Chalkogeny. Prezentacja na temat „Siarka, selen, tellur”. Selen, tellur, polon i ich związki

Selen nie jest szeroko rozpowszechniony w przyrodzie. Zawartość selenu w skorupie ziemskiej wynosi . Jego związki występują jako zanieczyszczenia w naturalnych związkach siarki z metalami i. Dlatego selen pozyskiwany jest z produktów odpadowych powstających przy produkcji kwasu siarkowego, w elektrolitycznej rafinacji miedzi oraz w niektórych innych procesach.

Tellurium jest jednym z rzadkich pierwiastków: jego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi tylko .

W stanie wolnym selen, podobnie jak siarka, tworzy kilka odmian alotropowych, z których najbardziej znane to selen amorficzny, będący proszkiem czerwono-brązowym, oraz selen szary, tworzący kruche kryształy o metalicznym połysku.

Tellurium znane jest również w postaci amorficznej modyfikacji oraz w postaci jasnoszarych kryształów o metalicznym połysku.

Selen jest typowym półprzewodnikiem (patrz § 190). Ważną właściwością tego półprzewodnika jest gwałtowny wzrost przewodności elektrycznej po oświetleniu. Na granicy selenu z metalowym przewodnikiem tworzy się warstwa barierowa - odcinek obwodu, który może przepuszczać prąd elektryczny tylko w jednym kierunku. W związku z tymi właściwościami selen jest wykorzystywany w technologii półprzewodnikowej do produkcji prostowników i fotokomórek z warstwą barierową. Tellurium jest również półprzewodnikiem, ale jego zastosowanie jest bardziej ograniczone. Selenki i tellurki niektórych metali mają również właściwości półprzewodnikowe i są stosowane w elektronice. W niewielkich ilościach tellur służy jako dodatek stopowy do ołowiu, poprawiający jego właściwości mechaniczne.

Selenowodór i tellurek wodoru to bezbarwne gazy o obrzydliwym zapachu. Ich roztwory wodne to kwasy, których stałe dysocjacji są nieco większe niż stała dysocjacji siarkowodoru.

Pod względem chemicznym selenowodór i tellurek wodoru są niezwykle podobne do siarkowodoru. Podobnie jak siarkowodór mają właściwości silnie redukujące. Po podgrzaniu oboje rozkładają się. Jednocześnie jest mniej stabilny niż: tak jak w szeregu halogenowodorów, siła molekuł maleje podczas przejścia. Sole selenowodoru i tellurku wodoru - selenki i tellurki - są podobne do siarczków pod względem rozpuszczalności w wodzie i kwasach. Działając na selenki i tellurki mocnymi kwasami, można otrzymać selenek wodoru i tellurek wodoru.

Podczas spalania selenu i telluru w powietrzu lub w tlenie powstają dwutlenki, które w normalnych warunkach są w stanie stałym i są bezwodnikami kwasów selenowych i tellurowych.

W przeciwieństwie do dwutlenku siarki i wykazują głównie właściwości utleniające, łatwo regenerując się do wolnego selenu i telluru, na przykład:

Pod wpływem silnych utleniaczy dwutlenki selenu i telluru mogą zostać przekształcone odpowiednio w kwas selenowy i tellurowy.

ELEMENTY VI A podgrupy

(O, S, Se, Te, Po)

ogólna charakterystyka

Tlen

Siarka

Selen i tellur

Ogólna charakterystyka elementów

Podgrupa PS VI A obejmuje pierwiastki: tlen, siarkę, selen, tellur i polon. W przypadku siarki, selenu, telluru i polonu stosuje się nazwę zwyczajową - chalkogeny. Tlen, siarka, selen i tellur to niemetale, natomiast polon jest metalem. Polon jest pierwiastkiem promieniotwórczym, w przyrodzie powstaje w niewielkich ilościach podczas rozpadu promieniotwórczego radu, dlatego jego właściwości chemiczne są słabo poznane.

Tabela 1

Główne cechy chalkogenów

Charakterystyka	O	S	Se	Tych
Promień atomowy, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Promień jonowy E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Potencjał jonizacji, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Powinowactwo elektronowe, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Elektroujemność (według Paulinga)	3,44	2,58	2,55	2,10
Entalpia wiązania, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Temperatura topnienia, °С
Temperatura wrzenia, °С	- 183
Gęstość, g / cm 3	1,43 (ciecz)	2,07	4,80	6,33
Zawartość w skorupie ziemskiej, % (wag.)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Liczby masowe naturalnych izotopów	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
Stan skupienia w art. warunki najbardziej stabilnej formy alotropowej. kolor	bezbarwny gaz	Kryształ. żółta substancja	Kryształ. szare komórki	Kryształ. srebrzystobiała substancja
Kryształowa komórka	Molekularny w telewizji. Formularz	molekularny	molekularny	molekularny
Skład cząsteczek	Około 2	S8	Se	Te

Zgodnie ze strukturą zewnętrznej warstwy elektronicznej rozważane elementy należą do elementów p. Z sześciu elektronów w warstwie zewnętrznej dwa są niesparowane, co określa ich wartościowość dwóch. W przypadku atomów siarki, selenu, telluru i polonu w stanie wzbudzonym liczba niesparowanych elektronów może wynosić 4 i 6. Oznacza to, że pierwiastki te mogą być cztero- i sześciowartościowe. Wszystkie pierwiastki mają wysokie wartości elektroujemności, a EO tlenu ustępuje tylko fluorowi. Dlatego w związkach wykazują art. utlenianie -2, -1, 0. Potencjały jonizacji atomów siarki, selenu i telluru są niewielkie, a pierwiastki te w związkach z halogenami mają stopnie utlenienia +4 i +6. Tlen ma dodatni stan utlenienia związków fluoru i ozonu.

Atomy mogą tworzyć cząsteczki z podwójnym wiązaniem O 2, ... i łączyć się w łańcuchy E - E - ... - E -, które mogą występować zarówno w prostych, jak i złożonych substancjach. Pod względem aktywności chemicznej i zdolności utleniania chalkogeny są gorsze od halogenów. Wskazuje na to fakt, że w naturze tlen i siarka występują nie tylko w stanie związanym, ale również w stanie wolnym. Niższa aktywność chalkogenów wynika w dużej mierze z silniejszego wiązania w cząsteczkach. Ogólnie rzecz biorąc, chalkogeny należą do substancji wysoce reaktywnych, których aktywność gwałtownie wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Modyfikacje alotropowe są znane dla wszystkich substancji z tej podgrupy. Siarka i tlen praktycznie nie przewodzą prądu elektrycznego (dielektryki), selen i tellur są półprzewodnikami.

Przechodząc od tlenu do telluru, zmniejsza się tendencja pierwiastków do tworzenia podwójnych wiązań z małymi atomami (C, N, O). Niezdolność dużych atomów do tworzenia wiązań π z tlenem jest szczególnie widoczna w przypadku telluru. Tak więc w telluru nie ma cząsteczek kwasu H 2 TeO 3 i H 2 TeO 4 (metaformy), a także cząsteczek TeO 2 . Dwutlenek telluru istnieje tylko w postaci polimeru, w którym wszystkie atomy tlenu tworzą mostek: Te - O - Te. Kwas tellurowy, w przeciwieństwie do kwasu siarkowego i selenowego, występuje tylko w postaci orto - H6TeO6, gdzie podobnie jak w TeO2 atomy Te są połączone z atomami O tylko wiązaniami σ.

Właściwości chemiczne tlenu różnią się od właściwości siarki, selenu i telluru. Wręcz przeciwnie, właściwości siarki, selenu i telluru mają wiele wspólnego. Przechodząc przez grupę od góry do dołu należy zauważyć wzrost właściwości kwasowych i redukujących w serii związków z wodorem H 2 E; wzrost właściwości utleniających w szeregu podobnych związków (H 2 EO 4, EO 2); zmniejszenie stabilności termicznej wodoro-chalkogenów i soli kwasów tlenowych.

Chemia pierwiastków niemetali podgrupy VIA

Pierwiastki podgrupy VIA to niemetale, z wyjątkiem Po.

Tlen bardzo różni się od innych pierwiastków podgrupy i odgrywa szczególną rolę w chemii. Dlatego chemia tlenu została omówiona w osobnym wykładzie.

Spośród pozostałych pierwiastków najważniejsza jest siarka. Chemia siarki jest bardzo obszerna, ponieważ siarka tworzy ogromną różnorodność związków. Jego związki są szeroko stosowane w praktyce chemicznej oraz w różnych gałęziach przemysłu. Omawiając niemetale z podgrupy VIA, największą uwagę zwrócimy na chemię siarki.

Kluczowe zagadnienia poruszone w wykładzie

Ogólna charakterystyka niemetali podgrupy VIA. Związki naturalne Siarka

Prosta substancja Związki siarki

Siarkowodór, siarczki, polisiarczki

Dwutlenek siarki. siarczyny

Trójtlenek siarki

Kwas siarkowy. właściwości utleniające. siarczany

Inne związki siarki

selen, tellur

Substancje proste Związki selenu i telluru

Selenidy i tellurydy

Związki Se i Te w stanie utlenienia (+4)

Kwasy selenowy i tellurowy. właściwości utleniające.

				Elementy podgrupy VIA
					ogólna charakterystyka
						Pierwiastki p należą do podgrupy VIA: kwas-
					rodzaj O, siarka S, selen Se, tellur Te, polon Po.
									Ogólny wzór na elektrony walencyjne
									trony - ns 2 np 4 .
			tlen
						Tlen, siarka, selen i tellur to niemetale.
					Często są one zgrupowane pod wspólną nazwą „chalcogens”,
					co oznacza „formowanie rud”. Rzeczywiście wiele
					metale występują w przyrodzie w postaci tlenków i siarczków;
					w rudach siarczkowych				w małych ilościach z
					są selenidy i tellurydy.
						Polon jest bardzo rzadkim pierwiastkiem radioaktywnym, który
					który jest metalem.
			molibden
						Aby stworzyć stabilny ośmioelektronowy
					atomom chalkogenu brakuje tylko dwóch elektro-
					Nowy Minimalny stopień utlenienia (–2) to
			wolfram		odporny na wszelkie żywioły. To jest ten stopień utlenienia
					pierwiastki wykazują w związkach naturalnych - ok-
					boki, siarczki, selenidy i tellurki.
						Wszystkie elementy podgrupy VIA, z wyjątkiem O, eksponują
			seaborgium		dodatnie stany utlenienia +6 i +4. Bardzo-
					najwyższy stopień utlenienia tlenu wynosi +2, wykazuje
	tylko w połączeniu z F.

Najbardziej charakterystycznymi stopniami utlenienia dla S, Se, Te są

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

W przejściu od S do Te stabilność najwyższego stopnia utlenienia wynosi +6

zmniejsza się, a stabilność stanu utlenienia +4 wzrasta.

Dla Se, Te, Po - najbardziej stabilnym stopniem utlenienia jest +4.

Niektóre cechy atomów pierwiastków ViB - podgrupy

		Względny	Pierwsza energia
		elektrootri-	jonizacja,
		wartość	kJ/mol
		(według ankiety)
				wzrost liczby
				warstwy tronu;
				wzrost wielkości atomu;
				spadek energii jo-
				spadek energii elektrycznej
				wartości

Jak widać z powyższych danych , tlen bardzo różni się od innych elementów podgrupy wysoka wartość energii jonizacji, ma-

duży promień orbity atomu i wysoka elektroujemność, tylko F ma wyższą elektroujemność.

Tlen, który odgrywa bardzo szczególną rolę w chemii, został wzięty pod uwagę z

mądrze. Wśród pozostałych elementów grupy VIA najważniejsza jest siarka.

			Siarka tworzy bardzo dużą liczbę różnych
			różne połączenia. Jego związki są znane prawie ze wszystkich
			pierwiastki mi, z wyjątkiem Au, Pt, I i gazów szlachetnych. Cro-
			me rozpowszechnionych związków S w potęgach
	3s2 3p4
			utlenianie (–2), +4, +6, znane są z reguły,
			związki stabilne w stanach utlenienia: +1 (S2 O), +2

(SF2, SC12), +3 (S2O3, H2S2O4). Różnorodność związków siarki potwierdza również fakt, że znanych jest tylko około 20 kwasów S zawierających tlen.

Siła wiązania między atomami S okazuje się współmierna do

wiąże S z innymi niemetalami: O, H, Cl, dlatego S charakteryzuje się

w tym bardzo powszechny mineralny piryt, FeS2 i kwasy politionowe (np. H2S4O6).Tak więc chemia siarki jest dość obszerna.

Najważniejsze związki siarki stosowane w przemyśle

Najszerzej stosowanym związkiem siarki w przemyśle i laboratorium jest kwas siarkowy. Światowa wielkość produkcji ser-

kwas to 136 milionów ton. (żaden inny kwas nie jest produkowany w tak dużych ilościach). Typowe związki obejmują

czy kwas siarkowy - siarczany, a także sole kwasu siarkowego - siarczyny.

naturalne siarczki służą do pozyskiwania najważniejszych metali nieżelaznych

tale: Cu, Zn, Pb, Ni, Co itp. Inne popularne związki siarki to: kwas wodorosiarczkowy H2 S, di- i tritlenki siarki: SO2

i SO3, tiosiarczan Na2S2O3; kwasy: dwusiarkowy (pirosiarkowy) H2 S2 O7, nadtleno-

kododisiarczan H2 S2 O8 i nadtlenodisiarczany (nadsiarczany): Na2 S2 O8 oraz

(NH4)2S2O8.

Siarka w przyrodzie

herbata w formie prostej substancji, tworząc duże złoża podziemne,

oraz w postaci minerałów siarczkowych i siarczanowych , a także w postaci związków,

które są zanieczyszczeniami w węglu i oleju. Węgiel i ropa pozyskiwane są w wyniku:

te rozkłady substancji organicznych, a siarka jest częścią zwierząt i roślin

białka organizmu. Dlatego podczas spalania węgla i ropy powstają tlenki siarki,

zanieczyszczające środowisko.

Naturalne związki siarki

Ryż. Piryt FeS2 jest głównym minerałem używanym do produkcji kwasu siarkowego.

siarka rodzima;

minerały siarczkowe:

FeS2 - piryt lub piryt żelazny

FeCuS2 - chalkopiryt (ilość miedzi

FeAsS - arsenopiryt

PbS - galena lub ołowiany połysk

ZnS - sfaleryt lub blenda cynkowa

HgS - cynober

Cu2 S- chalkocyt lub miedziany połysk

Ag2 S - argentytowy lub srebrny połysk

MoS2 - molibdenit

Sb2 S3 - połysk stibnitowy lub antymonowy

As4 S4 - realgar;

siarczany:

Na2SO4. 10 H2O - mirabilit

CaSO4 . 2H2O - gips

CaSO4 - anhydryt

BaSObaryt lub ciężki spar

SrSO4 to celestyn.

Ryż. Gips CaSO4. 2H2O

prosta substancja

W prostej substancji atomy siarki są połączone z dwoma sąsiednimi.

Najbardziej stabilna jest struktura składająca się z ośmiu atomów siarki,

połączone w falisty pierścień przypominający koronę. Istnieje kilka modyfikacji siarki: siarka rombowa, jednoskośna i plastyczna. W zwykłej temperaturze siarka występuje w postaci żółtych, kruchych kryształów.

kształt rombowy (-S), utworzony przez

cząsteczki jonowe S8 . Inna modyfikacja - siarka jednoskośna (-S) również składa się z pierścieni ośmioczłonowych, ale różni się lokalizacją

układ cząsteczek S8 w krysztale. Kiedy nie-

topiące się pierścienie siarki są rozdarte. W tym samym czasie

mogą tworzyć się splątane nitki, które

Ryż. Siarka

spraw, aby stop stał się lepki, z dalszym

Wraz ze wzrostem temperatury łańcuchy polimerowe mogą się rozpaść, a lepkość zmniejszy się. Plastyczna siarka powstaje podczas gwałtownego schładzania stopionego materiału

siarka i składa się z splątanych łańcuchów. Z czasem (w ciągu kilku dni) przekształci się w rombową siarkę.

Siarka wrze w 445o C. Równowagi zachodzą w oparach siarki:

450 stopni Celsjusza	650 stopni Celsjusza	900 stopni Celsjusza	1500 stopni Celsjusza
S 8  S 6	 S 4	 S 2	S

Cząsteczki S2 mają strukturę podobną do O2.

Siarka może ulegać utlenieniu (zwykle do SO2) i można ją zredukować

uaktualniony do S(-2). W zwykłych temperaturach prawie wszystkie reakcje z udziałem siarki stałej są hamowane; zachodzą tylko reakcje z fluorem, chlorem i rtęcią.

Ta reakcja służy do wiązania najmniejszych kropel rozlanej rtęci.

Siarka płynna i parowa jest wysoce reaktywna . Pary siarki spalają Zn, Fe, Cu. Mijając H 2 powstaje nad stopiona siarka

H 2 S. W reakcjach z wodorem i metalami siarka działa jako utleniacz

Siarka łatwo ulega utlenieniu pod wpływem halogenów.

i tlen. Po podgrzaniu w powietrzu siarka płonie niebieskim płomieniem, utleniając się

do SO2.

S + O2 = SO2

Siarka jest utleniana stężonymi kwasami siarkowym i azotowym:

S + 2H2SO4 (stęż.) = 3SO2 + 2H2O,

S + 6HNO3 (stęż.) = H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2O

W gorących roztworach zasad siarka dysproporcjonuje.

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

Gdy siarka reaguje z roztworem siarczku amonu, żółto-czerwony jony wielosiarczkowe(–S–S–)n lub Sn 2– .

Gdy siarkę ogrzewa się roztworem siarczynu, otrzymuje się tiosiarczan i

po podgrzaniu roztworem cyjanku - rodanku:

S + Na2SO3 = Na2S2O3, S + KCN = KSCN

Do analitycznego wykrywania jonów Fe3+ stosuje się tiocyjanian lub tiocyjanian potasu:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Powstały związek złożony ma krwistoczerwony kolor,

nawet przy niskim stężeniu uwodnionych jonów Fe3+ w

Na świecie wydobywa się rocznie około 33 milionów ton rodzimej siarki. Główna ilość wyekstrahowanej siarki jest przetwarzana na kwas siarkowy i wykorzystywana

stosowany w przemyśle gumowym do wulkanizacji gumy. Dodaj siarkę

wiąże się z podwójnymi wiązaniami makrocząsteczek kauczuku, tworząc mostki dwusiarczkowe

ki -S- S-, tym samym jakby „zszyjąc” je, co nadaje gumie wytrzymałość i elastyczność. Gdy do gumy zostanie wprowadzona duża ilość siarki, ebo-

nit, który jest dobrym materiałem izolacyjnym stosowanym w elektrotechnice. Siarka jest również stosowana w farmaceutykach do wytwarzania maści do skóry oraz w rolnictwie do zwalczania szkodników roślin.

Związki siarki

Siarkowodór, siarczki, polisiarczki

Siarkowodór H 2 S występuje naturalnie w siarkowych wodach mineralnych,

obecny w gazie wulkanicznym i naturalnym, powstały podczas rozpadu bieli

kow ciała.

Siarkowodór jest bezbarwnym gazem o zapachu zgniłego jajka i jest wysoce toksyczny.

Jest słabo rozpuszczalny w wodzie, w temperaturze pokojowej w jednej objętości wody rozpuszczają się trzy objętości gazowego H2 S. Stężenie H 2 S w nasyconym

roztwór nom wynosi ~ 0,1 mol/l . Po rozpuszczeniu w wodzie tworzy się

kwas podsiarczkowy, który jest jednym z najsłabszych kwasów:

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Wykonawca:											Znanych jest wiele naturalnych siarczków (patrz lista minerałów siarczkowych). Siarczki wielu ciężkich metali nieżelaznych (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) są są rudami o znaczeniu przemysłowym. Są przekształcane w tlenki poprzez wypalanie w powietrzu, np. 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 wtedy tlenki są najczęściej redukowane węglem: ZnO + C = Zn + CO Czasami tlenki są wprowadzane do roztworu przez działanie kwasu, a następnie roztwór jest poddawany elektrolizie w celu redukcji metalu. Siarczki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych są praktycznie związki chemicznie jonowe. Siarczki innych metali – zaleta związki żyłowo-kowalencyjne z reguły o składzie niestechiometrycznym. Wiele niemetali tworzy również siarczki kowalencyjne: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Znane są naturalne siarczki As i Sb. Siarczki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych oraz siarczki Pasza amonowa jest dobrze rozpuszczalna w wodzie, reszta siarczków jest nierozpuszczalna rymy. Są izolowane z roztworów w postaci charakterystycznie zabarwionych osadów, na przykład, Pb(NO3 )2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Ta reakcja służy do wykrywania H2 S i S2– w roztworze. Niektóre z nierozpuszczalnych w wodzie siarczków mogą być rozpuszczone przez kwasy, ze względu na tworzenie się bardzo słabego i lotnego kwasu siarkowodorowego. na przykład kwas natywny NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Siarczki mogą być rozpuszczane w kwasach: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Siarczki metali i wartości PR siarczki Kolor osadu Wartość PR 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 brązowy 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Siarczki, charakteryzujące się bardzo niską wartością iloczynu rozpuszczalności, nie mogą rozpuszczać się w kwasach z wytworzeniem H2S. siarczki nie rozpuszczają się w szczelinach: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Jeżeli reakcja rozpuszczania siarczków z powodu tworzenia się H2 S jest niemożliwa, następnie można go przenieść do roztworu przez działanie stężonego kwasu azotowego sloty lub aqua regia. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Anion siarczkowy S 2– jest silnym akceptorem protonów (os- innowacja według Brønsteda). Dlatego wysoce rozpuszczalne siarczki

Podgrupa tlenowa obejmuje pięć pierwiastków: tlen, siarkę, selen, tellur i polon (metal promieniotwórczy). Są to elementy p VI grupy układu okresowego DI Mendelejewa. Mają nazwę grupy - chalcogens, co oznacza „formowanie rud”.

Właściwości pierwiastków podgrupy tlenowej

Nieruchomości				Tych	Ro
1. Numer zamówienia
2. Elektrony walencyjne	2s 2 2p 4	Z s 2 3p 4	4 s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Energia Jonizacja atomu, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Względny elektroujemność	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Stan utlenienia w związki	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Promień atomowy, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

Atomy chalkogenu mają taką samą strukturę zewnętrznego poziomu energii - ns 2 nr 4 . To wyjaśnia podobieństwo ich właściwości chemicznych. Wszystkie chalkogeny w związkach z wodorem i metalami wykazują stopień utlenienia -2, aw związkach z tlenem i innymi aktywnymi niemetalami zwykle +4 i +6. W przypadku tlenu, a także fluoru, stopień utlenienia równy liczbie grup nie jest typowy. Wykazuje stopień utlenienia zwykle -2, aw połączeniu z fluorem +2. Takie wartości stanów utlenienia wynikają ze struktury elektronowej chalkogenów

Atom tlenu ma dwa niesparowane elektrony na podpoziomie 2p. Jego elektronów nie można oddzielić, ponieważ na zewnętrznym (drugim) poziomie nie ma podpoziomu d, tj. nie ma wolnych orbitali. Dlatego wartościowość tlenu jest zawsze równa dwa, a stopień utlenienia wynosi -2 i +2 (na przykład w H 2 O i OF 2). Są to te same wartościowości i stany utlenienia atomu siarki w stanie niewzbudzonym. Po przejściu do stanu wzbudzonego (co ma miejsce podczas dostarczania energii, na przykład podczas ogrzewania), przy atomie siarki 3 r— a następnie elektrony 3s (pokazane strzałkami). Liczba niesparowanych elektronów, aw konsekwencji wartościowość w pierwszym przypadku wynosi cztery (na przykład w SO 2), aw drugim - sześć (na przykład w SO 3). Oczywiście nawet wartościowości 2, 4, 6 są charakterystyczne dla analogów siarkowych - selenu, telluru i polonu, a ich stopnie utlenienia mogą wynosić -2, +2, +4 i +6.

Odpowiedzialne są związki wodorowe pierwiastków podgrupy tlenowej wzór H 2 R (R - symbol pierwiastka): H 2 O, H 2 S , H 2 S e, H 2 Te. Oni dzwoniąsą chalcydy wodoru. Po rozpuszczeniu w wodzie tworzą siękwasy. Siła tych kwasów wzrasta wraz ze wzrostem liczba atomowa pierwiastka, co tłumaczy się spadkiem energii wiązania w serii związków H 2 r . Woda dysocjuje na jony H + i O Jego elektrolit amfoteryczny.

Siarka, selen i tellur tworzą z tlenem te same formy związków typu RO 2 i R Około 3-. Odpowiadają kwasom typu H 2 R O 3 i H 2 R Około 4-. Wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka siła tych kwasów maleje.wata. Wszystkie wykazują właściwości utleniające, a tego typu kwasy H2R Około 3 są również regenerujące.

Właściwości prostych substancji zmieniają się naturalnie: wraz ze wzrostemładunek jądra, niemetaliczne słabną, a metaliczne wzrastają. nieruchomości. Tak więc tlen i tellur są niemetalami, ale ten drugi mametaliczny połysk i przewodzi prąd.