Кислород в своих соединениях проявляет, как правило, валентность равную двум. Но в принципе он может быть и четырех валентен, так как на внешнем слое кислород имеет 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары. Но поскольку атом кислорода имеет маленькой размер, то максимальная валентность кислорода равна трем, так как вокруг него может разместиться только три атома водорода.

Файлы: 1 файл

Общая характеристика элементов VI A подгруппы

К главной подгруппе VI группы периодической системы относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. Неметаллические свойства у элементов VI-А группы выражены менее ярко, чем у галогенов. Валентными уних являются электроны ns2 np4

Так как атомы элементов VI-А группы содержат на внешнем слое шесть электронов, то они стремятся к заполнению электронами внешнего энергетического уровня и для них характерно образование анионов Э2-.К образованию катионов атомы рассматриваемых элементов (кроме полония) несклонны. Кислород и сера – типичные неметаллы, причем кислород относится к самым электроотрицательным элементам (на втором месте после фтора). Полоний – металл серебристо-белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, а по электрохимическим свойствам – благородные металлы. Селен и теллур занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами, они являются полупроводниками. По химическим свойствам они стоят ближе к неметаллам. Кислород, серу, селен и теллур объединяют в группу "халькогенов", что в переводе с греческого языка означает "порождающие руды". Эти элементы входят в состав многочисленных руд. От кислорода к теллуру содержание элементов на Земле резко падает. Полоний не имеет стабильных изотопов и встречается в урановых и ториевых рудах, как один из продуктов распада радиоактивного урана.

По своим свойствам кислород и сера резко отличаются друг от друга, т.к. электронные оболочки предыдущего энергетического уровня построены у них различно. Теллур и полоний имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня (валентного слоя) и предпоследнего энергетического уровня, поэтому они в большей степени схожи по своим свойствам.

Кислород и его соединения

Свойства кислорода. Кислород О2 – газ без цвета, запаха и вкуса. Плохо растворим в воде: при 20оС в 100 объемах воды растворяется около 3 объемов кислорода. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, он притягивается магнитом, так как его молекулы парамагнитны, имеют два неспаренных электрона. Энергия связи в молекуле О2 равна 493 кДж/моль, длина связи 0,1207 нм, порядок связи в молекуле равен двум. В природе кислород существует в виде трех изотопов16О, 17О, 18О и в виде двух аллотропных модификаций кислорода О2 и озона О3. В воздухе кислорода в свободном состоянии содержится около 21%.

Получение кислорода. В лаборатории кислород получают разложением соединений, богатых кислородом: а) 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 (катализатор – MnO2) б) 2 KMnO4 = O2 + K2MnO4 + MnO2 в) Н2О2 = 2 Н2О + О2 (катализатор – MnO2) г) электролизом водных растворов кислородсодержащих кислот и щелочей с инертным анодом. В промышленности кислород получают разделением жидкого воздуха в ректификационных колоннах.

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Термодинамика – наука о взаимопревращениях различных форм энергии и законах этих превращений. Термодинамика базируется только на экспериментально обнаруженных объективных закономерностях, выраженных в двух основных началах термодинамики.

Термодинамика изучает:

1. Переходы энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой;

2. Энергетические эффекты, сопровождающие различные физические и химические процессы и зависимость их от условий протекания данных процессов;

3. Возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания процессов в рассматриваемых условиях.

Необходимо отметить, что классическая термодинамика имеет следующие ограничения:

1. Термодинамика не рассматривает внутреннее строение тел и механизм протекающих в них процессов;

2. Классическая термодинамика изучает только макроскопические системы;

3. В термодинамике отсутствует понятие "время".

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ

Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды.

Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы).

Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.

Компонентами системы называются индивидуальные вещества, которые, будучи взяты в наименьшем количестве, достаточны для описания (образования) всех фаз системы. выделение компонентов обусловлено конкретным содержанием системы и зависит от тех химических реакций, которые протекают внутри системы и при ее взаимодействии с внешней средой.В сложных минеральных системах в качестве компонентов обычно выступают окислы или элементы.

Параметрами называются величины, при помощи которых может быть описано состояние системы. Фундаментальные параметры систем: температура (Т), энтропия (S), давление (р), объем (V), массы компонентов (m a ...m k) и их химические потенциалы (μ a ...μ k).

Экстенсивными называются парам етры, обладающие свойством аддитивности (слагаемости), т. е. экстенсивные параметры зависят от массы или числа частиц системы. К экстенсивным параметрам относятся объем, энтропия и массы компонентов. Экстенсивные параметры иногда называют параметрами емкости. Интенсивными параметрами, или параметрами напряженности, называются такие, которые не зависят от массы или числа частиц системы. К ним относятся температура, давление и химические потенциалы компонентов.

Существует примечательное свойство термодинамических параметров, которое можно назвать свойством симметричности и сопряженности. Свойство симметричности состоит в том, что любой термодинамический процесс в системе характеризуется парой параметров, один из которых интенсивный, другой - экстенсивный.

Первое начало термодинамики представляет собой закон сохранения энергии, один из всеобщих законов природы:Энергия неуничтожаема и несотворяема; она может только переходить из одной формы в другую в эквивалентных соотношениях.

Первое начало термодинамики представляет собой постулат

Полная энергия изолированной системы постоянна;

Невозможен вечный двигатель первого рода (двигатель, совершающий работу без затраты энергии).

Первое начало термодинамики устанавливает соотношение между теплотой Q, работой А и изменением внутренней энергии системы ΔU: Уравнение 1является математической записью 1-го начала термодинамики для конечного, уравнение 2 – для бесконечно малого изменения состояния системы.

Внутренняя энергия является функцией состояния; это означает, что изменение внутренней энергии ΔU не зависит от пути перехода системы из состояния 1 в состояние 2 и равно разности величин внутренней энергии U 2 и U 1 в этих состояниях:

Изохорическийй процесс (V = const; ΔV = 0).поглощение или выделение тепла связано только с выделением Е

Изотермический процесс (Т = const).это процесс квазистатического расширения или сжатия вещества, находящегося в контакте с тепловым резервуаром.

Изобарический процесс (Р = const).

Адиабатический процесс (Q = 0).Это процесс квазистатического расширения или сжатия газа в сосуде с теплонепроницаемыми оттенками. А=- U

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ термодинамич. ф-ция состояния системы, ее энергия, определяемая внутр. состоянием. Внутренняя энергия складывается в осн. из кинетич. энергии движения частиц (атомов, молекул, ионов, элект ронов) и энергии взаимод. между ними (внутри- и межмолекулярной).

При изотермическом процессевнутренняя энергия идеального газа не меняется. Все переданное газу количество теплоты идет на совершение работы:Q = A

Изменение внутренней энергии при изобарном процессе:ΔU=3/2 ·v·R·ΔT.

изменение внутренней энергии при адиабатном:Q=m·C p D·T/m.

Энтальпия-величина, пропорциональна кол-ву в-ва и измеряется в [КДж/моль] Н<0-экзотермический, Н>0 эндотермический.

При взаимодействии газообр. в-в образуется Н2О, которая может находится в различных состояниях.

Стандартное состояние энтальпий Т=298К, Р=101,325кПа

13541 0

В 16 группу входят O, S, Se, Te, Po (табл. 1 и 2). Валентная оболочка элементов этой группы образована двумя электронами на s-орбитали и четырьмя - на р-орбитали (s 2 p 4). Слово «халькоген» происходит от двух греческих слов, означающих «медь» и «рожденный». Большинство медных руд состоит из соединений меди с кислородом и серой, а часть из них содержат также Se и Те . Важнейшие методы руды содержат соединения с серой, например, «халькозин» - сульфид меди(I) Cu 2 S , «халькопирит» - CuFeS 2 . Элементы, имеющие сродство к сере, называют халькофилами . К их числу относят Cu, Pb, Zn, Hg, As, Sb . Известны руды с этими металлами - «галенит» (свинцовый блеск PbS ), «сфалерит» (цинковая обманка ZnS ), «киноварь» (HgS ), «реальгар» (As 4 S 4), «стибнит» (Sb 2 S 3).

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства металлов 16 группы

Название	Относит, ат. масса	Электронная формула	Радиус, пм	Основные изотопы (%)
Кислород Oxygen [от греч. оху genes -образующий кислоты]			ковалентный (простая связь) 66
Сера Sulfur [санскрит, sulvere — сера, лат. Sulphurium]			атомный 104(S 8) ковалентный 104
Селен Selenium [от греч. Selene - Луна]		3d 10 4s 2 4р 4	атомный 215,2 (серый) ковалентный 117
Теллур Tellurium [от лат. tellus — земля]		4d 10 5s 2 5 Р 4	атомный 143,2, ковалентный 137	128 Те (31,73)
Полоний Polonium [в честь Польши]		4f 14 5d 10 6s 2 6р 4	атомный 167, ковалентный 153	210,211*,216,218 Po (следы)

Как правило, элементы 16 группы образуют соединения, в которых они имеют степень окисления -2, в особенности в соединениях с Н и реакционно-способными металлами. В окислах наиболее часто проявляют валентность +4 и +6. Как р-элементы других групп, при перемещении к нижней части группы обнаруживают постепенную смену неметаллических свойств на металлические: О и S — типичные неметаллы, Se и Те — полуметаллы, Ро — металл (высокорадиоактивный).

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 16 группы

В земной коре (%)	В океане (%)	В человеческом организме
В земной коре (%)	В океане (%)	Среднее (при массе тела 70 кг)		Кровь (мг/л)
	Входит в состав воды				нетоксичен в виде О 2 , токсичен в виде О,
					нетоксичен
	(0,15-1,8)х10 -11		(0,42-1,9) х10 -4		ТД 5 мг, ЛД нд
	(0,7-1,9)х10 -11				ТД 0,25 мг, ЛД 2 г
Следы в урановых рудах

Кислород (О) — бесцветный газ, не имеющий запаха. Чрезвычайно реакционноспособен, образует окислы со всеми элементами, кроме благородных газов. В промышленности его используют при выплавке стали, резке металлов и в химических производствах. Кислородсодержащие соединения с Н, Si, Са, Al, F e составляют 49% массы земной коры, 89% массы мирового океана и, в виде двухатомных молекул О 2 , 21% земной атмосферы. Входит в состав многих сотен тысяч соединений, необходим для жизни, поскольку участвует в процессах дыхания живых организмов. Является важнейшим фактором химической и биологической эволюции на Земле. Нарушение процессов нейтрализации активных форм О 2 , образующихся при метаболизме, как полагают, ускоряет процессы старения организма.

Кислород имеет высокую электроотрицательность (3,5 по соответствующей шкале), что обеспечивает сильные окислительные свойства. Реакции образования оксидов высокоэкзотермичны, и могут сопровождаться возгоранием соединяющегося с О 2 элемента или образующегося соединения. Благодаря небольшому размеру атома в совокупности с высокой электроотрицательностью кислород способен стабилизировать атомы других элементов в состояниях с высокой степенью окисления, например, в Сl 2 O 7 2- или в Сr 2 O 7 2- . Оксиды металлических элементов обычно имеют основные свойства, а оксиды неметаллических — кислотные. Поэтому они могут соединяться друг с другом с образованием солей.

Существует классификация оксидов по составу: 1. Нормальные оксиды содержат связи только между элементом и кислородом, например, MgO , SO 3 , SiO 2 . 2. Пероксиды содержат связи не только между элементом и кислородом, но и между двумя атомами кислорода, например, Na 2 O 2 и Н 2 O 2 . Пероксиды являются сильными окислителями. 3. Смешанные оксиды представляют собой смесь двух оксидов, например, тетраоксид трисвинца (красный сурик) Рb 3 O 4 — смесь двух частей РbО и одной части РbO 2 .

Одним из аллотропов кислорода является трехатомный озон (O 3), который в природе образуется в верхних слоях атмосферы под действием ультрафиолетового излучения Солнца или в электрических разрядах при грозах. В лабораторных условиях озон получают в озонаторах, пропуская O 2 через слабый электрический разряд. В настоящее время озон используют для обеззараживания питьевой воды на водопроводных станциях, поскольку он является более сильным окислителем, чем обычный O 2 . Озон при попадании в организм поражает легкие, образуя перекисные метаболиты.

O 2 обладает выраженным сродством к электрону (142 кДж/моль). Это обеспечивает высокую способность к образованию анионного супероксид-иона *O 2 - , который является радикалом с высокой реакционной способностью. Эти свойства супероксид-ионов обусловливают их высокую токсичность. Гипероксия и избыток озона инициируют гомолитическое (когда обобществленные электроны при разрыве связи распределяются поровну между двумя атомами) расщепление химических связей у биомолекул. При этом образуются радикалы с неспаренным электроном. Например, при реакции ROOH с О 2- образуются углеродпероксидный *ROO - и водородпероксидный *НОО - радикалы. Супероксид-ион активно реагирует с органическими веществами вида RH, особенно с имеющими непредельные связи. Образующиеся органические радикалы инициируют цепной процесс окисления органических веществ. Накопленные органические пероксиды в норме разрушаются пероксидазами , а также антиоксидантами — токоферолом (витамин Е) и тиоловыми соединениями (глутатион, цистеин ).

В здоровом организме существует несколько уровней механизмов защиты от кислородных радикалов: цитохромоксидазы (почти не повреждаемые избытком кислорода), различные амины, γ-аминомасляная кислота и др.

Сера (S) — встречается в природе в самородном виде, а также в сульфидных рудах металлов (например, в пирите — «железный колчедан» — FeS 2 , цинковой обманке ZnS , галените PbS ), в природном газе H 2 S . Сера — ключевой элемент для химической промышленности. Имеет несколько аллотропных модификаций, наиболее устойчивы энантиотропы S 8 . Они состоят из ромбической лимонно-желтой α-серы и моноклинной медово-желтой β-серы . Среди других аллотропов известны черенковая, аморфная, коллоидная и пластическая сера. Морская вода содержит сульфат-ионы.

Атомы S имеют во внешней оболочке по 6 электронов и могут присоединять на свои полузаполненные Зр-орбитали еще по два электрона с образованием сульфидного иона S 2- . Атомы могут существовать в состояниях с валентностью -2, +2, +4, +6. Известно несколько оксидов, из которых наиболее значимы два: диоксид SO 2 и триоксид SO 3 .

Диоксид серы — плотный бесцветный газ с резким удушливым запахом, легко растворяющийся в воде с образованием слабой сернистой кислоты. Применяется в целлюлозной промышленности, для отбеливания тканей, как антисептик для длительного хранения овощей и фруктов. В атмосфере, окисляясь до триоксида, вызывает образование кислотных дождей. Его окисление катализируют содержащиеся в атмосфере следовые количества железа и марганца.

Триоксид является мощным окислителем, обладает выраженными кислотными свойствами. Реагирует с водой экзотермически, образуя сильную серную кислоту. Насыщенный раствор MgSO 4 *7H 2 O («английская соль») используют в медицине в качестве противовоспалительного средства.

Сера является одним из 6 органогенов (С, Н, N, О, S, Р ), составляющих основную массу органических молекул. Входит в состав биологических тканей всех живых существ в виде аминокислот цистеина, цистина и метионина. Как и фосфор, выполняет функцию переносчика функциональных групп и энергии. Наличие спаренных остатков цистеина обусловливает образование в белках дисульфидных связей (-S-S -), определяющих их пространственное строение. Сульфгидрильные («тиольные») группы (-SH ) молекулы цистеина входят в состав активных центров многих ферментов.

S легко отдает электроны атомам металлов, образуя координационные соединения с высокими константами устойчивости, например, в структурах с высоким содержанием кератина (волосы, ногти, перья, когти, копыта).

Три последних элемента 16 группы (Se, Те, Ро ) образуют 6-валентные фториды, хотя процесс окисления затруднен, особенно у элементов, расположенных ниже в Периодической системе. Обладают эффектом инертной пары — поведением элемента, словно два его валентных электрона отсутствуют. Селениды, теллуриды и полониды металлов почти всегда изоморфны с соответствующими сульфидами. Это объясняет их совместное с серой присутствие в природе.

Селен (Se) — встречается в некоторых сульфидных рудах. Его получают при электролитической очистке меди (как побочный продукт) в виде серебристой аллотропной модификации, кристаллическая структура которой состоит из геликоидальных (закрученных в одну сторону) цепей Se ∞ или в виде менее устойчивого красного аморфного порошка, состоящего из циклов Se 8 в форме короны. На воздухе селен горит. Ниже точки плавления (490°К) является полупроводником. Важным свойством Se является способность вырабатывать электрический ток на свету. Поэтому его используют в фотоэлектрических ячейках, фотокопировальных аппаратах, солнечных батареях и полупроводниках.

В оксидах чаще всего проявляет степень окисления +4 и +6. Оксидам соответствуют селенистая (H 2 SeO 3 ) и селеновая (H 2 SeO 4 ) кислоты. Как триоксид серы, SeO 3 является сильным окислителем, но из-за термодинамической неустойчивости селенаты в живых организмах восстанавливаются до селенитов, которые могут легко реагировать с сульфгидрильными группами биоорганических соединений. Кислоты двухосновны и образуют по два набора солей с ионами металлов.

Многие соединения Se очень токсичны, особенно H 2 Se . ПДК селеноводорода на порядок ниже, чем у такого известного яда, как синильная кислота HCN . Даже в очень низких концентрациях он вызывает головную боль и тошноту, а в высоких концентрациях — острое раздражение слизистых. Все селениды, многие органические соединения Se , растворимые селениты и селенаты при попадании на кожу вызывают экзему и местное воспаление. Интоксикация селенидами проявляется нарушениями обоняния и повышенным потоотделением; их выделение из организма происходит медленно. Сравнительно безвредными из соединений селена оказываются только сульфиды от Se 2 S до SeS 3 (Бэгналл, 1971). Сульфид SeS 2 используют в косметике. Избыток Se в почве вызывает у скота заболевание «алколоиз».

С органическими кислотами Se образует соли с валентностью +2. Известны только простые соли: метилтиосульфонаты Se(S 2 O 2 CH 3) 2 , диалкилди-тиокарбаматы Se(S 2 CNR 2) 2 и алкилксантогенаты Se(S 2 COR) 2 . Они легко разрушаются при нагревании. Известны также разнообразные углеродные соединения, от простых селенидов углерода CSe 2 и CSSe до насыщенных и ненасыщенных гетероциклических молекул типа селенантрена, циклоселенопропана и селенонафтена (рис. 1). Биологические реакции углеродных соединений Se изучены слабо.

Рис. 1.

При хроническом воздействии Se накапливается в печени и почках, а также в других органах: в заметных количествах в костях, волосах и ногтях, в минимальных — в головном мозге. Se входит в состав селенопротеинов, в частности, простетической группы глутатионпероксидазы , которая вместе с токоферолом (витамин Е) защищает клеточные мембраны от повреждения свободными радикалами. Высокоактивные свободнорадикальные соединения могут образовываться в ряде важных процессов, например, при активации фагоцитов или воздействии ионизирующего излучения.

Селепопротеипами являются такие важные ферменты, как дейодииаза , обеспечивающая гомеостаз тироксина и через кальцитонин — гомеостаз Са , селенопротеин N , регулирующий регенерацию миоцитов. По-видимому, селенопротеины играют существенную роль в противовирусной защите организма. Дефицит селена выявлен в некоторых районах Китая и проявляется эндемической кардиомиопатией («болезнь Кешана»). Антиокислительные свойства Se используют для профилактики рака.

Теллур (Те) — сопутствует другим металлам (например, золоту в минерале калаверите ); его получают из анодного шлама при очистке меди. Встречается в виде редкого минерала теллурита . Чистый металлический Те выглядит серебристо-белым, на воздухе горит, в любом виде токсичен. Пары имеют чесночный запах. В промышленности его используют в сплавах для улучшения их механических свойств, для получения химических реактивов, катализаторов, в электронике — в качестве полупроводника.

Полоний (Ро) — очень редкий и летучий радиоактивный серебристо-серый металл. Образуется при бомбардировке атомов висмута нейтронами. Его используют как источник тепла в космическом оборудовании и источник а-частиц для научных исследований. Чрезвычайно ядовит из-за большой энергии распада.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

Кислород и сера - типичные неметаллы, причем кислород относится к самым электроотрицательным элементам (на втором месте после фтора). Полоний - металл серебристо-белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, а по электрохимическим свойствам - благородные металлы. Селен и теллур занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами, они являются полупроводниками. По химическим свойствам они стоят ближе к неметаллам. Кислород, серу, селен и теллур объединяют в группу "халькогенов", что в переводе с греческого языка означает "порождающие руды". Эти элементы входят в состав многочисленных руд. От кислорода к теллуру содержание элементов на Земле резко падает. Полоний не имеет стабильных изотопов и встречается в урановых и ториевых рудах, как один из продуктов распада радиоактивного урана.

Кислород -- химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород при нормальных условиях -- газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O 2), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон -- при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygиne), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. ?оэт -- «кислый» и геннЬщ -- «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его -- «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами. Кислород -- самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн).В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н 2 О 2 в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO 3:

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления?2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной?1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород:

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления?Ѕ, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O ?2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

Неорганические озонидыы содержат ион O?3 со степенью окисления кислорода, формально равной?1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

Сера -- элемент главной подгруппы VI группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные минералы серы: FeS 2 -- железный колчедан или пирит, ZnS -- цинковая обманка или сфалерит (вюрцит), PbS -- свинцовый блеск или галенит, HgS -- киноварь, Sb 2 S 3 -- антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера -- шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах. Слово «сера», известное в древнерусском языке с XV в., заимствовано из старославянского «с?ра» -- «сера, смола», вообще «горючее вещество, жир». Этимология слова не выяснена до настоящих времен, поскольку первоначальное общеславянское название вещества утрачено и слово дошло до современного русского языка в искаженном виде.

По предположению Фасмера, «сера» восходит к лат. sera -- «воск» или лат. serum -- «сыворотка».

Латинское sulfur (происходящее из эллинизированного написания этимологического sulpur) предположительно восходит к индоевропейскому корню swelp -- «гореть». На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид -- бесцветный газ с резким запахом:

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S 2 O 2 , молекулярной серы S 2 , свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO.

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором.

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид)

При избытке серы также образуются разнообразные дихлориды полисеры типа SnCl 2 .

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых -- высший сульфид P 2 S 5:

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

(сероводород)
(сероуглерод)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто -- весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO 3 , H 2 SO 4) сера реагирует только при длительном нагревании:

(конц.)
(конц.)

При увеличении температуры в парах серы происходят изменения в количественном молекулярном составе. Число атомов в молекуле уменьшается:

При 800--1400 °C пары состоят в основном из двухатомной серы:

А при 1700 °C сера становится атомарной:

Сера -- один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Также сера участвует в бактериальном фотосинтезе (сера входит в состав бактериохлорофилла, а сероводород является источником водорода). Окислительно-восстановительные реакции серы -- источник энергии в хемосинтезе.

Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса

Селен -- химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации -- главной подгруппы VI группы), 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium), хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета (устойчивая аллотропная форма, неустойчивая форма -- киноварно-красная). Относится к халькогенам.

Название происходит от греч. уелЮнз -- Луна. Элемент назван так в связи с тем, что в природе он является спутником химически сходного с ним теллура (названного в честь Земли).Содержание селена в земной коре -- около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi 2 (Se, S) 3, хастит CoSe 2 , платинит PbBi2(S, Se) 3 , ассоциирующие с различными сульфидами, а иногда также с касситеритом. Изредка встречается самородный селен. Главное промышленное значение на селен имеют сульфидные месторождения. Содержание селена в сульфидах колеблется от 7 до 110 г/т. Концентрация селена в морской воде 4·10?4 мг/л.

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления?2(H 2 Se), +4(SeO 2) и +6 (H 2 SeO 4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) -- гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO 2 . Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO 2 , SeO 2 -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO 3), получают селеновую кислоту H 2 SeO 4 , почти такую же сильную, как серная.

Входит в состав активных центров некоторых белков в форме аминокислоты селеноцистеина. Микроэлемент, но большинство соединений достаточно токсично (селеноводород, селеновая и селенистая кислота) даже в средних концентрациях.

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль. Эта роль селена постоянно растёт, растёт спрос и цены (отсюда дефицит этого элемента).

В современной технологии полупроводников применяются селениды многих элементов, например, селениды олова, свинца, висмута, сурьмы, селениды лантаноидов. Особенно важны свойства фотоэлектрические и термоэлектрические как самого селена, так и селенидов.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз).

Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с пятиокисью ванадия применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл, Ливерморская национальная лаборатория им. Лоуренса, Ливермор, США).

Полупроводниковые свойства селена в чистом виде широко использовались в середине 20-го века для изготовления выпрямителей, особенно в военной технике по следующим причинам: в отличие от германия, кремния, селен малочувствителен к радиации, и, кроме того, селеновый выпрямительный диод обладает уникальным свойством самовосстанавливаться при пробое: место пробоя испаряется и не приводит к короткому замыканию, допустимый ток диода несколько снижается, но изделие остается функциональным. К недостаткам селеновых выпрямителей относятся их значительные габариты.

Элементы главной подгруппы VI группы носят общее групповое название «халькогены». Их атомы являются электронными аналогами, поскольку имеют одинаковое строение внешнего электронного слоя (ns 2 np 4).

р-элементы, неметаллы (кроме полония)

Валентность II, IV; VI

Степени окисления -2, +2, +4, +6 (кислород - исключение)

Валентные состояния атомов подгруппы серы

В невозбужденных атомах имеются 2 неспаренных электрона, которые участвуют в образовании ионных или ковалентных связей с другими атомами (В = II).

Вступая во взаимодействие с более ЭО атомами, сера, селен и теллур (а также Ро) могут переходить в возбужденные состояния, что сопровождается переходом электронов на вакантные d-орбитали.

При этом число неспаренных электронов увеличивается до 4 или 6, вследствие чего атомы могут проявлять В, равную IV и VI.

Отличие кислорода от других элементов подгруппы

В атомах О валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s- и р-орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбужденные состояния, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную В = II.

Имея высокую ЭО (уступает только фтору), атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о.= -2 или -1). Исключение - фториды OF 2 и O 2 F 2

Простые вещества

Простые вещества, образуемые элементами данной подгруппы, существуют в виде различных аллотропных модификаций:

O 2 - кислород, О 3 - озон

S - пластическая, моноклинная, ромбическая

Se - красный, стекловидный, серый

Те - кристаллический, аморфный

Кроме газообразных кислорода и озона, все остальные простые вещества при обычной температуре - твердые.

Соединения с водородом (халькогеноводороды) Н 2 Э

H 2 S - сероводород, H 2 Se - селеноводород, Н 2 Те - теллуроводород

Бесцветные газы с неприятным запахом. Очень ядовиты. Сильные восстановители. Водные растворы проявляют свойства слабых кислот.

Важнейшие соединения со С.O. +4

SO 2 (г.) Se) 2 (тв.), ТеO 2 (тв.) - кислотные оксиды

H 2 SO 3 - сернистая кислота, H 2 SeO 3 - селенистая кислота, Н 2 ТеО 3 - теллуристая - слабые кислоты, восстановители.

Кислотные свойства ослабевают. Восстановительная способность уменьшается.

Важнейшие соединения со С.O. +6

SO 3 (ж.) Se) 3 (тв.), ТеO 3 (тв.) - кислотные оксиды

H 2 SO 4 - серная кислота, H 2 SeO 4 - селеновая кислота - сильные кислоты, Н 2 ТеО 4 - ортотеллуровая - слабая кислота.

Соли: сульфаты, селенаты, теллураты.

Общая характеристика элементов 6 группы.
Шестая группа периодической системы элементов состоит из двух подгрупп: главной - кислород, сера, селен, теллур и полоний - и побочной - хром, молибден и вольфрам. В главной подгруппе выделяют подгруппу селена (селен, теллур и полоний), побочную подгруппу называют подгруппой хрома. Все элементы главной подгруппы, кроме кислорода, могут присоединять по два электрона, образуя электроотрицательные ионы. Смотрите подробности разработка паспорта безопасности объекта тэк у нас.

Элементы главной подгруппы имеют на внешнем электронном

уровне по шесть электронов (s2р4). Атомы кислорода имеют два неспаренных электрона и не имеют d-уровня. Поэтому кислород проявляет в основном степень окисления -2 и только в соединениях со фтором +2. Сера, селен, теллур и полоний тоже имеют на внешнем уровне шесть электронов (s2p4), но у всех у них есть незаполненный d-уровень, поэтому они могут иметь до шести неспаренных электронов и в соединениях проявлять степень окисления - 2, +4 и +6.

Закономерность изменения активности этих элементов такая же, как и в подгруппе галогенов: легче всего окисляются теллуриды, затем селениды и сульфиды. Из кислородных соединений серы наиболее устойчивы соединения серы (VI), а для теллура - соединения теллура (IV). Соединения селена занимают промежуточное положение.

Селен и теллур, а также их соединения с некоторыми металлами (индием, таллием и др.) обладают полупроводниковыми свойствами и широко используются в радиоэлектронике. Соединения селена и теллура очень токсичны. Они применяются в стекольной промышленности для получения цветных (красных и коричневых) стекол.

В элементах подгруппы хрома идет заполнение d-уровня, поэтому на s-уровне их атомов - по одному (у хрома и молибдена) или два (у вольфрама) электрона. Все, они проявляют максимальную степень окисления +6, но для молибдена, и особенно для хрома, характерны соединения, в которых они имеют более низкую степень окисления (+4 для молибдена и +3 или +2 для хрома). Соединения хрома (III) очень устойчивы и похожи на соединения алюминия. Все металлы подгруппы хрома находят широкое применение.

Молибден был впервые получен К. В. Шееле в 1778 г. Он используется в производстве сталей высокой прочности и вязкости, применяющихся для изготовления оружейных стволов, брони, валов и др. Из-за способности испаряться при высокой температуре он мало пригоден для изготовления нитей накала, но обладает хорошей способностью сплавляться со стеклом, поэтому используется для изготовления держателей вольфрамовых нитей в лампах накаливания.

Вольфрам был открыт также К. В. Шееле в 178! г. Он применяется для получения специальных сталей. Добавка вольфрама к стали увеличивает ее твердость, эластичность и прочность. Вместе с хромом вольфрам придает стали свойство сохранять твердость при очень высоких температурах, поэтому такие стали применяются для изготовления резцов к быстрорежущим токарным станкам. Чистый вольфрам обладает наивысшей среди металлов температурой плавления (3370 °С), поэтому применяется для изготовления нитей в лампах накаливания. Карбид вольфрама отличается очень большой твердостью и термостойкостью и является основной составной частью тугоплавких сплавов.

В подгруппе кислорода с возрастанием атомного номера увеличивается радиус атомов, уменьшается энергия ионизации, характеризующая металлические свойства элементов. Поэтому в ряду 0--S--Se--Te--Ро свойства элементов изменяются от неметаллических к металлическим. В обычных условиях кислород - типичный неметалл (газ), а полоний - металл, похожий на свинец.

С увеличением атомного,номера элементов значение электроотрицательности элементов в подгруппе уменьшается. Отрицательная степень окисления становится все менее характерной. Окислительная степень окисления становится все менее характерной. Окислительная активность простых веществ в ряду 0 2 --S-Se--Те снижается. Так, если сера и значительно слабее, селен непосредственно взаимодействует с водородом, то теллур с ним в реакцию не вступает.

По значению электроотрицательности кислород уступает только фтору, поэтому в реакциях со всеми остальными элементами проявляет исключительно окислительные свойства. Сера, селен и теллур по своим свойствам. относятся к группе окислителей-восстановителей. В реакциях с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, а при действии сильных окислителей. они окисляются, то есть проявляют восстановительные свойства.

| | 3 | | | |

Общая характеристика 6 а группы. Элементы VI А группы