халкогени. Презентация на тема "Сяра, селен, телур." Селен, телур, полоний и техните съединения

Селенът не е широко разпространен в природата. Съдържанието на селен в земната кора е . Неговите съединения се намират като примеси в естествени серни съединения с метали и. Следователно селенът се получава от отпадъчни продукти, генерирани при производството на сярна киселина, при електролитно рафиниране на мед и в някои други процеси.

Телурът е един от редките елементи: съдържанието му в земната кора е само .

В свободно състояние селенът, подобно на сярата, образува няколко алотропни модификации, от които най-известните са аморфният селен, който е червено-кафяв прах, и сивият селен, който образува крехки кристали с метален блясък.

Телурът е известен също под формата на аморфна модификация и под формата на светлосиви кристали с метален блясък.

Селенът е типичен полупроводник (виж § 190). Важно свойство на него като полупроводник е рязкото увеличаване на електрическата проводимост при осветяване. На границата на селена с метален проводник се образува бариерен слой - участък от веригата, който може да пропуска електрически ток само в една посока. Във връзка с тези свойства селенът се използва в полупроводниковата технология за производство на токоизправители и фотоклетки с бариерен слой. Телурът също е полупроводник, но използването му е по-ограничено. Селенидите и телуридите на някои метали също имат полупроводникови свойства и се използват в електрониката. В малки количества телурът служи като легираща добавка към оловото, подобрявайки неговите механични свойства.

Водородният селенид и водородният телурид са безцветни газове с отвратителна миризма. Техните водни разтвори са киселини, константите на дисоциация на които са малко по-големи от константата на дисоциация на сероводорода.

Химически водородният селенид и водородният телурид са изключително подобни на сероводорода. Подобно на сероводорода, те са силно редуциращи свойства. При нагряване и двете се разлагат. В същото време той е по-малко стабилен от: точно както се случва в поредицата от халогеноводороди, силата на молекулите намалява по време на прехода. Солите на водородния селенид и водородния телурид - селениди и телуриди - са подобни на сулфидите по отношение на разтворимост във вода и киселини. Чрез действие върху селениди и телуриди със силни киселини могат да се получат водороден селенид и водороден телурид.

При изгаряне на селен и телур на въздух или в кислород се получават диоксиди и, които при нормални условия са в твърдо състояние и представляват анхидриди на селеновата и телорната киселини.

За разлика от серен диоксид и проявява предимно окислителни свойства, лесно се възстановява до свободен селен и телур, например:

Под действието на силни окислители селенът и телуровите диоксиди могат да се превърнат съответно в селенова и телурова киселина.

ЕЛЕМЕНТИ VI A подгрупи

(O, S, Se, Te, Po)

основни характеристики

Кислород

сяра

Селен и телур

Обща характеристика на елементите

VI A подгрупата на PS включва елементите: кислород, сяра, селен, телур и полоний. За сяра, селен, телур и полоний се използва общо наименование - халкогени. Кислородът, сярата, селенът и телурът са неметали, докато полоният е метал. Полоният е радиоактивен елемент, в природата се образува в малки количества по време на радиоактивния разпад на радий, поради което неговите химични свойства са слабо проучени.

маса 1

Основни характеристики на халкогените

Характеристики	ОТНОСНО	С	Se	Тези
Атомен радиус, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Йонен радиус E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Йонизационен потенциал, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Електронен афинитет, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Електроотрицателност (според Полинг)	3,44	2,58	2,55	2,10
Енталпия на връзката, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Точка на топене, °С
Точка на кипене, °C	- 183
Плътност, g / cm 3	1,43 (течност)	2,07	4,80	6,33
Съдържание в земната кора, % (тегл.)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Масови числа на естествените изотопи	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
Състоянието на агрегатиране по чл. условия на най-стабилната алотропна форма. цвят	безцветен газ	кристал. жълто вещество	кристал. сива материя	кристал. сребристо бяло вещество
Кристална клетка	Молекулярно в телевизията. форма	молекулярно	молекулярно	молекулярно
Състав на молекули	Около 2	S8	Se ∞	Te ∞

Според структурата на външния електронен слой, разглежданите елементи принадлежат към p-елементите. От шестте електрона във външния слой два са несдвоени, което определя тяхната валентност от два. За атоми на сяра, селен, телур и полоний във възбудено състояние броят на несдвоените електрони може да бъде 4 и 6. Тоест тези елементи могат да бъдат четири - и шествалентни. Всички елементи имат високи стойности на електроотрицателност, а EO на кислорода е на второ място след флуора. Следователно в съединенията те проявяват чл. окисление -2, -1, 0. Йонизационните потенциали на атомите на сяра, селен и телур са малки и тези елементи в съединенията с халогени имат степени на окисление +4 и +6. Кислородът има положителна степен на окисление във флуорните съединения и в озона.

Атомите могат да образуват молекули с двойна връзка O 2, ... и да се свързват във вериги E - E - ... - E -, които могат да съществуват както в прости, така и в сложни вещества. По химическа активност и окислителна способност халкогените са по-ниски от халогените. Това се посочва от факта, че в природата кислородът и сярата съществуват не само в свързано, но и в свободно състояние. По-ниската активност на халкогените до голяма степен се дължи на по-силната връзка в молекулите. Като цяло халкогените са сред силно реактивните вещества, чиято активност рязко нараства с повишаване на температурата. Алотропните модификации са известни за всички вещества от тази подгрупа. Сярата и кислородът практически не провеждат електрически ток (диелектрици), селенът и телурът са полупроводници.

При преминаване от кислород към телур, тенденцията на елементите да образуват двойни връзки с малки атоми (C, N, O) намалява. Неспособността на големите атоми да образуват π-връзки с кислорода е особено очевидна в случая на телур. Така че в телура няма киселинни молекули H 2 TeO 3 и H 2 TeO 4 (мета-форми), както и молекули TeO 2. Телуриевият диоксид съществува само под формата на полимер, където всички кислородни атоми са мостови: Te - O - Te. Телуровата киселина, за разлика от сярната и селеновата киселина, се среща само в орто форма - H 6 TeO 6, където, както и в TeO 2, атомите Te са свързани с O атомите само чрез σ-връзки.

Химичните свойства на кислорода се различават от тези на сярата, селена и телура. Напротив, има много общо в свойствата на сярата, селена и телура. При движение през групата отгоре надолу трябва да се отбележи повишаване на киселинните и редуциращи свойства в серията съединения с водород H 2 E; повишаване на окислителните свойства в серия от подобни съединения (H 2 EO 4, EO 2); намаляване на термичната стабилност на водородните халкогени и солите на кислородните киселини.

Химия на елементите Неметали от VIA-подгрупа

Елементите от подгрупата VIA са неметали, с изключение на Po.

Кислородът е много различен от другите елементи на подгрупата и играе специална роля в химията. Следователно химията на кислорода е подчертана в отделна лекция.

Сярата е най-важният сред останалите елементи. Химията на сярата е много обширна, тъй като сярата образува огромно разнообразие от съединения. Неговите съединения се използват широко в химическата практика и в различни индустрии. Когато се обсъждат неметали от подгрупата VIA, най-голямо внимание ще се обърне на химията на сярата.

Ключови въпроси, разгледани в лекцията

Обща характеристика на неметалите от подгрупата VIA. Естествени съединения Сяра

Просто вещество Серни съединения

Сероводород, сулфиди, полисулфиди

серен диоксид. Сулфити

Серен триоксид

Сярна киселина. окислителни свойства. сулфати

Други серни съединения

селен, телур

Прости вещества Съединения на селен и телур

Селениди и телуриди

Se и Te съединения в окислително състояние (+4)

Селенова и телурова киселини. окислителни свойства.

				Елементи на подгрупата VIA
					основни характеристики
						p-елементите принадлежат към подгрупата VIA: киселина-
					род O, сяра S, селен Se, телур Te, полоний Po.
									Общата формула за валентни електрони
									тронове - ns 2 np 4 .
			кислород
						Кислородът, сярата, селенът и телурът са неметали.
					Те често се групират под общото име "халкогени",
					което означава "образуване на руди". Наистина много
					металите се срещат в природата под формата на оксиди и сулфиди;
					в сулфидни руди				в малки количества с
					има селениди и телуриди.
						Полоният е много рядък радиоактивен елемент, който
					който е метал.
			молибден
						За създаване на стабилен осем електрон
					халкогеновите атоми нямат само два електро-
					нов Минималното състояние на окисление (–2) е
			волфрам		устойчиви на всякакви елементи. Това е тази степен на окисление
					елементи се показват в естествени съединения - добре
					страни, сулфиди, селениди и телуриди.
						Всички елементи на VIA-подгрупа, с изключение на О, са изложени
			сеаборгиум		положителни степени на окисление +6 и +4. Най-
					най-високата степен на окисление на кислорода е +2, показва
	само във връзка с Ф.

Най-характерните степени на окисление за S, Se, Te са

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

При прехода от S към Te стабилността на най-високата степен на окисление е +6

намалява, а стабилността на степента на окисление +4 се увеличава.

За Se, Te, Po, - най-стабилната степен на окисление е +4.

Някои характеристики на атомите на елементите ViB - подгрупи

		Относителна	Първа енергия
		електроотри-	йонизация,
		стойност	kJ/mol
		(според анкетата)
				увеличаване на броя на
				тронни слоеве;
				увеличаване на размера на атома;
				намаляване на енергията io-
				намаляване на електрическото
				стойности

Както се вижда от горните данни , кислородът е много различен от другите елементи от подгрупатависока стойност на йонизационна енергия, ма-

голям орбитален радиус на атома и висока електроотрицателност, само F има по-висока електроотрицателност.

Кислородът, който играе много специална роля в химията, се счита от

разумно. Сред останалите елементи от групата VIA, сярата е най-важната.

			Сярата образува много голям брой различни
			различни връзки. Неговите съединения са известни от почти всички
			mi елементи, с изключение на Au, Pt, I и благородни газове. хърватски
			ме на широко разпространените съединения S в мощности
	3s2 3p4
			окисление (–2), +4, +6, са известни, като правило,
			стабилни съединения в степени на окисление: +1 (S2 O), +2

(SF2, SCl2), +3 (S2O3, H2S2O4). Разнообразието от серни съединения се потвърждава и от факта, че са известни само около 20 кислород-съдържащи киселини S.

Силата на връзката между S атомите се оказва съизмерима с

връзки S с други неметали: O, H, Cl, следователно, S се характеризира с

включително много разпространения минерал пирит, FeS2 и политионови киселини (напр. H2S4O6) По този начин химията на сярата е доста обширна.

Най-важните серни съединения, използвани в промишлеността

Най-широко използваното сярно съединение в промишлеността и лабораторията е сярната киселина. Световният обем на производство на серв.

киселина е 136 милиона тона. (никоя друга киселина не се произвежда в толкова големи количества). Общите съединения включват

дали сярна киселина - сулфати, както и соли на сярна киселина - сулфити.

естествени сулфидисе използват за получаване на най-важните цветни метали

талове: Cu, Zn, Pb, Ni, Co и др. Други често срещани серни съединения включват: сулфидна киселина H2S, ди- и триоксиди на сярата: SO2

и SO3, тиосулфат Na2S2O3; киселини: дисулфурна (пиросярна) H2 S2 O7, перокси-

кодисулфат H2S2O8 и пероксодисулфати (персулфати): Na2S2O8 и

(NH4)2S2O8.

Сяра в природата

чай под формата на просто вещество, образувайки големи подземни отлагания,

и под формата на сулфидни и сулфатни минерали , както и под формата на съединения,

които са примеси във въглища и нефт. В резултат на това се получават въглища и нефт

тези разлагане на органични вещества, а сярата е част от животните и растенията

телесни протеини. Следователно, когато се изгарят въглища и нефт, се образуват серни оксиди,

замърсяване на околната среда.

Естествени серни съединения

Ориз. Пирит FeS2 е основният минерал, използван за производството на сярна киселина.

самородна сяра;

сулфидни минерали:

FeS2 - пирит или железен пирит

FeCuS2 - халкопирит (количествена мед)

FeAsS - арсенопирит

PbS - галенит или оловен блясък

ZnS - сфалерит или цинкова смес

HgS - цинобър

Cu2 S- халкоцит или меден блясък

Ag2 S - аргентит или сребърен блясък

MoS2 - молибденит

Sb2 S3 - стибнит или антимонов блясък

As4 S4 - realgar;

сулфати:

Na2SO4. 10 H2 O - мирабилит

CaSO4 . 2H2 O - гипс

CaSO4 - анхидрит

BaSObarite или тежък шпат

SrSO4 е селестин.

Ориз. Гипс CaSO4. 2H2O

проста субстанция

В простото вещество серните атоми са свързани с два съседни.

Най-стабилна е структурата, състояща се от осем серни атома,

обединени в гофриран пръстен, наподобяващ корона. Има няколко модификации на сярата: ромбична сяра, моноклинна и пластична сяра. При обикновена температура сярата е под формата на жълти крехки кристали.

ромбична форма (-S), образувана от

йонни молекули S8 . Друга модификация - моноклинна сяра (-S) също се състои от осемчленни пръстени, но се различава по местоположение

подреждане на S8 молекули в кристала. Когато дис-

топящите се серни пръстени са разкъсани. В същото време, mo-

могат да се образуват заплетени нишки, които

Ориз. сяра

направете стопилката вискозна, с допълнително

С повишаване на температурата полимерните вериги могат да се разпаднат и вискозитетът ще намалее. Пластмасовата сяра се образува при рязкото охлаждане на стопеното

сяра и се състои от заплетени вериги. С течение на времето (в рамките на няколко дни) тя ще се превърне в ромбична сяра.

Сярата кипи при 445o C. Равновесията се осъществяват в серни пари:

450 o С	650 o С	900 o C	1500 o C
S 8  S 6	 S 4	 S 2	 С

S2 молекулите имат структура, подобна на O2.

Сярата може да бъде окислена (обикновено до SO2) и може да бъде редуцирана

надстроен до S(-2). При нормални температури почти всички реакции, включващи твърда сяра, се инхибират; протичат само реакциите с флуор, хлор и живак.

Тази реакция се използва за свързване на най-малките капчици разлят живак.

Течната и парообразната сяра са силно реактивни . Серните пари изгарят Zn, Fe, Cu. При преминаване на Х 2 образува се над стопена сяра

H 2 S. При реакции с водород и метали сярата действа като окислител

Сярата може лесно да се окисли под действието на халогени.

и кислород. Когато се нагрява на въздух, сярата изгаря със син пламък, окислявайки се

до SO2.

S + O2 = SO2

Сярата се окислява с концентрирани сярна и азотна киселини:

S + 2H2SO4 (конц.) = 3SO2 + 2H2O,

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

В горещи алкални разтвори сярата е непропорционална.

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

Когато сярата реагира с разтвор на амониев сулфид, жълто-червен полисулфидни йони(–S–S–)n или Sn 2– .

Когато сярата се нагрява с разтвор на сулфит, се получава тиосулфат и

при нагряване с разтвор на цианид - тиоцианат:

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

За аналитичното откриване на йони Fe3+ се използва калиев тиоцианат или тиоцианат:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Полученото комплексно съединение има кървавочервен цвят,

дори при ниска концентрация на хидратирани йони Fe3+ в

Около 33 милиона тона самородна сяра се добиват годишно в света. Основното количество извлечена сяра се преработва в сярна киселина и се използва

използван в каучуковата промишленост за вулканизиране на каучук. Добавете сяра

свързва се с двойни връзки на каучукови макромолекули, образувайки дисулфидни мостове

ki -S- S-, като по този начин сякаш ги "зашиват", което придава на гумата здравина и еластичност. Когато голямо количество сяра се въведе в каучук, ебо-

nit, който е добър изолационен материал, използван в електротехниката. Сярата се използва и във фармацевтичните продукти за приготвяне на мехлеми за кожата и в селското стопанство за борба с вредителите по растенията.

Серни съединения

Сероводород, сулфиди, полисулфиди

Сероводород H 2 S се среща естествено в сярни минерални води,

присъства във вулканичен и природен газ, образуван при разпадането на бялото

ков тела.

Сероводородът е безцветен газ с миризма на развалени яйца и е силно токсичен.

Той е слабо разтворим във вода, при стайна температура три обема газообразен H2 S се разтварят в един обем вода. Концентрацията на H 2 S в наситен

ном разтвор е ~ 0,1 mol/l . При разтваряне във вода се образува

хидросулфидна киселина, която е една от най-слабите киселини:

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Изпълнител:											Известни са много естествени сулфиди (вижте списъка със сулфидни минерали). Сулфидите на много тежки цветни метали (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) са са индустриално важни руди. Те се превръщат в оксиди чрез изпичане във въздуха, напр. 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 тогава оксидите най-често се редуцират с въглища: ZnO + C = Zn + CO Понякога оксидите се въвеждат в разтвор чрез действието на киселина и след това разтворът се подлага на електролиза, за да се редуцира металът. Сулфидите на алкалните и алкалоземните метали са практически химически йонни съединения. Сулфиди на други метали - предимство вено-ковалентни съединения, като правило, с нестехиометричен състав. Много неметали също образуват ковалентни сулфиди: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Известни са естествени сулфиди As и Sb. Сулфиди на алкални и алкалоземни метали, както и сулфиди амониевият фураж е силно разтворим във вода, останалите сулфиди са неразтворими рими. Изолират се от разтвори под формата на характерно оцветени утайки, например, Pb(NO3 )2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Тази реакция се използва за откриване на H2S и S2– в разтвор. Някои от неразтворимите във вода сулфиди могат да бъдат доведени в разтвор от киселини, поради образуването на много слаба и летлива сярна киселина. естествена киселина, напр. NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Сулфидите могат да бъдат разтворени в киселини: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Метални сулфиди и PR стойности Сулфиди Цвят на утайката PR стойност 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 Кафяв 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Сулфидите, характеризиращи се с много ниска стойност на продукта на разтворимост, не могат да се разтварят в киселини с образуването на H2S. В ki- сулфидите не се разтварят в процепи: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Ако реакцията на разтваряне на сулфид поради образуването на H2S е невъзможна, след това може да се прехвърли в разтвор чрез действието на концентрирана азотна киселина слотове или царска аква. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Сулфидният анион S 2– е силен акцептор на протони (os- иновации според Brønsted). Ето защосилно разтворими сулфиди

Кислородната подгрупа включва пет елемента: кислород, сяра, селен, телур и полоний (радиоактивен метал). Това са p-елементите от VI група на периодичната система на Д. И. Менделеев. Те имат групово име - халкогени, което означава "образуващи руди".

Свойства на елементите от подгрупата на кислорода

Имоти				Тези	Ро
1. Номер на поръчката
2. Валентни електрони	2 с 2 2 п 4	Z s 2 3r 4	4 s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Енергия Йонизация на атома, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Относителна електроотрицателност	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Степента на окисление всъединения	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Атомен радиус, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

Халкогеновите атоми имат същата структура на външното енергийно ниво - ns 2 nr 4 . Това обяснява сходството на техните химични свойства. Всички халкогени в съединения с водород и метали показват степен на окисление от -2, а в съединения с кислород и други активни неметали, обикновено +4 и +6. За кислорода, както и за флуора, степента на окисление, равно на номера на групата, не е типична. Той показва степен на окисление обикновено -2 и в комбинация с флуор +2. Такива стойности на степените на окисление следват от електронната структура на халкогените

Кислородният атом има два несдвоени електрона в подниво 2p. Неговите електрони не могат да бъдат разделени, тъй като няма d-подниво на външното (второ) ниво, т.е. няма свободни орбитали.Следователно валентността на кислорода винаги е равна на две, а степента на окисление е -2 и +2 (например в H 2 O и OF 2). Това са същите валентности и степени на окисление на атома на сярата в невъзбудено състояние. При преминаване във възбудено състояние (което се осъществява по време на доставката на енергия, например по време на нагряване), при серния атом, 3 Р— и след това 3s електрони (показани със стрелки). Броят на несдвоените електрони и следователно валентността в първия случай е четири (например в SO 2), а във втория - шест (например в SO 3). Очевидно четните валентности 2, 4, 6 са характерни за серните аналози - селен, телур и полоний, като степените на окисление могат да бъдат равни на -2, +2, +4 и +6.

Отговорни са водородните съединения на елементите от кислородната подгрупаформула H2R (R - символ на елемент): H 2 O, H 2 S , H 2 S e, H 2 Te. Те звънятса водородни халциди. При разтваряне във вода се образуваткиселини. Силата на тези киселини се увеличава с увеличаване атомен номер на елемента, което се обяснява с намаляване на енергиятавръзки в поредицата от съединения H2Р . Водата се дисоциира на йони H + и O H - , е амфотерен електролит.

сяра, селен и телур образуват едни и същи форми на съединения с кислород от типа R O 2 и R Около 3-. Те съответстват на киселини от типа Н2 R O 3 и H 2 R Около 4-. С увеличаване на поредния номер на елемента силата на тези киселини намалява.вает. Всички те проявяват окислителни свойства и киселини от типа H 2 R Около 3 са и възстановяващи.

Свойствата на простите вещества се променят естествено: с увеличаване назаряд на ядрото, неметалните отслабват, а металните се увеличават. Имоти. И така, кислородът и телурът са неметали, но последният имаметален блясък и провежда електричество.