Az oxigén alcsoport öt elemből áll: oxigén, kén, szelén, tellúr és polónium (radioaktív fém). Ezek D. I. Mengyelejev periodikus rendszerének VI. csoportjának p-elemei. Van egy csoportnevük - kalkogén, ami azt jelenti, hogy „ércképző”.

Az oxigén alcsoport elemeinek tulajdonságai

Tulajdonságok				Azok	Ro
1. Sorozatszám
2. Vegyértékelektronok	2 s 2 2 р 4	Z s 2 3р 4	4 s 2 4× 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Energia Atom ionizációs sebessége, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Rokon elektronegativitás	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Oxidációs állapot in kapcsolatokat	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Atomsugár, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

A kalkogén atomok külső energiaszintjének szerkezete megegyezik - ns 2 nр 4 . Ez magyarázza kémiai tulajdonságaik hasonlóságát. A hidrogénnel és fémekkel alkotott vegyületekben lévő összes kalkogén oxidációs állapota -2, az oxigénnel és más aktív nemfémekkel rendelkező vegyületekben pedig általában +4 és +6. Az oxigénre, akárcsak a fluorra, a csoportszámmal megegyező oxidációs állapot nem jellemző. Oxidációs állapota általában -2, fluorral kombinálva pedig +2. Az oxidációs állapotok ilyen értékei a kalkogén elektronszerkezetéből következnek

A 2p alszint oxigénatomjának két párosítatlan elektronja van. Elektronjait nem lehet szétválasztani, mert a külső (második) szinten nincs d-alszint, azaz nincsenek szabad pályák. Ezért az oxigén vegyértéke mindig kettővel, az oxidációs állapot pedig -2 és +2 (például H 2 O-ban és ОF 2-ben). Ugyanez a gerjesztetlen állapotban lévő kén térfogatának vegyértéke és oxidációs állapota. Gerjesztett állapotba való áttéréskor (ami akkor következik be, amikor energiát szolgáltatnak, például melegítés közben) először a kénatomok szétválnak. R- , majd 3s elektronok (nyilak mutatják). A párosítatlan elektronok száma, és ennek következtében a vegyérték az első esetben négy (például SO 2-ben), a másodikban pedig hat (például SO 3-ban). Nyilvánvalóan még a 2, 4, 6 vegyértékek is jellemzőek a kénanalógokra - szelénre, tellúrra és polóniumra, és oxidációs állapotuk -2, +2, +4 és +6 lehet.

Az oxigén alcsoport elemeinek hidrogénvegyületei megfelelnek képlet H2R (R - elem szimbólum): H 2 O, H 2 S, H2S e, N 2 Te. Felhívtakvannak kalkonhidrogének. Vízben oldva képződneksavak. Ezeknek a savaknak az erőssége a növekedéssel nő az elem sorozatszáma, ami az energia csökkenésével magyarázható kötések a H 2 vegyületek sorozatában R . A víz H+ és O ionokká disszociál N - , van amfoter elektrolit.

Kén, A szelén és a tellúr ugyanazokat az oxigén típusú vegyületeket alkotja R O 2 és R O 3-. Ezek a H 2 típusú savaknak felelnek meg R O 3 és H 2 R O 4-. Egy elem rendszámának növekedésével ezeknek a savaknak az erőssége csökkenwat. Mindegyikük oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik, és a savakhoz hasonló H2R Az O 3 is helyreállító hatású.

Az egyszerű anyagok tulajdonságai természetesen változnak: növekvőaz atommag töltése, a nemfémesek gyengülnek, a fémesek pedig növekednek tulajdonságait. Így az oxigén és a tellúr nem fémek, de az utóbbi igenfémes fényű és vezeti az elektromosságot.

A szelén nem elterjedt a természetben. A földkéreg szeléntartalma . Vegyületei szennyeződésként találhatók természetes kénvegyületekben fémekkel és. Ezért a szelént a kénsav előállítása során, a réz elektrolitikus finomítása során és néhány más folyamat során keletkező hulladékból nyerik.

A tellúr a ritka elemek egyike: a földkéregben csak .

A szelén szabad állapotban a kénhez hasonlóan számos allotróp módosulatot képez, amelyek közül a legismertebbek az amorf szelén, amely vörösesbarna por, és a szürke szelén, amely fémes fényű, rideg kristályokat képez.

A tellúr amorf módosulat formájában és fémes fényű, világosszürke kristályok formájában is ismert.

A szelén tipikus félvezető (lásd 190. §). Félvezetőként fontos tulajdonsága az elektromos vezetőképesség meredek növekedése megvilágított állapotban. A szelén és a fémvezető határfelületén gátréteg képződik - az áramkör olyan része, amely csak egy irányba képes átadni az elektromos áramot. Ezen tulajdonságok miatt a szelént a félvezető technológiában egyenirányítók és záróréteggel ellátott napelemek gyártására használják. A tellúr szintén félvezető, de felhasználása korlátozottabb. Egyes fémek szelenidje és telluridjai szintén félvezető tulajdonságokkal rendelkeznek, és az elektronikában használatosak. Kis mennyiségben a tellúr az ólom ötvöző adalékaként szolgál, javítva annak mechanikai tulajdonságait.

A hidrogén-szelenid és a hidrogén-tellurid színtelen, kellemetlen szagú gázok. Vizes oldataik savak, amelyek disszociációs állandója valamivel nagyobb, mint a hidrogén-szulfid disszociációs állandója.

Kémiailag a hidrogén-szelenid és a hidrogén-tellurid rendkívül hasonlóak a hidrogén-szulfidhoz. A hidrogén-szulfidhoz hasonlóan erősen redukáló tulajdonságokkal rendelkeznek. Melegítéskor mindkettő lebomlik. Ugyanakkor kevésbé stabil, mint: ahogy ez a hidrogén-halogenidek sorozatában történik, az átmenet során a molekulák erőssége csökken. A hidrogén-szelenid és a hidrogén-tellurid sói – szelenidek és telluridok – vízben és savakban való oldhatóságuk szempontjából hasonlóak a szulfidokhoz. A szelenidek és telluridok erős savakkal történő kezelésével hidrogén-szelenid és hidrogén-tellurid nyerhető.

Amikor a szelént és a tellúrt levegőben vagy oxigénben elégetik, dioxidok és oxidok keletkeznek, amelyek normál körülmények között szilárd állapotban vannak, és a szelén- és a tellursav anhidridjei.

A kén-dioxiddal ellentétben túlnyomórészt oxidáló tulajdonságokkal rendelkeznek, könnyen redukálódnak szabad szelénné és tellúrmá, például:

Erős oxidálószerek hatására a szelén, illetve a tellúr-dioxid szelénsavvá, illetve tellursavvá alakulhat.

A VIA CSOPORT ELEMEI

Általános jellemzők

Oxigén, dioxigén, trioxigén

Oxigénvegyületek

Kén

Hidrogén-szulfid. Szulfidok

Oxigén kénvegyületek

Kénsav

Egyéb kénvegyületek

Szelén, tellúr, polónium és vegyületeik

ÁLTALÁNOS JELLEMZŐK

Elemek és szimbólumaik: oxigén O, kén S, szelén Se, tellúr Te, polónium Po. A VIA csoport elemeinek csoportneve – kalkogéneket.

Oxidációs állapot. Az oxigént (-2) oxidációs állapot jellemzi, más elemek (a polónium kivételével) - (+6), (+4) és (-2) esetében a vegyületekben lévő polónium (+4) oxidációs állapotot mutat, ( +2) és (-2). Az oxidációs állapot stabilitása (+V1) S-ről Te-re csökken, az oxidációs állapot stabilitása (+4) S-ről Po-ra nő, az oxidációs állapot stabilitása (-2) pedig O-ról Po-ra csökken.

Tulajdonságok(Asztal 1). A fémes tulajdonságok oxigénről polóniumra nőnek. Általában az O és S elemek nemfémek; A Se és Te a fémes jelleg növekedését mutatják, például szabad formában a szelén fémes és nemfémes módosulatokban létezik, a Te pedig csak fémes módosulatokban, a Po egy fém.

A VIA csoport elemeinek legmagasabb oxidációs fokú hidroxidjai a H 2 SO 4, H 2 SeO 4 (erős savak) és a H 6 TeO 6 (gyenge sav) savaknak felelnek meg. Ezen elemek hidroxidjai oxidációs állapotban (+4) SO 2 *nH 2 O, H 2 SeO 3 és H 2 TeO 3 gyenge savaknak felelnek meg, amelyek erőssége a savképző elem atomszámának növekedésével csökken, A PoO(OH)2 egy amfoter hidroxid. A VA csoport elemeihez képest ezek a hidroxidok mindegyike savasabb, a VIIA csoport elemeihez képest pedig bázikusabb.

A hidrogénvegyületek - kalkogénhidrogének H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te és H 2 Po - stabilitása O-ról Po-ra csökken, savasságuk vizes oldatban éppen ellenkezőleg, ebben a sorrendben nő. A víz H 2 O semlegesnek tekinthető, a H 2 Te erőssége megközelítőleg megfelel az ortofoszforsav erősségének.

OXIGÉN, Dioxigén, Trioxigén

Nyítás. Először 1770-ben (Scheele, Svédország), majd 1774-ben a HgO-oxid és az ólom (Pb 2 II Pb IV) O 4 (Pb 2 II Pb IV) O 4 (Priestley, Anglia) bomlása során nyerték el először az oxigént szabad formában nitrát hevítésével. Az oxigén szerepét számos anyag égési reakciójában a levegőben 1775-ben magyarázták meg (Lavoisier, Franciaország), ami aláásta az 1697-ben felállított flogisztonelmélet alapjait (Stahl, Németország).

Elterjedés a természetben. Az oxigén a legelterjedtebb elem a Földön. Tartalma a földkéregben 55,1% at. A szabad oxigén a levegőben (»1,1 * 10 15 tonna) és a természetes vizekben található (a folyó- és tengervíz biokémiai öntisztulása oxigénfogyasztással történik). A kötött oxigén megtalálható a vízben, a szilikátokban, a kvarcban és más ásványi anyagokban, valamint az élő szervezetekben.

A légköri levegő összetétele: Nitrogén 78,09% (térf.) 75,51% (tömeg); Oxigén 20,95 23,15; argon 0,93 1,28; szén-dioxid 0,03 0,046; Vízgőz (25 °C)<3 <0,27.

A levegő sűrűsége 1,293 g/l O°C-on és 101,33 kPa (1 atm). A Föld levegőburoka elnyeli és semlegesíti a Nap káros ultraibolya sugárzását, és védi a földfelszínt a túlmelegedéstől.

Asztal 1.

A kalogének tulajdonságai

	Oxigén O	Sulphur S	Selenium Se	Tellurium Te	Polónium Po
Elem sorozatszáma	8	16	34	52	84
Relatív atomtömeg	15,999	32,067	78,96	127,60	208,982
Olvadáspont °C	-219	119	217	450	254
Forráspont °C	-183	445	685	1390	962
Sűrűség 20 °C-on, g/cm3	1,27 (TV)	2,1	4,8 (teljesítve)	6,2	9,4
Oxidációs állapot
+6	–	a stabilitás növelése.
+4	–	a fenntarthatóság növelése ®
-2	a stabilitás növelése.
Elemek hidroxidjai (+6)	–	H2SO4	H2SeO4	H6TeO6	–
		Erős savak		Gyenge sav
Elemek hidroxidjai (+4)	–	SO 2 *nH 2 O,	H 2 SeO 3	H 2 TeO 3,	PoO(OH)
	Gyenge savak				Amfoter hid-d
Hidrogénvegyületek	H2O	H2S	H2Se	H2Te	H2Po
	semleges	Gyenge savak
	a stabilitás növelése.

Fiziológiai hatás. Minden szerves anyag oxigénvegyület, így az oxigén szinte minden élő szervezet létfontosságú eleme (kivétel az anaerob baktériumok). Az oxigén a tüdőn keresztül jut be a vérbe. A vérben az oxigén gyengén kötődik a hemoglobinhoz (a vörösvértestek kromoforjához), és oxihemoglobint képez, és ebben a formában jut el a sejtekhez. Az oxigén enzimek hatására oxidálja a vér által is szállított szőlőcukrot (glükózt), szén-dioxiddá és vízzé alakítva; Az ilyenkor felszabaduló energiát különféle életfolyamatokhoz (izommunka, testmelegítés stb.) hasznosítják.

Allotróp módosítások. Szabad formájában az oxigén két módosulatot képez: dioxigént (normál oxigén) O 2 és trioxigén (ózon) O 3.

Dioxigén O 2

Szerkezet. A két párosítatlan elektronból álló O 2 molekula szerkezetét csak a molekulapálya módszer keretein belül lehet helyesen közvetíteni. A kettős kötéssel (O = O) rendelkező oxigénmolekula hagyományos képe nem közvetíti szerkezetének jellemzőit, ezért nem teljesen helytálló.

Nyugta.

1. Levegőből frakcionált kondenzációval és desztillációval (Linde módszere) A módszert az iparban használják.

2. Oxigéntartalmú anyagok, nevezetesen klorátok hevítése katalizátor jelenlétében - piroluzit MnO 2 (1. reakció), nitrátok (2. reakció), permanganátok közepes vagy nagyon magas hőmérsékleten (3. és 4. reakció), peroxidok ( 5. reakció):

2KS1O 3 = 2KS1 + 3O 2 (1)

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (2)

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (3)

4KMnO 4 = 2K 2 O + 4MnO 2 + ZO 2 (4)

2BaO 2 = 2BaO + O 2 (5)

3. Hidrogén-peroxid (katalizátor - piroluzit - MnO 2) katalitikus lebontása:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

4. Lúgos vagy szulfátos oldatok elektrolízise oldhatatlan (platina) anódokkal, amelyeken hidroxidionokat vezetnek le, vagy vizet oxidálnak:

4OH - - 4e= O 2 + 2H 2O; 2H 2 O - 4e = O 2 + 4H+

5. Alkáli elem-peroxidok kölcsönhatása szén-dioxiddal:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

Ezt a reakciót oxigénszigetelő berendezésekben hajtják végre.

Fizikai tulajdonságok. Színtelen, íztelen és szagtalan gáz. Mérsékelten oldódik vízben, de valamivel jobban, mint a nitrogén; oldott levegőben az oxigéntartalom 36% (térf.). A folyékony és szilárd dioxigén világoskék színű.

Kémiai tulajdonságok. Szobahőmérsékleten viszonylag kevéssé reaktív, magas hőmérsékleten az oxigén-oxigén kötés gyengülése miatt az O 2 aktivitása megnő.

Az oxigén kémiai hozzáadását ún oxidáció, lehet lassú és gyors is. Lassú oxidációnak nevezzük például a vastárgyakon a rozsdaképződés folyamatait, az élelmiszerek szervezet általi felszívódását, a szerves maradványok rothadását, a gumi öregedését, az olajfestékek megkeményedését. A gyors oxidációt, amelyet gyakran láng kísér, ún égő. A tiszta (és a folyékony) oxigénben is intenzívebben égnek az anyagok, mint a levegőben, például a levegőben parázsló faszilánk meggyullad. Ha az anyagok oxigénnel oxidálódnak, akkor keletkeznek oxidok, például: 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Érzékelés. Egy parázsló szilánk fényes meggyújtásával (több mint 30%-os oxigéntartalommal); pirogallol lúgos oldatának barna elszíneződésével.

Alkalmazás. Az oxigén tárolása és szállítása acélhengerekben történik 150 atm túlnyomás mellett, a hengerszelepen nem lehet zsír. Az oxigént fémek hegesztésére és vágására, valamint légzőkészülékekben használják, rakéta-üzemanyagok oxidálószereként és reagensként számos kémiai technológiai folyamatban. Az oxigénnel dúsított levegőt különféle kohászati ​​eljárásokban használják, barnaszén nyomás alatti gázosítására stb.

Folyékony levegő. Ezt a Linde-módszer szerint kapjuk, amely a következő. A levegőt összenyomják és a felszabaduló hőt eltávolítják; A későbbi tágulás során lehűlés következik be. Ezt a műveletet közbenső hűtéssel megismételve körülbelül -190 °C hőmérsékletű cseppfolyósított levegőt kapunk. A folyékony levegő világoskék színű. Dewar edényekben tárolják, amelyeket nem szabad szoros dugóval lezárni. A folyékony levegő színintenzitása a tárolás során nő, ahogy az illékonyabb színtelen nitrogén elpárolog. A folyékony levegő aktív szénnel, faliszttel és más diszpergált anyagokkal alkotott keverékei robbanásveszélyesek.

Trioxigén (ózon) O 3

Nyugta. Az ózon normál oxigénből (tiszta formában vagy levegőben) képződik izzó elektromos kisülés vagy ultraibolya sugárzás (3O 2 « 2O 3) hatására. A híg kénsav nagy elektromos áramsűrűségű elektrolízisével az anódon előállított oxigén jelentős mennyiségű ózont tartalmaz.

Tulajdonságok. Világoskék gáz jellegzetes „elektromos” szaggal. Melegítéskor felrobban. Nagyon erős oxidálószer, de gyengébb, mint az atomi oxigén. Az ezüsttel fekete ezüst-peroxidot képez (a pontos képlet nem ismert), éterrel vagy alkohollal érintkezve az utóbbi meggyullad.

Alkalmazás. Az ózont ivóvíz fertőtlenítésére, a gyógyászatban fertőtlenítőként, valamint az ipari szennyvizek semlegesítésére használják.

Légköri ózon réteg. A sztratoszférában (a Föld felszíne felett >25 km-rel) a napsugárzás hatására ózon képződik, és bár mennyisége kicsi (a levegő oxigénjéhez képest), az ózon elegendő az ultraibolya sugárzás elnyelésére, ami minden élő számára veszélyes. szervezetek. Így a sztratoszférában lévő ózonréteg biztosítja a szerves élet normális fejlődését a Földön.

OXIGÉN VEGYÜLETEK

Oxidok

Nyugta.

1. Egyszerű anyagok kölcsönhatása oxigénnel (az elemek oxidációja szabad formában), például amikor oxigénatmoszférában vagy levegőben égnek.

2. Hidroxidok vagy hidratált oxidok kalcinálása: Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

3. Illékony savas oxidok (karbonátok, szulfátok, szulfitok, nitrátok stb.) képződésével lebomló sók hevítése: CuCO 3 = CuO + CO 2.

Tulajdonságok. A CO, NO, N 2 O kivételével számos nemfém oxidja savaknak felel meg. Gyakran egy sav termikus bomlásának eredményeként keletkeznek, vagy vízzel való kölcsönhatás során keletkeznek (savas oxidok): SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4.

A savas oxidok közé tartoznak a magas oxidációs állapotú (+5) - (+7) fém-oxidok is. Például a króm-trioxid vízzel reagálva krómsavat képez:

CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4

A (+1) és (+4) közötti alacsony oxidációs fokú fém-oxidok bázikus vagy amfoter oxidok; megfelelnek bázikus vagy amfoter hidroxidok, például:

CaO + H2O = Ca(OH)2; A1 2 O 3 + 3H 2 O = 2A1(OH) 3.

A legtöbb fém-oxid normál körülmények között nem lép reakcióba vízzel, ezért a megfelelő hidroxidokat közvetetten, például sókon keresztül nyerik:

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

A bázikus oxidok reakcióba lépnek tipikus savas oxidokkal és savakkal, és a megfelelő sókat képezik; Reakciók savas oxidok és tipikus bázikus oxidok vagy bázisok között is előfordulnak. Az amfoter oxidok savas és bázikus oxidokkal egyaránt sókat képeznek.

Hidroxidok

A hidroxidok szükségszerűen tartalmazzák az -O-H csoportot. Attól függően, hogy a hidroxicsoport fém- vagy nemfém atomokhoz kapcsolódik-e, a hidroxidok bázikus, savas vagy amfoter tulajdonságokkal rendelkeznek.

A legtöbb fém-hidroxid vízben gyengén oldódik, és vizes oldatból kicsapódik: CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2(s) + Na 2 SO 4.

A hidroxidok jellemzően szobahőmérsékleten nyálkás, pelyhes, gyakran színes csapadék formájában válnak ki, amelyekben a víztartalom nagyobb, mint a sztöchiometrikus képlet, ezért oxid-polihidrát összetételűek. A sztöchiometrikus összetétel a polihidrált oxid melegítésével érhető el, de általában részlegesen dehidratált Al(OH) vagy Tl(OH) 2 típusú hidroxid-oxidok keletkeznek.

A nehezen oldódó hidroxidok színezése:

fehér: A1(OH)3, AlO(OH), Zn(OH)2, Cd(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Bi(OH)3, B10(OH), Mg(OH) 2;

világos zöld: Fe(OH) 2 [ez a hidroxid levegőn megbarnul;

világos barna: Mn(OH)2;

világos zöld: Ni(OH)2;

szürke-kék: Cr(OH)3;

kék: Cu(OH)2;

rózsaszín: Co(OH)2;

Az ezüst (I) és higany (II) hidroxidok nagyon instabilak, és szobahőmérsékleten spontán oxidokra és vízre bomlanak.

Peroxidok

A peroxidok szükségszerűen tartalmaznak egy oxigénláncot -O-O- (peroxocsoport), a hidrogén-peroxid H-O-O-H származékainak tekinthetők. Legfontosabb képviselői a nátrium-peroxid Na 2 O 2 és bárium-peroxid BaO 2: peroxidionokat tartalmaznak O*". Ha az oxid nem tartalmaz -O-O- láncot, akkor egy ilyen vegyületet nem lehet peroxidnak nevezni, például PbO 2 (szerkezeti képlet O = Pb=O) ólom(IV)-oxid. A szerves peroxidokat széles körben használják polimerizációs katalizátorként.

A fém-szuperoxidok O 2 - lánciont tartalmaznak; például a kálium elégetésekor cadium-szuperoxid СО2 képződik.

KÉN

A kén S elem vulkáni forrásokból származó váladék formájában a 2. század óta ismert. időszámításunk előtt e.

Elterjedés a természetben. A kén szabad formában fordul elő (natív kén), és sok ásványi anyagot képez szulfidok és szulfátok formájában. A természetes szén-, olaj- és fehérjetestek része (különösen sok kén található a haj, a toll és a gyapjú keratinjában).

Ásványok: szulfidok (piritek - világos fémes fényű; csillogó - sötét fémes fényű; keverék - sötét fémes fény nélkül vagy gyakrabban világos, átlátszó), pirit, kén-piritek, vas-piritek FeS 2, molibdenit, molibdén fényű MoS 2, kalkopirit, rézpiritek FeСuS 2, argentit, ezüstfény Ag 2 S, stibnit, antimonfény, szürke antimonérc Sb 2 S 3, arzenopirit, mispicel, arzén-pirit FeAsS, szfalerit, cinkkeverék Ag 2 S, S 4 valós Н gcinna galéna, ólomfény PbS, kalkocit, rézfény Cu 2 S.

Fiziológiai hatás. A kén létfontosságú elem, kötött formában minden magasabb rendű szervezetben megtalálható (a fehérjék összetevője).

Az ember számára a szabad kén nem mérgező, kis mennyiségben hashajtó hatású, a finoman diszpergált kén irritálja a bőrt (a gyógyászati ​​kéntartalmú kenőcsök alkalmazása ezen alapul).

Nyugta.

1. A természetes kén kiolvasztása természetes lerakódásokból, például gőz segítségével, és a nyers kén tisztítása desztillációval. A kéngőz éles lehűtésével szublimált ként kapunk finom por formájában („kén színe”).

2. Kénfelszabadulás a szénelgázosítási termékek (víz, levegő és világítógázok) kéntelenítése során, például levegő és katalizátor – aktív szén – hatására:

2H 2S + O 2 = 2H 2O + 2S.

3. A kén felszabadulása a kénhidrogén tökéletlen égése során (lásd a fenti egyenletet), nátrium-tioszulfát oldat savanyítása során: Na 2 S 2 O 3 + 2HC1 = 2NaC1 + SO 2 + H 2 O + S, valamint a desztilláció során. ammónium-poliszulfid oldata: (NH 4) 2 S 3.

Allotróp módosítások. A szabad kén különböző hosszúságú molekulákból áll (S¥, S12, S8, S6, S2 stb.), és ezek a molekulák különböző módon rendezhetők, így a kénnek többféle módosulása létezik. Szobahőmérsékleten a kén a-kén (ortorombos módosulás) formájában van, amely sárga, törékeny, színtelen és szagtalan kristályok, vízben nem oldódnak, de szén-diszulfidban könnyen oldódnak. 96 °C felett az a-kén lassan átalakul b-kénné (monoklin módosulás), amely szinte fehér kristályos lemezek. Az a- és b-kén olvadáspontja 118, illetve 119 °C. Olvadáskor sárga, alacsony viszkozitású l-kén képződik, amely a szilárd kén mindkét módosulatához hasonlóan ciklikus S 8 molekulákból áll. További melegítéssel az S8 ciklusok különböző hosszúságú láncokká alakulnak. Ennek a szerkezetnek a módosítását m-gray-nek nevezzük; ez egy vörösesbarna és nagyon viszkózus folyadék. A hőmérséklet emelkedésével a szín sötétbarna lesz, és a folyékony kén viszkozitása ismét csökken. A folyékony kén 444,6 °C-on forr. Amikor az olvadt ként vízbe öntik, az olvadék túlhűl, és sárgásbarna, gumiszerű, késsel vágott műanyag kén (l- és m-kén keveréke) képződik, amely levegőben néhány perc alatt sárgává, zavarossá és törékennyé válik. percek.

Kémiai tulajdonságok. Levegőn hevítve a kén kék lánggal SO 2 kén-dioxiddá ég (kén-trioxid SO 3 keverékével). Magas hőmérsékleten fémekkel reagál, a megfelelő szulfidokat és hidrogénnel (és paraffinnal) hidrogén-szulfidot képezve H 2 S. A kén ammónium-szulfid oldatban feloldódik, és sárga-vörös poliszulfid ionokat képez; ha a ként hevítjük szulfitoldat, a megfelelő tioszulfátot, cianidoldattal hevítve pedig tiocianátot kapunk.

Alkalmazás. A ként szén-diszulfid, kénsav, nátrium-tioszulfát, kénes színezékek, ultramarinkék előállítására, gumi vulkanizálására, bőrbetegségek kezelésére, valamint a növények lisztharmat elleni védelmére használják.

A ként a szántóföldre különféle szulfáttartalmú műtrágyák (ammónium-szulfát, szuperfoszfát) formájában juttatják be.

Hidrogén-szulfid. SZULFIDOK

Hidrogén-szulfid (monoszulfán) H 2 S.

Elterjedés a természetben. A kénhidrogén a kénes ásványforrásokban, vulkáni és földgázban található, a fehérjeanyagok természetes bomlása során nagy mennyiségű hidrogén-szulfid képződik.

Fiziológiai hatás. Hidrogén-szulfid nagyon mérgező. A 0,08% (térf.) H 2 S-t tartalmazó levegő 5-10 perces belélegzése halálhoz vezet. A hidrogén-cianidhoz hasonlóan a hidrogén-szulfid blokkolja a létfontosságú légzőszervi enzimeket (citokrómokat). A hidrogén-szulfiddal végzett laboratóriumi munkát csak füstelszívóban szabad végezni.

Érzékelés. Az „ólompapír” fekete-barna színezése alapján - ólom (II) só oldatával és szárított szűrőpapírral impregnálva; fekete plakk által (Ag 2 S képződése) ezüstön.

Nyugta.

1. Ipari módszer - elválasztás víztől, háztartási, koksz- és nyers szintézis gáztól aminosavak nátriumsóinak oldatával, amelyek hidegben H 2 S-t abszorbeálnak, és hevítéskor vagy mélyhűtött metanollal szabadulnak fel, amely a H 2 -t is elnyeli. S jól.

2. Vas(II)-szulfid kezelése sósavval: FeS + 2HC1 = FeC1 2 + H 2 S.

3. Kén hevítése paraffinnal.

4. Közvetlen szintézis hidrogénből és kénből (a hidrogént olvadt ként vezetik át).

Az utolsó három módszert laboratóriumi körülmények között alkalmazzák.

Tulajdonságok. Rohadt tojás szagú színtelen gáz, bp. -61 °C. Kék lánggal ég, és teljes égéskor kén-dioxid képződik: 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Amikor hideg tárgyakat (például porcelánt) viszünk a lángba, a tökéletlen égés miatt sárga kénbevonat borítja azokat, ami a szénhidrogének (metán, acetilén) tökéletlen égése miatti fekete koromnak felel meg.

A hidrogén-szulfid vízben gyengén oldódik, oldódáskor az ún hidrogén-szulfidos víz, amelyből a lassú oxidáció következtében a levegőben kénes csapadék válik ki. A hidrogén-szulfid az egyik leggyengébb sav vizes oldatban.

Alkalmazás. A hidrogén-szulfidot kén előállítására és reagensként használják a szervetlen kémia kvantitatív elemzéséhez.

Szulfidok

A hidrogén-szulfid sókat szulfidoknak nevezzük. Tágabb értelemben ezek elektropozitív elemek kénnel alkotott vegyületei, amelyek így negatív oxidációs állapotúak (-2).

A nehézfém-szulfidok iparilag fontos ércek; levegőben égetve oxidokká alakulnak: 2PbS + 3O 2 = 2PbO + 2SO 2.

Az alkáli- és alkáliföldfém-elemek szulfidjai, valamint az ammónium-szulfid jól oldódnak vízben. A fennmaradó szulfidok jellegzetes színű csapadék formájában szabadulnak fel, amikor ammónium-szulfid-oldatot adunk fémsók oldatába, és gyakorlatilag oldhatatlan (vízben rendkívül alacsony oldhatóságú) szulfidok válnak ki még a savas sóoldatokból is, ha hidrogén-szulfidot vezetünk be: FeSO 4 + (NH 4) 2 S = FeS (s) + (NH 4) 2 SO 4, 2ВiС1 3 + 3Н 2 S = Вi 2 S 3 (s) + 6НС1.

Savas oldatokból hidrogén-szulfiddal kicsapott szulfidok:

fekete - HgS, Ag 2 S, PbS, CuS narancs - Sb 2 S 3, Sb 2 S 5

barna - SnS, Bi 2 S 3 sárga - As 2 S 3, As 2 S 5, SnS 2, СdS

Ammónium-szulfid (NH 4) 2 S hatására ammóniaoldatokból kicsapódott szulfidok: fekete - FeS, NiS, CoS, rózsaszín - MnS, fehér - ZnS.

OXIGÉN KÉN VEGYÜLETEK

Kén-dioxid SO 2

Elterjedés a természetben. A kén-dioxid a vulkáni gázokban és a természetes szén elégetésekor felszabaduló hulladékgázokban található.

Nyugta.

1. Kén vagy kénhidrogén elégetése.

2. Szulfitok kezelése erős savakkal: Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + SO 2.

3. Szulfidos ércek, például pirit pörkölése: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4. A gipsz CaSO 4 2H 2 O vagy anhidrit CaSO 4 ásványok reduktív termikus bomlása.

Az utolsó két módszert az iparban használják.

Tulajdonságok. Színtelen, nehéz, szúrós szagú gáz, amely köhögést okoz. -10 °C-on cseppfolyósodik. Nem gyúlékony, vízben nagyon könnyen oldódik. Az oldatban az SO2 könnyen oxidálódik, például kálium-permanganáttal (gyorsan) vagy levegő oxigénjével (lassan) kénsavvá H2SO4.

A kén-dioxid számos színezéken fehérítőszerként működik; A fehérítő visszafordíthatatlan hatásától eltérően a kén-dioxid elszíneződése gyakran visszafordítható, és mosás után a szín visszatér.

Alkalmazás. Az SO 2 a kénsav és más kénvegyületek előállításának közbenső terméke. Papír, szalma és gyapjú fehérítésére, boroshordók kezelésére, telített szénhidrogének szulfoklórozására használják. A folyékony kén-dioxidot az olaj tisztítására használják.

Szulfitok

A kén-dioxid vízben való feloldásakor SO 2 *nH 2 O savas polihidrát képződik, amelyet korábban a hagyományos H 2 SO 3 képlettel jellemeztek (ilyen molekulák nem ismertek), és ún. kénes sav. A SO 2 *nH 2 O polihidrát vizes oldatban közepes erősségű sav; Amikor ezt az oldatot semlegesítjük, szulfitok képződnek.

A közepes szulfitok általános képlete M I 2 SO 3, a savas szulfitok (hidroszulfitok) M I HSO 3.

Csak a lúgos elemek szulfitjai oldódnak vízben; ha ezeknek a szulfitoknak az oldatát kénnel forraljuk, a megfelelő tioszulfáttá alakulnak. Minden szulfit erős savak hatására lebomlik, és SO 2 szabadul fel.

A legfontosabb szulfitok közé tartozik a nátrium-szulfit Na 2 SO 3 és a nátrium-hidroszulfit a NaHSO 3. A kalcium-hidroszulfit Ca(HSO 3) 2 „szulfitlúgnak” nevezett oldatát kalcium-karbonátból (mészkőből), kén-dioxidból és vízből állítják elő, és a lignin fából cellulóz előállításához való extrahálásának eszközeként szolgál.

Diszulfitok M I 2 S 2 O 6 - a H 2 S 2 O 6 fd dikénsav származékai, szabad formában ismeretlen; ezeket a sókat (korábban piroszulfitoknak vagy metabiszulfitoknak nevezték) hidroszulfitok hevítésével kaphatjuk meg: 2KHSO 3 = K 2 S 2 O 5 + H 2 O.

A K 2 S 2 O 5 kálium-diszulfitot széles körben használják fényképészeti előhívókban és fixálószerekben.

Kén-trioxid SO 3

Nyugta. Kén-dioxid katalitikus oxidációja, desztilláció óleumból, K 2 S 2 O 7 hőbontása K 2 SO 4 -re és SO 3 -ra (laboratóriumi módszer).

Tulajdonságok. Az SO 3-nak három módosítása ismert. A legstabilabb - a-SO 3 selymesen fényes tűk formájában képződik, amelyek erősen szagolnak a levegőben, olvadáspont: 40°C. Intenzív reakcióba lép vízzel, kénsavat fejlesztve. A jéghez hasonló módosítás - g-SO 3 mp. 16,8°C stb. forraljuk. 44,8 °C.

7. Kénsav H 2 SO 4

Nyugta. A kénsav elválasztása a szulfátoktól erős sav segítségével, majd a H 2 SO 4 elpárologtatása lehetetlen, mivel a kénsav maga erős és 300 °C felett lebomlik. Szintézisének valamennyi ipari módszere kén-dioxid SO 2 előállításán, kén-trioxiddá SO 3 oxidációján és ez utóbbi vízzel való kölcsönhatásán alapul.

A kénsav előállításának első szakasza - a kén-dioxid előállítása - háromféleképpen hajtható végre:

A leggyakoribb módszer a szulfidércek, például pirit pörkölése. Az eljárást cső alakú forgó- vagy többtűzhelyes kemencékben, valamint fluidágyas kemencékben hajtják végre. A színesfémkohászat technológiai folyamatait mindig H 2 SO 4 termelés kíséri, mivel a szulfidércek pörkölése során kén-dioxid képződik.

A kénsav előállításának második szakasza a kén-dioxid oxidációja, ezt a folyamatot kontakt vagy salétromos módszerrel hajtják végre.

A világ kénsavtermelésének körülbelül 80%-a kontakt módszerrel történik. A módszer 1900 óta ismert. A termék tömény H 2 SO 4.

Fizikai tulajdonságok. Színtelen, szagtalan, olajos folyadék, sűrűsége 1,84 g/cm 3 20 °C-on. 338 °C-on forr, SO 3 ködöt képezve.

Vízzel való hígításkor erős melegedés lép fel (hidrátok képződése, például H 2 SO 4 * H 2 O), amelyet a folyadék fröccsenése kísér.

A kénsav hígításának szabálya: a savat keverés közben vízbe kell önteni, és nem fordítva. A kénsav nagyon higroszkópos, ezért számos gáz (de nem ammónia!) szárítására alkalmas.

Kémiai tulajdonságok. Egy nagyon erős kétbázisú sav mérsékelt hígítás mellett is csaknem teljesen disszociál H + ionokra (pontosabban H 3 O +) és SO 4 2-:

H 2S0 4 + 2H 2 0 = SO 4 2- + 2H 3 O +.

Hidroszulfát ionok HSO 4 - csak a H 2 SO 4 koncentrált oldataiban léteznek:

H 2 SO 4 + H 2 O = HSO 4 - + H 3 O +.

A kénsav alacsony illékonyságú, és sok más savat kiszorít sóiból, például:

CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HF.

A híg H 2 SO 4 nem nemesfémekkel kölcsönhatásba lépve (az elektrokémiai feszültségsorban a hidrogéntől balra áll) hidrogént szabadít fel.

A koncentrált H 2 SO 4 soha nem bocsát ki hidrogént (formálisan még azért sem, mert nem vagy csak kevés H 3 O+ iont tartalmaz), oxidálószerként reagál és leggyakrabban SO 2 -dá, erős redukálószerekkel pedig S-vé és H 2 S-vé alakul. Hevítéskor a H 2 SO 4 (tömény) szinte minden fémet oxidál, beleértve a Cu, Hg és Ag nemesfémeket is: Cu + 2H 2 SO 4 (tömény) = CuSO 4 + 3O 2 + 2H 2 O.

Érzékelés.

1. A tömény kénsavat kényelmesen azonosíthatjuk a belemerített szilánk elszenesedésével.

2. A szulfátionok SO 4 2- Ba 2+ ionokkal a bárium-szulfát BaSO 4 fehér finomkristályos csapadékát képezik.

Alkalmazás. A kénsav alapvető vegyi termelés terméke. Vegyi szálak (viszkóz selyem, gyapjú, poliamid szálak), műtrágyák (szuperfoszfát), robbanóanyagok, mosószerek, nedvesítő és emulgeálószerek, színezékek, gyógyszerek, valamint különféle szulfátok, éterek és észterek, egyes savak ( hidrogén-fluorsav, borkősav stb.), ásványi olajok finomítására, fémek pácolására, különféle galvanikus elektrolitok összetevőjeként (krómozási eljárásokhoz, anódos oxidációhoz stb.), ólom akkumulátorok elektrolitjaként és sok más célra .

Oleum

A füstölgő kénsav feleslegben tartalmaz kén-trioxidot, különösen H 2 S 2 O 7 dikénsav formájában. A H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7 és feleslegben lévő SO 3 ilyen folyékony keverékét óleumnak nevezzük. Az óleum összetételét a SO 3 százalékos aránya jelzi (SO 3 * H 2 O monohidrát felett, azaz 100% H 2 SO 4).

Szulfátok- kénsav sói.

Az ólom (II), a kalcium, a stroncium és a bárium-szulfátok nagyon gyengén oldódnak vízben; a legtöbb más szulfát könnyen oldódik vízben. A kimutatásuk módszere hasonló az SO 4 2-kénsavionok kimutatásának módszeréhez. Sok szulfát található a földkéregben ásványi anyagok formájában.

A legfontosabb természetes szulfátok: mirabilit (Glauber-só) - Na 2 SO 4 * 10H 2 O, epsomit (keserű vagy Epsom só) MgSO 4 * 7H 2 O.

A vitriolok néhány kétértékű fém szulfátjainak kristályos hidrátjai:

vas-szulfát (világoszöld) FeSO 4 *7H 2 O; réz-szulfát (kék) CuSO 4 * 5H 2 O; nikkel-szulfát (zöld) NiSO 4 * 7H 2 O; kobalt-szulfát (sötétvörös) CoSO 4 *7H 2 O cink-szulfát (fehér) ZnSO 4 -7H 2 O.

Az timsó kettős szulfátok kristályos hidrátja:

kálium timsó K 2SO 4 *A1 2(SO 4) 3 * 24H 2O;

króm-kálium timsó K 2 SO 4 *Cr 2 (SO 4) 3 * 24H 2 O;

vas-kálium timsó K 2 SO 4 *Fe 2 (SO 4) 3 *24H2O.

A Mohr-só nem timsó, összetétele (NH 4) 2 SO 4 * FeSO 4 * 6H 2 O.

EGYÉB KÉNVEGYÜLETEK

Diszulfátok- ezek a H 2 S 2 O 7 dikénsav sói.

Tiokénsav A H 2 S 2 O 3 csak alacsony hőmérsékleten (-72°C alatt) stabil. Sóit, tioszulfátjait fém-szulfitok kénfeleslegű oldatának forralásával állítják elő:

Na 2 S 2 O 3 + S = H 2 S 2 O 3.

A H 2 S 2 O 3 savat nem lehet előállítani úgy, hogy a tioszulfátokból erős sav segítségével kiszorítjuk, mivel lebomlik: Na 2 S 2 O 3 + 2HC1 = 2NaC1 + SO 2 + S + H 2 O .

peroxid-kénsav A H 2 S 2 O 8, pontosabban H 2 S 2 O 6 (O 2) peroxocsoportot - O - O - tartalmaz, szabad formájában nagyon instabil. Sói - peroxodiszulfátok - nagyon erős oxidálószerek, például a kálium-peroxodiszulfát K 2 S 2 O 8. A peroxomono-kénsav is ismert (Caro sav) H2S03 (02).

Ditionsav A H 2 S 2 O 4 szabad formában nem ismert, de előállították a nátrium-ditionit nátrium-ditionit Na 2 S 2 O 4-et, amelyet redukálószerként használnak fel például tartályfestékek szintézisénél, maratási nyomtatásnál, ill. fehérítési folyamatokban. A nátrium-ditionitot úgy állítják elő, hogy a kén-dioxidot cink vizes szuszpenziójába vezetik: Zn + 2SO 2 = Zn 2+ + S 2 O 4, majd a Zn 2+ ionok eltávolítása az oldatból nátrium-karbonát hozzáadásával és a Na 2 S 2 O 4 kristályosítása. Az S 2 O 4 2- ion közvetlen kén-kén kötést tartalmaz.

Ditionsav H 2 S 2 O 6, ditionát sói és tetrationsav A H 2 S 4 O 6, tetrationát sói csak híg vizes oldatban léteznek. Két és négy kénatomot tartalmaznak, amelyek közvetlenül láncba kapcsolódnak. A mangán-ditionát (M) a mangán-dioxid (piroluzit) kén-dioxiddal történő kezelésével keletkezik: MnO 2 + 2SO 2 = MnS 2 O 6.

A nátrium-tetrationátot nátrium-tioszulfát és jód reakciójával állítják elő:

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2NaI.

Egyéb oxigéntartalmú kénsavak az szulfoxilsav sav H 2 SO 2, tiokén sav H 2 S 2 O 2, tri-, penta- és hexationok savak H 2 S 3 O 6, H 2 S 5 O 6 és H 2 S 6 O 6, sóik tri-, penta- és hexationátok.

Kén-diklorid Az S 2 C1 2 narancssárga, esetenként színtelen folyadék, amely nedves levegőben füstölög, jellegzetes fullasztó szaggal. Akkor keletkezik, amikor a ként klórhiányban hevítik. Gumi vulkanizálására használják.

Kén hexafluorid Az SF 6 színtelen, szagtalan gáz. Kémiailag inert. A technikában gáz elektromos szigetelőként használják.

Szulfuril-klorid SCl 2 O 2 és tionil-klorid SC1 2 O - színtelen folyadékok, amelyek ködöt képeznek a levegőben és súlyos köhögést okoznak. Vízzel teljesen hidrolizálódnak:

SC1 2O 2 + 2H 2O = H 2SO 4 + 2HC1; SC1 2 O + H 2 O = SO 2 + 2HC1.

A klórszulfonsav HSO 3 C1 is ismert.

SZELÉN, TELLÚR, POLÓNIUM ÉS VEGYÜLETEIK

Nyítás. Szelén A szelént 1817-ben fedezték fel egy kénsavgyár (Berzelius, Svédország) ólomkamráinak (gyártótornyainak) iszapjában.

Terítés. A szelén ritka elem; nincs saját ásványa. Kis mennyiségben (telúriummal együtt) természetes kén- és szulfidércekben található.

Nyugta. Réz elektrolitikus berendezések anódiszapjának leválasztása. Ebből a célból az iszapot nátrium-hidroxid és kén-dioxid oldattal kezelik:

2SeO 2 + 2SO 2 + 2OH - = 2SO 4 2- + Se + H 2 O.

A szilárd szelént desztillációval választják el és tisztítják.

Tulajdonságok. A szelénnek két allotróp módosulata van.

A szürke (fémes) szelén enyhén fényes, szürke anyag. Szén-diszulfidban oldhatatlan. Ennek a módosításnak az elektromos ellenállása erősen (1000-szeresére) csökken fényben (a sötétben tapasztalható elektromos ellenálláshoz képest). Fenntartható módosítás.

A vörös szelén egy vörös nemfémes anyag. Oldjuk fel CS 2-ben, hogy sárga oldatot kapjunk. Termodinamikailag instabil módosítás.

A szelén kék lánggal ég a levegőben, és a rothadt retek jellegzetes szagát terjeszti. Ennek eredményeként fehér szilárd szelén-dioxid SeO 2 képződik. A szürke szelén vörös szelénné válik, ha forró tömény kénsavban feloldjuk, és a kapott zöld oldatot nagy térfogatú vízbe öntjük.

Alkalmazás. A szelént fotovoltaikus cellák és elektromos egyenirányítók gyártásához használják.

Szelénvegyületek. A szelénvegyületek tulajdonságai hasonlóak a kénvegyületekéihez. A leghíresebbek a hidrogén-szelenid H 2 Se (származékai - szelenidek); szelén-dioxid A SeO 2 fehér szilárd anyag, vízzel szelénsavat képez H 2 SeO 3 (sók - szelenitek); szelénsav H 2 SeO 4, erőssége megegyezik a kénsavval; sói szelenátok, amelyek közül a bárium-szelenát BaSeO 4 vízben nagyon gyengén oldódik.

Tellúr Ezek általában a szelént és a ként tartalmazzák a természetes szulfidokban, ami meglehetősen ritka elem. 1782-ben fedezték fel aranytartalmú kőzetekben (Müller von Reichenstein, Magyarország). Ez egy ezüstös-fehér puha, de törékeny fém. A félvezető technológiában használatos. A hidrogén-tellurid H 2 Te (származékai - telluridok) erősebb savas tulajdonságokat mutat, mint a hidrogén-szelenid, de sokkal stabilabb a légköri oxigén tekintetében.

Polónium A Rho-t 1898-ban fedezték fel urángyanta-ércben (M. Skłodowska-Curie és P. Curie, Franciaország). Nagyon ritka radioaktív elem. Mesterségesen nyerik, bizmut atomreaktorokban történő besugárzásával; a leghosszabb életű izotóp a polónium-209 (felezési ideje 102 év). Ez egy ezüstös-fehér fényes fém, amely állandó kék lumineszcenciával világít. Minden vegyületben a polónium tipikus fémként viselkedik.

A szelén és a tellúr a periódusos rendszer VI. csoportjába tartoznak, és a kén analógjai. A külső elektronszinten a szelénnek és a tellúrnak egyaránt 6 elektronja van: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4, tehát IV, VI és -II oxidációs állapotot mutatnak. Mint a periódusos rendszer bármely csoportjában, az elem atomtömegének növekedésével az elem savas tulajdonságai gyengülnek, a bázikusak pedig növekednek, így a tellúr számos bázikus (fémes) tulajdonságot mutat, és nem meglepő, hogy a felfedezők fémnek tévesztette.

A szelénre jellemző a polimorfizmus, 3 kristályos és 2 amorf módosulat létezik.

Üveges szelén gyorsan lehűtött olvadt szelénből nyerik, Se 8 gyűrűmolekulákból és legfeljebb 1000 atomos gyűrűkből áll.

Vörös amorf szelén Se-gőz gyors lehűtése esetén képződik, főként nem megfelelően orientált Se 8 molekulákból áll, kristályosodáskor CS 2-ben oldódik, két kristálymódosulást kapunk:

t olvadék 170 0 C t olvadék 180 0 C

lassú gyors

Se 8 molekulákból épül fel.

A legstabilabb szürke hatszögletű szelén , amely szelénatomok végtelen láncaiból áll. Fűtéskor minden módosítás az utóbbiba megy. Ez az egyetlen félvezető módosítás. Ennek van: olvadáspontja 221 0 C, forráshőmérséklete 685 0 C. A gőzben a Se 8 mellett kisebb atomszámú molekulák is találhatók Se 2 -ig.

A tellúr esetében minden egyszerűbb - a hatszögletű tellúr a legstabilabb, olvadáspontja 452 0 C, forráspontja 993 0 C. Az amorf tellúr finoman diszpergált, hatszögletű tellúr.

A szelén és a tellúr levegőben stabilak, hevítéskor elégnek, SeO 2 és TeO 2 dioxidokat képezve. Szobahőmérsékleten nem reagálnak vízzel.

Amikor az amorf szelént t 60 0 C-ra melegítjük, reakcióba lép a vízzel:

3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3 (17)

A tellúr kevésbé aktív, és 100 0 C feletti vízzel reagál. Enyhébb körülmények között lúgokkal reagál, így keletkezik:

3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)

3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)

Nem lépnek reakcióba savakkal (HCl és híg H 2 SO 4), a híg HNO 3 H 2 SeO 3 -dá oxidálja őket; H 2 TeO 3, ha a sav koncentrált, akkor a tellúrt bázikus nitráttá Te 2 O 3 (OH)NO 3 oxidálja.

A tömény H 2 SO 4 feloldja a szelént és a tellúrt, így képződik

Se 8 (HSO 4) 2 – zöld H 2 SeO 3

Te 4 (HSO 4) 2 – piros Te 2 O 3 SO 4

½ oldat

instabil

Se és Te szabadon engedik

A Se-t, az S-hez hasonlóan addíciós reakciók jellemzik:

Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (legstabilabb) (20)

Na 2 S + 2Te = Na 2 STe 2 (legstabilabb) (21)

általános esetben Na 2 SE n, ahol E = Se, Te.

Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)

szelenoszulfát

A tellúr esetében ez a reakció csak autoklávokban megy végbe.

Se + KCN = KSeCN (a tellúr esetében ismeretlen) (23)

A szelén kölcsönhatásba lép a hidrogénnel 200 0 C hőmérsékleten:

Se + H 2 = H 2 Se (24)

A tellúr esetében a reakció nehezen megy végbe, és a hidrogén-tellurid hozama kicsi.

A szelén és a tellúr reakcióba lép a legtöbb fémmel. A vegyületekben a szelént és a tellúrt -2, +4 és +6 oxidációs állapot jellemzi.

Vegyületek oxigénnel Dioxidok. SeO 2 – fehér, fenséges. – 337 0 C, vízben oldódik, H 2 SeO 3 keletkezik – instabil, 72 0 C hőmérsékleten pertektikus reakcióval bomlik.

TeO 2 – tűzállóbb, t pl. – 733 0 С, forráspont. – 1260 0 C, nem illékony, vízben gyengén oldódik, lúgokban könnyen oldódik, minimális oldhatóság pH ~ 4-nél jelentkezik, az oldatból H 2 TeO 3 csapadék szabadul fel, instabil, szárításkor szétesik.

Trioxidok. Erős oxidálószerek hatására magasabb oxidok keletkeznek.

A SeO 3 (SO 3 -ra hasonlít) vízzel reagálva H 2 SeO 4 képződik, t pl. ~ 60 0 C, erős oxidálószer, oldja az Au-t:

2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)

oldja a Pt-t HCl-elegyben.

A TeO 3 alacsony aktivitású anyag, amorf és kristályos módosulatokban létezik. Az amorf trioxid hosszan tartó forró víz hatására hidratálódik, és H 6 TeO 6 orto-teltursavvá alakul. Hevítés hatására koncentrált lúgos oldatokban oldódik, tellurátokat képezve.

A H 2 TeO 4-nek három fajtája van: orto-tellursav A H 6 TeO 6 vízben jól oldódik, oldatai nem adnak savas reakciót, nagyon gyenge sav, dehidratáláskor polimetatellursav (H 2 TeO 4) ) n vízben oldhatatlan. Az allotellursavat az orto-tellúrsav lezárt ampullában történő hevítésével állítják elő, vízzel bármilyen arányban elegyedik, és savas természetű. Közepes, 6-10 molekula van a láncban, instabil, szobahőmérsékleten orto-tellursavvá, levegőn hevítve gyorsan H 2 TeO 4 -dá alakul.

Só. A szelenátok esetében a nehézfémsók vízben nagyon jól oldódnak, az alkálifémek, az ólom és a szulfátokkal ellentétben az Ag és a Tl szelenátjai gyengén oldódnak. Melegítéskor szeleniteket képeznek (eltérnek a szulfátoktól). A szelenitek stabilabbak, mint a szulfitok; a szulfitokkal ellentétben megolvaszthatók.

Tellurátok Na 2 H 4 TeO 6 - orthotellurát kétféle változatban létezik, alacsony hőmérsékleten nyerik, vízben oldódik, magas hőmérsékleten pedig oldhatatlan. Dehidratáláskor Na 2 TeO 4 keletkezik, amely vízben oldhatatlan. A nehéz tellurátokat és alkálifémeket alacsony oldhatóság jellemzi. A telluráttal ellentétben a nátrium-tellurit vízben oldódik.

Hidridok. A H 2 Se és a H 2 Te gázok vízben oldódnak, és erősebb savakat adnak, mint a H 2 S. Lúgokkal semlegesítve a Na 2 S-hez hasonló sókat képeznek. A telluridok és szelenidek, mint a Na 2 S, addíciós reakciók jellemzik:

Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)

Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)

Általános esetben Na 2 ES 3 és Na 2 ES 4 képződik, ahol E szelén és tellúr.

Kloridok. Ha a kén esetében a legstabilabb az S 2 Cl 2, akkor a szelén esetében hasonló vegyület ismert, de a legstabilabb a SeCl 4, a tellúr esetében a TeCl 4. Vízben oldva a SeCl4 hidrolizál:

SeCl 4 + 3H 2 O = 4HCl + H 2 SeO 3 (28)

A TeCl 4 észrevehető hidrolízis nélkül oldódik fel.

A TeCl 4 esetében a következő komplexek ismertek: K 2 TeCl 6 és KTeCl 5, alumínium-kloriddal kationos komplexeket képez + -. Egyes esetekben a szelén is komplexeket képez, de csak hexaklóroselenátok ismertek róla: M 2 SeCl 6 .

Melegítéskor szublimálódnak és disszociálnak:

SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)

a kondenzáció során aránytalanok:

2TeCl 2 = Te + TeCl 4 (30)

Ismeretes, hogy a fluoridok, bromidok és jodidok csak a tellúrban képződnek.

Szulfidok. Kénnel való összeolvadáskor nem keletkeznek vegyületek. Amikor a H 2 S a szelén- és a tellúrsókra hat, lehetséges a TeS 2, valamint a SeS 2 és SeS keveréke kicsapása (úgy véljük, hogy ez S és Se keveréke).

Szintézissel, az S 8 molekulában a ként szelénre cserélve Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7 -et kaptunk, a szubsztitúció egy kénatomon keresztül történik.

KALKOGÉNEK
VIA ALCSOPORT. KALKOGÉNEK
OXIGÉN
Az oxigén O elem az elemek periódusos rendszerének nyolcadik eleme és a VIA alcsoport első eleme (7a. táblázat). Ez az elem a legnagyobb mennyiségben a földkéregben található, körülbelül 50%-át (tömeg). A belélegzett levegőben a CHALCOGENS 20% oxigént tartalmaz szabad (nem kötött) állapotban, az oxigén 88%-a pedig kötött állapotban van a hidroszférában, víz H2O formájában.
A leggyakoribb izotóp a 168O. Egy ilyen izotóp magja 8 protont és 8 neutront tartalmaz. A 10 neutronos 188O izotóp lényegesen kevésbé elterjedt (0,2%). Még kevésbé elterjedt (0,04%) 9 neutronos izotóp, 178O. Az összes izotóp súlyozott átlagos tömege 16,044. Mivel a 12-es tömegszámú szénizotóp atomtömege pontosan 12.000, és az összes többi atomtömeg ezen a szabványon alapul, akkor az oxigén atomtömegének e szabvány szerint 15.9994-nek kell lennie.
Az oxigén kétatomos gáz, mint a hidrogén, a nitrogén és a halogének a fluor, klór (a bróm és a jód is kétatomos molekulákat alkot, de nem gázok). Az iparban használt oxigén nagy részét a légkörből nyerik. Ennek érdekében viszonylag olcsó módszereket fejlesztettek ki a kémiailag tisztított levegő cseppfolyósítására kompressziós és hűtési ciklusokkal. A cseppfolyósított levegő lassan felmelegszik, így illékonyabb és könnyen elpárologtató vegyületek szabadulnak fel, és felhalmozódik a folyékony oxigén. Ezt a módszert frakcionált desztillációnak vagy folyékony levegő rektifikálásának nevezik. Ebben az esetben az oxigén nitrogénszennyeződésekkel való szennyeződése elkerülhetetlen, és a nagy tisztaságú oxigén eléréséhez a rektifikációs folyamatot addig ismételjük, amíg a nitrogént teljesen eltávolítjuk.
Lásd még AIR.
182,96 ° C hőmérsékleten és 1 atm nyomáson az oxigén színtelen gázból halványkék folyadékká alakul. A szín jelenléte azt jelzi, hogy az anyag párosítatlan elektronokkal rendelkező molekulákat tartalmaz. 218,7 °C-on az oxigén megszilárdul. A gáznemű O2 1,105-ször nehezebb a levegőnél, és 0°C-on és 1 atm nyomáson 1 liter oxigén tömege 1,429 g. A gáz vízben gyengén oldódik (KALKOGÉNEK 0,30 cm 3 / l 20 °C-on), de ez fontos az élet vízben való létezéséhez. Az acéliparban nagy mennyiségű oxigént használnak fel a nemkívánatos szennyeződések, elsősorban a szén, a kén és a foszfor gyors eltávolítására, oxidok formájában a fúvási folyamat során, vagy közvetlenül az olvadékon keresztül történő oxigén átfújásával. A folyékony oxigén egyik fontos felhasználási területe a rakéta-üzemanyag oxidálószere. A hengerekben tárolt oxigént a gyógyászatban a levegő oxigénnel való dúsítására, valamint a fémek hegesztési és vágási technológiájában használják.
Oxidok képződése. A fémek és a nemfémek oxigénnel reagálva oxidokat képeznek. A reakciók nagy mennyiségű energia felszabadulásával léphetnek fel, és erős izzás, villanás és égés kísérheti. A villanófényt alumínium- vagy magnéziumfólia vagy huzal oxidációjával állítják elő. Ha az oxidáció során gázok képződnek, akkor a reakcióhő hatására kitágulnak és robbanást okozhatnak. Nem minden elem reagál az oxigénnel és hő szabadul fel. A nitrogén-oxidok például a hő elnyelésével keletkeznek. Az oxigén reakcióba lép az elemekkel, és a megfelelő elemek oxidjait képezi a) normál vagy b) magas oxidációs állapotban. A fa, a papír és számos természetes anyag vagy szerves termék, amely szén- és hidrogéntartalmú, vagy az (a) típus szerint ég el, például CO-t, vagy a (b) típus szerint CO2-t termelve.
Ózon. Az atomi (monatomos) oxigén O és a molekuláris (kétatomos) oxigén O2 mellett létezik ózon, egy olyan anyag, amelynek molekulái három oxigénatomból, O3-ból állnak. Ezek a formák allotróp módosulatok. Ha csendes elektromos kisülést vezetünk át száraz oxigénen, ózon keletkezik:
3O2 2O3 Az ózon erős, irritáló szaga van, és gyakran megtalálható az elektromos motorok vagy generátorok közelében. Az ózon kémiailag aktívabb, mint az oxigén ugyanazon a hőmérsékleten. Általában oxidokat képez és szabad oxigént szabadít fel, pl.: Hg + O3 -> HgO + O2 Az ózon hatásos a víz tisztítására (fertőtlenítésére), szövetek fehérítésére, keményítőre, olajok tisztítására, fa és tea szárítására és öregítésére, ill. vanillin és kámfor előállításában. Lásd OXIGÉN.
KÉN, SZELÉN, TELLÚR, POLÓNIUM
Amikor a VIA alcsoportban oxigénről polóniumra váltunk, a tulajdonságok változása nemfémesről fémre kevésbé szembetűnő, mint a VA alcsoport elemeinél. Az ns2np4 kalkogén elektronszerkezete inkább elektronelfogadásra utal, mint elektrondonációra. Az elektronok részleges visszavonása az aktív fémből a kalkogénbe lehetséges olyan vegyület képződésével, amelynek a kötése részben ionos, de nem olyan ionossággal, mint egy hasonló vegyület oxigénnel. A nehézfémek kovalens kötésekkel kalkogenideket képeznek, a vegyületek színesek és teljesen oldhatatlanok.
Molekuláris formák. Az egyes atomok körül egy elektronoktett kialakítása elemi állapotban a szomszédos atomok elektronjai révén valósul meg. Ennek eredményeként például a kén esetében egy ciklikus S8 molekulát kapunk, amely koronaszerűen épül fel. A molekulák között nincs erős kötés, ezért a kén alacsony hőmérsékleten megolvad, felforr és elpárolog. A Se8 molekulát alkotó szelén szerkezete és tulajdonságai hasonlóak; A tellúr Te8 láncokat képezhet, de ezt a szerkezetet nem sikerült egyértelműen megállapítani. A polónium molekuláris szerkezete sem tisztázott. A molekulák szerkezetének összetettsége meghatározza szilárd, folyékony és gáz halmazállapotú létezésük különböző formáit (allotrópia), ez a tulajdonság nyilvánvalóan a kalkogének megkülönböztető jellemzője más elemcsoportok között. A kén legstabilabb formája az a-forma vagy ortorombikus kén; a második a b vagy monoklin kén metastabil formája, amely a tárolás során a-kénné alakulhat. A kén egyéb módosításait az ábra mutatja:

Az A-Kén és a b-Kén CS2-ben oldódik. A kén más formái is ismertek. Az m-forma viszkózus folyadék, valószínűleg a "korona" szerkezetből alakult ki, ez magyarázza gumiszerű állapotát. Amikor a kéngőz hirtelen lehűl vagy lecsapódik, por alakú kén képződik, amelyet „kénszínnek” neveznek. A gőzök, valamint a gőzök éles hűtésével nyert lila por a mágneses térben végzett vizsgálatok eredményei szerint párosítatlan elektronokat tartalmaznak. A Se és a Te esetében az allotrópia kevésbé jellemző, de általánosan hasonló a kénnel, és a szelén módosulásai hasonlóak a kén módosulásaihoz.
Reakcióképesség. A VIA alcsoport minden eleme reagál az egyelektronos donorokkal (alkálifémek, hidrogén, metilgyök HCH3), RMR összetételű vegyületeket képezve, pl. 2-es koordinációs számot mutatnak, például HSH, CH3SCH3, NaSNa és ClSCl. Hat vegyértékelektron koordinálódik a kalkogén atom körül, kettő a vegyérték s héjban és négy a vegyérték héjban. Ezek az elektronok kötést tudnak kialakítani egy erősebb elektronakceptorral (például oxigénnel), ami elhúzza őket molekulák és ionok képzése céljából. Így ezek a kalkogének II, IV, VI oxidációs állapotot mutatnak, és túlnyomórészt kovalens kötéseket képeznek. A kalkogén családban a VI oxidációs állapot megnyilvánulása az atomszám növekedésével gyengül, mivel az ns2 elektronpár egyre kevésbé vesz részt a nehezebb elemek kötéseinek kialakításában (inert párhatás). Az ilyen oxidációs állapotú vegyületek közé tartozik az SO és a kén(II) H2SO2; SO2 és H2SO3 a kén (IV) esetében; SO3 és H2SO4 a kén(IV) esetében. Más kalkogén vegyületei hasonló összetételűek, bár vannak eltérések. Viszonylag kevés a páratlan oxidációs állapot. A szabad elemek természetes nyersanyagokból történő kinyerésének módszerei a különböző kalkogéneknél eltérőek. A kőzetekben nagy mennyiségű szabad kén található, ellentétben kis mennyiségű, szabad halkogénnel. Az üledékes kén geotechnológiai úton kinyerhető (flash eljárás): belső csövön túlhevített vizet vagy gőzt szivattyúznak a kén megolvasztására, majd az olvadt ként egy külső koncentrikus csövön keresztül sűrített levegővel a felszínre préselik. Ily módon tiszta, olcsó ként nyernek a louisianai és a Mexikói-öböl alatti lelőhelyekből Texas partjainál. A szelént és a tellúrt a réz, cink és ólom kohászatából származó gázkibocsátásból, valamint az ezüst és ólom elektrometallurgiájából származó iszapból vonják ki. Egyes gyárak, amelyekben szelén koncentrálódik, az állatvilág mérgezésének forrásaivá válnak. A szabad ként széles körben használják a mezőgazdaságban por alakú gombaölő szerként. Csak az USA-ban évente mintegy 5,1 millió tonna ként használnak fel különféle folyamatokhoz és vegyi technológiákhoz. A kénsav előállítása során sok ként fogyasztanak el.
A kalkogénvegyületek egyes osztályai, különösen a halogenidek, tulajdonságaiban nagyon eltérőek.
Hidrogénvegyületek. A hidrogén lassan reagál kalkogénekkel, és H2M hidrideket képez. Nagy különbség van a víz (oxigén-hidrid) és más kalkogén hidridjei között, amelyek bűzösek és mérgezőek, vizes oldataik pedig gyenge savak (a legerősebb a H2Te). A fémek közvetlenül reagálnak kalkogénekkel, és kalkogenideket képeznek (pl. nátrium-szulfid Na2S, kálium-szulfid K2S). A szulfidok vizes oldatában lévő kén poliszulfidokat képez (például Na2Sx). A kalkogén-hidridek kiszoríthatók a fém-szulfidok savanyított oldataiból. Így a H2Sx szulfánok a Na2Sx savanyított oldataiból szabadulnak fel (ahol x lehet nagyobb, mint 50; azonban csak az x Ј 6 szulfánokat vizsgálták).
Halogenidek. A kalogének közvetlenül reagálnak halogénekkel, és különböző összetételű halogenideket képeznek. A reagáló halogének tartománya és a keletkező vegyületek stabilitása a kalkogén és a halogén sugarainak arányától függ. A halogén nagy oxidációs állapotú halogenid képződésének lehetősége a halogén atomtömegének növekedésével csökken, mivel a halogén ion halogénné oxidálódik, a kalkogén pedig szabad kalkogénné vagy kalkogén-halogeniddé redukálódik. oxidációs állapot, pl.: TeI6 -> TeI4 + I2 I. oxidációs fokozat a kén esetében, megvalósítható az (SCl)2 vagy S2Cl2 vegyületben (ezt az összetételt nem állapították meg megbízhatóan). A kén-halogenidek közül a legszokatlanabb az SF6, amely nagyon inert. A vegyületben lévő ként olyan erősen leárnyékolják a fluoratomok, hogy még a legagresszívebb anyagok sem gyakorolnak hatást az SF6-ra. Az asztalról A 7b. ábrából az következik, hogy a kén és a szelén nem képez jodidokat.
Ismertek összetett kalkogén-halogenidek, amelyek kalkogén-halogenid és halogenidionok kölcsönhatása során keletkeznek, pl.
TeCl4 + 2Cl= TeCl62.
Oxidok és oxosavak. A kalkogén-oxidok oxigénnel való közvetlen kölcsönhatás során keletkeznek. A kén levegőben vagy oxigénben ég, SO2 és SO3 szennyeződéseket képezve. Az SO3 előállítására más módszereket is alkalmaznak. Amikor az SO2 kénnel reagál, SO képződhet. A szelén és a tellúr hasonló oxidokat képez, de a gyakorlatban lényegesen kisebb jelentőséggel bírnak. A szelén-oxidok és különösen a tiszta szelén elektromos tulajdonságai meghatározzák gyakorlati alkalmazásuk növekedését az elektronikai és elektromos iparban. A vas és a szelén ötvözetei félvezetők, és egyenirányítók gyártására használják. Mivel a szelén vezetőképessége a megvilágítástól és a hőmérséklettől függ, ezt a tulajdonságot fotocellák és hőmérséklet-érzékelők gyártásánál használják. A trioxidok ennek az alcsoportnak az összes elemére ismertek, kivéve a polóniumot. A kénsav ipari előállításának hátterében az SO2 katalitikus oxidációja SO3 áll. A szilárd SO3 allotróp módosulatokkal rendelkezik: tollszerű kristályok, azbesztszerű szerkezet, jégszerű szerkezet és polimer ciklikus (SO3)3. A szelén és a tellúr folyékony SO3-ban oldódik, interkalkogén vegyületeket képezve, mint például a SeSO3 és a TeSO3. A SeO3 és TeO3 előállítása bizonyos nehézségekkel jár. A SeO3-t Se és O2 gázkeverékéből nyerik egy kisülőcsőben, a TeO3 pedig a H6TeO6 intenzív dehidratálásával jön létre. Az említett oxidok hidrolizálnak vagy erőteljesen reagálnak vízzel, és savakat képeznek. A kénsavnak a legnagyobb gyakorlati jelentősége van. Megszerzéséhez két eljárást alkalmaznak: a folyamatosan fejlődő érintkezési módszert és az elavult dinitrogén torony módszert (lásd még KÉN).
A kénsav erős sav; aktívan kölcsönhatásba lép a vízzel, hőt ad le a reakciónak megfelelően H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 Ezért a tömény kénsav hígításánál óvatosan kell eljárni, mivel a túlmelegedés hatására gőzök szabadulhatnak fel a savval rendelkező tartályból (a kénsav miatti égési sérülések gyakran előfordulnak). kis mennyiségű víz hozzáadásával társul). A vízhez való nagy affinitása miatt a H2SO4 (konc.) intenzív kölcsönhatásba lép a pamutruházattal, a cukorral és az élő emberi szövetekkel, eltávolítva a vizet. Hatalmas mennyiségű savat használnak fémek felületkezelésére, a mezőgazdaságban szuperfoszfát előállítására (lásd még FOSZFOR), a kőolaj finomításánál a rektifikálásig, a polimertechnológiában, színezékekben, a gyógyszeriparban és sok más iparágban. A kénsav ipari szempontból a legfontosabb szervetlen vegyület. A kalkogén oxosavait a táblázat tartalmazza. 7. század Meg kell jegyezni, hogy egyes savak csak oldatban, mások csak sók formájában léteznek.
A többi kén-oxosavak között az iparban fontos helyet foglal el a kénsav, a H2SO3, a kén-dioxid vízben való oldásakor keletkező gyenge sav, amely csak vizes oldatban létezik. Sói meglehetősen stabilak. A sav és sói redukálószerek, és "klórellenes szerként" használják a felesleges klór eltávolítására a fehérítőből. A tiokénsavat és sóit a fényképezésben használják a feleslegben el nem reagált AgBr eltávolítására a fényképészeti filmekről: AgBr + S2O32 []+ Br
A tiokénsav nátriumsójának "nátrium-hiposzulfit" elnevezése nem szerencsés; a helyes "tioszulfát" elnevezés ennek a savnak a kénsavval való szerkezeti kapcsolatát tükrözi, amelyben a nem hidratált oxigén egy atomját kénatom helyettesíti (" thio"). A politionsavak a vegyületek egy érdekes osztálya, amelyben két SO3 csoport között kénatomok lánca képződik. A H2S2O6 származékokról sok adat áll rendelkezésre, de a politionsavak is nagyszámú kénatomot tartalmazhatnak. A peroxosavak nemcsak oxidálószerként fontosak, hanem a hidrogén-peroxid előállításának közbenső termékeiként is. A peroxid-kénsavat a HSO4-ion hidegben történő elektrolitikus oxidációjával állítják elő. A peroxokénsav a peroxo-kénsav hidrolízisével keletkezik: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 A szelén- és tellúrsavak köre lényegesen kisebb. A H2SeO3 szelénsavat SeO2 oldatból víz elpárologtatásával nyerik. Ez egy oxidálószer, ellentétben a kénsav H2SO3-mal (redukálószer), és könnyen oxidálja a halogenideket halogénné. A szelén 4s2 elektronpárja inaktívan vesz részt a kötésképzésben (az inert párhatás; lásd fent a kén reaktivitásáról szóló részben), ezért a szelén könnyen elemi állapotba kerül. Ugyanezen okból a szelénsav könnyen lebomlik H2SeO3-ra és szelénre. A Te atom nagyobb sugarú, ezért nem hatékony kettős kötések kialakításában. Ezért a tellursav nem létezik szokásos formájában.

és 6 hidroxocsoportot tellúr koordinál, így H6TeO6 vagy Te(OH)6 keletkezik.
Oxohalogenidek. Az oxosavak és a kalkogén-oxidok reagálnak halogénekkel és PX5-tel, és MOX2 és MO2X2 összetételű oxohalogenideket képeznek. Például az SO2 reakcióba lép a PCl5-tel, és SOCl2-t (tionil-klorid) képez:
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
A megfelelő SOF2 fluorid SOCl2 és SbF3 kölcsönhatása révén, a tionil-bromid SOBr2 pedig SOCl2-ből és HBr-ből képződik. Az SO2Cl2 szulfuril-kloridot SO2 klórral történő klórozásával (kámfor jelenlétében) állítják elő, hasonló módon SO2F2 szulfuril-fluoridot. A klórfluorid SO2ClF SO2Cl2-ből, SbF3-ból és SbCl3-ból képződik. A HOSO2Cl klórszulfonsavat úgy nyerik, hogy a klórt füstölgő kénsavon vezetik át. A fluorszulfonsav hasonló módon képződik. A SeOCl2, SeOF2, SeOBr2 szelén-oxohalogenidek is ismertek.
Nitrogén- és kéntartalmú vegyületek. A kén a nitrogénnel különféle vegyületeket képez, amelyek közül sokat kevéssé vizsgáltak. Ha S2Cl2-t ammóniával kezelünk, N4S4 (tetrakén-tetranitrid), S7HN (kén-heptazimid) és más vegyületek keletkeznek. Az S7HN molekulák úgy épülnek fel, mint egy ciklikus S8 molekula, amelyben egy kénatomot nitrogén helyettesít. Az N4S4 kénből és ammóniából is képződik. Ón és sósav hatására tetrakén-tetraimiddé S4N4H4 alakul. Egy másik nitrogénszármazék, az NH2SO3H szulfaminsav ipari jelentőségű, fehér, nem higroszkópos kristályos anyag. Karbamid vagy ammónia füstölgő kénsavval való reagáltatásával nyerik. Ez a sav erőssége közel áll a kénsavhoz. Ammóniumsóját NH4SO3NH2 tűzgátlóként, alkálifémsóit gyomirtóként használják.
Polónium. A korlátozott mennyiségű polónium ellenére a VIA alcsoport ezen utolsó elemének kémiája viszonylag jól ismert radioaktív tulajdonságának köszönhetően (általában a kémiai reakciókban tellúrral keveredik hordozóként vagy kísérő reagensként). A legstabilabb 210Po izotóp felezési ideje mindössze 138,7 nap, így a tanulmányozás nehézségei érthetőek. 1 g Po előállításához több mint 11,3 tonna uránkátrányt kell feldolgozni. A 210Po 209Bi neutronbombázásával állítható elő, amely először 210Bi-vé alakul, majd egy b részecskét lövell ki, és 210Po-t képez. Úgy tűnik, a polónium ugyanolyan oxidációs állapotot mutat, mint a többi kalkogén. A H2Po polónium-hidridet és a PoO2-oxidot szintetizálták, ismertek a II és IV oxidációs állapotú sók. Úgy tűnik, a PoO3 nem létezik.

Collier enciklopédiája. - Nyílt társadalom. 2000 .

Nézze meg, mi a "CHALCOGENS" más szótárakban:

KALKOGÉNEK, a periódusos rendszer VI. csoportjának kémiai elemei: oxigén, kén, szelén, tellúr. Kalkogén vegyületei elektropozitívabb kémiai elemekkel, kalkogenidekkel (oxidok, szulfidok, szelenidek, telluridok) ... Modern enciklopédia

A periódusos rendszer VI. csoportjába tartozó kémiai elemek oxigén, kén, szelén, tellúr... Nagy enciklopédikus szótár

Csoport → 16 ↓ 2. periódus 8 Oxigén ... Wikipédia

A periódusos rendszer VI. csoportjának kémiai elemei: oxigén, kén, szelén, tellúr. * * * KALKOGÉNEK KALKOGÉNEK, a periódusos rendszer VI. csoportjába tartozó kémiai elemek oxigén, kén, szelén, tellúr... enciklopédikus szótár

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

Chem. elemek VIa gr. időszakos rendszerek: oxigén O, kén S, szelén Se, tellúr Te, polónium Po. Ext. Az X atom elektronhéja s2p4 konfigurációjú. Növelésével at. n. Növekszik a kovalens és ionos X sugara, csökken az energia... ... Kémiai enciklopédia