Selēns, telūrs, polonijs un to savienojumi. Sērskābe un sulfāti

12. slaids

Ķīmiskās īpašības

Gaisā sērs deg, veidojot sēra dioksīdu - bezkrāsainu gāzi ar asu smaku: S + O2 → SO2 Sēra reducējošās īpašības izpaužas sēra reakcijās ar citiem nemetāliem, bet istabas temperatūrā sērs reaģē tikai ar fluoru. : S + 3F2 → SF6

13. slaids

Izkausēts sērs reaģē ar hloru, iespējams, veidojot divus zemākus hlorīdus 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Sildot, sērs reaģē arī ar fosforu, veidojot fosfora sulfīdu maisījumu, starp kuriem ir augstākais sulfīds P2S5: 5S + 2P → P2S2 Turklāt, karsējot, sērs reaģē ar ūdeņradi, oglekli, silīciju: S + H2 → H2S (sērūdeņradis) C + 2S → CS2 (oglekļa disulfīds)

14. slaids

No kompleksajām vielām pirmām kārtām jāatzīmē sēra reakcija ar izkausētu sārmu, kurā sērs ir disproporcionāls līdzīgi kā hlors: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Ar koncentrētām oksidējošām skābēm sērs reaģē tikai ar ilgstošu karsēšanu: S+ 6HNO3 (konc.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konc.) → 3SO2 + 2H2O

15. slaids

100–160°C to oksidē ūdens: Te+2H2O= TeO2+2H2 Vārot sārmainos šķīdumos, telūrs nesamērīgi veido telurīdu un telurītu: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.

16. slaids

Atšķaidīts HNO3 oksidē Te par telūrskābi H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Spēcīgi oksidētāji (HClO3, KMnO4) oksidē Te līdz vājai telūrskābei H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Telūra savienojumi (+2) ir nestabili un pakļauti disproporcijai: 2TeCl2=TeCl4+Te.

17. slaids

Karsējot gaisā, tas sadeg, veidojot bezkrāsainu kristālisku SeO2: Se + O2 = SeO2. Karsējot reaģē ar ūdeni: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selēns reaģē, karsējot ar slāpekļskābi, veidojot selēnskābi H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.

18. slaids

Vārot sārmainos šķīdumos, selēns neproporcionē: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Ja selēnu vāra sārmainā šķīdumā, caur kuru tiek izvadīts gaiss vai skābeklis, tad veidojas sarkanbrūni šķīdumi, kas satur poliselenīdus: K2Se + 3Se = K2Se4

HALKOĢĒNI
VIA APAKŠGRUPA. HALKOĢĒNI
SKĀBEKLIS
Elements skābeklis O ir elementu periodiskās tabulas astotais elements un VIA apakšgrupas pirmais elements (7.a tabula). Šis elements ir visvairāk sastopams zemes garozā, veidojot apmēram 50% (masas). Gaisā, ko elpojam, HALKOGĒNI satur 20% skābekļa brīvā (nesaistītā) stāvoklī, un 88% skābekļa atrodas hidrosfērā saistītā stāvoklī ūdens H2O veidā.
Visizplatītākais izotops ir 168O. Šāda izotopa kodols satur 8 protonus un 8 neitronus. Izotops ar 10 neitroniem, 188O, ir ievērojami retāk sastopams (0,2%). Vēl retāk sastopams (0,04%) izotops ar 9 neitroniem, 178O. Visu izotopu vidējā svērtā masa ir 16,044. Tā kā oglekļa izotopa ar masas numuru 12 atomu masa ir tieši 12 000 un visas pārējās atomu masas ir balstītas uz šo standartu, tad skābekļa atomu masai pēc šī standarta ir jābūt 15,9994.
Skābeklis ir divatomiskā gāze, tāpat kā ūdeņradis, slāpeklis un halogēni fluors, hlors (broms un jods arī veido diatomu molekulas, bet tās nav gāzes). Lielākā daļa rūpniecībā izmantotā skābekļa tiek iegūta no atmosfēras. Lai to panāktu, ir izstrādātas salīdzinoši lētas metodes ķīmiski attīrīta gaisa sašķidrināšanai, izmantojot kompresijas un dzesēšanas ciklus. Sašķidrinātais gaiss tiek uzkarsēts lēni, izdalot vairāk gaistošus un viegli iztvaikojošus savienojumus, un uzkrājas šķidrais skābeklis. Šo metodi sauc par šķidrā gaisa frakcionētu destilāciju vai rektifikāciju. Šajā gadījumā skābekļa piesārņojums ar slāpekļa piemaisījumiem ir neizbēgams, un, lai iegūtu augstas tīrības pakāpes skābekli, rektifikācijas process tiek atkārtots, līdz slāpeklis ir pilnībā noņemts.
Skatīt arī AIR.
182,96 ° C temperatūrā un 1 atm spiedienā skābeklis no bezkrāsainas gāzes pārvēršas gaiši zilā šķidrumā. Krāsas klātbūtne norāda, ka viela satur molekulas ar nepāra elektroniem. 218,7 ° C temperatūrā skābeklis sacietē. Gāzveida O2 ir 1,105 reizes smagāks par gaisu, un 0° C temperatūrā un 1 atm 1 litra skābekļa masa ir 1,429 g. Gāze nedaudz šķīst ūdenī (HALKOĢĒNI 0,30 cm 3 / l 20 ° C temperatūrā), bet tas ir svarīga dzīvības pastāvēšanai ūdenī. Tērauda rūpniecībā tiek izmantotas lielas skābekļa masas, lai ātri noņemtu nevēlamos piemaisījumus, galvenokārt oglekli, sēru un fosforu, oksīdu veidā pūšanas procesā vai tieši izpūšot skābekli caur kausējumu. Viens no svarīgākajiem šķidrā skābekļa lietojumiem ir kā raķešu degvielas oksidētājs. Balonos uzkrāto skābekli izmanto medicīnā, lai bagātinātu gaisu ar skābekli, kā arī metālu metināšanas un griešanas tehnoloģijās.
Oksīdu veidošanās. Metāli un nemetāli reaģē ar skābekli, veidojot oksīdus. Reakcijas var rasties, atbrīvojot lielu enerģijas daudzumu, un to pavada spēcīgs spīdums, zibspuldze un degšana. Zibspuldze tiek ražota, oksidējot alumīnija vai magnija foliju vai stiepli. Ja oksidēšanās laikā veidojas gāzes, tās reakcijas karstuma rezultātā izplešas un var izraisīt sprādzienu. Ne visi elementi reaģē ar skābekli, izdalot siltumu. Piemēram, slāpekļa oksīdi veidojas, absorbējot siltumu. Skābeklis reaģē ar elementiem, veidojot atbilstošo elementu oksīdus a) normālā vai b) augstā oksidācijas pakāpē. Koksne, papīrs un daudzas dabiskas vielas vai organiskie produkti, kas satur oglekli un ūdeņradi, sadedzina vai nu pēc (a) veida, radot, piemēram, CO, vai pēc (b) veida, radot CO2.
Ozons. Papildus atomu (monatomu) skābeklim O un molekulārajam (diatomiskajam) skābeklim O2 ir ozons, viela, kuras molekulas sastāv no trim skābekļa atomiem O3. Šīs formas ir alotropiskas modifikācijas. Izlaižot klusu elektrisko izlādi caur sausu skābekli, tiek iegūts ozons:
3O2 2O3 Ozonam ir spēcīga, kairinoša smaka, un tas bieži atrodams elektromotoru vai ģeneratoru tuvumā. Tajā pašā temperatūrā ozons ir ķīmiski aktīvāks nekā skābeklis. Tas parasti reaģē, veidojot oksīdus un atbrīvojot brīvo skābekli, piemēram: Hg + O3 -> HgO + O2 Ozons ir efektīvs ūdens attīrīšanai (dezinficēšanai), audumu balināšanai, cietei, eļļu attīrīšanai, koksnes un tējas žāvēšanai un novecošanai un vanilīna un kampara ražošanā. Skatīt SKĀBEKLIS.
SĒRS, SELĒNS, TELŪRS, POLONIJA
Pārejot no skābekļa uz poloniju VIA apakšgrupā, īpašību maiņa no nemetāla uz metālisku ir mazāk izteikta nekā VA apakšgrupas elementiem. Ns2np4 halkogēnu elektroniskā struktūra liecina par elektronu pieņemšanu, nevis elektronu ziedošanu. Daļēja elektronu izņemšana no aktīvā metāla uz halkogēnu ir iespējama, veidojot savienojumu ar daļēji jonu saites raksturu, bet ne līdz tādai joniskuma pakāpei kā līdzīgam savienojumam ar skābekli. Smagie metāli veido halkogenīdus ar kovalentām saitēm; savienojumi ir krāsoti un pilnībā nešķīst.
Molekulārās formas. Elektronu okteta veidošanos ap katru atomu elementārā stāvoklī veic blakus esošo atomu elektroni. Rezultātā, piemēram, sēra gadījumā tiek iegūta cikliska S8 molekula, kas uzbūvēta kā kronis. Starp molekulām nav spēcīgas saites, tāpēc sērs zemā temperatūrā kūst, vārās un iztvaiko. Selēnam, kas veido Se8 molekulu, ir līdzīga struktūra un īpašību kopums; telūrs var veidot Te8 ķēdes, taču šī struktūra nav skaidri noteikta. Arī polonija molekulārā struktūra nav skaidra. Molekulu struktūras sarežģītība nosaka to dažādās pastāvēšanas formas cietā, šķidrā un gāzveida stāvoklī (allotropija), šī īpašība acīmredzami ir halkogēnu atšķirīga iezīme citu elementu grupu vidū. Visstabilākā sēra forma ir a-forma jeb ortorombiskais sērs; otrā ir metastabila b vai monoklīniskā sēra forma, kas uzglabāšanas laikā var pārvērsties par a-sēru. Citas sēra modifikācijas ir parādītas diagrammā:

A-sērs un b-sērs šķīst CS2. Ir zināmi arī citi sēra veidi. M-forma ir viskozs šķidrums, kas, iespējams, veidojas no "vainaga" struktūras, kas izskaidro tā gumijai līdzīgo stāvokli. Kad sēra tvaiki pēkšņi atdziest vai kondensējas, veidojas sēra pulveris, ko sauc par “sēra krāsu”. Tvaiki, kā arī purpursarkanais pulveris, kas iegūts, strauji atdzesējot tvaikus, saskaņā ar pētījumu rezultātiem magnētiskajā laukā satur nepāra elektronus. Se un Te alotropija ir mazāk raksturīga, bet tai ir vispārēja līdzība ar sēru, un selēna modifikācijas ir līdzīgas sēra modifikācijām.
Reaktivitāte. Visi VIA apakšgrupas elementi reaģē ar viena elektrona donoriem (sārmu metāliem, ūdeņradi, metilradikāli HCH3), veidojot RMR sastāva savienojumus, t.i. kuru koordinācijas numurs ir 2, piemēram, HSH, CH3SCH3, NaSNa un ClSCl. Seši valences elektroni ir koordinēti ap halkogēna atomu, divi valences apvalkā un četri valences p apvalkā. Šie elektroni var izveidot saiti ar spēcīgāku elektronu akceptoru (piemēram, skābekli), kas tos atvelk, veidojot molekulas un jonus. Tādējādi šiem halkogēniem ir II, IV, VI oksidācijas pakāpe, veidojot pārsvarā kovalentās saites. Halkogēnu saimē oksidācijas stāvokļa VI izpausme vājina, palielinoties atomu skaitam, jo ​​ns2 elektronu pāris arvien mazāk piedalās saišu veidošanā smagākos elementos (inertā pāra efekts). Savienojumi ar šiem oksidācijas pakāpēm ietver SO un H2SO2 sēram(II); SO2 un H2SO3 sēram(IV); SO3 un H2SO4 sēram(IV). Citu halkogēnu savienojumiem ir līdzīgs sastāvs, lai gan ir dažas atšķirības. Ir salīdzinoši maz nepāra oksidācijas stāvokļu. Metodes brīvo elementu iegūšanai no dabīgām izejvielām dažādiem halkogēniem ir atšķirīgas. Ieži ir zināmi lieli brīvā sēra nogulsnes, atšķirībā no nelieliem citu halkogēnu daudzumiem brīvā stāvoklī. Nogulumu sēru var iegūt ģeotehnoloģiskā veidā (zibspuldzes process): pa iekšējo cauruli tiek sūknēts pārkarsēts ūdens vai tvaiks, lai sērs izkausētu, pēc tam izkausētais sērs ar saspiestu gaisu caur ārējo koncentrisku cauruli tiek nospiests uz virsmas. Tādā veidā tīru, lētu sēru iegūst no atradnēm Luiziānā un zem Meksikas līča pie Teksasas krastiem. Selēns un telūrs tiek iegūti no gāzu emisijām, kas rodas vara, cinka un svina metalurģijā, kā arī no sudraba un svina elektrometalurģijas dūņām. Dažas rūpnīcas, kurās koncentrējas selēns, kļūst par dzīvnieku pasaules saindēšanās avotiem. Brīvo sēru plaši izmanto lauksaimniecībā kā pulverveida fungicīdu. Tikai ASV ik gadu dažādiem procesiem un ķīmiskajām tehnoloģijām tiek izmantots aptuveni 5,1 miljons tonnu sēra. Sērskābes ražošanā tiek patērēts daudz sēra.
Atsevišķas halkogēna savienojumu klases, īpaši halogenīdi, pēc īpašībām ļoti atšķiras.
Ūdeņraža savienojumi.Ūdeņradis lēnām reaģē ar halkogēniem, veidojot hidrīdus H2M. Pastāv liela atšķirība starp ūdeni (skābekļa hidrīdu) un citu halkogēnu hidrīdiem, kas ir slikti smaržojoši un indīgi, un to ūdens šķīdumi ir vājas skābes (stiprākā ir H2Te). Metāli tieši reaģē ar halkogēniem, veidojot halkogenīdus (piemēram, nātrija sulfīdu Na2S, kālija sulfīdu K2S). Sērs šo sulfīdu ūdens šķīdumos veido polisulfīdus (piemēram, Na2Sx). Halkogēna hidrīdus var izspiest no paskābinātiem metālu sulfīdu šķīdumiem. Tādējādi no paskābinātiem Na2Sx šķīdumiem izdalās sulfāni H2Sx (kur x var būt lielāks par 50; tomēr ir pētīti tikai sulfāni ar x Ј 6).
Halogenīdi. Halogēni tieši reaģē ar halogēniem, veidojot dažāda sastāva halogenīdus. Reaģējošo halogēnu diapazons un iegūto savienojumu stabilitāte ir atkarīga no halkogēna un halogēna rādiusu attiecības. Iespēja veidot halogenīdu ar augstu halkogēna oksidācijas pakāpi samazinās, palielinoties halogēna atomu masai, jo halogēnjons tiks oksidēts par halogēnu, bet halkogēns tiks reducēts par brīvu halkogēnu vai halkogēna halogenīdu zemā līmenī. oksidācijas pakāpe, piemēram: TeI6 -> TeI4 + I2 Oksidācijas pakāpe I sēram, to var realizēt savienojumā (SCl)2 vai S2Cl2 (šis sastāvs nav ticami noteikts). Visneparastākais no sēra halogenīdiem ir SF6, kas ir ļoti inerts. Sērs šajā savienojumā ir tik spēcīgi aizsargāts ar fluora atomiem, ka pat visagresīvākās vielas praktiski neietekmē SF6. No galda No 7b izriet, ka sērs un selēns neveido jodīdus.
Ir zināmi kompleksi halkogēna halogenīdi, kas veidojas, mijiedarbojoties halkogēna halogenīdam ar halogenīdu joniem, piemēram,
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oksīdi un oksoskābes. Halkogēna oksīdi veidojas tiešā mijiedarbībā ar skābekli. Sērs deg gaisā vai skābeklī, veidojot SO2 un SO3 piemaisījumus. SO3 iegūšanai izmanto citas metodes. Kad SO2 reaģē ar sēru, var veidoties SO. Selēns un telūrs veido līdzīgus oksīdus, taču praksē tiem ir ievērojami mazāka nozīme. Selēna oksīdu un jo īpaši tīra selēna elektriskās īpašības nosaka to praktiskā pielietojuma pieaugumu elektronikas un elektriskajā rūpniecībā. Dzelzs un selēna sakausējumi ir pusvadītāji un tiek izmantoti taisngriežu ražošanai. Tā kā selēna vadītspēja ir atkarīga no apgaismojuma un temperatūras, šī īpašība tiek izmantota fotoelementu un temperatūras sensoru ražošanā. Trioksīdi ir zināmi visiem šīs apakšgrupas elementiem, izņemot poloniju. Sērskābes rūpnieciskās ražošanas pamatā ir SO2 katalītiskā oksidēšana par SO3. Cietajam SO3 ir alotropas modifikācijas: spalvām līdzīgi kristāli, azbesta struktūra, ledus līdzīga struktūra un polimēru ciklisks (SO3)3. Selēns un telūrs izšķīst šķidrā SO3, veidojot starphalkogēnus savienojumus, piemēram, SeSO3 un TeSO3. SeO3 un TeO3 ražošana ir saistīta ar zināmām grūtībām. SeO3 iegūst no Se un O2 gāzu maisījuma izplūdes caurulē, un TeO3 veidojas intensīvi dehidratējot H6TeO6. Minētie oksīdi hidrolizē vai enerģiski reaģē ar ūdeni, veidojot skābes. Sērskābei ir vislielākā praktiskā nozīme. Lai to iegūtu, tiek izmantoti divi procesi: pastāvīgi attīstāmā kontaktu metode un novecojusi slāpekļa torņa metode (sk. arī SĒRA).
Sērskābe ir spēcīga skābe; tas aktīvi mijiedarbojas ar ūdeni, izdalot siltumu atbilstoši reakcijai H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Tāpēc, atšķaidot koncentrētu sērskābi, jāievēro piesardzība, jo pārkaršana var izraisīt tvaiku izdalīšanos no tvertnes ar skābi (bieži rodas sērskābes apdegumi). saistīta ar neliela daudzuma ūdens pievienošanu). Pateicoties augstajai afinitātei pret ūdeni, H2SO4 (konc.) intensīvi mijiedarbojas ar kokvilnas apģērbu, cukuru un dzīviem cilvēka audiem, izvadot ūdeni. Milzīgu daudzumu skābes izmanto metālu virsmu apstrādei, lauksaimniecībā superfosfāta ražošanai (skatīt arī FOSFORS), jēlnaftas rafinēšanā līdz rektifikācijas stadijai, polimēru tehnoloģijā, krāsvielām, farmācijas rūpniecībā un daudzās citās nozarēs. Sērskābe ir vissvarīgākais neorganiskais savienojums no rūpnieciskā viedokļa. Halkogēnu oksoskābes ir norādītas tabulā. 7. gadsimts Jāņem vērā, ka dažas skābes pastāv tikai šķīdumā, citas tikai sāļu veidā.
Citu sēra oksoskābju vidū nozīmīgu vietu rūpniecībā ieņem sērskābe H2SO3, vāja skābe, kas veidojas, SO2 izšķīdinot ūdenī, eksistē tikai ūdens šķīdumos. Tās sāļi ir diezgan stabili. Skābe un tās sāļi ir reducējoši līdzekļi, un tos izmanto kā "antihlorētājus", lai no balinātāja noņemtu lieko hloru. Tiosērskābi un tās sāļus izmanto fotogrāfijā, lai no fotofilmas noņemtu lieko nereaģējušo AgBr: AgBr + S2O32 []+ Br
Tiosulfurskābes nātrija sāls nosaukums "nātrija hiposulfīts" ir neveiksmīgs; pareizais nosaukums "tiosulfāts" atspoguļo šīs skābes strukturālās attiecības ar sērskābi, kurā viens nehidratēta skābekļa atoms ir aizstāts ar sēra atomu (" tio"). Politionskābes ir interesanta savienojumu klase, kurā veidojas sēra atomu ķēde, kas atrodas starp divām SO3 grupām. Ir daudz datu par H2S2O6 atvasinājumiem, taču arī politionskābes var saturēt lielu skaitu sēra atomu. Peroksoskābes ir svarīgas ne tikai kā oksidētāji, bet arī kā starpprodukti ūdeņraža peroksīda ražošanā. Peroksidisērskābi iegūst, elektrolītiski oksidējot HSO4 jonu aukstumā. Peroksosulfurskābe veidojas peroksodisērskābes hidrolīzē: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 Selēna un telūra skābju klāsts ir ievērojami mazāks. Selēnskābi H2SeO3 iegūst, iztvaicējot ūdeni no SeO2 šķīduma. Tas ir oksidētājs, atšķirībā no sērskābes H2SO3 (reducētājs) un viegli oksidē halogenīdus par halogēniem. Selēna 4s2 elektronu pāris ir neaktīvi iesaistīts saišu veidošanā (inertā pāra efekts; skatīt iepriekš sadaļā par sēra reaktivitāti), un tāpēc selēns viegli pāriet elementārā stāvoklī. Tā paša iemesla dēļ selēnskābe viegli sadalās, veidojot H2SeO3 un Se. Te atomam ir lielāks rādiuss, un tāpēc tas ir neefektīvs divkāršo saišu veidošanā. Tāpēc telūrskābe parastajā formā nepastāv.

un 6 hidroksogrupas koordinē telūrs, veidojot H6TeO6 vai Te(OH)6.
Oksohalīdi. Oksoskābes un halkogēna oksīdi reaģē ar halogēniem un PX5, veidojot oksohalīdus ar sastāvu MOX2 un MO2X2. Piemēram, SO2 reaģē ar PCl5, veidojot SOCl2 (tionilhlorīdu):
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
Atbilstošais fluorīds SOF2 veidojas, mijiedarbojoties SOCl2 un SbF3, un tionilbromīds SOBr2 veidojas no SOCl2 un HBr. Sulfurilhlorīdu SO2Cl2 iegūst, hlorējot SO2 ar hloru (kampara klātbūtnē); līdzīgi iegūst sulfurilfluorīdu SO2F2. Hlorfluorīds SO2ClF veidojas no SO2Cl2, SbF3 un SbCl3. Hlorsulfonskābi HOSO2Cl iegūst, izlaižot hloru caur kūpošo sērskābi. Fluorsulfonskābe veidojas līdzīgā veidā. Ir zināmi arī selēna oksohalogenīdi SeOCl2, SeOF2, SeOBr2.
Slāpekli un sēru saturoši savienojumi. Sērs ar slāpekli veido dažādus savienojumus, no kuriem daudzi ir maz pētīti. Apstrādājot S2Cl2 ar amonjaku, veidojas N4S4 (tetrasēra tetranitrīds), S7HN (heptasēra imīds) un citi savienojumi. S7HN molekulas ir veidotas kā cikliska S8 molekula, kurā viens sēra atoms ir aizstāts ar slāpekli. N4S4 veidojas arī no sēra un amonjaka. Alvas un sālsskābes ietekmē tas tiek pārveidots par tetrasēra tetraimīdu S4N4H4. Rūpnieciski nozīmīgs ir vēl viens slāpekļa atvasinājums, sulfamīnskābe NH2SO3H, tā ir balta, nehigroskopiska kristāliska viela. To iegūst, reaģējot urīnvielai vai amonjakam ar kūpošu sērskābi. Šī skābe pēc stipruma ir tuvu sērskābei. Tā amonija sāli NH4SO3NH2 izmanto kā ugunsgrēka inhibitoru un sārmu metālu sāļus kā herbicīdus.
Polonijs. Neskatoties uz ierobežoto polonija daudzumu, šī pēdējā VIA apakšgrupas elementa ķīmija ir salīdzinoši labi saprotama, pateicoties tā radioaktīvajai īpašībai (parasti ķīmiskās reakcijās tas tiek sajaukts ar telūru kā nesēju vai pavadošo reaģentu). Stabilākā izotopa 210Po pussabrukšanas periods ir tikai 138,7 dienas, tāpēc tā izpētes grūtības ir saprotamas. Lai iegūtu 1 g Po, nepieciešams pārstrādāt vairāk nekā 11,3 tonnas urāna darvas. 210Po var iegūt ar neitronu bombardēšanu ar 209Bi, kas vispirms pārvēršas par 210Bi un pēc tam izspiež b daļiņu, veidojot 210Po. Acīmredzot polonijs uzrāda tādus pašus oksidācijas stāvokļus kā citiem halkogēniem. Ir sintezēts polonija hidrīds H2Po un oksīds PoO2, zināmi sāļi ar oksidācijas pakāpi II un IV. Acīmredzot PoO3 neeksistē.

Koljēra enciklopēdija. - Atvērtā sabiedrība. 2000 .

Skatiet, kas ir "CHALCOGENS" citās vārdnīcās:

HALKOGĒNI, periodiskās tabulas VI grupas ķīmiskie elementi: skābeklis, sērs, selēns, telūrs. Halkogēnu savienojumi ar elektropozitīvākiem ķīmiskajiem elementiem halkogenīdiem (oksīdiem, sulfīdiem, selenīdiem, telurīdiem) ... Mūsdienu enciklopēdija

Periodiskās sistēmas VI grupas ķīmiskie elementi skābeklis, sērs, selēns, telūrs... Lielā enciklopēdiskā vārdnīca

Grupa → 16 ↓ Periods 2 8 Skābeklis ... Wikipedia

Periodiskās tabulas VI grupas ķīmiskie elementi: skābeklis, sērs, selēns, telūrs. * * * HALKOGĒNI HALKOGĒNI, Periodiskās sistēmas VI grupas ķīmiskie elementi skābeklis, sērs, selēns, telūrs... enciklopēdiskā vārdnīca

halkogēni- chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). atitikmenys: engl. chalcogens rus. halkogēni... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Chem. elementi VIa gr. periodiski sistēmas: skābeklis O, sērs S, selēns Se, telūrs Te, polonijs Po. Ārējais X atomu elektronu apvalkam ir s2p4 konfigurācija. Palielinoties plkst. n. Kovalentais un jonu rādiuss X palielinās, enerģija samazinās... ... Ķīmiskā enciklopēdija

VIA apakšgrupas nemetālu elementu ķīmija

VIA apakšgrupas elementi ir nemetāli, izņemot Po.

Skābeklis ļoti atšķiras no citiem apakšgrupas elementiem, un tam ir īpaša loma ķīmijā. Tāpēc skābekļa ķīmijai tiek dota atsevišķa lekcija.

Starp citiem elementiem vislielākā nozīme ir sēram. Sēra ķīmija ir ļoti plaša, jo sērs veido milzīgu skaitu dažādu savienojumu. Tā savienojumus plaši izmanto ķīmiskajā praksē un dažādās nozarēs. Apspriežot VIA apakšgrupas nemetālus, lielākā uzmanība tiks pievērsta sēra ķīmijai.

Galvenās lekcijā aplūkotās problēmas

VIA apakšgrupas nemetālu vispārīgie raksturojumi. Dabiski savienojumi Sērs

Vienkārša viela Sēra savienojumi

Sērūdeņradis, sulfīdi, polisulfīdi

Sēra dioksīds. Sulfīti

Sēra trioksīds

Sērskābe. Oksidatīvās īpašības. Sulfāti

Citi sēra savienojumi

Selēns, telūrs

Vienkāršas vielas Selēna un telūra savienojumi

Selenīds un telurīdi

Se un Te savienojumi oksidācijas stāvoklī (+4)

Selēns un telūrskābe. Oksidatīvās īpašības.

Raksturīgākie oksidācijas stāvokļi S, Se, Te ir -

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

Dodoties no S uz Te, augstākā oksidācijas pakāpes stabilitāte ir +6

samazinās, un palielinās +4 oksidācijas stāvokļa stabilitāte.

Se, Te, Po, – stabilākais oksidācijas stāvoklis ir +4.

Daži elementu atomu raksturojumi ViB - apakšgrupas

Kā redzams no iepriekš minētajiem datiem , skābeklis ļoti atšķiras no citiem apakšgrupas elementiem augsta jonizācijas enerģija, ma-

mazs atoma orbitālais rādiuss un augsta elektronegativitāte, tikai F ir lielāka elektronegativitāte.

Skābeklis, kam ir ļoti īpaša loma ķīmijā, tiek uzskatīts no

efektīvs. Starp citiem VIA grupas elementiem vissvarīgākais ir sērs.

(SF2, SCl2), +3 (S2 O3, H2 S2 O4). Sēra savienojumu daudzveidību apliecina arī tas, ka ir zināmas aptuveni 20 skābekli saturošas skābes S.

Saites stiprums starp S atomiem izrādās samērīgs ar stiprību

S saites ar citiem nemetāliem: O, H, Cl, tāpēc S raksturojas ar

ieskaitot ļoti izplatīto minerālu pirītu FeS2 un politionskābes (piem., H2 S4 O6).Tātad sēra ķīmija ir diezgan plaša.

Nozīmīgākie sēra savienojumi, ko izmanto rūpniecībā

Rūpniecībā un laboratorijās visplašāk izmantotais sēra savienojums ir sērskābe. Pasaules pakalpojumu ražošanas apjoms

nikskābes ir 136 miljoni tonnu. (neviena cita skābe netiek ražota tik lielos daudzumos). Parastie savienojumi ietver ko-

sērskābes sāļi - sulfāti, kā arī sērskābes sāļi - sulfīti.

Dabīgie sulfīdi tiek izmantoti, lai iegūtu svarīgākos krāsainos materiālus

tauki: Cu, Zn, Pb, Ni, Co utt. Citi izplatīti sēra savienojumi ir: hidrosulfīda skābe H2S, sēra di- un trioksīdi: SO2

un SO3, tiosulfāts Na2S2O3; skābes: disērskābe (pirosērskābe) H2 S2 O7, peroc-

nātrija sērs H2S2O8 un peroksodisulfāti (persulfāti): Na2S2O8 un

(NH4)2S2O8.

Sērs dabā

parādās vienkāršas vielas veidā, veidojot lielas pazemes atradnes,

un sulfīdu un sulfātu minerālu veidā , kā arī savienojumu veidā,

kas ir ogļu un naftas piemaisījumi. Rezultātā iegūst ogles un eļļu

organisko vielu sadalīšanās, un sērs ir daļa no dzīvniekiem un augiem

ķermeņa olbaltumvielas. Tāpēc, sadedzinot ogles un eļļu, veidojas sēra oksīdi,

piesārņojot vidi.

Dabiskie sēra savienojumi

Rīsi. Pirīts FeS2 ir galvenais minerāls, ko izmanto sērskābes ražošanai

dabiskais sērs;

sulfīdu minerāli:

FeS2 – pirīts vai dzelzs pirīts

FeCuS2 – halkopirīts (vara sulfīds-

FeAsS – arsenopirīts

PbS – galēna vai svina spīdums

ZnS – sfalerīts vai cinka maisījums

HgS – cinobra

Cu2 S - halkocīta vai vara spīdums

Ag2 S – argentīta vai sudraba spīdums

MoS2 – molibdenīts

Sb2 S3 – stibnīta vai antimona spīdums

As4 S4 – realgar;

sulfāti:

Na2SO4. 10 H2 O – mirabilīts

CaSO4. 2H2 O – ģipsis

CaSO4 - anhidrīts

BaSObarīts jeb smagais špats

SrSO4 – celestīns.

Rīsi. Ģipsis CaSO4. 2H2O

Vienkārša viela

Vienkāršā vielā sēra atomi ar -saiti ir savienoti ar diviem blakus esošajiem atomiem.

Visstabilākā struktūra ir tā, kas sastāv no astoņiem sēra atomiem,

apvienots gofrētā gredzenā, kas atgādina vainagu. Ir vairākas sēra modifikācijas: rombiskais sērs, monoklīniskais un plastmasas sērs. Parastā temperatūrā sērs ir dzeltenu, trauslu kristālu formā.

rombveida tēraudi (-S), formēti-

ko veido S8 molekulas. Vēl viena modifikācija, monoklīniskais sērs (-S), arī sastāv no astoņu locekļu gredzeniem, taču atšķiras pēc atrašanās vietas.

S8 molekulu izvietojums kristālā. Kad dis-

Kad sērs kūst, gredzeni saplīst. Tajā pašā laikā mēs varam

šeit veidosies sapinušies pavedieni, kas

Rīsi. Sērs

padarīt kausējumu viskozu, ar tālāk

Augstākā temperatūrā polimēru ķēdes var sadalīties, un viskozitāte samazināsies. Plastmasas sērs veidojas pēkšņas kausējuma dzesēšanas laikā

sērs un sastāv no sapinušām ķēdēm. Laika gaitā (dažu dienu laikā) tas tiek pārveidots par rombveida sēru.

Sērs vārās 445o C. Sēra tvaikos notiek šādi līdzsvarojumi:

S2 molekulām ir līdzīga struktūra kā O2.

Sēru var oksidēt (parasti līdz SO2) un reducēt

atjaunināts uz S(-2). Parastā temperatūrā gandrīz visas reakcijas ar cieto sēru tiek kavētas; notiek tikai reakcijas ar fluoru, hloru un dzīvsudrabu.

Šo reakciju izmanto, lai saistītu sīkus izlijušā dzīvsudraba pilienus.

Šķidrais un tvaika sērs ir ļoti reaģējošs . Zn, Fe, Cu deg sēra tvaikos. Braucot garām H 2 veidojas virs izkausēta sēra

H 2 S. Reakcijās ar ūdeņradi un metāliem sērs darbojas kā oksidētājs

Sērs var diezgan viegli oksidēties halogēnu ietekmē

un skābeklis. Karsējot gaisā, sērs deg ar zilu liesmu, oksidējoties

līdz SO2.

S + O2 = SO2

Sēru oksidē koncentrēta sērskābe un slāpekļskābe:

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

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

Karstos sārmu šķīdumos sērs ir nesamērīgs.

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

Kad sērs mijiedarbojas ar amonija sulfīda šķīdumu, dzeltenīgi sarkans polisulfīda joni(–S–S–)n vai Sn 2– .

Karsējot sēru ar sulfīta šķīdumu, iegūst tiosulfātu un

karsējot ar cianīda-tiocianāta šķīdumu:

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

Kālija tiocianātu vai tiocianātu izmanto Fe3+ jonu analītiskajai noteikšanai:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Iegūtais kompleksais savienojums ir asins sarkanā krāsā,

pat pie nenozīmīgas hidratēto Fe3+ jonu koncentrācijas dis-

Katru gadu pasaulē tiek iegūti ~33 miljoni tonnu vietējā sēra. Galvenais iegūtā sēra daudzums tiek pārstrādāts sērskābē un izmantots

To izmanto gumijas rūpniecībā gumijas vulkanizācijai. Sēra pievienošana

saistās ar gumijas makromolekulu dubultsaitēm, veidojot disulfīdu tiltus

ki –S– S–, tādējādi it kā tās “savienojot”, kas piešķir gumijai izturību un elastību. Kad gumijā tiek ievadīts liels sēra daudzums, izrādās ebo-

nit, kas ir labs izolācijas materiāls, ko izmanto elektrotehnikā. Sēru izmanto arī farmācijā, lai pagatavotu ādas ziedes, un lauksaimniecībā augu kaitēkļu apkarošanai.

Sēra savienojumi

Sērūdeņradis, sulfīdi, polisulfīdi

Sērūdeņradis H2S dabiski sastopams sēra minerālūdeņos,

atrodas vulkāniskajā un dabasgāzē, kas veidojas baltās krāsas sabrukšanas laikā

kovi ķermeņi.

Sērūdeņradis ir bezkrāsaina gāze ar sapuvušu olu smaržu un ir ļoti indīga.

Tas nedaudz šķīst ūdenī, istabas temperatūrā trīs tilpumi gāzveida H2 S ir izšķīdināti vienā tilpumā ūdens. H 2 S koncentrācija piesātinātā ūdenī

parastais šķīdums ir ~ 0,1 mol/l . Izšķīdinot ūdenī, tas veidojas

hidrosulfīda skābe, kas ir viena no vājākajām skābēm:

17.12.2019

Far Cry sērija turpina priecēt savus spēlētājus ar stabilitāti. Pēc tik daudz laika kļūst skaidrs, kas jums jādara šajā spēlē. Medības, izdzīvošana, sagūstīšana...

16.12.2019

Veidojot dzīvojamās telpas dizainu, īpaša uzmanība jāpievērš dzīvojamās istabas interjeram - tas kļūs par jūsu “visuma” centru....

15.12.2019

Nav iespējams iedomāties mājas celtniecību, neizmantojot sastatnes. Šādas struktūras tiek izmantotas arī citās saimnieciskās darbības jomās. AR...

14.12.2019

Metināšana parādījās kā metāla izstrādājumu pastāvīgas savienošanas metode nedaudz vairāk nekā pirms gadsimta. Tajā pašā laikā tā nozīmi šobrīd nav iespējams pārvērtēt. IN...

14.12.2019

Apkārtējās telpas optimizēšana ir ārkārtīgi svarīga gan mazām, gan lielām noliktavām. Tas ievērojami vienkāršo darbu un nodrošina...

13.12.2019

Metāla dakstiņi ir metāla jumta seguma materiāli. Lokšņu virsma ir pārklāta ar polimērmateriāliem un cinku. Dabīgās flīzes imitē materiāls...

13.12.2019

Testēšanas iekārtas ir plaši izmantotas dažādās jomās. Tās kvalitātei jābūt nevainojamai. Lai sasniegtu šo mērķi, ierīces ir aprīkotas...

13.12.2019

Franču stils interjerā pēdējā laikā kļuvis populārs izsmalcinātu un tajā pašā laikā vienkāršu risinājumu cienītāju vidū....

13.12.2019

Mākslinieciskā kalšana ir amats, kas no meistara prasa īpašas prasmes un iemaņas, kā arī neatlaidību un talantu. Visos laikmetos ēku apdares sastāvdaļas...

Skābekļa apakšgrupā ietilpst pieci elementi: skābeklis, sērs, selēns, telūrs un polonijs (radioaktīvs metāls). Tie ir D.I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas VI grupas p-elementi. Viņiem ir grupas nosaukums - halkogēni, kas nozīmē "rūdas veidojošs".

Skābekļa apakšgrupu elementu īpašības

Halkogēna atomiem ir tāda pati ārējā enerģijas līmeņa struktūra - ns 2 nр 4 . Tas izskaidro to ķīmisko īpašību līdzību. Visiem halkogēniem savienojumos ar ūdeņradi un metāliem oksidācijas pakāpe ir -2, bet savienojumos ar skābekli un citiem aktīviem nemetāliem - parasti +4 un +6. Skābeklim, tāpat kā fluoram, oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar grupas numuru, nav raksturīga. Tā oksidācijas pakāpe parasti ir -2 un kombinācijā ar fluoru +2. Šādas oksidācijas pakāpes vērtības izriet no halkogēnu elektroniskās struktūras

Skābekļa atomam 2p apakšlīmenī ir divi nepāra elektroni. Tās elektronus nevar atdalīt, jo ārējā (otrajā) līmenī nav d-apakšlīmeņa, t.i., nav brīvu orbitāļu. Tāpēc skābekļa valence vienmēr ir vienāda ar diviem, un oksidācijas pakāpe ir -2 un +2 (piemēram, H 2 O un ОF 2). Tie paši ir sēra tilpuma valences un oksidācijas stāvokļi neuzbudinātā stāvoklī. Pārejot uz ierosināto stāvokli (kas rodas, kad tiek piegādāta enerģija, piemēram, karsēšanas laikā), sēra atomi vispirms tiek atdalīti R- , un pēc tam 3s elektroni (parādīti ar bultiņām). Nesapāroto elektronu skaits un līdz ar to valence pirmajā gadījumā ir četri (piemēram, SO 2), bet otrajā - seši (piemēram, SO 3). Acīmredzot sēra analogiem - selēnam, telūram un polonim ir raksturīgas pat valences 2, 4, 6, un to oksidācijas pakāpes var būt vienādas ar -2, +2, +4 un +6.

Skābekļa apakšgrupas elementu ūdeņraža savienojumi atbilst formula H2R (R - elementa simbols): H 2 O, H 2 S, H2S e, N 2 Te. Viņi zvanījatur ir halkonūdeņraži. Izšķīdinot ūdenī, tie veidojasskābes. Šo skābju stiprums palielinās, palielinoties elementa sērijas numurs, kas izskaidrojams ar enerģijas samazināšanos saites savienojumu virknē H 2 R . Ūdens sadalās H+ un O jonos N - , ir amfoteriskais elektrolīts.

sērs, Selēns un telūrs veido tādas pašas savienojumu formas ar skābekļa tipu R O 2 un R O 3-. Tie atbilst H 2 tipa skābēm R O 3 un H 2 R O 4-. Palielinoties elementa atomu skaitam, šo skābju stiprums samazināsvat. Visām tām piemīt oksidējošas īpašības un līdzīgas skābes H2R O 3 ir arī atjaunojoši.

Vienkāršu vielu īpašības mainās dabiski: pieaugotkodola lādiņš, nemetāliskie vājinās un metāliskie palielinās īpašības. Tādējādi skābeklis un telūrs ir nemetāli, bet pēdējam irmetālisks spīdums un vada elektrību.