Kalkogén. Előadás a következő témában: "Kén, szelén, tellúr." Szelén, tellúr, polónium és vegyületeik

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 hulladékokból nyerik.

A tellúr a ritka elemek egyike: a földkéregben csak .

A szelén szabad állapotban a kénhez hasonlóan számos allotróp módosulatot képez, amelyek közül a leghíresebbek 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 egy tipikus félvezető (lásd 190. §). Félvezetőként fontos tulajdonsága az elektromos vezetőképesség meredek növekedése megvilágított állapotban. A szelén és a fémvezető határán gátréteg képződik - az áramkör olyan része, amely csak egy irányba képes átadni az elektromos áramot. Ezekkel a tulajdonságokkal összefüggésben a szelént félvezető technológiában használják gátréteggel ellátott egyenirányítók és fotocellák gyártásához. A tellúr szintén félvezető, de felhasználása korlátozottabb. Egyes fémek szelenidjei és telluridjai félvezető tulajdonságokkal is rendelkeznek, és az elektronikában használatosak. Kis mennyiségben a tellúr az ólom ötvözőanyagaként szolgál, javítva annak mechanikai tulajdonságait.

A hidrogén-szelenid és a hidrogén-tellurid színtelen, undorító 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 a hidrogén-halogenidek sorozatában történik, az átmenettel a molekulák erőssége csökken. A hidrogén-szelenid és a hidrogén-tellurid sói – szelenidek és telluridok – vízben és savakban való oldhatóságukat tekintve hasonlóak a szulfidokhoz. A szelenidekre és a telluridokra erős savakkal hatva hidrogén-szelenid és hidrogén-tellurid nyerhető.

Amikor a szelént és a tellúrt levegőn vagy oxigénben elégetik, dioxidok és oxidok keletkeznek, amelyek normál körülmények között szilárd halmazállapotúak, és szelén- és telluros savak anhidridjei.

A kén-dioxiddal ellentétben túlnyomórészt oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik, könnyen visszanyerhető szabad szelénné és tellúrummá, például:

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

VI. ELEMEK A alcsoportok

(O, S, Se, Te, Po)

Általános tulajdonságok

Oxigén

Kén

Szelén és tellúr

Az elemek általános jellemzői

A PS VI A alcsoportja a következő elemeket tartalmazza: oxigén, kén, szelén, tellúr és polónium. A kén, szelén, tellúr és polónium esetében egy általános elnevezést használnak - kalkogéneket. Az oxigén, a kén, a szelén és a tellúr nem fémek, míg a polónium fém. A polónium radioaktív elem, a természetben a rádium radioaktív bomlása során kis mennyiségben képződik, ezért kémiai tulajdonságait kevéssé tanulmányozzák.

Asztal 1

A kalkogén főbb jellemzői

Jellemzők	O	S	Se	Azok
Atomsugár, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Ionsugár E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Ionizációs potenciál, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Elektronaffinitás, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Elektronegativitás (Pauling szerint)	3,44	2,58	2,55	2,10
Kötésentalpia, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Olvadáspont, °С
Forráspont, °C	- 183
Sűrűség, g/cm3	1,43 (folyékony)	2,07	4,80	6,33
Tartalom a földkéregben, % (tömeg)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Természetes izotópok tömegszámai	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
Az összesítés állapota az Art. a legstabilabb allotróp forma körülményei. Szín	színtelen gáz	Kristály. sárga anyag	Kristály. szürkeállomány	Kristály. ezüstös fehér anyag
Kristály cella	Molekuláris a tévében. forma	molekuláris	molekuláris	molekuláris
Molekulák összetétele	Körülbelül 2	S8	Se ∞	Te ∞

A külső elektronikus réteg felépítése szerint a vizsgált elemek a p-elemekhez tartoznak. A külső réteg hat elektronjából kettő párosítatlan, ami meghatározza a kettő vegyértékét. A gerjesztett állapotban lévő kén-, szelén-, tellúr- és polóniumatomok esetében a párosítatlan elektronok száma 4 és 6 lehet. Vagyis ezek az elemek lehetnek négyesek és hat vegyértékűek. Minden elem nagy elektronegativitással rendelkezik, és az oxigén EO-ja a fluor után a második. Ezért a vegyületekben művészetet mutatnak be. oxidáció -2, -1, 0. A kén-, szelén- és tellúratomok ionizációs potenciálja kicsi, ezeknek az elemeknek a halogénatomot tartalmazó vegyületekben az oxidációs foka +4 és +6. Az oxigén pozitív oxidációs állapotú a fluorvegyületekben és az ózonban.

Az atomok O 2, ... kettős kötéssel molekulákat alkothatnak, és E - E - ... - E - láncokba kapcsolódhatnak, amelyek egyszerű és összetett anyagokban is létezhetnek. Kémiai aktivitásukat és oxidációs képességüket tekintve a kalogének rosszabbak, mint a halogének. Erre utal, hogy a természetben az oxigén és a kén nemcsak kötött, hanem szabad állapotban is létezik. A kalkogén alacsonyabb aktivitása nagyrészt a molekulák erősebb kötésének köszönhető. Általában a kalkogén a nagyon reaktív anyagok közé tartozik, amelyek aktivitása a hőmérséklet emelkedésével meredeken növekszik. Az allotróp módosítások az alcsoport összes anyagára ismertek. A kén és az oxigén gyakorlatilag nem vezet elektromos áramot (dielektrikum), a szelén és a tellúr félvezetők.

Az oxigénről a tellúrra való áttéréskor csökken az elemek azon hajlama, hogy kis atomokkal (C, N, O) kettős kötést hozzanak létre. A tellúr esetében különösen nyilvánvaló, hogy a nagy atomok nem képesek π-kötést kialakítani az oxigénnel. Tehát a tellúrban nincsenek H 2 TeO 3 és H 2 TeO 4 savmolekulák (metaformák), valamint TeO 2 molekulák. A tellúr-dioxid csak polimer formájában létezik, ahol az összes oxigénatom áthidaló: Te - O - Te. A tellursav, ellentétben a kénsavval és a szelénsavval, csak orto formában - H 6 TeO 6 - fordul elő, ahol a Te-atomok a TeO 2-hoz hasonlóan csak σ-kötésekkel kapcsolódnak az O atomokhoz.

Az oxigén kémiai tulajdonságai eltérnek a kén, a szelén és a tellúr tulajdonságaitól. Éppen ellenkezőleg, sok a közös a kén, a szelén és a tellúr tulajdonságaiban. Amikor felülről lefelé haladunk a csoporton, észre kell venni a savas és redukáló tulajdonságok növekedését egy sor hidrogénnel H 2 E; az oxidáló tulajdonságok növekedése egy sor hasonló vegyületben (H 2 EO 4, EO 2); a hidrogén-kalkogén és az oxigénsavak sóinak termikus stabilitásának csökkenése.

A VIA-alcsoport elemeinek kémiája, nemfémek

A VIA alcsoport elemei nem fémek, kivéve a Po-t.

Az oxigén nagyon különbözik a többi alcsoport elemétől, és különleges szerepet játszik a kémiában. Ezért az oxigén kémiája külön előadásban kerül kiemelésre.

A kén a legfontosabb a többi elem között. A kén kémiája nagyon kiterjedt, mivel a kén nagyon sokféle vegyületet képez. Vegyületeit széles körben használják a kémiai gyakorlatban és a különböző iparágakban. A VIA alcsoport nemfémeinek tárgyalásakor a legnagyobb figyelmet a kén kémiája kapja.

Az előadásban tárgyalt kulcskérdések

A VIA-alcsoportba tartozó nemfémek általános jellemzői. Természetes vegyületek Kén

Egyszerű anyag Kénvegyületek

Kénhidrogén, szulfidok, poliszulfidok

A kén-dioxid. Szulfitok

Kén-trioxid

Kénsav. oxidatív tulajdonságai. szulfátok

Egyéb kénvegyületek

szelén, tellúr

Egyszerű anyagok Szelén és tellúr vegyületei

Szelenidek és telluridok

Se és Te vegyületek oxidációs állapotban (+4)

Szelén- és tellursav. oxidatív tulajdonságai.

				A VIA alcsoport elemei
					Általános tulajdonságok
						A p-elemek a VIA alcsoportba tartoznak: sav-
					nemzetség O, kén S, szelén Se, tellúr Te, polónium Po.
									A vegyértékelektronok általános képlete
									trónok - ns 2 np 4 .
			oxigén
						Az oxigén, a kén, a szelén és a tellúr nem fémek.
					Gyakran a "kalkogén" név alatt csoportosítják őket.
					ami azt jelenti, hogy „érceket képeznek”. Valóban sokan
					a fémek a természetben oxidok és szulfidok formájában találhatók meg;
					szulfidércekben				kis mennyiségben együtt
					vannak szelenidek és telluridok.
						A polónium egy nagyon ritka radioaktív elem, amely
					amely egy fém.
			molibdén
						Stabil nyolcelektronos létrehozásához
					a kalkogénatomokból csak két elektro-
					új A minimális oxidációs állapot (–2) az
			volfrám		minden elemnek ellenáll. Ez az oxidációs fok
					az elemek természetes vegyületekben jelennek meg - ok-
					oldalak, szulfidok, szelenidek és telluridok.
						A VIA-alcsoport összes eleme, kivéve az O-t, bemutatja
			seaborgium		pozitív oxidációs állapot +6 és +4. A legtöbb-
					az oxigén legmagasabb oxidációs állapota +2, azt mutatja
	csak F-vel együtt.

Az S, Se, Te legjellemzőbb oxidációs állapotai a következők

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

Az S-ből Te-be való átmenetben a legmagasabb oxidációs állapot stabilitása +6

csökken, és a +4 oxidációs állapot stabilitása nő.

Se, Te, Po, - esetén a legstabilabb oxidációs állapot +4.

Az elemek atomjainak néhány jellemzője ViB - alcsoportok

		Relatív	Első energia
		elektrootri-	ionizálás,
		érték	kJ/mol
		(a Polling szerint)
				számának növekedése
				trónrétegek;
				egy atom méretének növekedése;
				energia csökkenése io-
				elektromosság csökkenése
				értékeket

Mint a fenti adatokból is kitűnik , az oxigén nagyon különbözik az alcsoport többi elemétől nagy ionizációs energia értéke, ma-

az atom nagy pályasugara és nagy elektronegativitás, csak az F rendelkezik nagyobb elektronegativitással.

Az oxigént, amely a kémiában nagyon különleges szerepet játszik, től vették figyelembe

érzékelhetően. A VIA csoport többi eleme közül a kén a legfontosabb.

			A kén nagyon sok különféle
			különböző kapcsolatokat. Vegyületei szinte mindenből ismertek
			mi elemek, kivéve az Au, Pt, I és a nemesgázokat. Cro-
			me az elterjedt vegyületek S hatványokban
	3s2 3p4
			oxidáció (–2), +4, +6, általában ismert,
			stabil vegyületek oxidációs állapotban: +1 (S2 O), +2

(SF2, SC12), +3 (S203, H2S204). A kénvegyületek sokféleségét igazolja az is, hogy csak mintegy 20 oxigéntartalmú S sav ismert.

Az S atomok közötti kötés erőssége arányosnak bizonyul a

S-t más nemfémekkel köti meg: O, H, Cl, ezért S-t az jellemzi

ideértve a nagyon elterjedt ásványi piritet, a FeS2-t és a politionsavakat (pl. H2 S4 O6 ), így a kén kémiája meglehetősen kiterjedt.

Az iparban használt legfontosabb kénvegyületek

Az iparban és a laboratóriumban legszélesebb körben használt kénvegyület a kénsav. A világ szervíztermelésének volumene

sav 136 millió tonna. (ilyen nagy mennyiségben más sav nem keletkezik). A gyakori vegyületek közé tartozik

hogy kénsav - szulfátok, valamint kénsav sói - szulfitok.

természetes szulfidok a legfontosabb színesfémek előállítására használják

tallok: Cu, Zn, Pb, Ni, Co stb. Egyéb gyakori kénvegyületek: hidrogén-szulfidsav H2S, kén di- és trioxidjai: SO2

és SO3, tioszulfát Na2S203; savak: kénsav (pirokénsav) H2S2O7, perox-

kodiszulfát H2S2O8 és peroxodiszulfátok (perszulfátok): Na2S2O8 és

(NH4)2S2O8.

Kén a természetben

tea egyszerű anyag formájában nagy földalatti lerakódásokat képez,

valamint szulfid és szulfát ásványok formájában , valamint vegyületek formájában,

amelyek a szén és az olaj szennyeződései. Ennek eredményeként szenet és olajat nyernek

a szerves anyagok bomlásai, a kén pedig az állatok és növények része

testfehérjék. Ezért a szén és az olaj elégetésekor kén-oxidok képződnek,

szennyezi a környezetet.

Természetes kénvegyületek

Rizs. A pirit FeS2 a kénsav előállításához használt fő ásvány.

natív kén;

szulfid ásványok:

FeS2 - pirit vagy vaspirit

FeCuS2 – kalkopirit (rézkvanti-

FeAsS - arzenopirit

PbS – galéna vagy ólomfény

ZnS - szfalerit vagy cinkkeverék

HgS – cinóber

Cu2 S- kalkocit vagy rézfény

Ag2 S - argentit vagy ezüst fényű

MoS2 - molibdenit

Sb2 S3 - stibnit vagy antimon fényes

As4 S4 - realgar;

szulfátok:

Na2SO4. 10 H2 O - mirabilit

CaSO4. 2H2 O - gipsz

CaSO4 - anhidrit

BaSObarite vagy nehéz spar

Az SrSO4 celesztin.

Rizs. Gipsz CaSO4. 2H2O

egyszerű anyag

Egy egyszerű anyagban a kénatomok két szomszédos atomhoz kötődnek.

A legstabilabb a nyolc kénatomból álló szerkezet,

koronára emlékeztető hullámos gyűrűben egyesült. A kénnek számos változata létezik: rombikus kén, monoklin és műanyag kén. Normál hőmérsékleten a kén sárga, rideg kristályok formájában van jelen.

rombusz alakú (-S), amelyet a

ionos molekulák S8 . Egy másik módosítás - a monoklin kén (-S) szintén nyolctagú gyűrűkből áll, de elhelyezkedésében különbözik

az S8 molekulák elrendezése a kristályban. Amikor disz-

olvadó kéngyűrűk szakadnak. Ugyanakkor mo-

kusza szálak képződhetnek, melyek

Rizs. Kén

viszkózussá tegyük az olvadékot, tovább

A hőmérséklet emelkedésével a polimer láncok lebomlanak, és a viszkozitás csökken. Az olvadék éles hűtése során műanyag kén képződik

kéntartalmú, és összefonódott láncokból áll. Idővel (néhány napon belül) rombos kénné alakul.

A kén 445o C-on forr. A kéngőzben egyensúlyok mennek végbe:

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

Az S2 molekulák szerkezete hasonló az O2-hez.

A kén oxidálható (általában SO2-vé) és redukálható

frissítve S(-2-re). Normál hőmérsékleten szinte minden szilárd ként lejátszódó reakció gátolt, csak a fluorral, klórral és higannyal való reakció megy végbe.

Ezt a reakciót használják a kiömlött higany legkisebb cseppjeinek megkötésére.

A folyékony és gőz alakú kén nagyon reakcióképes . A kéngőz Zn, Fe, Cu éget. Amikor elhaladt H 2 felett olvadt kén képződik

H 2 S. Hidrogénnel és fémekkel való reakciókban a kén oxidálószerként működik

A kén könnyen oxidálható halogének hatására.

és oxigén. Levegőn hevítve a kén kék lánggal ég, oxidálódik

SO2-ig.

S + O2 = SO2

A ként tömény kénsavval és salétromsavval oxidálják:

S + 2H2SO4 (tömény) = 3SO2 + 2H2O,

S + 6HNO3 (tömény) = H2SO4 + 6 NO2 + 2H2O

Forró lúgos oldatokban a kén aránytalan.

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

Amikor a kén ammónium-szulfid oldattal reagál, sárga-vörös poliszulfid ionok(–S–S–)n vagy Sn 2– .

Ha a ként szulfitoldattal hevítjük, tioszulfátot kapunk, és

cianid-tiocianát oldattal hevítve:

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

A kálium-tiocianátot vagy tiocianátot az Fe3+-ionok analitikai kimutatására használják:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

A kapott összetett vegyület vérvörös színű,

még a hidratált Fe3+ ionok alacsony koncentrációja esetén is a

Évente körülbelül 33 millió tonna natív ként bányásznak a világon. A kivont kén fő mennyiségét kénsavvá dolgozzák fel és használják fel

a gumiiparban gumi vulkanizálására használják. Adjunk hozzá ként

gumi makromolekulák kettős kötéseihez kötődik, diszulfidhidakat képezve

ki -S- S-, ezáltal mintha "felvarrná" őket, ami szilárdságot és rugalmasságot ad a guminak. Ha nagy mennyiségű ként kerül a gumiba, az ebo-

nit, amely jó szigetelőanyag, amelyet az elektrotechnikában használnak. A ként a gyógyszeriparban bőrkenőcsök készítésére, a mezőgazdaságban pedig növényi kártevők elleni védekezésre is használják.

Kénvegyületek

Kénhidrogén, szulfidok, poliszulfidok

A hidrogén-szulfid H 2 S természetesen előfordul a kénes ásványvizekben,

jelen van a vulkáni és földgázban, a fehér bomlása során keletkezik

kov testek.

A hidrogén-szulfid színtelen, rothadt tojás szagú gáz, amely rendkívül mérgező.

Vízben gyengén oldódik, szobahőmérsékleten három térfogatrész gáz halmazállapotú H2S oldódik egy térfogat vízben. A H 2 S koncentrációja telített vízben

nom oldat ~ 0,1 mol/l . Vízben oldva képződik

hidroszulfidsav, amely az egyik leggyengébb sav:

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Végrehajtó:											Számos természetes szulfid ismert (lásd a szulfid ásványok listáját). Számos nehéz színesfém (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) szulfidjai iparilag fontos ércek. Levegőben történő égetéssel oxidokká alakulnak, pl. 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 akkor az oxidokat leggyakrabban szénnel redukálják: ZnO + C = Zn + CO Néha az oxidokat sav hatására oldják fel, majd az oldatot elektrolízisnek vetik alá a fém redukálása érdekében. Az alkáli- és alkáliföldfémek szulfidjai gyakorlatilag kémiailag ionos vegyületek. Más fémek szulfidjai - az előny véna-kovalens vegyületek, amelyek általában nem sztöchiometrikus összetételűek. Sok nemfém is képez kovalens szulfidokat: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. A természetes szulfidok As és Sb ismertek. Alkáli- és alkáliföldfém-szulfidok, valamint szulfidok az ammónium takarmány vízben jól oldódik, a többi szulfid oldhatatlan mondókák. Az oldatokból jellegzetes színű csapadék formájában izolálják, Például, Pb(NO3 )2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Ezt a reakciót H2S és S2– oldatban történő kimutatására használják. A vízben oldhatatlan szulfidok egy részét savak oldhatják fel, mivel nagyon gyenge és illékony kénsav képződik. natív sav, pl. NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 A szulfidok feloldhatók savakban: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Fém-szulfidok és PR értékek Szulfidok Az üledék színe PR érték 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 barna 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 A szulfidok, amelyeket az oldhatósági termék igen alacsony értéke jellemez, nem tudnak savakban feloldódni H2S képződésével. a szulfidok nem oldódnak a résekben: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Ha a szulfid feloldódási reakciója a H2S képződése miatt nem lehetséges, majd tömény salétromsav hatására oldatba vihető át slot vagy aqua regia. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Az S 2– szulfid anion erős proton akceptor (os- innováció Brønsted szerint). Így jól oldódó szulfidok

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 "érceket képeznek".

Az oxigén alcsoport elemeinek tulajdonságai

Tulajdonságok				Azok	Ro
1. Rendelési szám
2. Vegyértékelektronok	2 s 2 2p 4	Z s 2 3p 4	4 s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Energia Az atom ionizációja, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Rokon elektronegativitás	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Az 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 nr 4 . Ez magyarázza kémiai tulajdonságaik hasonlóságát. A hidrogénnel és fémekkel alkotott vegyületekben lévő összes kalkogén oxidációs foka -2, az oxigénnel és más aktív nemfémekkel rendelkező vegyületekben pedig általában +4 és +6. Az oxigénre és a fluorra sem jellemző a csoportszámmal megegyező oxidációs állapot. Oxidációs állapota általában -2, fluorral kombinálva pedig +2. Az oxidációs állapotok ilyen értékei a kalkogén elektronszerkezetéből következnek

Az oxigénatomnak két párosítatlan elektronja van a 2p alszinten. Elektronjait nem lehet szétválasztani, hiszen a külső (második) szinten nincs d-alszint, vagyis nincsenek szabad pályák. Ezért az oxigén vegyértéke mindig kettővel, az oxidációs állapot pedig -2 és +2 (például H 2 O-ban és OF 2-ben). Ezek a gerjesztetlen állapotban lévő kénatom azonos vegyértékei és oxidációs állapotai. Gerjesztett állapotba való átmenetkor (ami az energiaellátás során, pl. fűtéskor megy végbe) a kénatomnál a 3 R— majd 3s elektronok (nyilakkal jelölve). 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 felelősek képlet H2R (R - elem szimbólum): H 2 O, H 2 S, H2S e, H 2 Te. Hívnakvannak hidrogén-kalcidok. Vízben oldva kialakulnaksavak. Ezeknek a savaknak az erőssége a növekedéssel nő az elem atomszáma, ami az energia csökkenésével magyarázható kötések a H 2 vegyületek sorozatában R . A víz H + és O ionokká disszociál Övé amfoter elektrolit.

Kén, a szelén és a tellúr a típusú oxigénnel azonos vegyületformákat alkot R O 2 és R Körülbelül 3-. Ezek a H2 típusú savaknak felelnek meg R O 3 és H 2 R Körülbelül 4-. Az elem sorszámának növekedésével ezeknek a savaknak az erőssége csökken.vaet. Mindegyikük oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik, és a típusú savak H2R Körülbelül 3 is helyreállító.

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