Chalcogènes. Présentation sur le thème "Soufre, sélénium, tellure". Sélénium, tellure, polonium et leurs composés

Le sélénium n'est pas largement répandu dans la nature. La teneur en sélénium de la croûte terrestre est de . Ses composés se trouvent sous forme d'impuretés dans les composés soufrés naturels avec les métaux et. Par conséquent, le sélénium est obtenu à partir de déchets générés lors de la production d'acide sulfurique, du raffinage électrolytique du cuivre et de certains autres procédés.

Le tellure est l'un des éléments rares : sa teneur dans la croûte terrestre n'est que de .

A l'état libre, le sélénium, comme le soufre, forme plusieurs modifications allotropiques, dont les plus célèbres sont le sélénium amorphe, qui est une poudre rouge-brun, et le sélénium gris, qui forme des cristaux cassants à reflets métalliques.

Le tellure est également connu sous la forme d'une modification amorphe et sous la forme de cristaux gris clair à éclat métallique.

Le sélénium est un semi-conducteur typique (voir § 190). Une propriété importante de celui-ci en tant que semi-conducteur est une forte augmentation de la conductivité électrique lorsqu'il est éclairé. À la frontière du sélénium avec un conducteur métallique, une couche barrière est formée - une section du circuit qui peut faire passer le courant électrique dans une seule direction. En relation avec ces propriétés, le sélénium est utilisé dans la technologie des semi-conducteurs pour la fabrication de redresseurs et de photocellules à couche barrière. Le tellure est également un semi-conducteur, mais son utilisation est plus limitée. Les séléniures et les tellurures de certains métaux ont également des propriétés semi-conductrices et sont utilisés en électronique. En petites quantités, le tellure sert d'addition d'alliage au plomb, améliorant ses propriétés mécaniques.

Le séléniure d'hydrogène et le tellurure d'hydrogène sont des gaz incolores à l'odeur dégoûtante. Leurs solutions aqueuses sont des acides dont les constantes de dissociation sont légèrement supérieures à la constante de dissociation du sulfure d'hydrogène.

Chimiquement, le séléniure d'hydrogène et le tellurure d'hydrogène sont extrêmement similaires au sulfure d'hydrogène. Comme le sulfure d'hydrogène, ils ont des propriétés fortement réductrices. Lorsqu'ils sont chauffés, ils se décomposent tous les deux. En même temps, il est moins stable que : tout comme cela se produit dans la série des halogénures d'hydrogène, la force des molécules diminue avec la transition. Les sels de séléniure d'hydrogène et de tellurure d'hydrogène - séléniures et tellurures - sont similaires aux sulfures en termes de solubilité dans l'eau et les acides. En agissant sur les séléniures et les tellurures avec des acides forts, on peut obtenir du séléniure d'hydrogène et du tellurure d'hydrogène.

Lorsque le sélénium et le tellure sont brûlés dans l'air ou dans l'oxygène, on obtient des dioxydes et qui, dans des conditions normales, sont à l'état solide et sont des anhydrides d'acides séléneux et tellureux.

Contrairement au dioxyde de soufre, et présentent des propriétés principalement oxydantes, récupérant facilement le sélénium et le tellure libres, par exemple :

Sous l'action d'agents oxydants puissants, les dioxydes de sélénium et de tellure peuvent être convertis, respectivement, en acides sélénique et tellurique.

ÉLÉMENTS VI A sous-groupes

(O, S, Se, Te, Po)

caractéristiques générales

Oxygène

Soufre

Sélénium et tellure

Caractéristiques générales des éléments

Le sous-groupe VI A du PS comprend les éléments : oxygène, soufre, sélénium, tellure et polonium. Pour le soufre, le sélénium, le tellure et le polonium, un nom commun est utilisé - chalcogènes. L'oxygène, le soufre, le sélénium et le tellure sont des non-métaux, tandis que le polonium est un métal. Le polonium est un élément radioactif, dans la nature il se forme en petites quantités lors de la désintégration radioactive du radium, par conséquent ses propriétés chimiques sont peu étudiées.

Tableau 1

Principales caractéristiques des chalcogènes

Les caractéristiques	SUR	S	Se	Celles
Rayon atomique, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Rayon ionique E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Potentiel d'ionisation, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Affinité électronique, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Electronégativité (selon Pauling)	3,44	2,58	2,55	2,10
Enthalpie de liaison, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Point de fusion, °С
Point d'ébullition, °C	- 183
Densité, g / cm 3	1,43 (liquide)	2,07	4,80	6,33
Contenu dans la croûte terrestre, % (wt.)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Nombres de masse des isotopes naturels	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
L'état de l'agrégation à l'art. conditions de la forme allotropique la plus stable. Couleur	gaz incolore	Cristal. substance jaune	Cristal. matière grise	Cristal. substance blanche argentée
Cellule de cristal	Moléculaire à la télévision. forme	moléculaire	moléculaire	moléculaire
Composition des molécules	Environ 2	S8	Se ∞	Te ∞

Selon la structure de la couche électronique externe, les éléments considérés appartiennent aux éléments p. Sur les six électrons de la couche externe, deux ne sont pas appariés, ce qui détermine leur valence de deux. Pour les atomes de soufre, de sélénium, de tellure et de polonium à l'état excité, le nombre d'électrons non appariés peut être de 4 et 6. Autrement dit, ces éléments peuvent être quatre - et hexavalents. Tous les éléments ont des valeurs d'électronégativité élevées, et l'OE de l'oxygène est juste derrière le fluor. Par conséquent, dans les composés, ils présentent de l'art. oxydation -2, -1, 0. Les potentiels d'ionisation des atomes de soufre, de sélénium et de tellure sont faibles, et ces éléments dans les composés avec des halogènes ont des états d'oxydation de +4 et +6. L'oxygène a un état d'oxydation positif dans les composés fluorés et dans l'ozone.

Les atomes peuvent former des molécules avec une double liaison O 2, ... et se joindre en chaînes E - E - ... - E -, qui peuvent exister à la fois dans des substances simples et complexes. En termes d'activité chimique et de capacité oxydante, les chalcogènes sont inférieurs aux halogènes. Ceci est indiqué par le fait que dans la nature l'oxygène et le soufre existent non seulement à l'état lié, mais aussi à l'état libre. La plus faible activité des chalcogènes est en grande partie due à une liaison plus forte dans les molécules. En général, les chalcogènes font partie des substances hautement réactives, dont l'activité augmente fortement avec l'augmentation de la température. Des modifications allotropiques sont connues pour toutes les substances de ce sous-groupe. Le soufre et l'oxygène ne conduisent pratiquement pas le courant électrique (diélectriques), le sélénium et le tellure sont des semi-conducteurs.

Lors du passage de l'oxygène au tellure, la tendance des éléments à former des doubles liaisons avec de petits atomes (C, N, O) diminue. L'incapacité des gros atomes à former des liaisons π avec l'oxygène est particulièrement évidente dans le cas du tellure. Ainsi, dans le tellure, il n'y a pas de molécules d'acide H 2 TeO 3 et H 2 TeO 4 (formes méta), ni de molécules de TeO 2. Le dioxyde de tellure n'existe que sous la forme d'un polymère, où tous les atomes d'oxygène sont pontés : Te - O - Te. L'acide tellurique, contrairement à l'acide sulfurique et sélénique, n'existe que sous la forme ortho - H 6 TeO 6, où, comme dans TeO 2, les atomes de Te ne sont reliés aux atomes d'O que par des liaisons σ.

Les propriétés chimiques de l'oxygène diffèrent de celles du soufre, du sélénium et du tellure. Au contraire, il y a beaucoup en commun dans les propriétés du soufre, du sélénium et du tellure. En parcourant le groupe de haut en bas, il convient de noter une augmentation des propriétés acides et réductrices de la série de composés avec l'hydrogène H 2 E; une augmentation des propriétés oxydantes dans une série de composés similaires (H 2 EO 4, EO 2); diminution de la stabilité thermique des chalcogènes d'hydrogène et des sels d'acides oxygénés.

Chimie des éléments non métalliques du sous-groupe VIA

Les éléments du sous-groupe VIA sont des non-métaux, à l'exception de Po.

L'oxygène est très différent des autres éléments du sous-groupe et joue un rôle particulier en chimie. Par conséquent, la chimie de l'oxygène est mise en évidence dans une conférence séparée.

Le soufre est le plus important parmi les autres éléments. La chimie du soufre est très étendue, car le soufre forme une grande variété de composés. Ses composés sont largement utilisés dans la pratique chimique et dans diverses industries. Lors de l'examen des non-métaux du sous-groupe VIA, la plus grande attention sera accordée à la chimie du soufre.

Principaux problèmes abordés dans la conférence

Caractéristiques générales des non-métaux du sous-groupe VIA. Composés naturels Soufre

Substance simple Composés soufrés

Sulfure d'hydrogène, sulfures, polysulfures

Le dioxyde de soufre. Sulfites

Trioxyde de soufre

Acide sulfurique. propriétés oxydantes. sulfates

Autres composés soufrés

sélénium, tellure

Substances simples Composés de sélénium et de tellure

Séléniures et tellurures

Composés Se et Te à l'état d'oxydation (+4)

Acides sélénique et tellurique. propriétés oxydantes.

				Éléments du sous-groupe VIA
					caractéristiques générales
						Les éléments p appartiennent au sous-groupe VIA : acid-
					genre O, soufre S, sélénium Se, tellure Te, polonium Po.
									La formule générale des électrons de valence
									trônes - ns 2 np 4 .
			oxygène
						L'oxygène, le soufre, le sélénium et le tellure sont des non-métaux.
					Ils sont souvent regroupés sous le nom commun de « chalcogènes »,
					qui signifie "former des minerais". En effet beaucoup
					les métaux se trouvent dans la nature sous forme d'oxydes et de sulfures ;
					dans les minerais sulfurés				en petites quantités avec
					il y a des séléniures et des tellurures.
						Le polonium est un élément radioactif très rare qui
					qui est un métal.
			molybdène
						Pour créer un stable à huit électrons
					les atomes de chalcogène ne manquent que de deux électro-
					Nouveau L'état d'oxydation minimum (–2) est
			tungstène		résistant à tous les éléments. C'est ce degré d'oxydation
					les éléments apparaissent dans les composés naturels - ok-
					côtés, sulfures, séléniures et tellurures.
						Tous les éléments du sous-groupe VIA, à l'exception de O, présentent
			seborgium		états d'oxydation positifs +6 et +4. Plus-
					l'état d'oxydation le plus élevé de l'oxygène est +2, il présente
	seulement en liaison avec F.

Les états d'oxydation les plus caractéristiques pour S, Se, Te sont

xia : (–2), 0, +4, +6, pour l'oxygène : (–2), (–1), 0.

Lors de la transition de S à Te, la stabilité de l'état d'oxydation le plus élevé est de +6

diminue et la stabilité de l'état d'oxydation +4 augmente.

Pour Se, Te, Po, - l'état d'oxydation le plus stable est +4.

Quelques caractéristiques des atomes d'éléments ViB - sous-groupes

		Relatif	Première énergie
		elektrotri-	ionisation,
		évaluer	kJ/mol
		(selon les sondages)
				une augmentation du nombre de
				couches de trône;
				une augmentation de la taille d'un atome;
				diminution de l'énergie io-
				diminution de l'électricité
				valeurs

Comme on peut le voir à partir des données ci-dessus , l'oxygène est très différent des autres éléments du sous-groupe valeur élevée de l'énergie d'ionisation, ma-

grand rayon orbital de l'atome et haute électronégativité, seul F a une électronégativité plus élevée.

L'oxygène, qui joue un rôle très particulier en chimie, a été considéré dès

sensiblement. Parmi les autres éléments du groupe VIA, le soufre est le plus important.

			Le soufre forme un très grand nombre de divers
			connexions différentes. Ses composés sont connus de presque tous
			éléments mi, à l'exception de Au, Pt, I et des gaz nobles. Cro-
			moi de composés répandus S en puissances
	3s2 3p4
			oxydation (–2), +4, +6, sont connus, en règle générale,
			composés stables aux états d'oxydation : +1 (S2 O), +2

(SF2 , SCl2 ), +3 (S2 O3 , H2 S2 O4 ). La variété des composés soufrés est également confirmée par le fait que seuls une vingtaine d'acides oxygénés S sont connus.

La force de la liaison entre les atomes de S s'avère être proportionnelle à la

lie S avec d'autres non-métaux : O, H, Cl, donc S est caractérisé par

y compris le minéral très commun pyrite, FeS2, et les acides polythioniques (par exemple H2S4O6).Ainsi, la chimie du soufre est assez étendue.

Les composés soufrés les plus importants utilisés dans l'industrie

Le composé soufré le plus utilisé dans l'industrie et le laboratoire est l'acide sulfurique. Le volume mondial de production de ser-

l'acide est de 136 millions de tonnes. (aucun autre acide n'est produit en si grande quantité). Les composés courants comprennent

si l'acide sulfurique - les sulfates, ainsi que les sels d'acide sulfureux - les sulfites.

sulfures naturels sont utilisés pour obtenir les métaux non ferreux les plus importants

thalles : Cu, Zn, Pb, Ni, Co, etc. D'autres composés soufrés courants incluent : l'acide sulfhydrique H2 S, les di- et trioxydes de soufre : SO2

et SO3, thiosulfate Na2 S2 O3 ; acides : disulfurique (pyrosulfurique) H2 S2 O7, perox-

codisulfate H2 S2 O8 et peroxodisulfates (persulfates) : Na2 S2 O8 et

(NH4 )2S2O8 .

Soufre dans la nature

thé sous forme de substance simple, formant d'importants gisements souterrains,

et sous forme de minéraux sulfurés et sulfatés , ainsi que sous forme de composés,

qui sont des impuretés dans le charbon et le pétrole. Le charbon et le pétrole sont obtenus à la suite de

ces décompositions de substances organiques, et le soufre fait partie des animaux et des plantes

protéines du corps. Par conséquent, lorsque le charbon et le pétrole sont brûlés, des oxydes de soufre se forment,

polluant l'environnement.

Composés soufrés naturels

Riz. La pyrite FeS2 est le principal minéral utilisé pour produire de l'acide sulfurique.

soufre natif;

minéraux sulfurés :

FeS2 - pyrite ou pyrite de fer

FeCuS2 - chalcopyrite (cuivre quanti-

FeAsS - arsénopyrite

PbS - lustre de galène ou de plomb

ZnS - sphalérite ou blende de zinc

HgS - cinabre

Cu2 S- chalcocite ou lustre cuivré

Ag2 S - argentite ou éclat argenté

MoS2 - molybdénite

Sb2 S3 - éclat de stibine ou d'antimoine

As4 S4 - réalgar;

sulfates :

Na2SO4 . 10 H2 O - mirabilite

CaSO4 . 2H2 O - gypse

CaSO4 - anhydrite

BaSObarite ou spath lourd

SrSO4 est célestine.

Riz. Gypse CaSO4. 2H2O

substance simple

Dans une substance simple, les atomes de soufre sont liés à deux atomes voisins.

La plus stable est la structure composée de huit atomes de soufre,

unis dans un anneau ondulé ressemblant à une couronne. Il existe plusieurs modifications du soufre : soufre rhombique, soufre monoclinique et plastique. A température ordinaire, le soufre se présente sous forme de cristaux cassants jaunes.

forme rhombique (-S), formé par

molécules ioniques S8 . Une autre modification - le soufre monoclinique (-S) se compose également d'anneaux à huit chaînons, mais diffère par son emplacement

disposition des molécules S8 dans le cristal. Quand dis-

les anneaux de soufre en fusion sont déchirés. En même temps, mo-

des fils emmêlés peuvent se former, ce qui

Riz. Soufre

rendre la masse fondue visqueuse, avec plus

Lorsque la température augmente, les chaînes polymères peuvent se décomposer et la viscosité diminuera. Le soufre plastique se forme lors du refroidissement brusque de la matière fondue

soufre et se compose de chaînes enchevêtrées. Au fil du temps (en quelques jours), il se transformera en soufre rhombique.

Le soufre bout à 445°C. Les équilibres se produisent dans la vapeur de soufre :

450 oC	650 oC	900 oC	1500 oC
S 8  S 6	 S 4	 S 2	S

Les molécules S2 ont une structure similaire à O2.

Le soufre peut être oxydé (généralement en SO2) et peut être réduit

mis à niveau vers S(-2). Aux températures ordinaires, presque toutes les réactions impliquant du soufre solide sont inhibées ; seules les réactions avec le fluor, le chlore et le mercure se produisent.

Cette réaction est utilisée pour lier les plus petites gouttelettes de mercure déversées.

Le soufre liquide et vaporeux est très réactif . La vapeur de soufre brûle Zn, Fe, Cu. Au passage H 2 plus de soufre fondu se forme

H 2 S. Dans les réactions avec l'hydrogène et les métaux, le soufre agit comme un oxydant

Le soufre peut être facilement oxydé sous l'action des halogènes.

et l'oxygène. Lorsqu'il est chauffé dans l'air, le soufre brûle avec une flamme bleue, oxydant

jusqu'au SO2.

S + O2 = SO2

Le soufre est oxydé avec des acides sulfurique et nitrique concentrés :

S + 2H2 SO4 (concentré) = 3SO2 + 2H2 O,

S + 6HNO3 (conc.) = H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2 O

Dans les solutions alcalines chaudes, le soufre se disproportionne.

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

Lorsque le soufre réagit avec une solution de sulfure d'ammonium, jaune-rouge ions polysulfure(–S–S–)n ou Sn 2– .

Lorsque le soufre est chauffé avec une solution de sulfite, le thiosulfate est obtenu, et

lorsqu'il est chauffé avec une solution de cyanure - thiocyanate :

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

Le thiocyanate de potassium ou thiocyanate est utilisé pour la détection analytique des ions Fe3+ :

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Le composé complexe résultant a une couleur rouge sang,

même à faible concentration d'ions Fe3+ hydratés dans

Environ 33 millions de tonnes de soufre natif sont extraites chaque année dans le monde. La majeure partie du soufre extrait est transformée en acide sulfurique et utilisée

utilisé dans l'industrie du caoutchouc pour la vulcanisation du caoutchouc. Ajouter du soufre

se lie aux doubles liaisons des macromolécules de caoutchouc, formant des ponts disulfure

ki -S- S-, comme s'il les "cousait", ce qui donne au caoutchouc résistance et élasticité. Lorsqu'une grande quantité de soufre est introduite dans le caoutchouc, ebo-

nit, qui est un bon matériau isolant utilisé en génie électrique. Le soufre est également utilisé dans les produits pharmaceutiques pour fabriquer des onguents pour la peau et dans l'agriculture pour lutter contre les ravageurs des plantes.

Composés soufrés

Sulfure d'hydrogène, sulfures, polysulfures

Le sulfure d'hydrogène H 2 S est naturellement présent dans les eaux minérales sulfuriques,

présent dans le gaz volcanique et naturel, formé lors de la désintégration du blanc

corps de kov.

Le sulfure d'hydrogène est un gaz incolore avec une odeur d'œuf pourri et est très toxique.

Il est peu soluble dans l'eau ; à température ambiante, trois volumes d'H2 S gazeux se dissolvent dans un volume d'eau. La concentration d'H 2 S dans l'eau saturée

la solution nominale est ~ 0,1 mol/l . Lorsqu'il est dissous dans l'eau, il forme

l'acide sulfhydrique, qui est l'un des acides les plus faibles :

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Exécuteur:											De nombreux sulfures naturels sont connus (voir la liste des minéraux sulfurés). Les sulfures de nombreux métaux lourds non ferreux (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) sont sont des minerais d'importance industrielle. Ils sont transformés en oxydes par cuisson à l'air, par exemple, 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 alors les oxydes sont le plus souvent réduits avec du charbon : ZnO + C = Zn + CO Parfois des oxydes sont mis en solution par l'action d'un acide, puis la solution est soumise à une électrolyse afin de réduire le métal. Les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux sont pratiquement composés chimiquement ioniques. Sulfures d'autres métaux - l'avantage composés veino-covalents, en règle générale, de composition non stoechiométrique. De nombreux non-métaux forment également des sulfures covalents : B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Les sulfures naturels As et Sb sont connus. Sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux, ainsi que sulfures l'alimentation en ammonium est très soluble dans l'eau, le reste des sulfures est insoluble rimes. Ils sont isolés à partir de solutions sous forme de précipités de couleur caractéristique, par exemple, Pb(NO3 )2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Cette réaction est utilisée pour détecter H2 S et S2– en solution. Certains des sulfures insolubles dans l'eau peuvent être mis en solution par des acides, en raison de la formation d'un acide sulfurique très faible et volatil. acide natif, par exemple, NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Les sulfures peuvent être dissous dans les acides : FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Sulfures métalliques et valeurs PR Sulfures Couleur des sédiments Valeur PR 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 marron 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Les sulfures, caractérisés par une très faible valeur du produit de solubilité, ne peuvent pas se dissoudre dans les acides avec formation de H2 S. En ki- les sulfures ne se dissolvent pas dans les fentes : CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Si la réaction de dissolution du sulfure due à la formation de H2 S est impossible, puis il peut être transféré dans une solution par l'action de l'acide nitrique concentré fentes ou eau régale. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O L'anion sulfure S 2– est un puissant accepteur de protons (os- innovation selon Brønsted). Voilà pourquoi sulfures hautement solubles

Le sous-groupe de l'oxygène comprend cinq éléments : l'oxygène, le soufre, le sélénium, le tellure et le polonium (un métal radioactif). Ce sont les éléments p du groupe VI du système périodique de D.I. Mendeleev. Ils ont un nom de groupe - chalcogènes, ce qui signifie "former des minerais".

Propriétés des éléments du sous-groupe oxygène

Propriétés				Celles	Ro
1. Numéro de commande
2. Électrons de Valence	2 s 2 2p 4	Zs 2 3r 4	4 s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Énergie Ionisation de l'atome, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Parent électronégativité	3,50		2,48	2,01	1,76
5. L'état d'oxydation dans composés	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Rayon atomique, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

Les atomes de chalcogène ont la même structure du niveau d'énergie externe - ns 2 nr 4 . Ceci explique la similarité de leurs propriétés chimiques. Tous les chalcogènes dans les composés avec de l'hydrogène et des métaux présentent un état d'oxydation de -2, et dans les composés avec de l'oxygène et d'autres non-métaux actifs, généralement +4 et +6. Pour l'oxygène, ainsi que pour le fluor, un état d'oxydation égal au numéro de groupe n'est pas typique. Il présente un état d'oxydation généralement -2 et en combinaison avec le fluor +2. De telles valeurs d'états d'oxydation découlent de la structure électronique des chalcogènes

L'atome d'oxygène a deux électrons non appariés dans le sous-niveau 2p. Ses électrons ne peuvent pas être séparés, car il n'y a pas de sous-niveau d au niveau externe (deuxième), c'est-à-dire qu'il n'y a pas d'orbitales libres. Par conséquent, la valence de l'oxygène est toujours égale à deux et l'état d'oxydation est -2 et +2 (par exemple, dans H 2 O et OF 2). Ce sont les mêmes valences et états d'oxydation de l'atome de soufre à l'état non excité. Lors du passage à un état excité (qui a lieu lors de l'apport d'énergie, par exemple lors du chauffage), au niveau de l'atome de soufre, le 3 R— puis des électrons 3s (représentés par des flèches). Le nombre d'électrons non appariés et, par conséquent, la valence dans le premier cas est de quatre (par exemple, dans SO 2) et dans le second - six (par exemple, dans SO 3). De toute évidence, même les valences 2, 4, 6 sont caractéristiques des analogues du soufre - sélénium, tellure et polonium, et leurs états d'oxydation peuvent être égaux à -2, +2, +4 et +6.

Les composés hydrogène des éléments du sous-groupe oxygène sont responsables formule H 2 R (R - symbole de l'élément) : H 2 O, H 2 S , H 2 S e, H2Te. Ils appelentsont chalciures d'hydrogène. Une fois dissous dans l'eau, ils formentacides. La force de ces acides augmente avec l'augmentation numéro atomique de l'élément, qui s'explique par une diminution de l'énergie liaisons dans la série des composés H 2 R . L'eau se dissocie en ions H + et O Le sien électrolyte amphotère.

Soufre, le sélénium et le tellure forment les mêmes formes de composés avec l'oxygène du type R O 2 et R Environ 3- . Ils correspondent à des acides de type H 2 R O 3 et H 2 R Environ 4- . Avec une augmentation du nombre ordinal de l'élément, la force de ces acides diminue.vaet. Tous présentent des propriétés oxydantes et des acides du type H 2 R Environ 3 sont également réparatrices.

Les propriétés des substances simples changent naturellement : avec une augmentation decharge du noyau, les non métalliques s'affaiblissent et les métalliques augmentent. Propriétés. Ainsi, l'oxygène et le tellure sont des non-métaux, mais ce dernier alustre métallique et conduit l'électricité.