칼코겐. "유황, 셀레늄, 텔루르"주제에 대한 프레젠테이션. 셀레늄, 텔루륨, 폴로늄 및 그 화합물
텔루륨은 희귀 원소 중 하나입니다. 지각에 함유된 텔루륨은 .
자유 상태에서 셀레늄은 황과 같은 여러 동소 변형을 형성하며 그 중 가장 유명한 것은 적갈색 분말인 무정형 셀레늄과 금속 광택이 있는 취성 결정을 형성하는 회색 셀레늄입니다.
텔루륨은 또한 무정형 변형 형태와 금속 광택이 있는 밝은 회색 결정 형태로 알려져 있습니다.
셀레늄은 전형적인 반도체입니다(§ 190 참조). 반도체로서의 중요한 특성은 조명을 받았을 때 전기 전도도가 급격히 증가한다는 것입니다. 금속 도체가 있는 셀레늄의 경계에는 한 방향으로만 전류를 전달할 수 있는 회로 섹션인 장벽 층이 형성됩니다. 이러한 특성과 관련하여 셀레늄은 배리어 층이 있는 정류기 및 광전지 제조를 위한 반도체 기술에 사용됩니다. 텔루륨도 반도체이지만 그 사용이 더 제한적입니다. 일부 금속의 셀레나이드 및 텔루라이드도 반도체 특성을 가지며 전자 제품에 사용됩니다. 소량의 텔루륨은 납에 합금 첨가물로 사용되어 기계적 특성을 향상시킵니다.
셀렌화수소와 텔루르화수소는 역겨운 냄새가 나는 무색 기체입니다. 그들의 수용액은 산이며, 해리 상수는 황화수소의 해리 상수보다 다소 큽니다.
화학적으로 셀렌화수소와 텔루르화수소는 황화수소와 매우 유사합니다. 황화수소와 마찬가지로 환원성이 매우 높습니다. 가열하면 둘 다 분해됩니다. 동시에 할로겐화수소 시리즈에서 발생하는 것처럼 전이 중에 분자의 강도가 감소하는 것보다 덜 안정적입니다. 셀렌화수소 및 텔루르화수소의 염(셀렌화물 및 텔루르화물)은 물 및 산에 대한 용해도 측면에서 황화물과 유사합니다. 강산으로 셀렌화물과 텔루르화물에 작용하여 셀렌화수소와 텔루르화수소를 얻을 수 있습니다.
셀레늄과 텔루르가 공기나 산소에서 연소되면 이산화물이 생성되며 이는 정상적인 조건에서 고체 상태이고 셀렌산과 텔루르산의 무수물입니다.
이산화황과 달리 주로 산화 특성을 나타내며 유리 셀레늄 및 텔루르로 쉽게 회복됩니다. 예:
강한 산화제의 작용에 의해 셀레늄과 텔루르 이산화물은 각각 셀렌산과 텔루르산으로 전환될 수 있습니다.
요소 VI A 하위 그룹
(O, S, Se, Te, Po)
일반적 특성
산소
황
셀레늄과 텔루르
요소의 일반적인 특성
PS의 VI A 하위 그룹에는 산소, 황, 셀레늄, 텔루륨 및 폴로늄이 포함됩니다. 황, 셀레늄, 텔루륨 및 폴로늄의 경우 일반적인 이름이 사용됩니다. 칼코겐. 산소, 황, 셀레늄 및 텔루륨은 비금속이고 폴로늄은 금속입니다. 폴로늄은 방사성 원소이며 본질적으로 라듐의 방사성 붕괴 동안 소량으로 형성되므로 화학적 특성이 제대로 연구되지 않았습니다.
1 번 테이블
칼코겐의 주요 특성
| 형질 | 에 대한 | 에스 | 세 | 저것들 |
| 원자 반경, nm | 0,066 | 0,104 | 0,117 | 0,136 |
| 이온 반경 E 2-, nm | 0,140 | 0,184 | 0,198 | 0,221 |
| 이온화 가능성, eV | 13,62 | 10,36 | 9,75 | 9,01 |
| 전자 친화도, eV | 1,47 | 2,08 | 2,02 | 1,96 |
| 전기 음성도(폴링에 따르면) | 3,44 | 2,58 | 2,55 | 2,10 |
| 결합 엔탈피, kJ/mol E –E E = E | - 146 - 494 | - 265 - 421 | - 192 - 272 | - 218 - 126 |
| 녹는점, °С | ||||
| 끓는점, °C | - 183 | |||
| 밀도, g / cm 3 | 1.43(액체) | 2,07 | 4,80 | 6,33 |
| 지각의 함량, %(wt.) | 49,13 | 0,003 | 1.4 10 -5 | 1 10 -7 |
| 천연 동위원소의 질량수 | 16, 17, 18 | 32, 33, 34, 35 | 74, 76, 77, 78, 80, 82 | 120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130 |
| Art의 집계 상태. 가장 안정적인 동소체 형태의 조건. 색깔 | 무색 가스 | 결정. 황색 물질 | 결정. 회백질 | 결정. 은백색 물질 |
| 수정 세포 | TV의 분자. 형태 | 분자 | 분자 | 분자 |
| 분자의 구성 | 약 2 | 시즌8 | Se ∞ | 테 ∞ |
외부 전자층의 구조에 따라 고려되는 요소는 p-요소에 속합니다. 외부 층에 있는 6개의 전자 중 2개는 짝을 이루지 않아 2개의 원자가를 결정합니다. 여기 상태의 황, 셀레늄, 텔루르 및 폴로늄 원자의 경우 짝을 이루지 않은 전자의 수는 4와 6이 될 수 있습니다. 즉, 이러한 요소는 4가 및 6가가 될 수 있습니다. 모든 원소는 높은 전기 음성도 값을 가지며 산소의 EO는 불소 다음으로 두 번째입니다. 따라서 화합물에서 예술을 나타냅니다. 산화 -2, -1, 0. 황, 셀레늄 및 텔루르 원자의 이온화 전위는 작고 할로겐 화합물의 이러한 원소는 +4 및 +6의 산화 상태를 갖습니다. 산소는 불소 화합물과 오존에서 양의 산화 상태를 가지고 있습니다.
원자는 이중 결합 O 2, ...를 가진 분자를 형성하고 사슬 E - E - ... - E -에 결합할 수 있으며, 이는 단순 물질과 복잡한 물질 모두에 존재할 수 있습니다. 화학적 활성 및 산화 능력 측면에서 칼코겐은 할로겐보다 열등합니다. 이것은 자연에서 산소와 황이 결합 상태뿐만 아니라 자유 상태로도 존재한다는 사실에 의해 나타납니다. 칼코겐의 낮은 활성은 주로 분자의 더 강한 결합 때문입니다. 일반적으로 칼코겐은 반응성이 높은 물질 중 하나이며 온도가 증가함에 따라 그 활성이 급격히 증가합니다. 동소체 변형은 이 하위 그룹의 모든 물질에 대해 알려져 있습니다. 유황과 산소는 실제로 전류(유전체)를 전도하지 않으며, 셀레늄과 텔루륨은 반도체입니다.
산소에서 텔루르로 이동할 때 원소가 작은 원자(C, N, O)와 이중 결합을 형성하는 경향이 감소합니다. 큰 원자가 산소와 π-결합을 형성할 수 없다는 것은 텔루르의 경우에 특히 분명합니다. 따라서 텔루르에는 TeO 2 분자뿐만 아니라 산 분자 H 2 TeO 3 및 H 2 TeO 4(메타 형태)가 없습니다. 이산화 텔루륨은 모든 산소 원자가 연결되는 폴리머 형태로 존재합니다: Te - O - Te. 텔루르산은 황산 및 셀렌산과 달리 오르토 형태인 H 6 TeO 6에서만 발생하며, TeO 2에서와 같이 Te 원자는 σ-결합에 의해서만 O 원자에 연결됩니다.
산소의 화학적 성질은 황, 셀레늄 및 텔루르의 화학적 성질과 다릅니다. 그에 반해 황, 셀레늄, 텔루르의 성질은 공통점이 많다. 그룹을 위에서 아래로 이동할 때 수소 H 2 E가 있는 일련의 화합물에서 산성 및 환원 특성의 증가에 주목해야 합니다. 일련의 유사한 화합물(H 2 EO 4, EO 2)의 산화 특성 증가; 수소 칼코겐 및 산소 산 염의 열 안정성 감소.
VIA 하위 그룹의 비금속 원소의 화학
VIA 하위 그룹의 요소는 Po를 제외하고 비금속입니다.
산소는 다른 하위 그룹 요소와 매우 다르며 화학에서 특별한 역할을 합니다. 따라서 산소의 화학은 별도의 강의에서 강조됩니다.
유황은 다른 요소 중에서 가장 중요합니다. 황은 매우 다양한 화합물을 형성하기 때문에 황의 화학은 매우 광범위합니다. 그 화합물은 화학 작업 및 다양한 산업 분야에서 널리 사용됩니다. VIA 하위 그룹의 비금속에 대해 논의할 때 황의 화학적 성질에 가장 큰 주의를 기울입니다.
강의에서 다루는 주요 문제
VIA 하위 그룹의 비금속의 일반적인 특성. 천연 화합물 유황
단체 황화합물
황화수소, 황화물, 다황화물
이산화황. 아황산염
삼산화황
황산. 산화 특성. 황산염
기타 황화합물
셀레늄, 텔루르
단순 물질 셀레늄과 텔루르의 화합물
셀레니드와 텔루라이드
산화 상태의 Se 및 Te 화합물(+4)
셀렌산과 텔루르산. 산화 특성.
VIA 하위 그룹의 요소 |
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일반적 특성 |
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p-요소는 VIA 하위 그룹에 속합니다. |
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속 O, 황 S, 셀레늄 Se, 텔루륨 Te, 폴로늄 Po. |
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원자가 전자의 일반 공식 |
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왕좌 - ns 2 np 4 . |
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산소 |
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산소, 황, 셀레늄 및 텔루륨은 비금속입니다. |
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그들은 종종 "칼코겐"이라는 일반적인 이름으로 그룹화됩니다. |
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이는 "광석 형성"을 의미합니다. 참으로 많은 |
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금속은 산화물과 황화물의 형태로 자연에서 발견됩니다. |
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황화물 광석에서 |
소량으로 |
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셀레나이드와 텔루라이드가 있습니다. |
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폴로늄은 매우 희귀한 방사성 원소로 |
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금속인 것. |
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몰리브덴 |
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안정적인 8전자를 만들기 위해 |
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칼코겐 원자에는 두 개의 전기가 부족합니다. |
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새로운 최소 산화 상태(-2)는 |
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텅스텐 |
모든 요소에 내성. 이 정도의 산화 |
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천연 화합물의 원소 표시 - ok- |
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측면, 황화물, 셀렌화물 및 텔루르화물. |
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O를 제외한 VIA 하위 그룹의 모든 요소는 다음을 나타냅니다. |
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시보르기움 |
양의 산화 상태 +6 및 +4. 대부분- |
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산소의 가장 높은 산화 상태는 +2이며, |
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F와 함께 만. |
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S, Se, Te의 가장 특징적인 산화 상태는 다음과 같습니다.
xia: (–2), 0, +4, +6, 산소의 경우: (–2), (–1), 0.
S에서 Te로의 전환에서 가장 높은 산화 상태의 안정성은 +6
감소하고 +4 산화 상태의 안정성이 증가합니다.
Se, Te, Po의 경우 - 가장 안정적인 산화 상태는 +4입니다.
ViB 원소 원자의 일부 특성 - 하위 그룹
상대적인 |
첫 번째 에너지 |
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엘렉트루트리- |
이온화, |
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값 |
kJ/mol |
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(투표에 따르면) |
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수의 증가 |
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왕좌 레이어; |
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원자 크기의 증가; |
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에너지 감소 |
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전기의 감소 |
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가치 |
위의 데이터에서 알 수 있듯이 , 산소는 하위 그룹의 다른 요소와 매우 다릅니다.높은 가치의 이온화 에너지, ma-
원자의 궤도 반경이 크고 전기 음성도가 높으면 F만이 전기 음성도가 더 높습니다.
화학에서 매우 특별한 역할을 하는 산소는
현명하게. VIA 그룹의 다른 요소 중에서 황이 가장 중요합니다.
유황은 매우 많은 수의 다양한 |
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다른 연결. 그 화합물은 거의 모든 사람들에게 알려져 있습니다. |
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Au, Pt, I 및 희가스를 제외한 mi 원소. 크로- |
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널리 퍼진 화합물 S의 힘 |
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3s2 3p4 |
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산화 (-2), +4, +6은 일반적으로 알려져 있습니다. |
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산화 상태의 안정한 화합물: +1(S2O), +2 |
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(SF2 , SCl2 ), +3 (S2 O3 , H2 S2 O4 ). 황 화합물의 다양성은 또한 약 20개의 산소 함유 산 S만이 알려져 있다는 사실에 의해 확인됩니다.
S 원자 사이의 결합 강도는
다른 비금속과 결합 S: O, H, Cl, 따라서 S는 다음과 같은 특징이 있습니다.
매우 일반적인 광물 황철광, FeS2 및 폴리티온산(예: H2 S4 O6 )을 포함하여 황의 화학은 상당히 광범위합니다.
산업에서 사용되는 가장 중요한 황 화합물
산업체와 실험실에서 가장 널리 사용되는 황화합물은 황산이다. 세계 생산량의 ser-
산은 1억 3600만 톤이다. (다른 산은 그렇게 많은 양으로 생산되지 않습니다). 일반적인 화합물에는 다음이 포함됩니다.
황산 - 황산염, 아황산 염 - 아황산염 여부.
천연 황화물가장 중요한 비철금속을 얻는 데 사용됩니다.
thalls: Cu, Zn, Pb, Ni, Co 등 기타 일반적인 황 화합물에는 다음이 포함됩니다. 황화수소산 H2 S, 황의 이산화물 및 삼산화물: SO2
및 SO3, 티오황산염 Na2 S2 O3; 산: disulfuric (pyrosulfuric) H2 S2 O7, perox-
codisulfate H2 S2 O8 및 peroxodisulfate(과황산염): Na2 S2 O8 및
(NH4)2S2O8.
자연의 유황
단순한 물질 형태의 차, 대규모 지하 퇴적물 형성,
그리고 황화물과 황산염 광물의 형태로 , 뿐만 아니라 화합물의 형태로,
석탄과 기름의 불순물입니다. 석탄과 석유는 다음의 결과로 얻어진다.
유기 물질의 분해와 유황은 동식물의 일부입니다.
신체 단백질. 따라서 석탄과 석유를 태우면 황산화물이 생성되고,
환경을 오염.
천연유황화합물
쌀. 황철광 FeS2는 황산을 생산하는 데 사용되는 주요 광물입니다.
천연 유황;
황화물 광물:
FeS2 - 황철광 또는 철 황철광
FeCuS2 - 황동광(구리 정량
FeAsS - 아세노파이라이트
PbS - 방연광 또는 납 광택
ZnS - sphalerite 또는 아연 블렌드
HgS - 진사
Cu2 S- 칼코사이트 또는 구리 광택
Ag2 S - 아젠타이트 또는 은광
MoS2 - 몰리브덴
Sb2 S3 - 스티브나이트 또는 안티몬 광택
As4 S4 - 리얼가;
황산염:
Na2SO4 . 10 H2 O - 미라빌라이트
CaSO4 . 2H2 O - 석고
CaSO4 - 무수석고
BaSObarite 또는 무거운 스파
SrSO4는 셀레스틴입니다.
쌀. 석고 CaSO4. 2H2O
단체
단순한 물질에서 황 원자는 인접한 두 원자와 결합됩니다.
가장 안정적인 것은 8개의 황 원자로 구성된 구조이며,
왕관을 닮은 주름진 고리로 결합되었습니다. 유황에는 마름모꼴 유황, 단사정계 및 플라스틱 유황과 같은 몇 가지 변형이 있습니다. 상온에서 황은 노란색 취성 결정의 형태입니다.
마름모꼴 모양(-S),
이온 분자 S8 . 또 다른 변형 - 단사정계 황(-S)도 8원 고리로 구성되지만 위치가 다릅니다.
결정에서 S8 분자의 배열. 해제할 때
녹는 유황 고리가 찢어졌습니다. 동시에 모-
얽힌 실이 형성될 수 있습니다.
쌀. 황
용융물을 점성으로 만들고,
온도가 상승하면 폴리머 사슬이 끊어지고 점도가 낮아집니다. 용융물이 급격히 냉각되는 동안 플라스틱 유황이 형성됩니다.
유황이며 얽힌 사슬로 구성됩니다. 시간이 지남에 따라(며칠 이내) 마름모꼴 유황으로 전환됩니다.
유황은 445o C에서 끓습니다. 평형은 유황 증기에서 발생합니다.
450℃ |
650℃ |
900℃ |
1500 ° C |
S 8 S 6 |
4 |
2 |
|
S2 분자는 O2와 유사한 구조를 가지고 있습니다.
황은 산화될 수 있고(일반적으로 SO2로) 환원될 수 있습니다.
S(-2)로 업그레이드되었습니다. 상온에서는 고체 황과 관련된 거의 모든 반응이 억제되고 불소, 염소 및 수은과의 반응만 진행됩니다.
이 반응은 유출된 수은의 가장 작은 방울을 묶는 데 사용됩니다.
액체 및 증기 유황은 반응성이 높습니다. . 유황 증기는 Zn, Fe, Cu를 연소시킵니다. H를 지날 때 2 용융 유황이 형성됩니다.
H 2 S. 수소 및 금속과의 반응에서 황은 산화제로 작용합니다.
황은 할로겐의 작용으로 쉽게 산화될 수 있습니다.
그리고 산소. 공기 중에서 가열하면 유황이 푸른 불꽃으로 연소되어 산화
SO2까지.
S + O2 = SO2
유황은 진한 황산과 질산으로 산화됩니다.
S + 2H2 SO4(농축) = 3SO2 + 2H2 O,
S + 6HNO3(농축) = H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2 O
뜨거운 알칼리 용액에서 황은 불균형합니다.
3S + 6 NaOH = 2 Na2 S + Na2 SO3 + 3 H2 O.
황화암모늄 용액과 황이 반응하면 황적색 다황화물 이온(–S–S–)n 또는 Sn 2– .
아황산염 용액으로 황을 가열하면 티오황산염이 생성되고
시안화물 - 티오시안산염 용액으로 가열할 때:
S + Na 2 SO3 = Na2 S2 O3, S + KCN = KSCN
티오시아네이트 칼륨 또는 티오시아네이트는 Fe3+ 이온의 분석적 검출에 사용됩니다.
3+ + SCN – = 2+ + H2O
생성 된 복합 화합물은 핏빛 붉은 색을 띠고,
낮은 농도의 수화된 Fe3+ 이온에서도
전 세계적으로 연간 약 3,300만 톤의 천연 황이 채굴됩니다. 추출된 유황의 대부분은 황산으로 가공되어 사용된다.
고무 가황을 위해 고무 산업에서 사용됩니다. 유황 추가
고무 고분자의 이중 결합에 결합하여 이황화 다리 형성
ki -S- S-, 따라서 마치 "스티칭"하는 것처럼 고무 강도와 탄성을 제공합니다. 고무에 다량의 황이 유입되면 ebo-
nit는 전기 공학에서 사용되는 우수한 절연 재료입니다. 유황은 또한 의약품에서 피부 연고를 만들고 농업에서 식물 해충을 방제하는 데 사용됩니다.
유황화합물
황화수소, 황화물, 다황화물
황화수소 H 2 S는 황산 광천수에서 자연적으로 발생하며,
화산 및 천연 가스에 존재하며 백색이 붕괴되는 동안 형성됨
코프 시체.
황화수소는 썩은 계란 냄새가 나는 무색 기체이며 독성이 높습니다.
물에 약간 용해되며 실온에서 3부피의 기체 H2S가 1부피의 물에 용해됩니다.
공칭 용액은 ~ 0.1 mol/l입니다. . 물에 녹이면 생성된다.
가장 약한 산 중 하나인 황화수소산:
H2 S H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 , |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
HS - H+ + S 2–, |
K2 = 1.10 –14 |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
집행자: |
많은 천연 황화물이 알려져 있습니다(황화물 광물 목록 참조). 많은 중금속(Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo)의 황화물은 공업적으로 중요한 광석이다. 예를 들어, 공기 중에서 발화하여 산화물로 전환됩니다. 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 그런 다음 산화물은 석탄으로 가장 자주 환원됩니다. ZnO + C = Zn + CO 때때로 산화물은 산의 작용에 의해 용액이 된 다음 금속을 환원시키기 위해 용액을 전기분해합니다. 알칼리 및 알칼리 토금속의 황화물은 실질적으로 화학적 이온성 화합물. 다른 금속의 황화물 - 장점 일반적으로 비화학량론적 조성의 정맥 공유 화합물. 많은 비금속도 공유 황화물을 형성합니다: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. 천연 황화물 As 및 Sb가 알려져 있습니다. 알칼리 및 알칼리 토금속의 황화물 및 황화물 암모늄 공급물은 물에 잘 녹고 나머지 황화물은 불용성 운율. 그들은 특징적으로 착색된 침전물의 형태로 용액에서 분리되며, 예를 들어, Pb(NO3)2 + Na2 S = PbS(t.) + 2 NaNO3 이 반응은 용액에서 H2S 및 S2-를 검출하는 데 사용됩니다.
수불용성 황화물 중 일부는 매우 약하고 휘발성인 황산수소산의 형성으로 인해 산에 의해 용액이 될 수 있습니다. 예를 들어, 천연 산, NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 황화물은 FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS와 같은 산에 용해될 수 있습니다. 금속 황화물 및 PR 값
용해도 생성물의 값이 매우 낮은 것을 특징으로 하는 황화물은 H2S의 형성과 함께 산에 용해될 수 없습니다. 황화물은 슬롯에 용해되지 않습니다: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. H2S의 형성으로 인한 황화물의 용해 반응이 불가능한 경우, 그런 다음 진한 질산의 작용으로 용액으로 옮길 수 있습니다. 슬롯 또는 왕수. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O 황화물 음이온 S 2–는 강한 양성자 수용체(os- Brønsted에 따른 혁신). 그렇기 때문에고용해성 황화물 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
산소 하위 그룹에는 산소, 황, 셀레늄, 텔루륨 및 폴로늄(방사성 금속)의 5가지 요소가 포함됩니다. 이들은 D.I. Mendeleev의 주기율표 VI 그룹의 p-요소입니다. 그들은 그룹 이름을 가지고 있습니다 - 칼코겐은 "광석 형성"을 의미합니다.
산소 하위 그룹의 요소 속성
|
속성 |
저것들 |
로 |
|||
|
1. 주문번호 |
|||||
|
2. 원자가 전자 |
2초 2 2p 4 |
Z s 2 3r 4 |
4초 2 4r 4 |
5초 2 5p 4 |
6초 2 6p 4 |
|
3. 에너지 원자의 이온화, eV |
13,62 |
10,36 |
9,75 |
9,01 |
8,43 |
|
4. 상대 전기 음성도 |
3,50 |
2,48 |
2,01 |
1,76 |
|
|
5. 산화 상태화합물 |
1, -2, |
2, +2, +4, +6 |
4, +6 |
4, +6 |
2, +2 |
|
6. 원자 반경, nm |
0,066 |
0,104 |
0,117 0,137 |
0,164 |
|
칼코겐 원자는 외부 에너지 준위와 동일한 구조를 가지고 있습니다. ns 2 nr 4 . 이것은 화학적 성질의 유사성을 설명합니다. 수소와 금속을 포함하는 화합물의 모든 칼코겐은 -2의 산화 상태를 나타내고, 산소 및 기타 활성 비금속을 포함하는 화합물에서는 일반적으로 +4 및 +6의 산화 상태를 나타냅니다. 산소와 불소의 경우 그룹 번호와 동일한 산화 상태가 일반적이지 않습니다. 그것은 일반적으로 -2의 산화 상태를 나타내며 불소 +2와 결합합니다. 이러한 산화 상태 값은 칼코겐의 전자 구조에서 비롯됩니다.
산소 원자는 2p 하위 수준에 2개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지고 있습니다. 외부(두 번째) 수준에 d-하위 수준이 없기 때문에 전자를 분리할 수 없습니다. 즉, 자유 궤도가 없습니다.따라서 산소의 원자가는 항상 2이고 산화 상태는 -2 및 +2입니다(예: H 2 O 및 OF 2에서). 이들은 여기되지 않은 상태의 황 원자의 원자가 및 산화 상태와 동일합니다. 들뜬 상태(예를 들어 가열하는 동안 에너지 공급 동안 발생)로 전환되면 황 원자에서 3 아르 자형— 그리고 나서 3s 전자(화살표로 표시). 짝을 이루지 않은 전자의 수와 결과적으로 첫 번째 경우의 원자가는 4개(예: SO 2)이고 두 번째 - 6개(예: SO 3)입니다. 분명히 원자가 2, 4, 6은 셀레늄, 텔루르 및 폴로늄과 같은 황 유사체의 특징이며 산화 상태는 -2, +2, +4 및 +6과 같을 수 있습니다.
산소 하위 그룹의 원소의 수소 화합물이 책임이 있습니다.화학식 H2R(R - 원소기호) : H 2 O, H 2에스 , H 2 에스 e, H 2 Te. 그들이 전화한다~이다 염화수소. 물에 녹이면 형성된다.산. 이러한 산의 강도는 증가함에 따라 증가합니다. 에너지 감소로 설명되는 원소의 원자 번호일련의 화합물 H 2의 결합아르 자형 . H + 및 O 이온으로 해리되는 물 그의 양쪽성 전해질.
황, 셀레늄과 텔루륨은 다음 유형의 산소와 동일한 형태의 화합물을 형성합니다. R O 2 및 R 약 3- . 그들은 H 2 유형의 산에 해당합니다. RO 3 및 H 2 R 약 4- . 원소의 서수가 증가하면 이러한 산의 강도가 감소합니다.바트. 그들 모두는 산화 특성을 나타내며 유형의 산 H2R 약 3개도 수복물입니다.
단순 물질의 특성은 자연스럽게 변합니다.핵의 전하가 증가하면 비금속은 약해지고 금속은 증가합니다. 속성. 따라서 산소와 텔루륨은 비금속이지만 후자는금속 광택을 띠고 전기를 전도합니다.
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