Diapozitivul 12

proprietăți chimice

În aer, sulul arde, formând dioxid de sulf, un gaz incolor cu miros înțepător: S + O2 → SO2 Proprietățile reducătoare ale sulfului se manifestă în reacțiile sulfului cu alte nemetale, cu toate acestea, la temperatura camerei, sulful reacționează numai cu fluor: S + 3F2 → SF6

Diapozitivul 13

Topitura de sulf reacționează cu clorul, în timp ce este posibilă formarea a două cloruri inferioare 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Când este încălzit, sulful reacționează și cu fosfor, formând un amestec de sulfuri de fosfor, printre care se află cel mai mare sulfură + 2P → P2S2 În plus, când este încălzit, sulful reacționează cu hidrogen, carbon, siliciu: S + H2 → H2S (hidrogen sulfurat) C + 2S → CS2 (disulfură de carbon)

Diapozitivul 14

Dintre substanțele complexe, trebuie remarcat, în primul rând, reacția sulfului cu alcalinul topit, în care sulful se disproporționează similar cu clorul: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O S + 6HNO3 (conc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S + 2 H2SO4 (conc) → 3SO2 + 2H2O

Diapozitivul 15

La 100–160 ° C, este oxidat de apă: Te + 2H2O \u003d TeO2 + 2H2 Când fierbe în soluții alcaline, telurul se disproporționează cu formarea de telurură și telurit: 8Te + 6KOH \u003d 2K2Te + K2TeO3 + 3H2O.

Diapozitivul 16

HNO3 diluat oxidează Te în acid telur H2TeO3: 3Te + 4HNO3 + H2O \u003d 3H2TeO3 + 4NO. Agenții de oxidare puternici (HClO3, KMnO4) oxidează Te în acid telluric slab H6TeO6: Te + HClO3 + 3H2O \u003d HCl + H6TeO6. Compușii telurului (+2) sunt instabili și predispuși la disproporționare: 2TeCl2 \u003d TeCl4 + Te.

Diapozitivul 17

Când este încălzit în aer, se arde odată cu formarea de SeO2 cristalin incolor: Se + O2 \u003d SeO2. Interacționează cu apa la încălzire: 3Se + 3H2O \u003d 2H2Se + H2SeO3. Seleniul reacționează atunci când este încălzit cu acid azotic pentru a forma acid selenos H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O \u003d 3H2SeO3 + 4NO.

Diapozitivul 18

Când este fiert în soluții alcaline, seleniul disproporționează: 3Se + 6KOH \u003d K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Dacă seleniul se fierbe într-o soluție alcalină, prin care este trecut aerul sau oxigenul, atunci se formează soluții roșu-maronii care conțin poliselenide: K2Se + 3Se \u003d K2Se4

§8 Elemente VI Și grupuri.

Oxigen, sulf, seleniu, telur, poloniu.

Informații generale despre elemente Grupa VI A:

Elementele din grupa VI A (cu excepția poloniului) se numesc calcogenide. La nivelul electronic exterior al acestor elemente există șase electroni de valență (ns2 np4), deci prezintă valența 2 în stare normală și -4 sau 6 în starea excitată (cu excepția oxigenului). Atomul de oxigen diferă de atomii altor elemente ale subgrupului prin absența unui subnivel d în stratul de electroni extern, ceea ce duce la costuri ridicate ale energiei pentru „aburirea” electronilor săi, care nu sunt compensate de energia de formare a noi legături covalente. Prin urmare, covalența oxigenului este de două. Cu toate acestea, în unele cazuri, un atom de oxigen cu perechi de electroni solitari poate acționa ca un donator de electroni și poate forma legături covalente suplimentare prin mecanismul donator-acceptor.

Electronegativitatea acestor elemente scade treptat în ordinea O-S-Se-Te-Ro. Grad de oxidare de la -2, + 2, + 4, + 6. Raza atomului crește, ceea ce slăbește proprietățile nemetalice ale elementelor.

Elementele acestui subgrup cu hidrogen formează compuși sub forma H2 R (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po) Acești compuși se dizolvă în apă și formează acizi. Proprietățile acide cresc în direcția H2 O → H2 S → H2 Se → H2 Te → H2 Po. S, Se și Te formează compuși de tip RO2 și RO3 cu oxigen. Din acești oxizi se formează acizi de tipul H2 RO3 și H2 RO4. Odată cu creșterea numărului de serie, puterea acizilor scade. Toate au proprietăți oxidante. Acizii de tip H2 RO3 prezintă, de asemenea, proprietăți reducătoare.

Oxigen

Compuși naturali și obținerea: Oxigenul este cel mai abundent element din scoarța terestră. În stare liberă, se află în aerul atmosferic (21%); într-o formă legată este o parte din apă (88,9%), minerale, roci și toate substanțele din care sunt construite organisme de plante și animale. Aerul atmosferic este un amestec de multe gaze, a căror parte principală este azotul și oxigenul și o cantitate mică de gaze nobile, dioxid de carbon și vapori de apă. Dioxidul de carbon este produs în natură prin arderea lemnului, cărbunelui și a altor combustibili, respirația animalelor și decăderea. În unele părți ale lumii, CO2 este eliberat în aer datorită activității vulcanice, precum și din surse subterane.

Oxigenul natural este format din trei izotopi stabili: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Izotopii 814 O, 815 O, 819 O au fost de asemenea obținuți artificial.

Oxigenul a fost obținut mai întâi sub formă pură de C.V. Scheele în 1772, apoi în 1774 de D.Yu. Priestley, care l-a izolat de HgO. Cu toate acestea, Priestley nu știa că gazul pe care l-a primit făcea parte din aer. Doar câțiva ani mai târziu, Lavoisier, care a studiat în detaliu proprietățile acestui gaz, a stabilit că acesta este partea principală a aerului.

În laborator, oxigenul se obține prin următoarele metode:

E electroliza apei. Pentru a crește conductivitatea electrică a apei, i se adaugă o soluție alcalină (de obicei 30% KOH) sau sulfați de metal alcalin:

În general: 2H2 О → 2H2 + О2

La catod: 4H2 О + 4e¯ → 2H2 + 4OH¯

La anod: 4OH - 4е → 2H2 О + О2

- Descompunerea compușilor care conțin oxigen:

Descompunerea termică a sării Berthollet sub acțiunea catalizatorului MnO2.

KClO3 → 2KCl + 3О2

Descompunerea termică a permanganatului de potasiu

KMnO4 → K2 MnO4 + MnO2 + О2.

Descompunerea termică a nitraților metalelor alcaline:

2KNO3 → 2KNO2 + О2.

Prin descompunerea peroxizilor:

2H2 О2 → 2H2 О + О2.

2ВаО2 → 2ВаО + О2.

Descompunerea termică a oxidului de mercur (II):

2HgO → 2HgO + О2.

Interacțiunea peroxizilor de metale alcaline cu monoxidul de carbon (IV):

2Na2 О2 + 2CO2 → 2Na2 CO3 + О2.

Descompunerea termică a înălbitorului în prezența unui catalizator - săruri de cobalt:

2Ca (OCl) Cl → 2CaCl2 + О2.

Oxidarea peroxidului de hidrogen cu permanganat de potasiu într-un mediu acid:

2KMnO4 + H2 SO4 + 5H2 О2 → K2 SO4 + 2Mn SO4 + 8H2 О + 5О2.

În industrie: În prezent, în industrie, oxigenul se obține prin distilarea fracționată a aerului lichid. Cu o încălzire slabă a aerului lichid, azotul este separat mai întâi de acesta (punctul de fierbere (N2) \u003d - 196 ° C), apoi se eliberează oxigen (punctul de fierbere (О2) \u003d - 183 ° C).

Oxigenul obținut prin această metodă conține impurități de azot. Prin urmare, pentru a obține oxigen pur, amestecul rezultat este distilat și în cele din urmă se obține 99,5% oxigen. În plus, o parte din oxigen se obține prin electroliza apei. Electrolitul este o soluție de 30% KOH.

Oxigenul este de obicei depozitat în butelii albastre la o presiune de 15 MPa.

Caracteristici fizico-chimice: Oxigenul este un gaz incolor, inodor, insipid, puțin mai greu decât aerul, ușor solubil în apă. Oxigenul la o presiune de 0,1 MPa și o temperatură de -183 ° C se transformă într-o stare lichidă, la -219 ° C îngheață. În stare lichidă și solidă este atras de un magnet.

Conform metodei legăturilor de valență, structura moleculei de oxigen este reprezentată de schema -: Ö :: Ö: , nu explică rezistența mai mare a unei molecule cu proprietăți magnetice de vapori, adică electroni nepereche în stare normală.

Ca urmare a legăturii dintre electronii a doi atomi, se formează o pereche comună de electroni, după care electronul nepereche din fiecare atom formează o legătură reciprocă cu perechea nedespărțită a altui atom și trei comunicare electronică... În starea excitată, molecula de oxigen prezintă proprietăți diamagnetice, care corespund structurii conform schemei: Ö \u003d Ö: ,

Lipsesc doi electroni pentru a umple nivelul electronic din atomul de oxigen. Prin urmare, oxigenul în reacții chimice poate atașa cu ușurință doi electroni și prezintă o stare de oxidare de -2. Oxigenul numai în compușii cu un element mai electronegativ fluor prezintă stări de oxidare +1 și +2: О2 F2, ОF2.

Oxigenul este un agent oxidant puternic. Nu interacționează numai cu gaze inerte grele (Kr, Xe, He, Rn), cu aur și platină. Oxizii acestor elemente se formează în alte moduri. Oxigenul intră în reacții de ardere și oxidare atât cu substanțe simple, cât și cu substanțe complexe. Atunci când nemetalele interacționează cu oxigenul, se formează oxizi acizi sau care formează sare și când metalele interacționează, se formează oxizi amfoteri sau amestecați. Deci, oxigenul reacționează cu fosforul la o temperatură de ~ 60 ° C,

4P + 5O2 → 2P2 O5

Cu metale - oxizi ai metalelor corespunzătoare

4Al + 3O2 → 2Al2 O3

3Fe + 2O2 → Fe3 O4

când metalele alcaline sunt încălzite în aer uscat, numai litiul formează oxid Li2 O, iar restul sunt peroxizi și superoxizi:

2Na + O2 → Na2 O2 K + O2 → KO2

Oxigenul interacționează cu hidrogenul la 300 ° C:

2H2 + O2 \u003d 2H2 O.

Când interacționează cu fluor, prezintă proprietăți reducătoare:

O2 + F2 \u003d F2 O2 (în descărcare electrică),

cu sulf - la o temperatură de aproximativ 250 ° С:

Oxigenul reacționează cu grafit la 700 ° C

C + O2 \u003d CO2.

Interacțiunea oxigenului cu azotul începe doar la 1200 ° C sau într-o descărcare electrică:

N2 + О22NО - Î.

Oxigenul reacționează și cu mulți compuși complecși, de exemplu, cu oxidul de azot (II), reacționează deja la temperatura camerei:

2NО + О2 \u003d 2NО2.

Când hidrogenul sulfurat este oxidat, atunci când este încălzit, se formează sulf sau oxid de sulf (IV), în funcție de raportul dintre oxigen și hidrogen sulfurat:

2H2 S + O2 \u003d 2S + 2H2 O

2H2 S + ZO2 \u003d 2SO2 + 2H2 O

Majoritatea reacțiilor de oxidare care implică oxigenul produc căldură și lumină, un proces numit combustie.

Ozon

Ozonul-O3 este a doua modificare alotropică a elementului de oxigen. Molecula O3 are o structură unghiulară (unghiul dintre legături este de 116º, lungimea legăturii este O \u003d O, l \u003d 0,1278 nm). este gaz albastru. Ozonul lichid este albastru închis. Este otrăvitor și exploziv, în special în stare lichidă și solidă). Ozonul se formează în atmosferă în timpul descărcărilor fulgere și are un miros specific de prospețime.

De obicei, ozonul se obține în ozonizatoare prin trecerea unei descărcări electrice liniștite prin oxigen (reacția este endotermă și foarte reversibilă; randamentul ozonului este de 5%):

3О22О3 ΔН \u003d -285 kJ. În condiții de laborator, ozonul se obține prin acidificarea persulfatului cu acid azotic

(NH4) 2 S2 O8 → H2 S2 O8 + 2NH4 +

H2 S2 O8 → 2SO2 + O3 + H2 O

O3 se formează cu randament scăzut ca urmare a reacției:

3F2 + H2O (g) → 6HF + O3

O3 este cel mai puternic agent oxidant, oxidează toate metalele (cu excepția metalelor de aur și platină) și majoritatea nemetalelor. Transformă oxizii inferiori în cei superiori, iar sulfurile metalice în sulfații lor. În reacțiile care implică O3, de obicei se formează O2, de exemplu:

2Ag + O3 → Ag2 O + O2

PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2

NH2 + 3O3 → HNO2 + H2O

Pb (OH) 2 + O3 → PbO2 + H2 O + O2

Când sunt expuse la O3 pe metale alcaline, pot fi obținute ozonide - compuși instabili care se descompun:

2KO3 → 2KO2 + O2

Ca oxidant puternic, ozonul ucide bacteriile și, prin urmare, este utilizat pentru dezinfectarea aerului. Un strat stabil de ozon se află în atmosferă la o altitudine de ~ 22 km. Acest strat de ozon protejează Pământul de radiațiile ultraviolete pure care dăunează vieții.

Când ozonul interacționează cu o soluție de iodură de potasiu, iodul este eliberat, în timp ce această reacție nu merge cu oxigenul:

2KI + O3 + H2 O \u003d I2 + 2KON + O2.

Reacția este adesea utilizată ca reacție calitativă pentru detectarea ionilor I - sau ozon. Pentru aceasta, amidonul este adăugat la soluție, care oferă un complex albastru caracteristic cu iodul eliberat și este, de asemenea, de înaltă calitate, deoarece ozonul nu oxidează ionii Cl - și Brioni.

Apă

Proprietățile fizice și chimice ale apei: Apa pură este un lichid incolor, fără gust, inodor, transparent. Densitatea apei la tranziție a ei de la o stare solidă la un lichid nu scade, ca în aproape toate celelalte substanțe, ci crește.

Apa este o substanță familiară și neobișnuită. Nu există o substanță pe pământ care să fie mai importantă pentru noi decât apa obișnuită și, în același timp, nu există altă substanță în proprietățile căreia ar exista tot atâtea contradicții și anomalii ca și în proprietățile sale.

Aproape ¾ din suprafața planetei noastre este ocupată de oceane și mări. Apa dură - zăpadă și gheață - a acoperit 20% din teren. Clima planetei depinde de apă. Geofizicienii susțin că Pământul s-ar fi răcit demult și s-ar fi transformat într-o bucată de piatră fără viață, dacă nu pentru apă. Are o capacitate termică foarte mare. Pe măsură ce se încălzește, absoarbe căldura, în timp ce se răcește, o dă. Apa Pământului absoarbe și redă multă căldură, nivelând astfel clima. Pământul este protejat de frigul cosmic de acele molecule care sunt împrăștiate în atmosferă - în nori și sub formă de vapori.

În ceea ce privește proprietățile fizice, apa diferă semnificativ de alți solvenți: la 4 ° C, apa are densitate maximă și numai cu încălzire ulterioară densitatea acesteia scade. Dacă, cu o scădere a temperaturii și în timpul tranziției de la o stare lichidă la una solidă, apa s-a schimbat în mod similar cu alte substanțe, atunci odată cu apropierea iernii, straturile de suprafață ale apelor naturale s-ar răci la 0 ° C și s-ar scufunda la până când întreaga masă a rezervorului a dobândit o temperatură de 0 ° C. Apa ar îngheța, gloanțele s-au scufundat la fund, iar iazul a înghețat la toată adâncimea sa. Multe forme de viață în apă ar fi imposibile. De fapt, stratul răcit, care are o densitate mai mică, rămâne la suprafață, îngheață și protejează astfel straturile subiacente de răcire.

Apa are o capacitate de căldură anormal de mare (4,18 J / g ∙ K), prin urmare, pe timp de noapte, precum și în timpul tranziției de la vară la iarnă, apa se răcește încet. Și în timpul zilei, sau în timpul tranziției de la iarnă la vară, se încălzește la fel de încet, fiind astfel un regulator de temperatură pe glob.

Apa în starea sa normală este un lichid, în timp ce H2 S, H2 Se, H2 Te sunt gaze. Temperaturile de cristalizare și evaporare ale apei sunt semnificativ mai mari decât temperaturile corespunzătoare ale compușilor indicați.

Apa are o constantă dielectrică foarte mare (78,5 la 298K).

Apa este un bun solvent pentru lichide polare și compuși cu legături ionice, formează hidrați cristalini cu mulți compuși chimici.

De mult timp, proprietățile neobișnuite ale apei au fost un mister pentru oamenii de știință. Acestea se datorează în principal următoarelor motive:

Natura polară a moleculelor;

Prezența perechilor de electroni nepartajate la atomul de oxigen;

Legături de hidrogen.

Legătura dintre atomii de hidrogen și oxigen este polară, ceea ce duce la asimetrie în distribuția sarcinilor electronice și, prin urmare, la polaritatea moleculei. Lungimea legăturii este de 96 nm, iar unghiul dintre legături este de ~ 105º.

Prezența perechilor izolate de electroni în oxigen și deplasarea perechilor comune de electroni de la atomii de hidrogen la oxigen determină formarea de legături de hidrogen. Energia de legare este de 25 kJ / mol. Atomul de oxigen dintr-o moleculă de apă se află în starea de hibridizare sp3. Prin urmare, unghiul de legătură НОН este apropiat de unghiul tetraedric (109,5º).

Greutatea moleculară a apei vaporoase este de 18 și corespunde celei mai simple formule. Cu toate acestea, greutatea moleculară a lichidului pare a fi mai mare. Aceasta indică faptul că asocierea moleculelor are loc în faza lichidă, adică combinându-le în agregate mai complexe, datorită formării de legături de hidrogen între molecule.

În apa solidă (gheață), atomul de oxigen al fiecărei molecule participă la formarea a două legături de hidrogen cu moleculele de apă vecine.

Structura gheții aparține celor mai puțin dense structuri, există goluri în ea, ale căror dimensiuni sunt ceva mai mari decât dimensiunea unei molecule de apă. Când gheața se topește, structura sa este distrusă, dar legăturile de hidrogen sunt reținute în faza lichidă, se formează asociați, dar există pentru o perioadă scurtă de timp: unele sunt distruse în mod constant și se formează alte agregate. Moleculele de apă singulare pot fi localizate în golurile unor astfel de agregate „de gheață”, iar ambalarea moleculelor de apă devine densă. De aceea, atunci când gheața se topește, volumul ocupat de apă scade, iar densitatea acesteia crește. Când apa este încălzită, o parte din căldură este cheltuită pentru ruperea legăturilor de hidrogen. Aceasta explică capacitatea termică ridicată a apei. Legăturile de hidrogen dintre moleculele de apă sunt complet rupte numai atunci când apa trece în abur.

Pe Pământ există un atom de deuteriu pentru fiecare 6800 de atomi de protiu, iar în spațiul interstelar există un atom de deuteriu pentru 200 de atomi de protiu.

Apa este o substanță foarte reactivă.

Apa reacționează cu multe metale cu eliberarea de hidrogen:

2Na + 2H2 O \u003d H2 + 2NaOH (violent)

2K + 2H2 O \u003d H2 + 2KOH (violent)

3Fe + 4H2 O \u003d 4H2 + Fe3 O4 (numai la încălzire)

Nu totul, doar suficient metale active poate participa la reacții redox de acest tip. Metalele care reacționează cel mai ușor sunt metalele alcaline și alcalino-pământoase.

De nemetalice De exemplu, carbonul și compusul său de hidrogen (metan) reacționează cu apa. Aceste substanțe sunt mult mai puțin active decât metalele, dar pot reacționa în continuare cu apa la temperaturi ridicate:

C + H2 O ® H2 + CO

CH4 + 2H2 O ® 4H2 + CO2

Apa se descompune în hidrogen și oxigen atunci când este expusă la un curent electric. Este, de asemenea, o reacție redox, în care apa este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător:

2H2 O 2H2 + O2

Apa reacționează cu multe oxizi nemetalice... Spre deosebire de precedentele, aceste reacții nu sunt redox, ci reacții compuse:

P2 O5 + 3H2 O → 2H3 PO4; N2 O5 + H2 O → 2HNO3

Oxizii de metale alcaline și alcalino-pământoase intră într-o reacție compusă cu apă pentru a forma alcalii corespunzători:

CaO + H2O → Ca (OH) 2

Nu toți oxizii metalici pot reacționa cu apa. Unele dintre ele sunt practic insolubile în apă și, prin urmare, nu reacționează cu apa. Acestea sunt ZnO, TiO2, Cr2O3, din care sunt preparate, de exemplu, vopsele rezistente la apă. Oxizii de fier sunt, de asemenea, insolubili în apă și nu reacționează cu aceasta. Mulți compuși metalici cu nemetale interacționează ușor cu apa pentru a forma hidroxizii metalici corespunzători și compușii hidrogen ai nemetalelor:

PCl3 + 3H2 O → H3 PO3 + 3HCl

Al2S3 + 6H2O → 2Al (OH) 3 + 3H2S

Ca3 P2 + 6H2 O → 3Ca (OH) 2 + 2PH3

Na3 N + 3H2O → 3NaOH + NH3

KH + H2 O → KOH + H2

Apa formează numeroși compuși în care molecula sa este complet conservată. Acestea sunt așa-numitele hidrați... Dacă hidratul este cristalin, atunci se numește cristal hidrat, de exemplu:

CuSO4 +5 H2 O → CuSO4 . 5H2 O

H2 SO4 + H2 O \u003d H2 SO4 . H2 O (acid sulfuric hidrat)

NaOH + H2O \u003d NaOH . H2O (hidrat de sodiu hidrat)

Compușii care leagă apa de hidrați și hidrați cristalini sunt folosiți ca desecanți. Cu ajutorul lor, de exemplu, vaporii de apă sunt eliminați din aerul atmosferic umed.

O reacție specială a apei este fotosinteza - sinteza amidonului de către plante (C6 H10 O5) n și alți compuși similari (carbohidrați), care are loc cu eliberarea de oxigen:

6n CO2 + 5n H2 O \u003d (C6 H10 O5) n + 6n O2 (expus la lumină)

Apa are activitate catalitică. În absența urmelor de umiditate, reacțiile obișnuite practic nu apar, de exemplu, sodiu, fosforul alb nu se oxidează, clorul nu interacționează cu metalele, fluorura de hidrogen nu taie sticla.

Apă oxigenată

Peroxidul de hidrogen H2 O2 este un compus de hidrogen cu oxigen, conținând o cantitate record de oxigen - 94% din masă. Moleculele H2O2 conțin grupe de peroxid –O - O - care determină în mare măsură proprietățile acestui compus.

Datorită distribuției asimetrice a legăturilor H-O, molecula H2O2 este puternic polară. O legătură de hidrogen destul de puternică apare între moleculele H2O2, ducând la asocierea lor. Prin urmare, în condiții normale, peroxidul de hidrogen este un lichid siropos de culoare albastru pal (densitate 1,44) cu o valoare destul de mare temperatura ridicata fierbere (150 ° C). În timpul depozitării, H2O2 se descompune.

Seleniul este obținut din deșeurile de acid sulfuric, celuloză și hârtie și nămolul anodic de rafinare electrolitică a cuprului. În nămol, seleniul este prezent împreună cu sulf, telur, metale grele și nobile. Pentru extragerea seleniului, nămolul este filtrat și supus fie prăjirii oxidative (aproximativ 700 ° C), fie încălzirii cu acid sulfuric concentrat. SeO2 volatil rezultat este captat în spălători și precipitatori electrostatici. Seleniul tehnic este precipitat din soluții cu dioxid de sulf. Se utilizează, de asemenea, sinterizarea nămolului cu sodă, urmată de levigarea selenatului de sodiu cu apă și separarea seleniului de soluție. Pentru a obține seleniu de înaltă puritate utilizat ca material semiconductor, seleniul brut este rafinat prin distilare sub vid, recristalizare și altele.

Proprietățile fizice și chimice ale seleniului. Configurația învelișului exterior de electroni al atomului de Se este 4s2 4p4; rotirile a doi electroni p sunt împerecheați, iar ceilalți doi nu sunt împerecheați; prin urmare, atomii de seleniu sunt capabili să formeze molecule Se2 sau lanțuri de atomi Sen. Lanțurile atomilor de seleniu pot fi închise în molecule de inel Se8. Varietatea structurii moleculare determină existența seleniului în diferite modificări alotropice: amorfe (pulverulente, coloidale, sticloase) și cristaline (formele monoclinice α și β și formele γ hexagonale). Seleniul amorf (roșu) pulverulent și coloidal (densitate 4,25 g / cm3 la 25 ° C) se obține prin reducerea dintr-o soluție de acid selenos H2 SeO3, răcirea rapidă a vaporilor de seleniu și alte metode. Seleniul vitros (negru) (densitate 4,28 g / cm3 la 25 ° C) se obține prin încălzirea oricărei modificări a seleniului peste 220 ° C, urmată de o răcire rapidă. Seleniul vitros are un luciu sticlos și este fragil. Seleniul hexagonal (gri) este cel mai stabil termodinamic. Se obține din alte forme de seleniu prin încălzire pentru a se topi cu răcire lentă la 180-210 ° C și menținerea la această temperatură. Rețeaua sa este construită din lanțuri spirale paralele de atomi. Atomii din lanțuri sunt legați covalent. Toate modificările de seleniu au proprietăți fotoelectrice. Seleniul hexagonal până la temperatura de topire este un semiconductor de impuritate cu conductivitate în găuri. Seleniul este un diamagnetic (vaporii acestuia sunt paramagnetici).

Seleniul este stabil în aer; oxigenul, apa, clorhidricul și acizii sulfurici diluați nu acționează asupra acestuia, ne vom dizolva cu ușurință în acid azotic concentrat și aqua regia, ne vom dizolva în alcali disproporționat:

Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2 O

3Se + 6KOH → K2 SeO3 + 2K2 Se + 3H2 O

Seleniul din compuși are stări de oxidare -2, + 2, + 4, +6. Seleniul formează o serie de oxizi cu oxigenul: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Ultimele două sunt anhidride ale H2 SeO3 selenos și H2 SeO4 selenic (săruri - seleniți și selenați). Cel mai stabil este SeO2. SeO2 și H2 SeO3 cu agenți oxidanți puternici prezintă proprietăți reducătoare:

3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCI

Cu halogeni, seleniul dă compușii SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 și alții. Sulful și telurul formează o serie continuă de soluții solide cu seleniu. Cu azot, seleniul dă Se4 N4, cu carbon -CSe2. Compuși cunoscuți cu fosfor P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5. Hidrogenul interacționează cu seleniul la t\u003e \u003d 200 ° C, formând H2 Se; o soluție de H2 Se în apă se numește acid hidroselenic. Atunci când interacționează cu metale, seleniul formează selenide. Au fost obținuți numeroși compuși complexi de seleniu. Toți compușii seleniului sunt otrăvitori.

Utilizarea seleniului . Datorită costului și fiabilității sale reduse, seleniul este utilizat în tehnologia convertorului în diode semiconductoare rectificatoare, precum și pentru dispozitive fotoelectrice (hexagonale), copiatoare electrofotografice (seleniu amorf), sinteza diferitelor selenide, ca fosfor în televizor, dispozitive optice și de semnal , termistori etc. p. seleniul este utilizat pe scară largă pentru decolorarea sticlei verzi și producerea sticlelor de rubin; în metalurgie - pentru a conferi oțelului turnat o structură cu granulație fină, îmbunătățirea proprietăților mecanice ale oțelurilor inoxidabile; în industria chimică - ca catalizator; seleniul este utilizat și în industria farmaceutică și în alte industrii.

8.4 Telur

Compuși naturali și obținerea. De bază. surse de telur-nămol de rafinare electrolitică a cuprului și nămol de producție de acid sulfuric, precum și zgură alcalină de rafinare a plumbului. Când se prelucrează nămolul de acid sulfuric prin prăjire (vezi Seleniu), telurul rămâne în cenușă, care este levigată cu acid clorhidric. Se precipită din soluția de acid clorhidric prin trecerea SO2, după care soluția este diluată până la un conținut de acid de 10-12% și telurul este precipitat prin încălzire cu SO2.

La sinterizarea nămolului cu sodă și la leșierea ulterioară, telurul trece în soluție și, atunci când este neutralizat, precipită sub formă de TeO2. Telurul se obține fie prin reducerea directă a TeO2 cu cărbune, fie prin precipitare sub acțiunea SO2 asupra soluțiilor de acid clorhidric TeO2. Când se prelucrează nămolul prin metoda sulfurii (levigarea cu soluție de Na2 S), telurul este izolat din soluție (după precipitarea Se prin aerare) prin acțiunea Na2 S2 O3 uscat:

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

La prelucrarea nămolului de cupru-electroliți, telurul se transformă în principal în zgură de sodă, care sunt obținute prin topirea resturilor într-un aliaj de aur-argint („metal Dorey”). Când se utilizează sulfatizarea, o parte din telur este transformată în soluții de sulfat împreună cu Cu. Dintre acestea, telurul este precipitat de acțiunea cuprului metalic:

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

Telurul este extras din zgură de sodă după dizolvarea în apă sau neutralizare cu precipitarea TeO2 (este purificat prin reprecipitare din sulfură sau soluții acide, dizolvat în alcali și telurul este izolat prin electroliză), sau telurul brut este precipitat direct din soluția de sodă prin electroliză. Se reduce cu A1 într-o soluție alcalină:

6Те + 2А1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4Н2 О. Atunci telurul este precipitat prin aerare:

2Na2 Te2 + 2Н2 О + О2 → 4Те + 4NaOH

Pentru a obține telur de înaltă puritate, se utilizează compușii săi volatili, în special TeCl4, care este purificat prin distilare sau rectificare și extracție din soluția de acid clorhidric. După hidroliza clorurii de TeO2, H2 se reduce. Uneori H2 Te este folosit și pentru curățare. În etapele finale de purificare, se utilizează sublimarea în vid, distilarea sau rectificarea telurului, precum și topirea zonei sau cristalizarea direcțională.

Proprietati fizice si chimice. Tellurul este o substanță gri-argintie cu un luciu metalic, în straturi subțiri în lumina unei culori roșu-maronii, în perechi, galben-auriu. Telurul topit peste ~ 700 ° С are conductivitate metalică. Telurul este diamagnetic, magn. susceptibilitate - 0,31 10-9. Duritate Mohs 2.3, Brinell 180-270 MPa; rezistență la tracțiune 10,8 MPa. Telurul este fragil și devine plastic atunci când este încălzit.

Pentru telur, potențialul normal al electrodului este de 0,56 V. Telurul, chiar dispersat, este stabil în aer, dar atunci când este încălzit arde (flacără albastră cu un halou verde) odată cu formarea TeO2. Telurul cristalin reacționează cu apă peste 100 ° C, amorf - peste 50 ° C. Soluțiile alcaline concentrate dizolvă telurul pentru a forma telururi și telurite. Acidul clorhidric și H2S04 diluat nu au efect asupra telurului, conc. H2 SO4 îl dizolvă, soluțiile roșii rezultate conțin un cation. HNO3 oxidează telurul în acid teluric H2 TeO3 (săruri de telurit):

Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2 O

Se oxidează cu oxidanți puternici (HClO3, KMnO4 etc.) în acid telluric H2 TeO4 (săruri telurice):

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

Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O

Telurul se dizolvă în soluții de sulfuri și polisulfuri ale metalelor alcaline (cu formarea tioteluridelor și tio-teluritelor). Reacționează cu soluții de sare Ag. Nu se dizolvă în CS2. Reacționează cu Cl2, F2 și Br2 la temperatura camerei, cu I2 când este încălzit, fuzionează cu S, P (nu formează compuși), As (oferind As2 Te3), cu Si (cu formarea Si2 Te3 și SiTe), cu Se (formând soluții solide în timpul cristalizării). Nu interacționează direct cu borul și carbonul; atunci când este încălzit, formează un carbonil instabil gazos TeCO cu CO. Prin alierea cu metale se obțin telururi.

Telurura de hidrogen H2 Te este un gaz incolor cu miros neplăcut; în stare lichidă, galben-verzui, cristal-galben-lămâie; t. kip. - 2 ° C, punct de topire - 51 ° C; dens 5,81 g / L; pentru gaz; iar în aerul uscat la temperatura camerei se descompune încet, în aerul umed se oxidează în telur; când este încălzit în aer, acesta arde, dând TeO2; solubilitate în apă 0,1 M, soluție apoasă - acid slab, K1 2 · 10-3; agent de reducere puternic; sunt obținute prin interacțiunea Al2 Te3 cu acidul clorhidric, precum și prin electroliza unei soluții de H2S04 cu un catod teluric la 0 ° C; folosit pentru a obține telur de înaltă puritate.

Hexafluorura de TeF6 este un gaz incolor; t. pl. - 37,8 ° C, t. -38,6 ° C; dens 10,7 g / l; rezistent la aer uscat, nu afectează sticla; se dizolvă în apă, hidrolizându-se treptat pentru a forma acizi fluorotellurici TeFn (OH) 6-n, unde n este de la 1 la 4 și, în cele din urmă, acid teluric; formează compuși cu fluoruri metalice, de exemplu. Ag și Ba; obținută prin fluorurarea telurului la încălzire. TeF4 tetrafluorură - cristale ale sistemului rombic; t. pl. 129,6 ° C, punct de topire 194 ° C (cu descompunere); densitate 4,22 g / cm3; foarte higroscopic, ușor hidrolizat; cu fluoruri de metale alcaline formează pentafluorotelurați M; sunt obținute prin acțiunea SeF4 pe TeO2. Fluorurile sunt agenți de fluorurare.

Tetraclorură TeC14 - cristale galbene; t. pl. 224 ° C, p.t. 381,8 ° C; dens 3,01 g / cm3; dependența de temperatură a presiunii vaporilor \\ gp (mm Hg) \u003d 8,791 - - 3941 / T (497 - 653); foarte higroscopic, hidrolizat cu apă; în sol HC1 concentrat, formând acid cloroteluric H2 TeC16; extras din soluții de acid clorhidric cu fosfat de tributil și alți solvenți organici; cu cloruri de metale alcaline formează hexa-M2 [TeCl6] și pentachlortel-lurate M [TeC15], cu cloruri Al, Fe (III), Zr și alți complexe cu cationi, de exemplu, TeC13; obțineți prin clorarea telurului; TeCl4 este un material de pornire pentru producerea de telur de înaltă puritate. Diclorura brună de TeC12 este stabilă în vapori și poate fi condensată într-un lichid. De asemenea, se obțin două cloruri inferioare cristaline - Te2 Cl3 gri-argintiu și negru metastabil cu un luciu metalic Te2 Cl.

Prin sedimentarea din soluții de apă este posibil să se obțină sulfuri TeS2 și TeS3, care se descompun la încălzire; cunoscut TeS7 și Te7 S10. Tiotelurații (de exemplu, Na2 TeS3) pot fi obținuți prin dizolvarea telurului într-o soluție de polisulfuri de metale alcaline sau sulf în soluții de politeluri, precum și prin fuziune. Tiotelurații sunt intermediari în unele procese de extracție a telurului.

Cerere. Cel mai important domeniu de aplicare a telurului este sinteza descompunerii telururilor cu proprietăți semiconductoare. Telurul este, de asemenea, utilizat în metalurgie pentru alierea fontei și oțelului, Pb, Cu (pentru a crește rezistența lor mecanică și chimică). Telurul și compușii săi sunt utilizați în producția de catalizatori, speciali. ochelari, insecticide, erbicide etc.

Poloniu

Compuși naturali și producerea de poloniu. Element chimic radioactiv din grupa VI a sistemului periodic, analog al telurului. Număr atomic 84. Nu are izotopi stabili. Există 27 de izotopi radioactivi cunoscuți ai poloniului cu numere de masă de la 192 la 218, dintre care șapte (cu numere de masă de la 210 la 218) apar în natură în cantități foarte mici ca membri ai seriei radioactive de uraniu, toriu și actiniu, restul dintre izotopi se obțin artificial. Cei mai longevivi izotopi ai poloniului sunt obținuți artificial 209 Ро ( t 1/2 \u003d 102 ani) și 208 Ro ( t 1/2 \u003d 2,9 ani), precum și 210 Ро conținut în minereuri de radiu-uraniu ( t 1/2 \u003d 138,4 zile). Conținutul de 210 Ро din scoarța terestră este de numai 2 · 10-14%; 1 tonă de uraniu natural conține 0,34 g de radiu și o fracțiune de miligram de poloniu-210. Cel mai scurt izotop cunoscut al poloniului este 213 Rho ( t 1/2 \u003d 3 · 10-7 s). Cei mai ușori izotopi ai poloniului sunt emițători alfa puri, în timp ce cei mai grei emit simultan raze alfa și gamma. Unii izotopi se descompun prin captarea electronilor, iar cei mai grei prezintă, de asemenea, o activitate beta foarte slabă. Diversi izotopi ai poloniului au denumiri istorice, adoptate la începutul secolului al XX-lea, când au fost obținute ca urmare a unui lanț de descompuneri din „elementul părinte”: RaF (210 Po), AcC ”(211 Po), ThC "(212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).

Poloniul-210 este sintetizat prin iradierea bismutului natural cu neutroni (conține doar 208 Bi) în reactoarele nucleare (izotopul beta-activ al bismut-210 este format intermediar): 208 Bi + n → 210 Bi → 210 Po + e. Când bismutul este iradiat cu protoni accelerați, se formează polonium-208; este separat de bismut prin sublimare în vid, așa cum a făcut M. Curie. În URSS, metoda de izolare a poloniului a fost dezvoltată de Zinaida Vasilievna Ershova (1905-1995). În 1937 a fost trimisă la Paris la Institutul Radium în laboratorul lui M. Curie (regizat la acea vreme de Irene Joliot-Curie). Ca urmare a acestei călătorii de afaceri, colegii au început să o numească „doamna rusă Curie”. Sub supravegherea științifică a Z.V. Ershova, a fost creată în țară o producție permanentă, ecologică de poloniu, care a făcut posibilă implementarea unui program intern pentru lansarea roverilor lunari, în care poloniul a fost folosit ca sursă de căldură.

Izotopii de poloniu de lungă durată nu au primit încă o aplicare practică vizibilă datorită complexității sintezei lor. Pentru a le obține, puteți utiliza reacții nucleare

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,

unde 4 He - particule alfa, 1 H - protoni accelerati, 2 D - deuteroni accelerati (nuclei de deuteriu).

Proprietăți de poloniu. Tellurul prezintă deja parțial proprietăți metalice, în timp ce poloniul este un metal alb-argintiu moale. Datorită radioactivității puternice, luminează în întuneric și devine foarte fierbinte, astfel încât este necesară îndepărtarea continuă a căldurii. Punctul de topire al poloniului este de 254 ° С (ușor mai mare decât cel al staniu), punctul de fierbere este de 962 ° С, prin urmare, chiar și cu o ușoară încălzire, poloniul sublimează. Densitatea poloniului este aproape aceeași cu cea a cuprului - 9,4 g / cm3. În cercetarea chimică, se folosește doar poloniul-210, izotopii cu durată mai lungă de viață practic nu sunt folosiți din cauza dificultății de a le obține cu aceleași proprietăți chimice.

Proprietăți chimice poloniul metalic este aproape de proprietățile celui mai apropiat analog al său - telur, prezintă stări de oxidare –2, +2, +4, +6. În aer, poloniul se oxidează încet (rapid când este încălzit la 250 ° C) cu formarea de dioxid roșu de PoO2 (când este răcit, devine galben ca urmare a unei rearanjări a rețelei de cristal). Sulfura de hidrogen din soluțiile de săruri de poloniu precipită sulf negru PoS.

Radiactivitatea puternică a poloniului afectează proprietățile compușilor săi. Deci, în acid clorhidric diluat, poloniul se dizolvă încet pentru a forma soluții roz (culoarea ionilor Po2 +):

Po + 2HCl ® PoCl2 + H2,

totuși, sub acțiunea propriei radiații, diclorura se transformă în PoCl4 galben. Acidul azotic diluat pasivează poloniul, în timp ce acidul azotic concentrat îl dizolvă rapid:

Po + 8HNO3 → Po (NO3) 4 + 4NO2 + 4H2 O

Poloniul este legat de nemetalele din grupa VI prin reacția cu hidrogenul cu formarea hidrurii volatile PoH2 (mp -35 ° C, bp + 35 ° C, se descompune ușor), reacția cu metalele (atunci când este încălzită) cu formarea de polonide negre solide (Na2 Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo etc.) și reacția cu alcalii topiți pentru a forma polonide:

3Po + 6NaOH ® 2Na2 Po + Na2 PoO3 + H2 O.

Poloniul reacționează cu clorul la încălzire cu formarea cristalelor galbene strălucitoare de PoCl4, cu brom, se obțin cristale roșii de PoBr4, cu iod deja la 40 ° C, poloniul reacționează cu formarea iodurii volatile negre PoI4. Este cunoscut și tetrafluorura de poloniu alb PoF4. Când sunt încălzite, tetrahalidele se descompun pentru a forma dihaluri mai stabile:

PoCl4® PoCl2 + Cl2.

În soluții, poloniul există sub formă de cationi Po2 +, Po4 +, PoO32–, PoO42– anioni, precum și diverși ioni complecși, de exemplu, PoCl62–.

Utilizarea poloniului. Poloniul-210 emite raze alfa cu o energie de 5,3 MeV, care sunt decelerate în materie solidă, trecând doar prin miimi de milimetru și renunțând la energia lor. Durata sa de viață face posibilă utilizarea poloniului ca sursă de energie în bateriile atomice ale navelor spațiale: doar 7,5 g de poloniu sunt suficiente pentru a obține o putere de 1 kW. În acest sens, este superior altor surse de energie „atomice” compacte. O astfel de sursă de energie a funcționat, de exemplu, pe Lunokhod-2, încălzind echipamentul în timpul unei nopți lungi cu lună. Desigur, puterea surselor de energie a poloniului scade în timp - la jumătate la fiecare 4,5 luni, dar izotopii de viață mai lungă ai poloniului sunt prea scumpi. Poloniul poate fi utilizat în mod convenabil pentru a studia efectele radiației alfa asupra diferitelor substanțe. Ca emițător alfa, poloniul amestecat cu beriliu este utilizat pentru a produce surse compacte de neutroni:

9 Fii + 4 He ® 12 C + n.

Borul poate fi utilizat în loc de beriliu în astfel de surse. S-a raportat că în 2004 inspectorii de la Agenția Internațională pentru Energie Atomică (AIEA) au descoperit un program de producere a poloniului în Iran. Acest lucru a dus la suspiciunea că ar putea fi utilizat într-o sursă de beriliu pentru a „declanșa” o reacție în lanț nuclear în uraniu folosind neutroni, ducând la o explozie nucleară.

Poloniul, atunci când este ingerat, poate fi considerat una dintre cele mai toxice substanțe: pentru 210 Ро, conținutul maxim admis în aer este de numai 40 miliarde de micrograme la 1 m3 de aer, adică poloniul este de 4 trilioane de ori mai toxic decât acidul cianhidric. Deteriorarea este cauzată de particulele alfa emise de poloniu (și într-o măsură mai mică și de razele gamma), care distrug țesuturile și provoacă tumori maligne. Atomii de poloniu se pot forma în plămâni ca urmare a decăderii radonului gazos din ei. În plus, poloniul metalic este capabil să formeze cu ușurință cele mai mici particule de aerosoli. Prin urmare, toate lucrările cu poloniu se efectuează de la distanță în cutii sigilate.

Descoperirea poloniului. Existența unui element cu numărul atomic 84 a fost prezisă de DI Mendeleev în 1889 - el l-a numit dvitellurium (în sanscrită - "al doilea" telur) și a presupus că masa sa atomică ar fi aproape de 212. Desigur, Mendeleev nu ar fi putut prevedea că acest element va fi instabil. Poloniul este primul element radioactiv descoperit în 1898 de Curie în căutarea unei surse de radioactivitate puternică în unele minerale. Când s-a dovedit că minereul de rășină de uraniu emite mai puternic decât uraniul pur, Marie Curie a decis să izoleze chimic un nou element chimic radioactiv din acest compus. Înainte de aceasta, erau cunoscute doar două elemente chimice slab radioactive - uraniu și toriu. Curie a început cu analiza chimică calitativă tradițională a mineralului conform schemei standard, care a fost propusă de chimistul analitic german KR Fresenius (1818-1897) în 1841 și conform căreia multe generații de studenți timp de aproape un secol și jumătate cationii determinați prin așa-numita „metodă cu hidrogen sulfurat”. La început, avea aproximativ 100 g de mineral; apoi geologii americani i-au prezentat lui Pierre Curie încă 500 g. Efectuând o analiză sistematică, M. Curie a verificat de fiecare dată fracțiile individuale (sedimente și soluții) pentru radioactivitate folosind un electrometru sensibil inventat de soțul ei. Fracțiile inactive au fost aruncate, cele active au fost analizate în continuare. A fost asistată de unul dintre liderii atelierului de chimie de la Școala de Fizică și Chimie Industrială, Gustave Bemon.

În primul rând, Curie a dizolvat mineralul în acid azotic, a evaporat soluția la sec, a dizolvat reziduul în apă și a trecut un flux de hidrogen sulfurat prin soluție. Aceasta a precipitat un precipitat de sulfuri metalice; conform metodei Fresenius, acest precipitat ar putea conține sulfuri insolubile de plumb, bismut, cupru, arsenic, antimoniu și o serie de alte metale. Precipitatul a fost radioactiv în ciuda faptului că uraniul și toriul au rămas în soluție. Ea a tratat precipitatul negru cu sulfură de amoniu pentru a separa arsenicul și antimoniul - în aceste condiții, formează tiosaliți solubili, de exemplu, (NH4) 3 AsS4 și (NH4) 3 SbS3. Soluția nu a prezentat radioactivitate și a fost aruncată. Sulfurile de plumb, bismut și cupru au rămas în sediment.

Partea precipitatului Curie care nu s-a dizolvat în sulfură de amoniu a fost din nou dizolvată în acid azotic, a adăugat acid sulfuric la soluție și l-a evaporat pe flacăra arzătorului până când au apărut vapori de SO3 albi. În aceste condiții, acidul azotic volatil este complet îndepărtat, iar nitrații metalici sunt transformați în sulfați. După răcirea amestecului și adăugarea de apă rece, sulfatul de plumb insolubil PbSO4 a apărut în precipitat - nu a existat radioactivitate în acesta. Ea a aruncat precipitatul și a adăugat o soluție puternică de amoniac la soluția filtrată. În același timp, un precipitat a căzut din nou, de data aceasta - alb; conținea un amestec de sulfat de bismut de bază (BiO) 2 SO4 și hidroxid de bismut Bi (OH) 3. Amoniac de cupru complex SO4 de culoare albastru strălucitor a rămas în soluție. Precipitatul alb, spre deosebire de soluție, sa dovedit a fi extrem de radioactiv. Deoarece plumbul și cuprul erau deja separate, precipitatul alb conținea bismut și un amestec al noului element.

Curie a transformat din nou precipitatul alb în sulfură maro închis Bi2 S3, l-a uscat și l-a încălzit într-o fiolă evacuată. În același timp, sulfura de bismut nu s-a modificat (este rezistentă la încălzire și se topește doar la 685 ° C), cu toate acestea, unii vapori au fost eliberați din precipitat, care s-au așezat sub forma unui film negru pe partea rece a fiolă. Filmul era radioactiv și aparent conținea un nou element chimic - un analog al bismutului în tabelul periodic. A fost poloniul - primul element radioactiv descoperit după uraniu și toriu, înscris în tabelul periodic (în același 1898 a fost descoperit radiul, precum și un grup de gaze nobile - neon, kripton și xenon). După cum sa dovedit mai târziu, poloniul se sublimează ușor atunci când este încălzit - volatilitatea sa este aproximativ aceeași cu cea a zincului.

Curii nu se grăbeau să numească stratul negru de pe sticlă un element nou. Numai radioactivitatea nu era suficientă. Colegul și prietenul lui Curie, chimistul francez Eugene Anatole Demarsay (1852-1903), expert în analize spectrale (a descoperit europiul în 1901), a investigat spectrul de emisie al plăcii negre și nu a găsit în ea nicio nouă linie care să poată indica prezența un element nou. Analiza spectrală este una dintre cele mai sensibile metode de detectare a multor substanțe în cantități microscopice invizibile ochiului. Cu toate acestea, într-un articol publicat la 18 iulie 1898, Curies a scris: „Credem că substanța pe care am izolat-o din rășina de uraniu conține un metal încă necunoscut, care este analitic analitic cu bismutul. Dacă se confirmă existența noului metal, ne propunem să-l numim poloniu, în patria unuia dintre noi ”(Polonia în latină - Polonia). Acesta este singurul caz când un nou element chimic care nu a fost încă identificat a primit deja un nume. Cu toate acestea, nu a fost posibil să se obțină poloniu în greutate - a fost prea puțin din minereu de uraniu (mai târziu, poloniul a fost obținut artificial). Și nu acest element a glorificat Curiile, ci radiul.

ELEMENTELE GRUPULUI VIA

caracteristici generale

Oxigen, dioxigen, trioxigen

Compuși de oxigen

Sulf

Sulfat de hidrogen. Sulfuri

Compuși oxigenați ai sulfului

Acid sulfuric

Alți compuși ai sulfului

Seleniu, telur, poloniu și compușii lor

CARACTERISTICI GENERALE

Elemente și simbolurile lor: oxigen O, sulf S, seleniu Se, teluriu Te, poloniu Po. Numele grupului elementelor grupului VIА - calcogeni.

Starea de oxidare. Oxigenul se caracterizează prin starea de oxidare (-2), pentru alte elemente (cu excepția poloniului) - (+6), (+4) și (-2), poloniul din compuși prezintă starea de oxidare (+4), ( +2) și (-2). Stabilitatea stării de oxidare (+ V1) scade de la S la Te, stabilitatea stării de oxidare (+4) crește de la S la Po, iar stabilitatea stării de oxidare (-2) scade de la O la Po.

Proprietăți (Tabelul 1). Proprietățile metalice cresc de la oxigen la poloniu. În general, elementele O și S sunt nemetale; Se și Te arată o creștere a caracterului metalic, de exemplu, în formă liberă, Se există în modificări metalice și nemetalice și Te - numai în metal, Po - metal.

Hidroxizii elementelor din grupa VIА în cea mai ridicată stare de oxidare corespund acizilor H 2 SO 4, H 2 SeO 4 (acizi tari) și H 6 TeO 6 (acid slab). Hidroxizii acestor elemente în stare de oxidare (+4) corespund acizilor slabi SO 2 * nH 2 O, H 2 SeO 3 și H 2 TeO 3, a căror rezistență scade odată cu creșterea numărului de serie al acidului- element de formare, PoO (OH) 2 este hidroxid amfoteric. În comparație cu elementele grupei VА, toți hidroxizii indicați sunt mai acizi, iar în comparație cu elementele grupei VIIА, sunt mai bazici.

Stabilitatea compușilor de hidrogen - hidrogenul calcogen H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te și H 2 Po - scade de la O la Po, aciditatea lor într-o soluție apoasă, dimpotrivă, crește în această ordine. Apa H20 este considerată neutră, puterea lui H2 Te corespunde aproximativ cu puterea acidului ortofosforic, hidrogenul calcogen prezintă în mod corespunzător proprietăți acide mai mari și mai mici decât compușii hidrogenici ai elementelor grupului VA și halogenurile de hidrogen.

OXIGEN, dioxid, trioxigen

Deschidere. Oxigenul a fost obținut pentru prima dată sub formă liberă când azotatul a fost încălzit în 1770 (Scheele, Suedia) și în 1774 în timpul descompunerii oxidului de HgO și plumbului roșu (Pb 2 II Pb IV) O 4 (Priestley, Anglia). Rolul oxigenului în reacțiile de ardere a multor substanțe din aer a fost explicat în 1775 (Lavoisier, Franța), ceea ce a subminat fundamentele teoriei flogistului propuse în 1697 (Stahl, Germania).

Distribuție în natură. Oxigenul este cel mai abundent element de pe Pământ. Conținutul său în scoarța terestră este de 55,1% la. Oxigenul liber este în aer (»1,1 * 10 15 tone) și în apele naturale (auto-purificarea biochimică a apelor de râu și de mare are loc cu consumul de oxigen). Oxigenul legat se găsește în apă, silicați, cuarț și alte minerale, precum și în organismele vii.

Compoziția aerului atmosferic: azot 78,09% (vol) 75,51% (masă); Oxigen 20,95 23,15; Argon 0,93 1,28; Dioxid de carbon 0,03 0,046; Vapori de apă (25 ° C)<3 <0,27.

Densitatea aerului este de 1,293 g / l la 0 ° C și 101,33 kPa (1 atm). Învelișul de aer al Pământului absoarbe și neutralizează radiațiile ultraviolete nocive ale Soarelui și protejează suprafața pământului de supraîncălzire.

Tabelul 1.

Proprietăți calcogen

Acțiune fiziologică. Toate substanțele organice sunt compuși ai oxigenului, prin urmare oxigenul este un element vital pentru aproape toate organismele vii (cu excepția bacteriilor anaerobe). Oxigenul intră în sânge prin plămâni. În sânge, oxigenul se leagă slab de hemoglobină (cromofor al celulelor roșii din sânge) cu formarea de oxihemoglobină și sub această formă este furnizat celulelor. Sub acțiunea enzimelor, oxigenul oxidează și zahărul din struguri (glucoza) adus de sânge, transformându-l în dioxid de carbon și apă; energia eliberată în acest timp este utilizată pentru cursul diferitelor procese ale vieții (munca mușchilor, încălzirea corpului etc.).

Modificări alotropice. Oxigenul liber formează două modificări: dioxigen (oxigen obișnuit)О 2 și tricoxigen (ozon) О 3.

Dioxigen O 2

Structura. Structura moleculei de O2, care are doi electroni nepereche, este transmisă corect numai în cadrul metodei orbitale moleculare. Imaginea tradițională a unei molecule de oxigen cu o legătură dublă (O \u003d O) nu transmite caracteristicile structurii sale și, prin urmare, nu este pe deplin corectă.

Primind.

1. Din aer prin condensare fracționată și distilare (Calea lui Linde)metoda este utilizată în industrie.

2. Încălzirea substanțelor care conțin oxigen, și anume clorați în prezența unui catalizator - piroluzit MnO 2 (reacția 1), nitrați (reacția 2), permanganați la temperaturi moderate sau foarte ridicate (respectiv, reacțiile 3 și 4), peroxizi (reacție 5):

2KS1O 3 \u003d 2KS1 + 3O 2 (1)

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (2)

2КМnО 4 \u003d К 2 МnО 4 + МnО 2 + О 2 (3)

4КМnО 4 \u003d 2К 2 О + 4МnО 2 + ЗО 2 (4)

2ВаО 2 \u003d 2ВаО + О 2 (5)

3. Descompunerea catalitică a peroxidului de hidrogen (catalizator - piroluzit - MnO 2):

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2

4. Electroliza soluțiilor alcaline sau sulfatate folosind anodi insolubili (platină), pe care are loc descărcarea ionilor de hidroxid sau oxidarea apei:

4OH - - 4e\u003d O2 + 2H20; 2H 2 O - 4e \u003dAproximativ 2 + 4H +

5. Interacțiunea peroxizilor cu elemente alcaline cu dioxidul de carbon:

2Nа 2 О 2 + 2СО 2 \u003d 2Nа 2 СО 3 + О 2

Această reacție are loc în dispozitivele de izolare a oxigenului.

Proprietăți fizice... Un gaz incolor, inodor și fără gust. Moderabil solubil în apă, dar puțin mai bun decât azotul; în aerul dizolvat, conținutul de oxigen este de 36% (vol.). Dioxigenul lichid și solid este de culoare albastru deschis.

Proprietăți chimice. La temperatura camerei, este relativ puțin reactiv, la temperaturi ridicate, datorită slăbirii legăturii oxigen - oxigen, crește activitatea O 2.

Se adaugă adăugarea chimică de oxigen oxidare, este lent și rapid. Oxidarea lentă este, de exemplu, procesele de formare a ruginii pe obiectele din fier, asimilarea alimentelor de către organism, putrezirea reziduurilor organice, îmbătrânirea cauciucului și întărirea vopselelor de ulei. Se numește oxidarea rapidă, adesea însoțită de apariția unei flăcări ardere.În oxigenul pur (și, de asemenea, în lichid), substanțele ard mai intens decât în \u200b\u200baer, de exemplu, se aprinde o așchie de lemn care mocnește în aer. Când substanțele sunt oxidate cu oxigen, oxizi,de exemplu: 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Detectare. Prin aprinderea strălucitoare a unei torțe mocnite (cu un conținut de oxigen mai mare de 30%); prin colorarea maro a unei soluții alcaline de pirogalol.

Cerere. Oxigenul este depozitat și transportat în cilindri de oțel sub o suprapresiune de 150 atm. Nu ar trebui să existe grăsime pe supapa cilindrului. Oxigenul este utilizat pentru sudarea și tăierea metalelor și în aparatele de respirație, ca oxidant pentru combustibilii pentru rachete și ca reactiv în multe procese chimico-tehnologice. Aerul îmbogățit cu oxigen este utilizat în diferite metode metalurgice, pentru gazificarea cărbunelui brun sub presiune etc.

Aer lichid. Obținut prin metoda Linde, care este după cum urmează. Aerul este comprimat și căldura eliberată în același timp este îndepărtată; cu expansiunea ulterioară, are loc răcirea. Prin repetarea acestei operații de răcire interioară, se obține aer lichefiat la o temperatură de aproximativ -190 ° C. Aerul lichid are o culoare albastru deschis. Este depozitat în vase Dewar, care nu trebuie închise cu un dop strâns. Intensitatea culorii aerului lichid crește în timpul depozitării, deoarece azotul incolor mai volatil se evaporă. Amestecurile de aer lichid cu cărbune activ, făină de lemn și alte materiale dispersate sunt explozive.

Tri-oxigen (ozon) O 3

Primind. Ozonul se formează din oxigen obișnuit (sub formă pură sau în aer) sub influența unei descărcări electrice strălucitoare sau a unei radiații ultraviolete (3O 2 "2O 3). Oxigenul obținut la anod în electroliza acidului sulfuric diluat folosind o densitate mare de curent electric conține cantități semnificative de ozon.

Proprietăți. Gaz albastru deschis cu un miros „electric” caracteristic. Explodează la încălzire. Un agent oxidant foarte puternic, dar mai slab decât oxigenul atomic. Cu argintul, formează peroxid de argint negru (formula exactă este necunoscută); la contactul cu eter sau alcool, acesta din urmă se aprinde.

Cerere. Ozonul este utilizat pentru dezinfectarea apei potabile, în medicină ca dezinfectant, pentru neutralizarea apelor uzate industriale.

Atmosferic strat de ozon.În stratosferă („25 km deasupra suprafeței Pământului) ozonul se formează sub influența radiației solare și, deși cantitatea sa este mică (în comparație cu oxigenul atmosferic), ozonul este suficient pentru a absorbi radiațiile ultraviolete, care sunt periculoase pentru toate organismele vii. . Astfel, stratul de ozon din stratosferă asigură dezvoltarea normală a vieții organice pe Pământ.

COMPUȘI DE OXIGEN

Oxizi

Primind.

1. Interacțiunea substanțelor simple cu oxigenul (oxidarea elementelor în formă liberă), de exemplu, atunci când acestea ard într-o atmosferă de oxigen sau în aer.

2. Hidroxizi de calcinare sau oxizi hidrați: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.

3. Încălzirea sărurilor care se descompun cu formarea de oxizi de acid volatil (carbonați, sulfați, sulfiți, nitrați etc.): СuСО 3 \u003d СuО + СO 2.

Proprietăți. Oxizii multor nemetale, cu excepția CO, NO, N20, corespund acizilor. Acestea sunt adesea obținute ca urmare a descompunerii termice a acidului sau îl formează prin interacțiunea cu apa (oxizi acizi): SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

Oxizii metalici în stări de oxidare ridicate (+5) - (+7) sunt, de asemenea, oxizi acizi. De exemplu, trioxidul de crom, atunci când interacționează cu apa, dă acid cromic:

СrО 3 + Н 2 О \u003d Н 2 СrО 4

Oxizii metalici în stări de oxidare scăzute de la (+1) la (+4) sunt oxizi bazici sau amfoteri, aceștia corespund hidroxizilor bazici sau amfoteri, de exemplu:

CaO + H20 = Ca (OH) 2; A1 2 O 3 + 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3.

Majoritatea oxizilor metalici nu reacționează cu apa în condiții normale și, prin urmare, hidroxizii corespunzători sunt obținuți indirect, de exemplu, prin săruri:

CuO + 2HC1 \u003d CuC1 2 + H 2 O, CuC1 2 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 + 2NaC1.

Oxizii bazici reacționează cu oxizii și acizii acizi tipici pentru a forma sărurile corespunzătoare; reacții apar și între oxizii acizi și oxizii sau bazele tipice bazice. Oxizii amfoterici formează săruri atât cu oxizi acizi, cât și cu oxizi bazici.

Hidroxizi

Hidroxizii conțin în mod necesar gruparea -O-H. În funcție de faptul dacă gruparea hidroxi este legată de atomi metalici sau nemetalici, hidroxizii vor avea proprietăți bazice, acide sau amfotere.

Majoritatea hidroxizilor metalici sunt ușor solubili în apă și precipită atunci când sunt obținuți dintr-o soluție apoasă: CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 (t) + Na 2 SO 4.

De obicei, la temperatura camerei, hidroxizii precipită sub formă de precipitații slab, floculente, adesea colorate, în care conținutul de apă este mai mare decât rezultă din formula stoichiometrică, prin urmare, li se atribuie compoziția oxidului polihidrat. Compoziția stoichiometrică poate fi obținută prin încălzirea oxidului polihidrat, dar se formează de obicei hidroxizi parțial deshidratați, cum ar fi Al (OH) sau Tl (OH) 2.

Colorarea hidroxizilor slab solubili:

alb: A1 (OH) 3, AlO (OH), Zn (OH) 2, Cd (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2, Bi (OH) 3, VU (OH), Mg (OH) 2;

verde deschis: Fe (OH) 2 [acest hidroxid devine maro în aer;

maro deschis: Mn (OH) 2;

verde deschis: Ni (OH) 2;

gri-albastru: Cr (OH) 3;

albastru: Cu (OH) 2;

roz: Co (OH) 2;

Hidroxizii de argint (I) și mercur (II) sunt foarte instabili și, la temperatura camerei, se descompun spontan în oxizi și apă.

Peroxizi

Peroxizii conțin în mod necesar un lanț de oxigen -O-O- (grup peroxo),pot fi considerați ca derivați ai peroxidului de hidrogen H-O-O-H. Cei mai importanți reprezentanți sunt peroxidul de sodiu Na 2 O 2 și peroxidul de bariu BaO 2: conțin ioni de peroxid O * ". Dacă oxidul nu conține lanț -OO-, atunci un astfel de compus nu poate fi numit peroxid, de exemplu, PbO 2 (formula structurală O \u003d Pb \u003d O) este un oxid de plumb (IV) Peroxizii organici sunt folosiți pe scară largă ca catalizatori de polimerizare.

Superoxizii metalici conțin un ion de lanț O 2 -; de exemplu, arderea potasiului produce superoxid de cadiu KO 2.

SULF

Elementul sulf S sub formă de excreții din surse vulcanice este cunoscut încă din secolul II. Î.Hr. e.

Distribuție în natură. Sulful se găsește sub formă liberă (sulf nativ) și formează multe minerale sub formă de sulfuri și sulfați. Face parte din corpurile naturale de cărbune, petrol și proteine \u200b\u200b(în special, o mulțime de sulf se găsește în keratina părului, a penelor și a lânii).

Minerale:sulfuri (pirite - ușoare cu un luciu metalic; luciu - întunecat cu un luciu metalic; amestecuri - întunecate fără un luciu metalic sau, mai des, ușor, transparent), pirită, pirită, pirită de fier FeS 2, molibdenită, luciu de molibden MoS 2 , calcopirită, pirită de cupru FeCuS 2, argentită, luciu argintiu Ag 2 S, stibnită, luciu antimoniu, minereu de antimoniu gri Sb 2 S 3, arsenopirită, greșeală, pirită arsenică FeAsS, sfalerită, blend de zinc ZnS, cinabru Hsts 4, viață reală plumb PbS, calcocit, luciu de cupru Cu 2 S.

Acțiune fiziologică. Sulful este un element vital, într-o formă legată se găsește în toate organismele superioare (o componentă a proteinelor).

Pentru oameni, sulful liber nu este otrăvitor, cantități mici din acesta acționează ca un laxativ, sulful fin irită pielea (aceasta este baza utilizării unguentelor medicinale care conțin sulf).

Primind.

1. Topirea sulfului nativ din depozite naturale, de exemplu folosind abur și purificarea sulfului brut prin distilare. Cu o răcire ascuțită a vaporilor de sulf, sulful sublimat se obține sub forma unei pulberi fine („culoarea sulfului”).

2. Eliberarea de sulf în timpul desulfurării produselor de gazeificare a cărbunelui (apă, aer și gaze luminoase), de exemplu, sub acțiunea aerului și a unui catalizator - cărbune activ:

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S.

3. Evoluția sulfului în timpul arderii incomplete a hidrogenului sulfurat (vezi ecuația de mai sus), în timpul acidificării soluției de tiosulfat de sodiu: Na 2 S 2 O 3 + 2HC1 \u003d 2NaС1 + SO 2 + Н 2 О + S și în timpul distilării soluției de polisulfură de amoniu : (NH4) 2S3.

Modificări alotropice. Sulful sub formă liberă constă din molecule de diferite lungimi (S ¥, S 12, S 8, S 6, S 2 etc.), iar aceste molecule pot fi ordonate în moduri diferite, prin urmare există mai multe modificări ale sulfului. La temperatura camerei, sulful se prezintă sub formă de a-sulf (modificare ortorombică), care este cristale galbene fragile, incolore și inodor, insolubile în apă, dar ușor solubile în disulfură de carbon. Peste 96 ° C, există o conversie lentă a-sulf în b-sulf (modificare monoclinică), care este plăci de cristal aproape albe. Punctele de topire ale a- și b-sulfului sunt de 118 și respectiv 119 ° C. La topire se formează un l-sulf galben, cu vâscozitate redusă, care, la fel ca ambele modificări ale sulfului solid, este format din molecule S8 ciclice. La încălzire suplimentară, ciclurile S 8 sunt remodelate în lanțuri de diferite lungimi. Modificarea unei astfel de structuri se numește m-gri; este un lichid maroniu roșcat și foarte vâscos. Pe măsură ce temperatura crește, culoarea devine maro închis și vâscozitatea sulfului lichid scade din nou. Sulful lichid fierbe la 444,6 ° C. Când sulful topit este turnat în apă, topitura se răcește și se formează un sulf de plastic galben-maroniu, cauciucat, tăiat cu cuțitul (un amestec de l- și m-sulf), care în aer devine galben, tulbure și fragil într-o cateva minute.

Proprietăți chimice. Când este încălzit în aer, sulful arde cu o flacără albastră în dioxid de sulf SO 2 (cu un amestec de trioxid de sulf SO 3). La temperaturi ridicate, reacționează cu metalele, dând sulfurile corespunzătoare și cu hidrogenul (și parafina), formând hidrogen sulfurat H 2 S. Sulful se dizolvă într-o soluție de sulfură de amoniu pentru a forma ioni polisulfură galben-roșie; când sulful este încălzit cu o soluție de sulfit, se obține tiosulfatul corespunzător și, atunci când este încălzit cu o soluție de cianură, tiocianat.

Cerere. Sulful este utilizat pentru obținerea disulfurii de carbon, acid sulfuric, tiosulfat de sodiu, coloranți de sulf, albastru ultramarin, în timpul vulcanizării cauciucului, ca remediu pentru tratamentul bolilor de piele, pentru a proteja plantele de mucegaiul praf.

Sulful este introdus în terenurile arabile sub formă de îngrășăminte care conțin sulfați (sulfat de amoniu, superfosfat).

SULFUR DE HIDROGEN. SULFIDE

Sulfură de hidrogen (monosulfan) H 2 S.

Distribuție în natură. Sulfura de hidrogen este conținută în izvoarele minerale de sulf, gazele vulcanice și naturale, se formează cantități mari de hidrogen sulfurat în timpul degradării naturale a substanțelor proteice.

Acțiune fiziologică. Sulfat de hidrogen foarte otrăvitor.Inhalarea aerului conținând 0,08% (vol.) H 2 S timp de 5 - 10 minute duce la moarte. Ca și cianura de hidrogen, hidrogenul sulfurat blochează enzimele respiratorii vitale (citocromi). Lucrările de laborator cu hidrogen sulfurat trebuie efectuate numai într-o hotă de fum.

Detectare. Pentru colorarea maro-negru a „hârtiei de plumb” - impregnată cu o soluție de sare de plumb (II) și hârtie de filtru uscată; pe floare neagră (formarea Ag 2 S) pe argint.

Primind.

1. Metodă industrială - izolarea de apă, menaj, cuptor de cocs și gaze de sinteză brute utilizând soluții de săruri de sodiu ale aminoacizilor, care absorb Н 2 S la rece și se eliberează atunci când sunt încălzite sau cu ajutorul metanolului răcit în profunzime, care, de asemenea, absoarbe bine Н 2 S.

2. Tratamentul sulfurii de fier (II) cu acid clorhidric: FeS + 2HC1 \u003d FeC1 2 + H 2 S.

3. Încălzirea sulfului cu parafină.

4. Sinteza directă din hidrogen și sulf (hidrogenul este trecut peste sulful topit).

Ultimele trei metode sunt aplicate în laborator.

Proprietăți. Gaz incolor cu miros de ouă stricate, adică balot. -61 ° C. Arde cu o flacără albastră și la arderea completă formează dioxid de sulf: 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Când obiectele reci (de exemplu, porțelanul) sunt introduse în flacără, acestea sunt acoperite cu o floare galbenă de sulf din cauza arderii incomplete, care corespunde funinginei negre cu combustie incompletă de hidrocarburi (metan, acetilenă).

Sulfura de hidrogen este ușor solubilă în apă, atunci când este dizolvată, așa-numitul apă cu hidrogen sulfurat,din care precipită sulful în aer ca urmare a oxidării lente. Sulfura de hidrogen este unul dintre cei mai slabi acizi din soluția apoasă.

Cerere. Sulfura de hidrogen este utilizată pentru a produce sulf și ca reactiv pentru analiza cantitativă în chimia anorganică.

Sulfuri

Sulfurile sunt săruri de hidrogen sulfurat. Într-un sens mai larg, aceștia sunt compuși de elemente electropozitive cu sulf, având astfel o stare de oxidare negativă (-2).

Sulfurile metalelor grele sunt minereuri importante din punct de vedere industrial; sunt transformate în oxizi prin tragere în aer: 2РbS + 3О 2 \u003d 2РbО + 2SO 2.

Sulfurile de elemente alcaline și alcalino-pământoase, precum și sulfura de amoniu, sunt ușor solubile în apă. Restul de sulfuri sunt eliberate sub formă de precipitate colorate caracteristic la introducerea unei soluții de sulfură de amoniu în soluții de săruri metalice, iar sulfurile practic insolubile (care posedă o solubilitate extrem de scăzută în apă) precipită chiar și din soluțiile de sare acidă la introducere de hidrogen sulfurat: FeSO 4 + (NH 4) 2 S \u003d FеS (t) + (NH 4) 2 SO 4, 2BiC1 3 + 3H 2 S \u003d Bi 2 S 3 (t) + 6HC1.

Sulfuri precipitate din soluții acide cu hidrogen sulfurat:

negru - НgS, Аg 2 S, PbS, СuS orange - Sb 2 S 3, Sb 2 S 5

maro - SnS, Bi 2 S 3 galben - Аs 2 S 3, Аs 2 S 5, SnS 2, СdS

Sulfurile precipitate din soluții de amoniac sub acțiunea sulfurii de amoniu (NH 4) 2 S: negru - FeS, NiS, CoS, roz - MnS, alb - ZnS.

COMPUȘI DE SULFUR DE OXIGEN

Dioxid de sulf SO 2

Distribuție în natură. Dioxidul de sulf se găsește în gazele vulcanice și în gazele reziduale produse prin arderea cărbunelui natural.

Primind.

1. Arderea de sulf sau hidrogen sulfurat.

2. Tratamentul sulfitilor cu acizi tari: Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + SO 2.

3. Prăjirea minereurilor sulfuroase, de exemplu pirită: 4FеS 2 + 11О 2 \u003d 2Fе 2 О 3 + 8SO 2

4. Descompunerea termică reductivă a mineralelor din gips CaSO 4 2H 2 O sau anhidrit CaSO 4.

Ultimele două metode sunt utilizate în industrie.

Proprietăți. Un gaz greu incolor, cu miros înțepător, care provoacă tuse. Lichefiază la -10 ° C. Neinflamabil, foarte ușor solubil în apă. Într-o soluție, SO2 este ușor oxidat, de exemplu, de permanganat de potasiu (rapid) sau oxigen atmosferic (încet), în acid sulfuric H2S04.

Dioxidul de sulf acționează ca un agent de albire asupra multor coloranți; spre deosebire de efectul ireversibil al înălbitorului, decolorarea dioxidului de sulf este adesea reversibilă și culoarea revine după clătire.

Cerere. SO 2 este un produs intermediar în producția de acid sulfuric și alți compuși ai sulfului. Se folosește pentru albirea hârtiei, paiului și a lânii, pentru prelucrarea butoaielor de vin, pentru sulfoclorarea hidrocarburilor saturate. Dioxidul de sulf lichid este utilizat pentru rafinarea petrolului.

Sulfiti

Când dioxidul de sulf se dizolvă în apă, se formează un polihidrat acid SO 2 * nH 2 O, care anterior a fost descris prin formula convențională H 2 SO 3 (astfel de molecule sunt necunoscute) și numit acid sulfuric.Polihidrat SO2 * nH20 în soluție apoasă este un acid cu rezistență medie; când această soluție este neutralizată, se formează sulfiți.

Formula generală a sulfiților medii M I 2 SO 3, sulfiți acizi (hidrosulfiți) M I HSO 3.

Numai sulfiți ai elementelor alcaline sunt solubili în apă; când soluțiile acestor sulfiți sunt fierte cu sulf, acestea se transformă în tiosulfatul corespunzător. Toți sulfiții se descompun sub acțiunea acizilor puternici odată cu eliberarea de SO 2.

Cei mai importanți sulfiți sunt sulfitul de sodiu Na 2 SO 3 și hidrosulfitul de sodiu NaHSO 3. O soluție de hidrosulfit de calciu Ca (HSO 3) 2, numită „lichior sulfit”, se obține din carbonat de calciu (calcar), dioxid de sulf și apă, servește ca mijloc pentru extragerea ligninei din lemn la prepararea celulozei.

Disulfiți M I 2 S 2 O 6 - derivați ai acidului disulfuros, necunoscuți sub formă liberă, H 2 S 2 O 6 fd; aceste săruri (denumite anterior pirosulfiți sau metabisulfiți) pot fi obținute prin încălzirea hidrosulfiților: 2KHSO 3 \u003d K 2 S 2 O 5 + H 2 O.

Disulfitul de potasiu K 2 S 2 O 5 este utilizat pe scară largă la dezvoltatorii și fixatorii fotografici.

Trioxid de sulf SO 3

Primind. Oxidarea catalitică a dioxidului de sulf, eliminarea din oleum, descompunerea termică a K 2 S 2 O 7 în K 2 SO 4 și SO 3 (metodă de laborator).

Proprietăți. Sunt cunoscute trei modificări ale SO 3. Cel mai stabil - a-SO 3 se formează sub formă de ace lucioase de mătase care miros puternic în aer, deci pl. 40 ° C. Reacționează intens cu apă, dând acid sulfuric. Modificare de tip gheață - g-SO 3 are un mp. 16,8 ° C, etc. 44,8 ° C.

7. Acid sulfuric Н 2 SO 4

Primind. Separarea acidului sulfuric de sulfați cu ajutorul unui acid puternic urmată de evaporarea Н 2 SO 4 este imposibilă, deoarece acidul sulfuric este cel mai puternic și se descompune peste 300 ° C. Toate metodele industriale de sinteză ale acestuia se bazează pe producerea de dioxid de sulf SO 2, oxidarea acestuia în trioxid de sulf SO 3 și interacțiunea acestuia din urmă cu apa.

Prima etapă a producției de acid sulfuric - producția de dioxid de sulf - poate fi realizată în trei moduri:

Cea mai frecventă prăjire a minereurilor sulfuroase, cum ar fi pirita. Procesul se desfășoară în cuptoare tubulare rotative sau cu focare multiple, precum și în cuptoare cu pat fluidizat. Procesele tehnologice ale metalurgiei neferoase sunt întotdeauna însoțite de producerea de Н 2 SO 4, deoarece în timpul prăjirii minereurilor sulfuroase se formează dioxid de sulf.

A doua etapă a producției de acid sulfuric este oxidarea dioxidului de sulf; acest proces se realizează printr-o metodă de contact sau azotată.

Aproximativ 80% din producția mondială de acid sulfuric se realizează prin contact. Metoda este cunoscută din 1900. Produsul este concentrat H 2 SO 4.

Proprietăți fizice. Lichid incolor, inodor, uleios, densitate 1,84 g / cm 3 la 20 ° C. La 338 ° C, fierbe, formând o ceață SO 3.

Când este diluat cu apă, are loc o încălzire puternică (formarea de hidrați, de exemplu, H 2 SO 4 * H 2 O), care este însoțită de stropirea lichidului.

Regula pentru diluarea acidului sulfuric: turnați acidul în apă în timp ce amestecați și nu invers. Acidul sulfuric este foarte higroscopic și, prin urmare, este potrivit pentru uscarea multor gaze (dar nu și amoniac!).

Proprietăți chimice... Un acid dibazic foarte puternic, deja la diluare moderată, se disociază aproape complet în ioni H + (mai exact, H 3 O +) și SO 4 2-:

H 2 S0 4 + 2H 2 0 \u003d SO 4 2- + 2H 3 O +.

Ioni hidrosulfat НSO 4 - există numai în soluții concentrate de Н 2 SO 4:

H 2 SO 4 + H 2 O \u003d HSO 4 - + H 3 O +.

Acidul sulfuric nu este volatil și deplasează mulți alți acizi din sărurile lor, de exemplu:

CaF2 + H2S04 \u003d CaSO4 + 2HF.

Diluat Н 2 SО 4 atunci când interacționează cu metale de bază (aflat în seria electrochimică de tensiuni din stânga hidrogenului) eliberează hidrogen.

Concentratul Н 2 SО 4 nu eliberează niciodată hidrogen (formal, chiar și pentru că nu conține deloc sau conține puțini ioni Н 3 О +), reacționează ca agent oxidant și trece cel mai adesea în SO 2 și atunci când interacționează cu agenți puternici reducători - în S și Н 2 S. Când este încălzit, H 2 SO 4 (conc.) Oxidează aproape toate metalele, inclusiv metalele nobile Cu, Hg și ag: Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) \u003d CuSO 4 + 3O 2 + 2H 2 O.

Detectare.

1. Acidul sulfuric concentrat este identificat în mod convenabil prin carbonizarea unei așchii cufundate în el.

2. Ionii de sulfat SO 4 2- formează un precipitat alb fin cristalin de sulfat de bariu BaSO 4 cu ioni Ba 2+.

Cerere. Acidul sulfuric aparține principalei industrii chimice. Se utilizează în producția de fibre chimice (mătase de viscoză, lână, fibre de poliamidă), îngrășăminte (superfosfat), explozivi, detergenți, agenți de umectare și emulsionare, coloranți, medicamente, precum și diferiți sulfați, eteri și esteri, unii acizi ( acid fluorhidric, acid tartric etc.), pentru rafinarea uleiurilor minerale, pentru gravarea metalelor, ca componentă a diferiților electroliți galvanici (pentru cromare, oxidare anodică etc.), ca electrolit pentru bateriile de plumb și pentru multe alte scopuri.

Oleum

Acidul sulfuric fumător conține exces de trioxid de sulf, în special sub formă de acid disulfuric H 2 S 2 O 7. Un astfel de amestec lichid de H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7 și SO 3 în exces se numește oleum. Compoziția oleum este indicată de procentul de SO 3 (care depășește SO 3 * H 2 O monohidrat, adică 100% H 2 SO 4).

Sulfatii - săruri de acid sulfuric.

Sulfatii de plumb (II), calciu, stronțiu și bariu sunt foarte puțin solubili în apă, majoritatea celorlalți sulfați sunt ușor solubili în apă. Metoda de detectare a acestora este similară cu metoda de detectare a ionilor de acid SO-2-sulfuric. Mulți sulfați se găsesc în scoarța terestră sub formă de minerale.

Cei mai importanți sulfați naturali: mirabilitul (sarea Glauber) - Na 2 SO 4 * 10H 2 O, epsomitul (amar, sau Epsom, sare) MgSO 4 * 7H 2 O.

Sulfatii sunt hidrati cristalini ai sulfatilor unor metale divalente:

vitriol de fier (verde deschis) FeSO 4 * 7H 2 O; sulfat de cupru (albastru) CuSO 4 * 5H20; nichel vitriol (verde) NiSO 4 * 7H20; cobalt vitriol (roșu închis) CoSO 4 * 7H 2 O zinc vitriol (alb) ZnSO 4 -7H 2 O.

Alumul este un hidrat cristalin de dublați sulfați:

alum de potasiu K 2 SO 4 * A1 2 (SO 4) 3 * 24H 2 O;

alun cromopotassic K 2 SO 4 * Cr 2 (SO 4) 3 * 24H 2 O;

potasiu fier aluminiu K 2 SO 4 * Fe 2 (SO 4) 3 * 24H2O.

Sarea lui Mohr nu este alum, compoziția sa este (NH 4) 2 SO 4 * FeSO 4 * 6H 2 O.

ALȚI COMPUȘI DE SULUR

Disulfata - acestea sunt săruri ale acidului disulfuric H 2 S 2 O 7.

Acid tiosulfuric Н 2 S 2 О 3 este stabil numai la temperaturi scăzute (sub -72 ° С). Sărurile sale sunt tiosulfate - formate prin fierbere de soluții de sulfiți metalici cu un exces de sulf:

Na 2 S 2 O 3 + S \u003d H 2 S 2 O 3.

Nu este posibil să se obțină acidul Н 2 S 2 О 3 deplasându-l din tiosulfați cu ajutorul unui acid puternic, deoarece se descompune: Nа 2 S 2 О 3 + 2HC1 \u003d 2NаС1 + SO 2 + S + Н 2 О .

Acid peroxodisulfuric H 2 S 2 O 8, sau într-o notație mai precisă, H 2 S 2 O 6 (O 2), conține o grupare peroxo - O - O -, într-o formă liberă este foarte instabilă. Sărurile sale - peroxodisulfații - sunt agenți oxidanți foarte puternici, de exemplu, peroxodisulfatul de potasiu K 2 S 2 O 8. De asemenea, este cunoscut acidul peroxomonosulfuric (Acid caro)H2S03 (O2).

Acid dicionic H 2 S 2 O 4 sub formă liberă nu este cunoscut, dar s-a obținut sarea sa de sodiu de ditionită Na 2 S 2 O 4, care este utilizată ca agent reducător, de exemplu, în sinteza coloranților cuva, în imprimarea prin gravare și în procese de albire. Ditionita de sodiu se obține prin trecerea dioxidului de sulf într-o suspensie apoasă de zinc: Zn + 2SO 2 \u003d Zn 2+ + S 2 O 4, cu îndepărtarea ulterioară a ionilor de Zn 2+ din soluție prin adăugarea de carbonat de sodiu și cristalizarea Na 2 S 2 O 4. Ion S 2 O 4 2- conține o legătură directă sulf - sulf.

Acid dicionic H 2 S 2 O 6, sărurile sale sunt ditionate și acid tetrationic H 2 S 4 O 6, sărurile sale tetrationate, există numai în soluție apoasă diluată. Acestea conțin doi și patru atomi de sulf legați direct într-un lanț. Ditionatul de mangan (II) se formează în timpul tratamentului dioxidului de mangan (piroluzit) cu dioxid de sulf: MnO 2 + 2SO 2 \u003d MnS 2 O 6.

Tetrationatul de sodiu se obține prin interacțiunea tiosulfatului de sodiu cu iodul:

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 \u003d Nа 2 S 4 О 6 + 2NаI.

Alți acizi de sulf oxigenați sunt sulfoxilic acid H 2 SO 2, tiosulfuros acid H 2 S 2 O 2, tri-, penta- și hexarea acizii H 2 S 3 O 6, H 2 S 5 O 6 și H 2 S 6 O 6, sărurile lor tri-, penta- și hexationate.

Diclorură de sulfur S 2 С1 2 este un lichid galben portocaliu, uneori incolor, care fumegează în aer umed, cu un miros sufocant caracteristic. Se formează la încălzirea sulfului cu lipsă de clor. Folosit pentru vulcanizarea cauciucului.

Hexafluorură de sulf SF 6 este un gaz incolor, inodor. Inert din punct de vedere chimic. În tehnologie, este utilizat ca izolator electric de gaz.

Clorura de sulfuril SСl 2 О 2 și clorura de tionil SC1 2 O - lichide incolore care formează o ceață în aer și provoacă tuse severă. Acestea sunt complet hidrolizate de apă:

SC1 2 O 2 + 2 H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HC1; SC1 2 O + H 2 O \u003d SO 2 + 2HC1.

Acidul clorosulfonic HSO 3 C1 este, de asemenea, cunoscut.

SELENIU, TELLURIU, POLONIU ȘI COMPUȘII LOR

Deschidere. Seleniu Se a fost deschis în 1817 în nămolul camerelor de plumb (turnuri de producție) ale unei fabrici de acid sulfuric (Berzelius, Suedia).

Răspândire. Seleniul este un element rar; nu are propriile sale minerale. Este conținut în cantități mici (împreună cu telurul) în minereuri de sulf și sulfuri native.

Primind. Izolarea instalațiilor electrolitice de cupru de nămolul anodic. În acest scop, nămolul este tratat cu soluție de hidroxid de sodiu și dioxid de sulf:

2SeO 2 + 2SO 2 + 2OH - \u003d 2SO 4 2- + Se + H 2 O.

Seleniul solid este separat și purificat prin distilare.

Proprietăți... Seleniul are două modificări alotrope.

Seleniul gri (metalic) este o substanță cenușie cu un luciu redus. Nu se dizolvă în disulfură de carbon. Rezistența electrică a acestei modificări scade brusc (cu un factor de »1000) scade în lumină (în comparație cu rezistența electrică în întuneric). Modificare stabilă.

Seleniul roșu este o substanță roșie, nemetalică. Să se dizolve în СS 2 cu formarea unei soluții galbene. Modificare instabilă termodinamic.

Seleniul arde în aer cu o flacără albastră, răspândind mirosul caracteristic al ridichiului putred. Rezultatul este un dioxid de seleniu solid alb SeO 2. Seleniul gri se transformă în seleniu roșu atunci când este dizolvat în acid sulfuric concentrat fierbinte și soluția verde rezultată este turnată într-un volum mare de apă.

Cerere... Seleniul este utilizat la fabricarea celulelor solare și a redresoarelor de curent electric.

Compuși de seleniu. Proprietățile compușilor de seleniu sunt similare cu cele ale compușilor cu sulf. Cele mai cunoscute sunt selenura de hidrogen H 2 Se (derivați - selenide); dioxid de seleniu SeO 2 - un solid alb, cu apă formează acid selenos H 2 SeO 3 (săruri - seleniți); acid selenic H 2 SeO 4, egal în rezistență cu acidul sulfuric; sărurile sale sunt selenați, dintre care selenatul de bariu ВаSеO 4 este foarte puțin solubil în apă.

TelurulAcestea sunt de obicei însoțite de seleniu și sulf în sulfuri naturale, un element destul de rar. Descoperit în 1782 în roci aurifere (Müller von Reichenstein, Ungaria). Este un metal alb-argintiu, moale, dar fragil. Folosit în tehnologia semiconductoarelor. Telurura de hidrogen H 2 Te (derivați - telururi) prezintă proprietăți acide mai puternice decât selenura de hidrogen, dar este mult mai stabilă în raport cu oxigenul atmosferic.

Poloniu Ro a fost descoperit în 1898 în minereuri de rășină de uraniu (M. Sklodowska-Curie și P. Curie, Franța). Un element radioactiv foarte rar. Se obține artificial prin iradierea bismutului din reactoarele nucleare; cel mai longeviv izotop este poloniul-209 (timpul de înjumătățire 102 ani). Este un metal strălucitor de culoare alb-argintiu, care strălucește cu luminescență albastră constantă. În toți compușii, poloniul se comportă ca un metal tipic.

În grupul VIA al tabelului periodic al elementelor D.I. Compoziția lui Mendeleev include oxigen, sulf, seleniu, telur, poloniu. Primele patru dintre ele sunt nemetalice. Denumirea generală a elementelor acestui grup calcogen,care este tradus din greacă. înseamnă „formarea minereurilor” care indică apariția lor în natură.

Formula electronică a învelișului de valență al atomilor elementelor grupului VIА.

Atomii acestor elemente au fiecare câte 6 electroni de valență în orbitalele s și p ale nivelului de energie externă. Dintre acestea, doi orbitali p sunt pe jumătate umpluți.

Atomul de oxigen diferă de atomii altor calcogeni prin absența unui subnivel d jos. Prin urmare, oxigenul, de regulă, este capabil să formeze doar două legături cu atomii altor elemente. Cu toate acestea, în unele cazuri, prezența perechilor izolate de electroni la nivelul energiei externe permite atomului de oxigen să formeze legături suplimentare prin mecanismul donator-acceptor.

Pentru atomii altor calcogeni, atunci când energia este furnizată din exterior, numărul de electroni nepereche poate crește ca urmare a tranziției electronilor s și p la subnivelul d. Prin urmare, atomii de sulf și alți calcogeni sunt capabili să formeze nu numai 2, ci și 4 și 6 legături cu atomii altor elemente. De exemplu, într-o stare excitată a unui atom de sulf, electronii de nivelul energiei externe pot dobândi configurația electronică 3s 2 3p 3 3d 1 și 3s 1 3p 3 3d 2:

În funcție de starea învelișului de electroni, apar diferite stări de oxidare (CO). În compușii cu metale și hidrogen, elementele acestui grup prezintă CO \u003d -2. La compușii cu oxigen și nemetale, sulful, seleniul și telurul pot avea CO \u003d +4 și CO \u003d +6. La unii compuși, ei prezintă CO \u003d +2.

Oxigenul este al doilea după fluor în electronegativitate. În fluorura F20, starea de oxidare a oxigenului este pozitivă și egală cu +2. Cu restul elementelor, oxigenul se manifestă de obicei în compuși cu o stare de oxidare de -2, cu excepția peroxidului de hidrogen H 2 O 2 și a derivaților săi, în care oxigenul are o stare de oxidare de -1. La organismele vii, oxigenul, sulful și seleniul fac parte din biomolecule în starea de oxidare -2.

În seria O - S - Se-Te - Po, razele atomilor și ionilor cresc. În consecință, energia de ionizare și electronegativitatea relativă scad în mod natural în aceeași direcție.

Odată cu creșterea numărului ordinal de elemente din grupul VIA, activitatea oxidativă a atomilor neutri scade și activitatea reductivă a ionilor negativi crește. Toate acestea duc la o slăbire a proprietăților nemetalice ale calcogenilor în tranziția de la oxigen la telur.

Odată cu creșterea numărului de serie al calcogenilor, numerele de coordonare caracteristice cresc. Acest lucru se datorează faptului că în tranziția de la elementele p ale perioadei a patra la elementele p ale perioadelor a cincea și a șasea în formarea legăturilor σ- și π, d - și chiar orbitali f. Deci, dacă pentru sulf și seleniu cele mai tipice numere de coordonare sunt 3 și 4, atunci pentru telur - 6 și chiar 8.

În condiții normale, compușii cu hidrogen H 2 E ai elementelor grupului VIA, cu excepția apei, sunt gaze cu un miros foarte neplăcut. Stabilitatea termodinamică a acestor compuși scade de la apă la telurură de hidrogen H 2 Te. În soluții apoase, acestea prezintă proprietăți slab acide. În seria H 2 O-H 2 S-H 2 S-H 2 Te, rezistența acizilor crește.

Acest lucru se explică prin creșterea razelor ionilor E 2 și slăbirea corespunzătoare a legăturilor E-H. Capacitatea reductivă a H 2 E. crește în aceeași direcție.

Sulful, seleniul, telurul formează două serii de oxizi acizi: EO 2 și EO 3. Ele corespund hidroxizilor acizi din compoziția H 2 EO 3 și H 2 EO 4. Acizii H 2 EO 3 sunt instabili în stare liberă. Sărurile acestor acizi și acizii înșiși prezintă dualitate redox, deoarece elementele S, Se și Te au o stare de oxidare intermediară de + 4 în acești compuși.

Acizii din compoziția H 2 EO 4 sunt mai stabili și se comportă în reacții ca agenți de oxidare (cea mai mare stare de oxidare a elementului este +6).

Proprietățile chimice ale compușilor de oxigen.Oxigenul este cel mai abundent element din scoarța terestră (49,4%). Conținutul ridicat și activitatea chimică ridicată a oxigenului determină forma predominantă de existență a majorității elementelor Pământului sub formă de compuși care conțin oxigen. Oxigenul este o componentă a tuturor substanțelor organice vitale - proteine, grăsimi, carbohidrați.

Numeroase procese de viață extrem de importante sunt imposibile fără oxigen, de exemplu, respirație, oxidarea aminoacizilor, grăsimilor, carbohidraților. Doar câteva plante, numite anaerobe, se pot lipsi de oxigen.

La animalele superioare (Fig. 8.7) oxigenul intră în fluxul sanguin, se combină cu hemoglobina, formând un compus oxihemoglobină ușor disociabil. Odată cu fluxul sanguin, acest compus intră în capilarele diferitelor organe. Aici oxigenul este separat de hemoglobină și difuzează în țesut prin pereții capilarelor. Legătura dintre hemoglobină și oxigen este fragilă și se realizează datorită interacțiunii donator-acceptor cu ionul Fe 2+.

În repaus, o persoană respiră aproximativ 0,5 m3 de aer pe oră. Dar doar 1/5 oră de oxigen inhalat cu aer este reținută în corp. Cu toate acestea, un exces de oxigen (4/5) este necesar pentru a crea o concentrație ridicată de oxigen în sânge. Aceasta, în conformitate cu legea lui Fick, asigură o rată de difuzie suficientă a oxigenului prin pereții capilari. Astfel, o persoană folosește de fapt aproximativ 0,1 m 3 de oxigen pe zi.

Oxigenul este consumat în țesuturi. pentru oxidarea diferitelor substanțe. Aceste reacții duc în cele din urmă la formarea de dioxid de carbon, apă și stocare a energiei.

Oxigenul este consumat nu numai în procesul de respirație, ci și în procesul de descompunere a reziduurilor vegetale și animale. Ca rezultat al procesului de descompunere a substanțelor organice complexe, se formează produsele lor de oxidare: CO 2, H 2 O etc. Regenerarea oxigenului are loc în plante.

Astfel, ca urmare a circulației oxigenului în natură, se menține conținutul său constant în atmosferă. În mod natural, ciclul oxigenului în natură este strâns legat de ciclul carbonului (Figura 8.8).

Elementul oxigen există sub forma a două substanțe simple (modificări alotrope): dioxigen(oxigen) O 2 și trioxigen(ozon) O 3. În atmosferă, aproape tot oxigenul este conținut sub formă de oxigen O 2, în timp ce conținutul de ozon este foarte mic. Fracțiunea de volum maxim de ozon la o altitudine de 22 km este de numai 10-6%.

Molecula de oxigen O 2 este foarte stabilă în absența altor substanțe. Prezența a doi electroni nepereche într-o moleculă determină reactivitatea sa ridicată. Oxigenul este unul dintre cele mai active nemetale. Reacționează direct cu majoritatea substanțelor simple, formând oxizi E x O y Starea de oxidare a oxigenului din ele este de -2. În conformitate cu o schimbare a structurii cochiliilor electronice a atomilor, natura legăturii chimice și, în consecință, structura și proprietățile oxizilor în perioadele și grupurile sistemului de elemente se schimbă în mod natural. Deci, în seria de oxizi a elementelor din a doua perioadă Li 2 O-BeO-B 2 O 3-CO 2-N 2 O 5, polaritatea legăturii chimice E-O de la grupa I la V scade treptat. În conformitate cu aceasta, proprietățile bazice și acide sunt slăbite: Li 2 O este un oxid bazic tipic, BeO este amfoteric și B 2 O 3, CO 2 și N 2 O 5 sunt oxizi acizi. Proprietățile acid-bazice se schimbă similar în alte perioade.

În principalele subgrupuri (grupe A) cu o creștere a numărului ordinal al elementului, ionicitatea legăturii E-O în oxizi crește de obicei.

În consecință, proprietățile de bază ale oxizilor din grupul Li-Na-K-Rb-Cs și din alte grupe A cresc.

Proprietățile oxizilor, datorate unei modificări a naturii legăturii chimice, sunt o funcție periodică a încărcării nucleului unui atom al unui element. Acest lucru este dovedit, de exemplu, de schimbarea pe perioade și grupuri de temperaturi de topire, entalpii de formare a oxizilor, în funcție de sarcina nucleului.

Polaritatea legăturii E-OH în hidroxizii E (OH) n și, în consecință, proprietățile hidroxizilor, se modifică în mod natural pe parcursul grupurilor și perioadelor sistemului de elemente.

De exemplu, în grupurile IA, IIА și IIIА de sus în jos cu raze ionice crescătoare, polaritatea legăturii E-OH crește. Ca urmare, ionizarea E-OH → E + + OH - este mai ușoară în apă. În consecință, proprietățile de bază ale hidroxizilor sunt îmbunătățite. Deci, în grupa IA, proprietățile de bază ale hidroxizilor metalelor alcaline sunt îmbunătățite în seria Li-Na-K-Rb-Cs.

În perioadele de la stânga la dreapta cu raze ionice descrescătoare și creșterea sarcinii ionice, polaritatea legăturii E-OH scade. Ca urmare, ionizarea EON ⇄ EO - + H + este mai ușoară în apă. În consecință, proprietățile acide sunt îmbunătățite în această direcție. Astfel, în a cincea perioadă, hidroxizii RbOH și Sr (OH) 2 sunt baze, In (OH) 3 și Sn (OH) 4 sunt compuși amfoteri și H și H6 TeO6 sunt acizi.

Cel mai comun oxid de pe pământ este oxidul de hidrogen sau apa. Este suficient să spunem că reprezintă 50-99% din masa oricărei creaturi vii. Corpul uman conține 70-80% apă. Timp de 70 de ani de viață, o persoană bea aproximativ 25.000 kg de apă.

Datorită structurii sale, apa are proprietăți unice. Într-un organism viu, este un solvent pentru compuși organici și anorganici și participă la procesele de ionizare a moleculelor de substanțe dizolvate. Apa nu este doar un mediu în care au loc reacții biochimice, ci participă activ și la procesele hidrolitice.

Capacitatea oxigenului de a se forma este vitală oxigenilcomplexe cu diverse substanțe. Anterior, au fost luate în considerare exemple de complexe oxigenil de O 2 cu ioni metalici - purtători de oxigen în organismele vii - oxihemoglobină și oxihemocianină:

НbFе 2 + + О 2 → НbFе 2+ ∙ О 2

НсСu 2+ + О 2 → НсСu 2+ ∙ О 2

unde Hb este hemoglobină, Hc este hemocianină.

Având două perechi izolate de electroni, oxigenul acționează ca un donator în acești compuși de coordonare cu ioni metalici. În alți compuși, oxigenul formează diverse legături de hidrogen.

În prezent, se acordă multă atenție preparării complexelor oxigenilice ale metalelor de tranziție, care ar putea îndeplini funcții similare cu funcțiile compușilor complexi bioinorganici corespunzători. Compoziția sferei de coordonare internă a acestor complexe este similară cu cea a centrelor active naturale. În special, complexele de cobalt cu aminoacizi și alți liganzi sunt promițătoare în ceea ce privește capacitatea lor de a atașa și de a dona reversibil oxigen elementar. Într-o anumită măsură, acești compuși pot fi considerați ca înlocuitori ai hemoglobinei.

Una dintre modificările alotrope ale oxigenului este ozon Aproximativ 3. Conform proprietăților sale, ozonul este foarte diferit de oxigenul O 2 - are puncte de topire și fierbere mai ridicate, are un miros înțepător (de aici și numele său).

Formarea ozonului din oxigen este însoțită de absorbția energiei:

3O 2 ⇄2O 3,

Ozonul este produs de acțiunea unei descărcări electrice în oxigen. Ozonul se formează din O 2 și sub influența radiațiilor ultraviolete. Prin urmare, atunci când se utilizează lămpi ultraviolete bactericide și de fizioterapie, se simte mirosul de ozon.

Ozonul este cel mai puternic agent oxidant. Oxidează metalele, reacționează violent cu substanțele organice, la temperaturi scăzute oxidează compușii cu care oxigenul nu reacționează:

О 3 + 2Аg \u003d Аg 2 О + О 2

PbS + 4O 3 \u003d PbSO 4 + 4O 2

Reacția calitativă este cunoscută pe scară largă:

2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KON + O 2

Efectul oxidativ al ozonului asupra substanțelor organice este asociat cu formarea radicalilor:

RН + О 3 → RО 2 ∙ + OH ∙

Radicalii inițiază reacții în lanț radicale cu molecule bioorganice - lipide, proteine, ADN. Astfel de reacții duc la deteriorarea celulelor și la moarte. În special, ozonul ucide microorganismele din aer și apă. Aceasta este baza utilizării ozonului pentru sterilizarea apei potabile și a apei de la piscină.

Proprietățile chimice ale compușilor de sulf.Prin proprietățile sale, sulful este aproape de oxigen. Dar, spre deosebire de aceasta, se manifestă în compuși nu numai starea de oxidare -2, ci și stările de oxidare pozitive +2, +4 și +6. Sulful, ca și oxigenul, se caracterizează prin alotropie - existența mai multor substanțe elementare - rombic, monoclinic, sulf plastic. Datorită electronegativității mai mici în comparație cu oxigenul, capacitatea de a forma legături de hidrogen în sulf este mai puțin pronunțată. Sulful se caracterizează prin formarea homochainelor polimerice stabile care au o formă în zigzag.

Formarea homochainelor din atomii de sulf este, de asemenea, caracteristică compușilor săi, care joacă un rol biologic esențial în procesele vitale. Deci, în moleculele aminoacidului - cistina, există o punte disulfură -S-S-:

Acest aminoacid joacă un rol important în formarea proteinelor și peptidelor. Datorită legăturii disulfidice S-S, lanțurile polipeptidice sunt atașate între ele (punte disulfură).

Sulful este, de asemenea, caracterizat prin formarea unei grupări de hidrogen sulfurat (sulfhidril) tiol -SH, care este prezentă în aminoacidul cisteină, proteine \u200b\u200bși enzime.

Aminoacidul metionină este foarte important din punct de vedere biologic.

Donatorul grupărilor metil din organismele vii este S-adenosilmetionina Ad-S-CH 3 - o formă activată de metionină, în care gruparea metil este conectată prin S cu adenina Ad. Grupul metil al metioninei este transferat în timpul biosintezei către diferiți acceptori ai grupărilor metil RH:

Аd-S-СН 3 + RН → Аd-SН + R-СН 3

Sulful este destul de răspândit pe Pământ (0,03%). În natură, este prezent sub formă de sulfuri (ZnS, HgS, PbS etc.) și sulfat (Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O, CaSO 4 ∙ 2H 2 O, etc.), precum și în stat nativ. Pulberea "sulf precipitat" este utilizată extern sub formă de unguente (5-10-20%) și pulberi în tratamentul bolilor de piele (seboree, psoriazis). Organismul produce produse de oxidare a sulfului - acizi politionici cu formula generală H 2 S x O 6 ( x \u003d3-6)

S + O 2 → H 2 S x O 6

Sulful este un nemetal destul de activ. Chiar și cu o ușoară încălzire, oxidează multe substanțe simple, cu toate acestea, este în sine ușor oxidat de oxigen și halogeni (dualitate redox).

Sulful prezintă o stare de oxidare de -2 în hidrogen sulfurat și derivații săi - sulfuri.

Hidrogen sulfurat (dihidrogen sulfurat)des întâlnite în natură. Conținut în așa-numitele ape minerale sulfurice. Este un gaz incolor cu miros neplăcut. Se formează atunci când reziduurile vegetale și, în special, animalele se degradează sub influența microorganismelor. Unele bacterii fotosintetice, cum ar fi bacteriile cu sulf verde, folosesc dihidrogen sulfurat ca donator de hidrogen. Aceste bacterii, în loc de oxigen O 2, eliberează sulf elementar, produsul oxidării H2S.

Dihidrogenul sulfurat este o substanță foarte toxică, deoarece este un inhibitor al enzimei citocrom oxidază - un purtător de electroni din lanțul respirator. Blochează transferul de electroni de la citocrom oxidază la oxigen O 2.

Soluțiile apoase de H 2 S dau o reacție slab acidă în funcție de turnesol. Ionizarea are loc în două etape:

Н 2 S ⇄ Н + + НS - (etapa I)

НS - ⇄ Н + + S 2- (etapa II)

Acidul sulfurat de hidrogen este foarte slab. Prin urmare, a doua etapă de ionizare are loc numai în soluții foarte diluate.

Sărurile de hidrogen sulfurat se numesc sulfuri.Sulfurile numai metalelor alcaline, alcalino-pământoase și amoniului sunt solubile în apă. Sărurile acide - hidrosulfuri E + HS și E 2+ (HS) 2 - sunt cunoscute numai pentru metalele alcaline și alcalino-pământoase

Ca săruri ale unui acid slab, sulfurile sunt supuse hidrolizei. Hidroliza sulfurilor cationilor metalici cu încărcare multiplă (Al 3+, Cr 3 + etc.) ajunge deseori la final, este practic ireversibilă.

Sulfurile, în special hidrogenul sulfurat, sunt agenți de reducere puternici. În funcție de condiții, acestea pot fi oxidate la S, SO 2 sau H 2 SO 4:

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O (în aer)

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S (în aer)

3H 2 S + 4HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + 4HCl (în soluție)

Unele proteine \u200b\u200bcare conțin cisteină HSCH 2 CH (NH 2) COOH și un metabolit important coenzima A, care au grupări hidrogen sulfurat (tiol) -SH, se comportă în mai multe reacții ca derivați bioinorganici ai dihidrogenului sulfurat. Proteinele care conțin cisteină, precum și dihidrogen sulfurat, pot fi oxidate cu iod. Cu ajutorul unei punți disulfură formată în timpul oxidării grupărilor tiol, resturile de cisteină ale lanțurilor polipeptidice leagă aceste lanțuri (se formează o legătură reticulată).

Multe enzime E-SH care conțin sulf sunt otrăvite ireversibil de ioni de metale grele, cum ar fi Cu 2+ sau Ag +. Acești ioni blochează grupările tiol pentru a forma mercaptani, analogi bioinorganici ai sulfurilor:

E-SH + Ag + → E-S-Ag + H +

Ca urmare, enzima își pierde activitatea. Afinitatea ionilor Ag + pentru grupările tiol este atât de mare încât AgNO3 poate fi utilizat pentru determinarea cantitativă a grupelor -SH prin titrare.

Oxid de sulf (IV)SO2 este un oxid acid. Se obține prin arderea sulfului elementar în oxigen sau prin arderea piritei FeS 2:

S + О 2 \u003d SO 2

4FеS 2 + 11О 2 \u003d 2Fе 2 О 3 + 8SO 2

SO 2 - gaz cu miros sufocant; foarte otrăvitor. Când SO 2 se dizolvă în apă, acid sulfuricH 2 SO 3. Acest acid are o rezistență medie. Acidul sulfuros, fiind dibazic, formează două tipuri de săruri: mediu - sulfiți(Na2S03, K2S03 etc.) și acid - hidrosulfiti(NaHSO 3, KHSO 3 etc.). Doar sărurile de metale alcaline și hidrosulfiții de tip E 2+ (HSO 3) 2 sunt solubile în apă, unde E sunt elemente ale diferitelor grupuri.

Dualitatea de oxidare-reducere este caracteristică oxidului de SO 2, acidului H 2 SO 3 și sărurilor sale, deoarece sulful are o stare de oxidare intermediară de +4 în acești compuși:

2Nа 2 SO 3 + О 2 \u003d 2Nа 2 SO 4

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ° + 2H 2 O

Cu toate acestea, predomină proprietățile reducătoare ale compușilor cu sulf (IV). Astfel, sulfiții din soluții sunt oxidați chiar și de oxigenul atmosferic la temperatura camerei.

La animalele superioare, oxidul de SO 2 acționează în primul rând ca iritant pentru membrana mucoasă a căilor respiratorii. Acest gaz este, de asemenea, toxic pentru plante. În zonele industriale în care se arde mult cărbune conținând cantități mici de compuși de sulf, dioxidul de sulf este eliberat în atmosferă. Prin dizolvarea umezelii de pe frunze, SO 2 formează o soluție de acid sulfuric, care, la rândul său, este oxidat în acid sulfuric H 2 SO 4:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3

2H 2 SO 3 + O 2 \u003d 2H 2 SO 4

Umezeala atmosferică cu SO 2 și H 2 SO 4 dizolvați cad adesea sub formă de ploi acide, ducând la moartea vegetației.

Când încălziți o soluție de Na2S03 cu pulbere de sulf, tiosulfat de sodiu:

Nа 2 SO 3 + S \u003d Nа 2 S 2 О 3

Din soluție se eliberează hidrat de cristal Na 2 S 2 O 3 ∙ 5H 2 O Tiosulfat de sodiu - sare acid tiosulfuricH 2 S 2 O 3.

Acidul tiosulfuric este foarte instabil și se descompune în H2O, SO2 și S. Tiosulfatul de sodiu Na 2 S 2 O 3 ∙ 5H 2 O este utilizat în practica medicală ca agent antitoxic, antiinflamator și desensibilizant. Ca agent antitoxic, tiosulfatul de sodiu este utilizat pentru otrăvirea cu compuși de mercur, plumb, acid cianhidric și sărurile acestuia. Mecanismul de acțiune al medicamentului este evident asociat cu oxidarea ionului tiosulfat în ion sulfit și sulf elementar:

S 2 О 3 2- → SO 3 2- + S °

Ionii de plumb și mercur, care intră în organism cu alimente sau aer, formează sulfiți netoxici slab solubili:

Pb 2+ + SO 3 2- \u003d PbSO 3

Ionii de cianură interacționează cu sulful elementar pentru a forma tiocianați mai puțin toxici:

СN - + S ° \u003d NСS -

Tiosulfatul de sodiu este, de asemenea, utilizat pentru tratarea scabiei. După frecarea soluției în piele, repetați frecarea cu o soluție de HCI 6%. Ca urmare a reacției cu HCI, tiosulfatul de sodiu se descompune în sulf și dioxid de sulf:

Nа 2 S 2 О 3 + 2HCl \u003d 2NaСl + SO 2 + S + Н 2 О

care au un efect dăunător asupra acarienilor scabiei.

Oxid sulf (VI)SO 3 este un lichid volatil. Când interacționează cu apa, SO 3 formează acid sulfuric:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Structura moleculelor de acid sulfuric corespunde sulfului din sр 3 -stare hibridă.

Acidul sulfuric este un acid dibazic puternic. În prima etapă, este aproape complet ionizat:

Н 2 SO 4 ⇄ Н + + НSO 4 -,

Ionizarea în a doua etapă se desfășoară într-o măsură mai mică:

НSO 4 - ⇄ Н + + SO 4 2-,

Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic. Oxidează metalele și nemetalele. De obicei, produsul reducerii sale este SO2, deși, în funcție de condițiile de reacție (activitate metalică, temperatură, concentrație de acid), pot fi obținute și alte produse (S, H 2 S).

Fiind un diacid, Н 2 SO 4 formează două tipuri de săruri: medie - sulfati(Na2S04 etc.) și acid - hidrosulfati(NaHSO 4, KHSO 4 etc.). Majoritatea sulfaților sunt ușor solubili în apă. Mulți sulfați sunt eliberați din soluții sub formă de hidrați cristalini: FeSO 4 ∙ 7H 2 O, CuSO 4 ∙ 5H 2 O. Sulfats BaSO 4, SrSO 4 și PbSO 4 sunt practic insolubili. Sulfat de calciu ușor solubil CaSO 4. Sulfatul de bariu este insolubil nu numai în apă, ci și în acizi diluați.

În practica medicală, sulfații multor metale sunt folosiți ca medicamente Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O - ca laxativ, MgSO 4 ∙ 7H 2 O - cu hipertensiune, ca laxativ și ca agent coleretic, sulfat de cupru CuSO 4 4 5H 2 O și ZnSO 4 ∙ 7H 2 O - ca antiseptic, astringent, emetic, sulfat de bariu BaSO 4 - ca agent de contrast pentru examinarea cu raze X a esofagului și a stomacului

Compuși de seleniu și telur.Tellurul și, în special, seleniul sunt chimic similare cu sulful. Cu toate acestea, îmbunătățirea proprietăților metalice ale Se și Te crește tendința lor de a forma legături ionice mai puternice. Similitudinea caracteristicilor fizico-chimice: razele ionilor E 2, numerele de coordonare (3, 4) - determină interschimbabilitatea seleniului și a sulfului în compuși. Astfel, seleniul poate înlocui sulful din centrele active ale enzimelor. Înlocuirea grupului de hidrogen sulfurat -SН cu grupa de hidrogen selenidă -SеН modifică cursul proceselor biochimice din organism. Seleniul poate acționa atât ca sinergist, cât și ca antagonist al sulfului.

Cu hidrogen, Se și Te formează gaze foarte otrăvitoare H 2 Se și H 2 Te asemănătoare cu H 2 S. Selenura de divohidrogen și telurura dihidrogenă sunt agenți puternici de reducere. În seria H 2 S-H 2 Se-H 2 Te, activitatea reductivă crește.

Pentru Н 2 Se au fost izolate ca săruri medii - selenide(Na 2 Se și altele) și săruri acide - hidroselenide(NaНSе și altele). Pentru Н 2 Te se cunosc doar sărurile medii - telururi.

Compușii Se (IV) și Te (IV) cu oxigen, spre deosebire de SO 2, sunt substanțe cristaline solide SeO 2 și TeO 2.

Acid selenosH 2 SeO 3 și sărurile sale seleniți,de exemplu, Na2 SeO3, sunt oxidanți cu rezistență medie. Deci, în soluții apoase, acestea sunt reduse la seleniu de către agenți reducători precum SO2, H2S, HI, etc.:

H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O \u003d Se + 2H 2 SO 4

Este evident că ușurința reducerii selenitului la starea elementară determină formarea compușilor biologic activi care conțin seleniu în organism, de exemplu, selenocisteina.

SeO3 și TeO3 sunt oxizi acizi. Acizi oxigenici Se (VI) și Te (VI) - seleniuH 2 SeO 4 și teluricH 6 TeO 6 - substanțe cristaline cu puternice proprietăți oxidante. Sărurile acestor acizi sunt denumite în consecință selenațiși teluriți.

La organismele vii, selenații și sulfații sunt antagoniști. Astfel, introducerea sulfaților duce la eliminarea excesului de compuși care conțin seleniu din organism.

HALCOGENI
SUBGROUP VIA. HALCOGENI
OXIGEN
Elementul oxigen O este al optulea element al sistemului periodic al elementelor și primul element al subgrupului VIA (Tabelul 7a). Acest element este cel mai abundent în scoarța terestră, reprezentând aproximativ 50% (masă). Aerul pe care îl respirăm conține CALCOGENI 20% oxigen în stare liberă (nelegată), iar 88% oxigen se află în hidrosferă într-o stare legată sub formă de apă H2O.
Cel mai frecvent izotop este 168O. Nucleul unui astfel de izotop conține 8 protoni și 8 neutroni. Mult mai puțin frecvent (0,2%) este izotopul cu 10 neutroni, 188O. Chiar mai puțin frecvent (0,04%) este izotopul cu 9 neutroni, 178O. Masa medie ponderată a tuturor izotopilor este de 16,044. Deoarece masa atomică a izotopului de carbon numărul 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 diatomic, precum hidrogenul, azotul și halogenii fluor, clor (bromul și iodul formează, de asemenea, molecule diatomice, dar nu sunt gaze). Cea mai mare parte a oxigenului utilizat în industrie provine din atmosferă. În acest scop, au fost dezvoltate metode relativ ieftine de lichefiere a aerului purificat chimic utilizând cicluri de compresie și răcire. Aerul lichefiat este încălzit încet, în timp ce compușii mai volatili și ușor vaporizați sunt eliberați și se acumulează oxigen lichid. Această metodă se numește distilare fracționată sau rectificare a aerului lichid. În acest caz, contaminarea oxigenului cu impurități de azot este inevitabilă, iar pentru a obține oxigen de înaltă puritate, procesul de rectificare se repetă până când azotul este eliminat complet.
Vezi și AIR.
La o temperatură de 182,96 ° C și o presiune de 1 atm, oxigenul dintr-un gaz incolor se transformă 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 litru de oxigen are o masă de 1,429 g. Gazul este ușor solubil în apă (CALCOGENI 0,30 cm 3 / l la 20 ° C), dar acest lucru este important pentru existența vieții în apă. Masele mari de oxigen sunt utilizate în industria siderurgică pentru a elimina rapid impuritățile nedorite, în principal carbonul, sulful și fosforul, sub formă de oxizi în timpul suflării sau suflării directe a oxigenului prin topitură. Una dintre aplicațiile importante ale oxigenului lichid este ca oxidant de combustibil pentru rachete. Oxigenul stocat în butelii este utilizat în medicină pentru îmbogățirea aerului 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, combustie. Lumina flash se produce prin oxidarea foliei sau sârmei de aluminiu sau magneziu. Dacă se formează gaze în timpul oxidării, acestea se extind ca urmare a eliberării căldurii de reacție și pot provoca o explozie. Nu toate elementele reacționează cu oxigenul pentru a produce căldură. Oxizii de azot, de exemplu, se formează prin absorbția căldurii. Oxigenul reacționează cu elementele, formând oxizi ai elementelor corespunzătoare a) în obișnuit sau b) într-o stare de oxidare ridicată. Lemnul, hârtia și multe substanțe naturale sau produse organice care conțin carbon și hidrogen sunt arse de tipul (a), formând, de exemplu, CO sau de tipul (b), formând CO2.
Ozon. Pe lângă oxigenul atomic (monatomic) O și oxigenul molecular (diatomic) O2, există ozon, o substanță ale cărei molecule constau din trei atomi de oxigen O3. Aceste forme sunt modificări alotrope. Prin trecerea unei descărcări electrice liniștite prin oxigenul uscat, se obține ozon:
3O2 2O3 Ozonul are un miros puternic, iritant și se găsește adesea în apropierea motoarelor electrice sau a generatoarelor de energie. Ozonul la aceleași temperaturi este chimic mai activ decât oxigenul. De obicei reacționează cu formarea de oxizi și eliberarea de oxigen liber, de exemplu: Hg + O3 -\u003e HgO + O2 Ozonul este eficient pentru purificarea (dezinfectarea) apei, pentru albirea țesăturilor, amidonului, purificării uleiului, în timpul uscării și îmbătrânirii lemn și ceai, în producția de vanilină și camfor. Vezi OXIGEN.
SULFUR, SELENIU, TELURIU, POLONIE
Trecând de la oxigen la poloniu în subgrupul VIA, schimbarea proprietăților de la nemetalice la metalice este mai puțin pronunțată decât în \u200b\u200belementele din subgrupul VA. Structura electronică a calcogenilor ns2np4 implică acceptarea electronilor mai degrabă decât eliberarea lor. Retragerea parțială a electronilor din metalul activ în calcogen este posibilă prin formarea unui compus cu o legătură parțial ionică, dar nu cu același grad de ionicitate ca un compus similar cu oxigenul. Metalele grele formează calcogenide 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 ciclică S8, construită ca o coroană. Nu există o legătură puternică între molecule, astfel încât 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 poate forma lanțuri Te8, dar această structură nu a fost stabilită cu precizie. 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 este evident o trăsătură distinctivă a calcogenilor printre alte grupuri de elemente. Cea mai stabilă formă de sulf este forma a sau sulf rombic; a doua este forma metastabilă b sau sulf monoclinic, care poate fi transformat în a-sulf în timpul depozitării. Alte modificări ale sulfului sunt prezentate în diagramă:

A-Sulful și b-Sulful sunt solubile în CS2. Sunt cunoscute și alte forme de sulf. Forma m este un lichid vâscos, probabil format din structura „coroanei”, ceea ce explică starea sa cauciucată. Când vaporii de sulf se răcesc rapid sau se condensează, se formează sulf sub formă de pulbere, care se numește „culoarea sulfului”. Vaporii, precum și pulberea purpurie obținută prin răcirea rapidă a vaporilor, conform rezultatelor studiilor într-un câmp magnetic, conțin electroni nepereche. Pentru Se și Te, alotropia este mai puțin caracteristică, dar are o asemănare generală cu sulful, iar modificările seleniului sunt similare cu cele ale sulfului.
Reactivitate. Toate elementele subgrupului VIA reacționează cu donatori cu un singur electron (metale alcaline, hidrogen, radical metilic HCH3), formând compuși cu compoziția RMR, adică prezentând un număr de coordonare de 2, de exemplu HSH, CH3SCH3, NaSNa și ClSCl. Șase electroni de valență sunt coordonați în jurul atomului de calcogen, doi pe carcasa s de valență și patru pe carcasa p de valență. Acești electroni pot participa la formarea unei legături cu un acceptor de electroni mai puternic (de exemplu, oxigen), care îi îndepărtează pentru a forma molecule și ioni. Astfel, aceste calcogeni prezintă stări de oxidare II, IV, VI, formând în principal legături covalente. În familia calcogenului, manifestarea stării de oxidare VI slăbește odată cu creșterea numărului atomic, deoarece perechea de electroni ns2 este tot mai puțin implicată în formarea legăturilor în elemente mai grele (efect de pereche inertă). Compușii cu astfel de stări de oxidare includ SO și H2SO2 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, de asemenea, relativ puține stări de oxidare ciudate. Metodele de extragere a elementelor libere din materii prime naturale sunt diferite pentru diferiți calcogeni. Zăcămintele mari de sulf liber sunt cunoscute în roci, spre deosebire de cantitățile minore de alte calcogeni liberi. Sulful sedimentar poate fi extras folosind o metodă geotehnică (proces frash): apa supraîncălzită sau aburul sunt pompate printr-o conductă interioară pentru a topi sulful, apoi sulful topit este stors la suprafață prin aer comprimat printr-o conductă concentrică exterioară. În acest fel, sulful pur și ieftin este obținut din depozitele din Louisiana și de sub Golful Mexic, în largul coastei Texasului. Seleniul și telurul sunt recuperate din emisiile de gaze din cupru, zinc și metalurgia plumbului, precum și din argint și nămol de plumb din electrometalurgie. Unele plante, unde seleniul este concentrat, devin surse de otrăvire a lumii animale. Sulful gratuit își găsește o mare utilizare în agricultură ca fungicid praf. Numai în SUA, aproximativ 5,1 milioane de tone de sulf sunt utilizate anual pentru diverse procese și tehnologii chimice. În producția de acid sulfuric se consumă mult sulf.
Clasele individuale de compuși calcogeni, în special halogenurile, diferă foarte mult prin proprietățile lor.
Compuși de hidrogen.Hidrogenul reacționează încet 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 neplăcut și sunt otrăvitoare, iar soluțiile lor apoase sunt acizi slabi (dintre care cel mai puternic este H2Te). Metalele reacționează direct cu calcogenele pentru a forma calcogenide (de exemplu, sulfura de sodiu Na2S, sulfura de potasiu K2S). Sulful din soluțiile apoase ale acestor sulfuri formează polisulfuri (de exemplu, Na2Sx). Hidrurile de calcogen pot fi îndepărtate din soluțiile de sulfură de metal acidificate. Astfel, sulfanii H2Sx sunt eliberați din soluțiile acidificate de Na2Sx (unde x poate fi mai mare de 50; totuși, au fost studiați doar sulfanii cu x Ј 6).
Halogenuri. Calcogenii reacționează direct cu halogeni pentru a forma halogenuri de diferite compoziții. Gama de halogeni reactivi și stabilitatea compușilor rezultați depind de raportul dintre razele calcogenului și halogenului. Posibilitatea formării unei halogenuri cu o stare ridicată de oxidare a calcogenului scade odată cu creșterea masei atomice a halogenului, deoarece ionul halogen va fi oxidat la halogen, iar calcogenul va fi redus la un calcogen liber sau calcogen halogenură într-o stare de oxidare scăzută, de exemplu: TeI6 -\u003e TeI4 + I2 Starea de oxidare I pentru sulf, este posibil realizată în compusul (SCl) 2 sau S2Cl2 (această compoziție nu a fost stabilită suficient de fiabil). Cea mai neobișnuită dintre halogenurile de sulf este SF6, care este foarte inertă. Sulful din acest compus este atât de puternic protejat de atomii de fluor încât chiar și cele mai agresive substanțe nu afectează practic SF6. De la masă. 7b rezultă că sulful și seleniul nu formează ioduri.
Halogenuri de calcogen complexe cunoscute, care se formează prin interacțiunea unei halogenuri de calcogen cu ioni de halogenură, de exemplu,
TeCl4 + 2Cl \u003d 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. Alte metode sunt utilizate pentru a obține SO3. Când SO2 interacționează cu sulful, SO se poate forma. Seleniul și telurul formează oxizi similari, dar sunt semnificativ mai puțin importanți în practică. Proprietățile electrice ale oxizilor de seleniu și, în special, ale seleniului pur, determină creșterea aplicației lor practice în industria electronică și electrică. Aliajele de fier cu seleniu sunt semiconductoare și sunt utilizate pentru fabricarea redresoarelor. Deoarece conductivitatea seleniului depinde de lumină și temperatură, această proprietate este utilizată la fabricarea celulelor solare și a senzorilor de temperatură. Trioxizii sunt cunoscuți pentru toate elementele acestui subgrup, cu excepția poloniului. Oxidarea catalitică a SO2 în SO3 stă \u200b\u200bla baza producției industriale de acid sulfuric. SO3 solid are modificări alotropice: cristale cu pene, structură asbestică, structură asemănătoare gheții și ciclic polimeric (SO3) 3. Seleniul și telurul se dizolvă în SO3 lichid, formând compuși intercalogeni 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, în timp ce TeO3 se formează la deshidratarea intensă a H6TeO6. Acești oxizi hidrolizează sau reacționează energic cu apa pentru a forma acizi. Acidul sulfuric are cea mai mare importanță practică. Pentru a-l obține, se folosesc două procese, metoda de contact în continuă evoluție și metoda azotată a turnului învechită (vezi și CEPA).
Acidul sulfuric este un acid puternic; interacționează activ cu apa cu eliberarea de căldură prin reacția H2SO4 + H2O H3O + + HSO4 Prin urmare, trebuie să aveți grijă la diluarea acidului sulfuric concentrat, deoarece supraîncălzirea poate provoca eliberarea vaporilor din recipient cu acid (arsuri din acidul sulfuric sunt adesea asociate cu adăugarea unei cantități mici de apă). Datorită afinității sale mari pentru apă, H2SO4 (conc.) Interacționează intens cu hainele de bumbac, zahărul și țesuturile vii ale omului, îndepărtând apa. Cantități uriașe de acid sunt utilizate pentru tratarea suprafeței metalelor, în agricultură pentru obținerea superfosfatului (vezi și fosfor), în prelucrarea țițeiului până la etapa de rectificare, în tehnologia polimerilor, coloranți, în industria farmaceutică și multe alte industrii . Acidul sulfuric este cel mai important compus anorganic din punct de vedere industrial. Oxoacidele calcogenilor sunt prezentate în tabel. 7c. Trebuie remarcat faptul că unii acizi există doar în soluție, alții numai sub formă de săruri.
Printre alți oxoacizi de sulf, un loc important în industrie îl ocupă acidul sulfuros H2SO3, care se formează prin dizolvarea SO2 în apă, un 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 „anticloruri” pentru a elimina excesul de clor din înălbitor. Acidul tiosulfuric și sărurile sale sunt utilizate în fotografie pentru a elimina excesul de AgBr nereacționat din filmul fotografic: AgBr + S2O32 [] + Br
Denumirea de „hiposulfit de sodiu” pentru sarea de sodiu a acidului tiulfuric este regretabilă, 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 („tio” ). Acizii politionici sunt o clasă interesantă de compuși în care se formează un lanț de atomi de sulf între două grupări SO3. Există o mulțime de date despre derivații H2S2O6, dar acizii politionici pot conține, de asemenea, un număr mare de atomi de sulf. Acizii Peroxo 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 în timpul hidrolizei acidului peroxodisulfuric: 2HSO4 -\u003e H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -\u003e H2SO5 + H2SO4 Sortimentul de acizi de seleniu și telur este mult mai mic. 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 cu ușurință halogenurile în halogeni. Perechea de electroni 4s2 de seleniu este implicată inactiv în formarea legăturilor (efect de pereche inertă; vezi mai sus în secțiunea privind reactivitatea sulfului) și, prin urmare, seleniul trece cu ușurință în starea elementară. Din același motiv, acidul selenic se descompune ușor pentru a forma H2SeO3 și Se. Atomul Te \u200b\u200bare o rază mai mare și, prin urmare, este ineficient în formarea legăturilor duble. Prin urmare, acidul teluric nu există în forma sa obișnuită.

și 6 grupuri hidroxo sunt coordonate de telur pentru a forma H6TeO6 sau Te (OH) 6.
Oxohalide. Oxoacizii și oxizii de calcogen reacționează cu halogeni și PX5 pentru a forma oxohalide MOX2 și MO2X2. De exemplu, SO2 reacționează cu PCl5 pentru a forma SOCl2 (clorură de tionil):
PCl5 + SO2 -\u003e POCl3 + SOCl2
Fluorul corespunzător SOF2 este format prin interacțiunea SOCl2 și SbF3 și bromură de tionil SOBr2 de la SOCl2 și HBr. Clorura de sulfuril SO2Cl2 se obține prin clorurare cu clor SO2 (în prezența camforului), în mod similar, se obține fluorură de sulfuril SO2F2. Clorofluorura SO2ClF este formată din SO2Cl2, SbF3 și SbCl3. Acidul clorosulfonic HOSO2Cl este produs prin trecerea clorului prin fumarea acidului sulfuric. Acidul fluorosulfonic se formează în mod similar. Sunt cunoscute și oxohalide de seleniu SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Compuși care conțin azot și sulf. Sulful formează diverși compuși cu azot, dintre care mulți sunt slab înțelese. Când S2Cl2 este tratat cu amoniac, se formează N4S4 (tetrasulfur tetranitridă), S7HN (heptasera imidă) 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 tetrasulfur S4N4H4 prin acțiunea staniu și acid clorhidric. Un alt acid sulfamic NH2SO3H derivat din azot este de importanță industrială, o substanță cristalină albă, nehigroscopică. Se obține prin interacțiunea ureei sau amoniacului cu acidul sulfuric fumant. Acest acid are o putere apropiată de acidul sulfuric. Sarea sa de amoniu NH4SO3NH2 este utilizată ca inhibitor de ardere, iar sărurile sale de metale alcaline ca erbicide.
Poloniu. În ciuda cantității limitate de poloniu, chimia acestui ultim element al subgrupului VIA a fost studiată relativ bine datorită utilizării proprietății sale de radioactivitate (este de obicei amestecat cu telur ca purtător sau ca reactiv însoțitor în reacțiile chimice). Timpul de înjumătățire al celui mai stabil izotop 210Po este de numai 138,7 zile, astfel încât dificultățile de studiu sunt ușor de înțeles. Pentru a obține 1 g de Po, trebuie procesate mai mult de 11,3 tone de gudron de uraniu. 210Po poate fi produs prin bombardarea cu neutroni cu 209Bi, care se transformă mai întâi în 210Bi și apoi scoate o particulă b pentru a forma 210Po. Poloniul pare să prezinte aceleași stări de oxidare ca și alți calcogeni. S-au sintetizat hidrura de poloniu H2Po și oxidul PoO2; sunt cunoscute sărurile cu stări de oxidare II și IV. Evident, PoO3 nu există.

Enciclopedia Collier. - Societate Deschisă. 2000 .

Vedeți ce sunt „HALCOGENS” în alte dicționare:

CALCOGENI, elemente chimice din grupa VI a sistemului periodic: oxigen, sulf, seleniu, telur. Compuși calcogeni cu elemente chimice mai electropozitive calcogenide (oxizi, sulfuri, selenuri, telururi) ... Enciclopedie modernă

Elemente chimice din grupa VI a tabelului periodic: oxigen, sulf, seleniu, telur ... Dicționar enciclopedic mare

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

Elementele chimice din grupa VI a tabelului periodic sunt oxigen, sulf, seleniu, telur. * * * CALCOGENI CALCOGENI, elemente chimice din grupa VI din tabelul periodic oxigen, sulf, seleniu, telur ... dicționar enciclopedic

calcogeni - chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). atitikmenys: angl. calcogeni rus. calcogen ... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Chem. elemente VIa gr. periodic. sisteme: oxigen O, sulf S, seleniu Se, telur Te, poloniu Po. Ext. învelișul de electroni al atomilor X are configurația s2p4. Odată cu creșterea la. n. razele covalente și ionice X cresc, energia scade ... ... Enciclopedie chimică