nekovové zvyšujú, zvyšuje sa elektronegativita, zvyšuje sa ionizačná energia a zmenšuje sa polomer atómov. Zhora nadol sa v skupine zvyšujú kovové a redukčné vlastnosti, klesá elektronegativita, znižuje sa ionizačná energia a zväčšuje sa polomer atómov.

Ak ste boli pozorní, už ste pochopili, že v tomto prípade sa atómové polomery zmenšujú. Odpoveď A.

Príklad 2 Aby sa zvýšili oxidačné vlastnosti, prvky sú usporiadané v nasledujúcom poradí:
A. F→O→N
B. I->Br-^Cl
B. Cl -> S -> P
D. F -> Cl -> Br

Ako viete, v Mendelejevovej periodickej tabuľke sa oxidačné vlastnosti zvyšujú zľava doprava v období a zdola nahor v skupine. Možnosť B zobrazuje iba prvky jednej skupiny v poradí zdola nahor. Takže B sedí.

Príklad 3 Valencia prvkov vo vyššom oxide sa zvyšuje v sérii:
A. Cl->Br-I
B. Cs→K→Li
B. Cl -> S -> P
D. Al ->C ->N

Vo vyšších oxidoch prvky vykazujú najvyšší oxidačný stav, ktorý sa zhoduje s valenciou. A najvyšší stupeň oxidácie rastie v tabuľke zľava doprava. Pozeráme sa: v prvej a druhej verzii máme prvky, ktoré sú v rovnakých skupinách, kde sa najvyšší stupeň oxidácie, a teda aj valencia v oxidoch nemení. Cl → S → P - sú umiestnené sprava doľava, to znamená, že naopak, ich valencia vo vyššom oxide klesne. Ale v rade Al→C→N sú prvky umiestnené zľava doprava, valencia vo vyššom oxide sa v nich zvyšuje. odpoveď: G

Príklad 4 V rade prvkov S→Se→Te
A) zvyšuje sa kyslosť zlúčenín vodíka;
B) zvyšuje sa najvyšší stupeň oxidácie prvkov;
C) zvyšuje sa mocnosť prvkov v zlúčeninách vodíka;
D) počet elektrónov na vonkajšej úrovni klesá;

Okamžite sa pozrite na umiestnenie týchto prvkov v periodickej tabuľke. Síra, selén a telúr sú v rovnakej skupine, jednej podskupine. Zoradené v poradí zhora nadol. Pozrite sa znova na vyššie uvedený diagram. Zhora nadol v periodickej tabuľke narastajú kovové vlastnosti, zväčšujú sa polomery, klesá elektronegativita, ionizačná energia a nekovové vlastnosti, počet elektrónov na vonkajšej úrovni sa nemení. Možnosť D je okamžite vylúčená. Ak sa počet vonkajších elektrónov nemení, potom sa nemenia ani valenčné možnosti a najvyšší oxidačný stav, B a C sú vylúčené.

Zostáva možnosť A. Skontrolujeme objednávku. Podľa Kosselovej schémy sa sila bezkyslíkatých kyselín zvyšuje so znížením oxidačného stavu prvku a zvýšením polomeru jeho iónu. Oxidačný stav všetkých troch prvkov je v zlúčeninách vodíka rovnaký, ale polomer rastie zhora nadol, čo znamená, že rastie aj sila kyselín.
Odpoveď je A.

Príklad 5 V poradí oslabenia hlavných vlastností sú oxidy usporiadané v nasledujúcom poradí:
A. Na20 → K20 → Rb20
B. Na20 → MgO → Al203
B. BeO→BaO→CaO
G. SO3 → P205 → Si02

Hlavné vlastnosti oxidov slabnú synchrónne s oslabením kovových vlastností prvkov, ktoré ich tvoria. A vlastnosti Me oslabujú zľava doprava alebo zdola nahor. Na, Mg a Al sú len usporiadané zľava doprava. Odpoveď B.

Chémia je nevyhnutnosťou! ako sa menia oxidačné vlastnosti v rade prvkov S---Se---Te---Po? vysvetli odpoveď. a dostal najlepšiu odpoveď

Odpoveď od Pna Aleksandrovna Tkachenko[aktívne]
V podskupine kyslíka sa so zvyšujúcim sa atómovým číslom zväčšuje polomer atómov a klesá ionizačná energia, ktorá charakterizuje kovové vlastnosti prvkov. Preto sa v sérii 0--S-Se-Te-Po menia vlastnosti prvkov z nekovových na kovové. Za normálnych podmienok je kyslík typickým nekovom (plyn), kým polónium je kov podobný olovu.
S nárastom atómového čísla prvkov klesá hodnota elektronegativity prvkov v podskupine. Negatívny oxidačný stav je čoraz menej charakteristický. Oxidačný oxidačný stav sa stáva čoraz menej charakteristickým. Oxidačná aktivita jednoduchých látok v rade 02--S-Se-Te klesá. Takže ak je síra oveľa slabšia, selén priamo interaguje s vodíkom, potom telúr s ním nereaguje.
Z hľadiska elektronegativity je kyslík na druhom mieste za fluórom, preto pri reakciách so všetkými ostatnými prvkami vykazuje výlučne oxidačné vlastnosti. Síra, selén a telúr vo svojich vlastnostiach. patria do skupiny oxidačno-redukčných činidiel. Pri reakciách so silnými redukčnými činidlami vykazujú oxidačné vlastnosti a pri pôsobení silných oxidačných činidiel. sú oxidované, to znamená, že vykazujú redukčné vlastnosti.
Možné valencie a oxidačné stavy prvkov šiestej skupiny hlavnej podskupiny z hľadiska štruktúry atómu.
Kyslík, síra, selén, telúr a polónium tvoria hlavnú podskupinu skupiny VI. Vonkajšia energetická hladina atómov prvkov tejto podskupiny obsahuje každý 6 elektrónov, ktoré majú konfiguráciu s2p4 a sú rozložené v bunkách nasledovne:

Odpoveď od 2 odpovede[guru]

Ahoj! Tu je výber tém s odpoveďami na vašu otázku: chémia, je to veľmi potrebné! ako sa menia oxidačné vlastnosti v rade prvkov S---Se---Te---Po? vysvetli odpoveď.

v rade prvkov O-S-Se s nárastom poradového čísla chemického prvku elektronegativita 1) rastie. 2) inteligentný.
O-S-Se - klesá
C-N-O-F - zvyšuje sa
Fluór je najviac elektronegatívny prvok.

v ktorej je každý atóm selénu viazaný na dve ďalšie kovalentné väzby.

Reťazce sú navzájom rovnobežné. Intermolekulárna interakcia prebieha medzi atómami rovnakého typu v susedných reťazcoch. Teploty topenia a varu šedého Se sú 219 °C a 685 °C.

vodivosť sivého selénu možno vysvetliť tým, že pri pôsobení incidentu

svetla, elektróny získavajú energiu, ktorá im umožňuje prekonať určité

veľká bariéra medzi valenčným pásom a pásom vodivosti, ktorá sa používa

etsya vo fotobunkách. Elektrická vodivosť selénu v tme je veľmi nízka, ale na svetle sa výrazne zvyšuje. Menej stabilné sú modifikácie selénu

sú: červený selén, ktorý má vo svojej štruktúre osemčlenné kruhy

ca, ako je síra, a čierny sklovitý selén, v ktorom nie sú špirálové reťazce

povesti.

Telúr má dve modifikácie: amorfnú tmavohnedú a striebornú.

kryštálovo sivý, so štruktúrou podobnou sivému selénu. Teplota topenia a varu Te je 450 °C a 990 °C.

Jednoduché látky sú schopné redukovať a oxidovať

odlievacie vlastnosti.

V radoch S, Se, Te sa zvyšuje redukčná schopnosť jednoduchých látok, zatiaľ čo oxidačná aktivita klesá.

Reakcia S (t.) + H2 Se (g.) \u003d H2S (g.) + Se (sivá) ukazuje, že síry je viac

Silnejšie oxidačné činidlo ako selén.

Selén a telúr pri zahrievaní reagujú s kovmi a vytvárajú selén.

dy a teluridy.

2Cu + Se = Cu2 Se,

2Ag + Te = Ag2Te.

Selén a telúr sa oxidujú kyslíkom na oxidy

EO 2 len pri zahriatí. Obidva nekovy sú na vzduchu stabilné.

Keď sa Se a Te oxidujú koncentrovanými kyselinami dusičnou a sírovou, získajú sa kyseliny selénité a telurité.

E + 2H2S04 = H2EO3 + 2S02 + H20

Pri varení v alkalických roztokoch je selén a telúr neúmerný.

3Se + 6KOH = 2K2Se + K2Se03 + 3H20

Selén a zlúčeniny telúru

Selenidy a teluridy

Alkalické kovy, meď a striebro tvoria selenidy a teluridy normálnej stechiometrie a možno ich považovať za soli seleno- a tel.

kyseliny chlorovodíkovej. známy prírodné selenidy a teluridy:

Cu2 Se, PbSe, Cu2 Te, Ag2 Te, PbTe.

Selén a zlúčeniny telúru s vodíkom: H2 Se a H2 Te sú bezfarebné toxické plyny s veľmi nepríjemným zápachom. Rozpustite vo vode, aby ste vytvorili

slabé kyseliny. V sérii H2 S, H2 Se, H2 Te sa sila kyselín zvyšuje v dôsledku oslabenia väzby H–E v dôsledku zväčšenia veľkosti atómu. V rovnakej sérii sú vylepšené regeneračné vlastnosti. Vo vodných roztokoch H2Se a

H2Te sú rýchlo oxidované vzdušným kyslíkom.

2H2Se + 02 = 2Se + 2H20.

Oxidy a kyslíkaté kyseliny selénu a telúru

Dioxidy selénu a telúru- kryštalické látky.

Oxid SeO2 – dobre sa rozpúšťa vo vode, pričom vzniká kyselina selenitá

H2Se03. Oxid TeO2 je slabo rozpustný vo vode. Oba oxidy sú vysoko rozpustné

sú v zásadách, napr.

Se02 + 2NaOH = Na2Se03 + H20

Kyselina H2Se03 je biela pevná látka.

telúrna kyselina opísať vzorec Te02. xH 2 O, čo znamená -

na jeho variabilnom zložení.

Selén a telurové kyseliny sú slabé Teluric vykazuje amfoteritu. Kyselina selénová je vysoko rozpustná, zatiaľ čo kyselina telurová áno

len v zriedenom roztoku.

seleničitany a telurity podobne ako siričitany. Pri vystavení silným kyselinám, kyseliny selénovej a telurovej.

Oxidačný stav (+4) selénu a telúru je stabilný , ale silné oxidačné činidlá môžu oxidovať zlúčeniny Se (+4) a Te (+4) do oxidačného stavu

5H2SeO3 + 2KMnO4 + 3H2S04 = 5H2Se04 + 2MnSO4 + K2S04 + 3H20

Redukčné vlastnosti zlúčenín Se (+4) a Te (+4) sú vyjadrené v

zreteľne slabší ako u síry (+4). Preto sú možné reakcie typu: H2EO3 + 2SO2 + H2O \u003d E + 2H2SO4

Táto metóda sa dá použiť na izoláciu usadenín červeného a čierneho selénu.

Kyselina selénová H 2 SeO 4 vo svojej čistej forme je bezfarebná tuhá látka

látka vysoko rozpustná vo vode. Kyselina selénová je svojou silou blízka

sírový. a telurová je slabá kyselina.

Kyselina telurová má vzorec H6TeO6 . Všetkých šesť vodík

atómy môžu byť nahradené atómami kovov, ako napríklad v soliach:

Ag6TeO6, Hg3TeO6. Toto je slabá kyselina.

Kyselina selénová a telurová pôsobia pomaly, ale silne

oxidačné činidlá, silnejšie ako kyselina sírová.

Zlato sa rozpúšťa v koncentrovanej kyseline selénovej: 2Au + 6 H2 SeO4 = Au2 (SeO4) 3 + 3 SeO2 + 6 H2O

Zmes koncentrovanej kyseliny selénovej a chlorovodíkovej rozpúšťa platňu

Pt + 2 H2 SeO4 + 6HCl = H2 + 2 SeO2 + 4 H20

Oxid TeO 3 je žltá pevná látka, nerozpustná vo vode, zriedená

pridané kyseliny a zásady. TeO3 sa získava rozkladom orthotelluric

vytie kyseliny pri zahrievaní.

Oxid SeO 3 je biela pevná látka tvorená molekulami

trimér (Se03)3. Oxid selén je vysoko rozpustný vo vode, má silnú

žiadne oxidačné vlastnosti. SeO3 sa získava jeho vytesnením z kyseliny selénovej oxidom sírovým.

Selén a halogenidy telúru. Je známych veľa halogenidov selénu a telúru (EF6, EF4, SeF2, TeCl2), získavajú sa priamou syntézou z jednoduchých prvkov

Záver

Podskupinu VIA tvoria p-prvky: O, S, Se, Te, Po.

Všetky sú neziskovky, okrem Po.

Všeobecný vzorec pre valenčné elektróny je ns 2 np 4 .

Prvky podskupiny VIA sa často spájajú pod všeobecným názvom „hal-

cohens“, čo znamená „tvorba rúd“.

Najcharakteristickejšie oxidačné stavy pre S, Se, Te: -2, +4, +6.

Minimálny oxidačný stav (–2) je stabilný pre všetky prvky

Síra z kladných oxidačných stavov je stabilnejšia +6.

Pre Se, Te - najstabilnejší oxidačný stav je +4.

Síra sa v prírode vyskytuje vo forme jednoduchej látky, vo forme sulfidových a síranových minerálov. Sulfidové rudy obsahujú malé množstvo selenidov a teluridov.

Jednoduché látky sú schopné vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti

prospešné vlastnosti.

V radoch S, Se, Te sa zlepšujú redukčné vlastnosti jednoduchých látok,

a oxidačná aktivita je znížená.

Síra, selén a telúr reagujú s kovmi za vzniku sulfidov, se-

lenidy a teluridy, pôsobiace ako oxidačné činidlá.

Síra, selén a telúr sa oxidujú kyslíkom na oxidy EO2.

V oxidačnom stave(–2) všetky prvky tvoria slabé kyseliny typu

H2 E.

V sérii H2 S, H2 Se, H2 Te sa zvyšuje sila kyselín.

Chalkogénne zlúčeniny v oxidačnom stupni (–2) ukazujú

inovatívne vlastnosti. Zintenzívňujú sa pri prechode z S do Te.

Všetky oxidy a hydroxidy chalkogénov majú kyslé vlastnosti.

Sila kyselín sa zvyšuje so zvyšovaním stupňa oxidácie a klesá s nadmerným

presunúť z S do Te.

H2SO4 a H2SeO4 sú silné kyseliny, kyselina H2TeO6 je slabá.

Kyseliny prvkov v oxidačnom stupni (+4) sú slabé a oxid Te (+4)

vykazuje amfoternosť.

Oxidy SO2 a SeO2 sa rozpúšťajú vo vode. Oxid TeO2 je slabo rozpustný vo vode. Všetky oxidy sú vysoko rozpustné v zásadách.

Trioxidy SO3 a SeO3 sú vysoko rozpustné vo vode, zatiaľ čo TeO3 je nerozpustný.

Kyselina sírová je rovnako ako v chemickej praxi najpoužívanejšia kyselina.

kliešť a v priemysle.

Svetová produkcia H2SO4 je 136 miliónov ton/rok.

Zlúčeniny v oxidačnom stave +4 môžu byť oxidované aj redukované.

S(+4) zlúčeniny sú charakteristické redukčnými vlastnosťami.

Vyjadrené sú redukčné vlastnosti zlúčenín Se (+4) a Te (+4).

zreteľne slabší ako u síry (+4).

Oxidačný stav (+4) selénu a telúru je stabilný, ale silné oxidačné činidlá môžu oxidovať Se (+4) a Te (+4) do oxidačného stupňa (+6).

Kyselina sírová obsahuje dve oxidačné činidlá: vodíkový ión a

síranový ión.

V zriedenej kyseline sírovej sa oxidácia kovov uskutočňuje vodíkovými iónmi.

V koncentrovanej kyseline sírovej pôsobí síranový ión ako oxidačné činidlo.

ktorý môže byť obnovený na SO2, S, H2S, v závislosti od sily regenerácie

staviteľ.

Kyselina selénová a telurová pôsobia pomaly, ale silne

oxidačné činidlá silnejšie ako kyselina sírová.

1. Stepin B.D., Tsvetkov A.A. Anorganická chémia: Učebnica pre stredné školy / B.D.

Stepin, A.A. Tsvetkov. - M .: Vyššie. škola, 1994.- 608 s.: chor.

2. Karapetyants M.Kh. Všeobecná a anorganická chémia: Učebnica pre vysokoškolákov / M.Kh. Karapetyants, S.I. Drakin. - 4. vydanie, ster. - M.: Chémia, 2000. -

3. Ugay Ya.A. Všeobecná a anorganická chémia: Učebnica pre vysokoškolákov,

študenti v smere a špecializácii "Chémia" / Ya.A. Wow. - 3

vyd., rev. - M.: Vyššie. škola, 2007. - 527 s.: chor.

4. Nikolsky A.B., Suvorov A.V. Chémia. Učebnica pre vysoké školy /

A.B. Nikolsky, A.V. Suvorov.- Petrohrad: Himizdat, 2001. - 512 s.: chor.