Kalkogeni. Predstavitev na temo "Žveplo, selen, telur." Selen, telur, polonij in njihove spojine

Selen v naravi ni zelo razširjen. Vsebnost selena v zemeljski skorji je . Njegove spojine najdemo kot nečistoče v naravnih žveplovih spojinah s kovinami in. Zato se selen pridobiva iz odpadnih produktov, ki nastanejo pri proizvodnji žveplove kisline, pri elektrolitskem rafiniranju bakra in v nekaterih drugih procesih.

Telur je eden redkih elementov: njegova vsebnost v zemeljski skorji je le .

V prostem stanju selen tako kot žveplo tvori več alotropnih modifikacij, med katerimi sta najbolj znani amorfni selen, ki je rdeče-rjav prah, in sivi selen, ki tvori krhke kristale s kovinskim leskom.

Telur je znan tudi v obliki amorfne modifikacije in v obliki svetlo sivih kristalov s kovinskim leskom.

Selen je tipičen polprevodnik (glej § 190). Pomembna lastnost tega kot polprevodnika je močno povečanje električne prevodnosti, ko je osvetljen. Na meji selena s kovinskim prevodnikom se oblikuje pregradna plast - odsek vezja, ki lahko prehaja električni tok samo v eni smeri. V zvezi s temi lastnostmi se selen uporablja v polprevodniški tehnologiji za izdelavo usmernikov in fotocelic z pregradno plastjo. Telur je tudi polprevodnik, vendar je njegova uporaba bolj omejena. Selenidi in teluridi nekaterih kovin imajo tudi polprevodniške lastnosti in se uporabljajo v elektroniki. Telur v majhnih količinah služi kot legirni dodatek svincu in izboljša njegove mehanske lastnosti.

Vodikov selenid in vodikov telurid sta brezbarvna plina z odvratnim vonjem. Njihove vodne raztopine so kisline, katerih disociacijske konstante so nekoliko večje od disociacijske konstante vodikovega sulfida.

Kemično sta vodikov selenid in vodikov telurid izjemno podobna vodikovemu sulfidu. Tako kot vodikov sulfid imajo zelo redukcijske lastnosti. Pri segrevanju se oba razgradita. Hkrati je manj stabilen kot: tako kot se to zgodi v seriji vodikovih halogenidov, se med prehodom zmanjša moč molekul. Soli vodikovega selenida in vodikovega telurida - selenidi in teluridi - so po topnosti v vodi in kislinah podobne sulfidom. Z delovanjem na selenide in teluride z močnimi kislinami lahko dobimo vodikov selenid in vodikov telurid.

Ko se selen in telur zgorevata na zraku ali v kisiku, nastanejo dioksidi in, ki so v normalnih pogojih v trdnem stanju in so anhidridi selenske in kolonaste kisline.

Za razliko od žveplovega dioksida in kaže pretežno oksidativne lastnosti, se zlahka obnovi v prosti selen in telur, na primer:

Z delovanjem močnih oksidantov se selen in telurjev dioksid lahko pretvorita v selensko oziroma telursko kislino.

ELEMENTI VI A podskupine

(O, S, Se, Te, Po)

splošne značilnosti

Kisik

žveplo

Selen in telur

Splošne značilnosti elementov

Podskupina VI A PS vključuje elemente: kisik, žveplo, selen, telur in polonij. Za žveplo, selen, telur in polonij se uporablja splošno ime - halkogeni. Kisik, žveplo, selen in telur niso kovine, polonij pa je kovina. Polonij je radioaktiven element, v naravi nastaja v majhnih količinah med radioaktivnim razpadom radija, zato so njegove kemične lastnosti slabo razumljene.

Tabela 1

Glavne značilnosti halkogena

Značilnosti	O	S	Se	tiste
Atomski polmer, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Ionski polmer E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Ionizacijski potencial, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Elektronska afiniteta, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Elektronegativnost (po Paulingu)	3,44	2,58	2,55	2,10
Entalpija vezi, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Tališče, °С
Vrelišče, °С	- 183
Gostota, g / cm 3	1,43 (tekočina)	2,07	4,80	6,33
Vsebnost v zemeljski skorji, % (mas.)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Masno število naravnih izotopov	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
Agregacijsko stanje v čl. pogoji najbolj stabilne alotropne oblike. Barva	brezbarven plin	Crystal. rumena snov	Crystal. siva snov	Crystal. srebrno bela snov
Kristalna celica	Molekularno na televiziji. oblika	molekularno	molekularno	molekularno
Sestava molekul	Približno 2	S8	Se ∞	Te ∞

Glede na strukturo zunanje elektronske plasti obravnavani elementi spadajo med p-elemente. Od šestih elektronov v zunanji plasti sta dva neparna, kar določa njihovo valenco dveh. Za atome žvepla, selena, telurja in polonija v vzbujenem stanju je lahko število neparnih elektronov 4 in 6. To pomeni, da so ti elementi lahko štiri - in šestvalentni. Vsi elementi imajo visoke vrednosti elektronegativnosti, EO kisika pa je na drugem mestu za fluorom. Zato v spojinah razstavljajo umetnost. oksidacija -2, -1, 0. Ionizacijski potenciali atomov žvepla, selena in telurja so majhni, ti elementi v spojinah s halogeni pa imajo oksidacijska stanja +4 in +6. Kisik ima pozitivno oksidacijsko stanje v spojinah fluora in v ozonu.

Atomi lahko tvorijo molekule z dvojno vezjo O 2, ... in se združujejo v verige E - E - ... - E -, ki lahko obstajajo tako v preprostih kot v kompleksnih snoveh. Po kemijski aktivnosti in oksidacijski sposobnosti so halkogeni slabši od halogenov. Na to kaže dejstvo, da v naravi kisik in žveplo obstajata ne le v vezanem, ampak tudi v prostem stanju. Nižja aktivnost halkogenov je v veliki meri posledica močnejše vezi v molekulah. Na splošno so halkogeni med zelo reaktivnimi snovmi, katerih aktivnost z naraščanjem temperature močno narašča. Za vse snovi te podskupine so znane alotropne modifikacije. Žveplo in kisik praktično ne prevajata električnega toka (dielektriki), selen in telur sta polprevodnika.

Pri prehodu iz kisika v telur se nagnjenost elementov k tvorbi dvojnih vezi z majhnimi atomi (C, N, O) zmanjša. Nezmožnost velikih atomov, da tvorijo π-vezi s kisikom, je še posebej očitna v primeru telurja. Torej, v telurju ni kislinskih molekul H 2 TeO 3 in H 2 TeO 4 (meta-oblike), pa tudi molekul TeO 2. Telujev dioksid obstaja le v obliki polimera, kjer se vsi atomi kisika premostijo: Te - O - Te. Telurska kislina se za razliko od žveplove in selenske kisline pojavlja le v orto obliki - H 6 TeO 6, kjer so, tako kot v TeO 2, atomi Te povezani z atomi O samo z σ-vezmi.

Kemične lastnosti kisika se razlikujejo od lastnosti žvepla, selena in telurja. Nasprotno, v lastnostih žvepla, selena in telurja je veliko skupnega. Pri premikanju po skupini od zgoraj navzdol je treba opaziti povečanje kislinskih in redukcijskih lastnosti v seriji spojin z vodikom H 2 E; povečanje oksidacijskih lastnosti v nizu podobnih spojin (H 2 EO 4, EO 2); zmanjšanje toplotne stabilnosti vodikovih halkogenov in soli kisikovih kislin.

Kemija elementov Nekovine podskupine VIA

Elementi podskupine VIA so nekovine, razen Po.

Kisik se zelo razlikuje od drugih elementov podskupine in ima v kemiji posebno vlogo. Zato je kemija kisika izpostavljena v ločenem predavanju.

Žveplo je najpomembnejši med drugimi elementi. Kemija žvepla je zelo obsežna, saj žveplo tvori ogromno različnih spojin. Njegove spojine se pogosto uporabljajo v kemični praksi in v različnih industrijah. Pri obravnavanju nekovin podskupine VIA bo največja pozornost namenjena kemiji žvepla.

Ključna vprašanja, obravnavana v predavanju

Splošne značilnosti nekovin podskupine VIA. Naravne spojine Žveplo

Enostavna snov Žveplove spojine

Vodikov sulfid, sulfidi, polisulfidi

Žveplov dioksid. Sulfiti

Žveplov trioksid

Žveplova kislina. oksidativne lastnosti. sulfati

Druge žveplove spojine

selen, telur

Preproste snovi Spojini selena in telurja

Selenidi in teluridi

Se in Te spojine v oksidacijskem stanju (+4)

Selenska in telurska kislina. oksidativne lastnosti.

				Elementi podskupine VIA
					splošne značilnosti
						P-elementi spadajo v podskupino VIA: kislinsko-
					rod O, žveplo S, selen Se, telur Te, polonij Po.
									Splošna formula za valenčne elektrone
									prestoli - ns 2 np 4 .
			kisik
						Kisik, žveplo, selen in telur niso kovine.
					Pogosto so združeni pod skupnim imenom "halkogeni",
					kar pomeni "tvoriti rude". Res veliko
					kovine najdemo v naravi v obliki oksidov in sulfidov;
					v sulfidnih rudah				v majhnih količinah z
					obstajajo selenidi in teluridi.
						Polonij je zelo redek radioaktivni element, ki
					ki je kovina.
			molibden
						Za ustvarjanje stabilnega osemelektronskega
					atomom halkogena manjka le dva elektro-
					novo Najmanjše oksidacijsko stanje (–2) je
			volfram		odporen na vse elemente. To je ta stopnja oksidacije
					elementi se kažejo v naravnih spojinah - ok-
					strani, sulfidi, selenidi in teluridi.
						Razstavljeni so vsi elementi podskupine VIA, razen O
			seaborgium		pozitivna oksidacijska stanja +6 in +4. Večina-
					najvišje oksidacijsko stanje kisika je +2, kaže
	samo v povezavi s F.

Najbolj značilna oksidacijska stanja za S, Se, Te so

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

Pri prehodu iz S v Te je stabilnost najvišjega oksidacijskega stanja +6

zmanjša, stabilnost oksidacijskega stanja +4 pa se poveča.

Za Se, Te, Po, - najbolj stabilno oksidacijsko stanje je +4.

Nekatere značilnosti atomov elementov ViB - podskupine

		Relativno	Prva energija
		elektrootri-	ionizacija,
		vrednost	kJ/mol
		(po anketi)
				povečanje števila
				tronske plasti;
				povečanje velikosti atoma;
				zmanjšanje energije io-
				zmanjšanje električnega
				vrednote

Kot je razvidno iz zgornjih podatkov , kisik se zelo razlikuje od drugih elementov podskupine visoka vrednost ionizacijske energije, ma-

velik orbitalni polmer atoma in visoka elektronegativnost, le F ima višjo elektronegativnost.

Kisik, ki ima v kemiji prav posebno vlogo, je štel iz

razumno. Med ostalimi elementi skupine VIA je najpomembnejše žveplo.

			Žveplo tvori zelo veliko število različnih
			različne povezave. Njegove spojine so znane skoraj vsem
			mi elementov, razen Au, Pt, I in žlahtnih plinov. hrv.
			me razširjenih spojin S v pooblastilih
	3s2 3p4
			oksidacije (–2), +4, +6, so praviloma znane,
			stabilne spojine v oksidacijskih stanjih: +1 (S2 O), +2

(SF2, SCl2), +3 (S2O3, H2S2O4). Raznolikost žveplovih spojin potrjuje tudi dejstvo, da je znanih le okoli 20 kislin S, ki vsebujejo kisik.

Izkazalo se je, da je moč vezi med atomi S sorazmerna z

vezi S z drugimi nekovinami: O, H, Cl, zato je za S značilno

vključno z zelo običajnim mineralnim piritom, FeS2 in politionskimi kislinami (npr. H2 S4 O6 ) Tako je kemija žvepla precej obsežna.

Najpomembnejše žveplove spojine, ki se uporabljajo v industriji

Najpogosteje uporabljena žveplova spojina v industriji in laboratoriju je žveplova kislina. Svetovni obseg proizvodnje ser-

kisline je 136 milijonov ton. (nobena druga kislina se ne proizvaja v tako velikih količinah). Pogoste spojine vključujejo

ali žveplova kislina - sulfati, pa tudi soli žveplove kisline - sulfiti.

naravni sulfidi se uporabljajo za pridobivanje najpomembnejših neželeznih kovin

tali: Cu, Zn, Pb, Ni, Co itd. Druge pogoste žveplove spojine vključujejo: hidrosulfidno kislino H2 S, di- in triokside žvepla: SO2

in SO3, tiosulfat Na2S2O3; kisline: žveplova (pirožveplova) H2 S2 O7, peroksi-

kodisulfat H2 S2 O8 in peroksodisulfati (persulfati): Na2 S2 O8 in

(NH4)2S2O8.

Žveplo v naravi

čaj v obliki preproste snovi tvorijo velike podzemne usedline,

in v obliki sulfidnih in sulfatnih mineralov , kot tudi v obliki spojin,

ki so nečistoče v premogu in olju. Premog in olje se pridobivata kot rezultat

tiste razgradnje organskih snovi, žveplo pa je del živali in rastlin

telesnih beljakovin. Zato pri gorenju premoga in nafte nastanejo žveplovi oksidi,

onesnaževanje okolja.

Naravne žveplove spojine

riž. Pirit FeS2 je glavni mineral, ki se uporablja za proizvodnjo žveplove kisline.

samorodno žveplo;

sulfidni minerali:

FeS2 - pirit ali železov pirit

FeCuS2 - halkopirit (količina bakra

FeAsS - arsenopirit

PbS - galenit ali svinčen lesk

ZnS - sphalerit ali cinkova mešanica

HgS - cinober

Cu2 S- halkocitni ali bakren lesk

Ag2 S - argentit ali srebrn lesk

MoS2 - molibdenit

Sb2 S3 - stibnit ali antimonov sijaj

As4 S4 - realgar;

sulfati:

Na2SO4. 10 H2O - mirabilit

CaSO4 . 2H2 O - mavec

CaSO4 - anhidrit

BaSObarit ali težka šparta

SrSO4 je celestin.

riž. mavec CaSO4. 2H2O

preprosta snov

V preprosti snovi so žveplovi atomi povezani z dvema sosednjima.

Najbolj stabilna je struktura, sestavljena iz osmih žveplovih atomov,

združeni v valovit obroč, ki spominja na krono. Obstaja več modifikacij žvepla: rombično žveplo, monoklinično in plastično žveplo. Pri običajni temperaturi je žveplo v obliki rumenih krhkih kristalov.

rombična oblika (-S), ki jo tvori

ionske molekule S8 . Druga modifikacija - monoklinično žveplo (-S) je prav tako sestavljeno iz osemčlenskih obročev, vendar se razlikuje po lokaciji

razporeditev molekul S8 v kristalu. Ko dis-

talilni žveplovi obroči so raztrgani. Hkrati pa mo-

lahko nastanejo zapletene niti, ki

riž. žveplo

naredite talino viskozno, z nadaljnjim

Ko se temperatura dvigne, se lahko polimerne verige porušijo in viskoznost se zmanjša. Plastično žveplo nastane med ostrim hlajenjem staljene

žveplo in je sestavljen iz zapletenih verig. Sčasoma (v nekaj dneh) se bo pretvoril v rombično žveplo.

Žveplo vre pri 445o C. Ravnotežja potekajo v žveplovi pari:

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

Molekule S2 imajo podobno strukturo kot O2.

Žveplo se lahko oksidira (običajno v SO2) in ga lahko reducira

nadgrajen na S(-2). Pri običajnih temperaturah so skoraj vse reakcije, ki vključujejo trdno žveplo, zavrte; potekajo le reakcije s fluorom, klorom in živim srebrom.

Ta reakcija se uporablja za vezavo najmanjših kapljic razlitega živega srebra.

Tekoče in hlape žveplo je zelo reaktivno . Žveplova para gori Zn, Fe, Cu. Ob prehodu H 2 nastane nad staljenim žveplom

H 2 S. V reakcijah z vodikom in kovinami žveplo deluje kot oksidant

Žveplo se lahko zlahka oksidira pod delovanjem halogenov.

in kisik. Pri segrevanju na zraku žveplo gori z modrim plamenom in oksidira

do SO2.

S + O2 = SO2

Žveplo se oksidira s koncentrirano žveplovo in dušikovo kislino:

S + 2H2 SO4 (konc.) = 3SO2 + 2H2O,

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

V vročih alkalijskih raztopinah je žveplo nesorazmerno.

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

Ko žveplo reagira z raztopino amonijevega sulfida, je rumeno-rdeča polisulfidni ioni(–S–S–)n ali Sn 2– .

Ko žveplo segrejemo z raztopino sulfita, dobimo tiosulfat in

pri segrevanju z raztopino cianida - tiocianata:

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

Kalijev tiocianat ali tiocianat se uporablja za analitično detekcijo Fe3+ ionov:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Nastala kompleksna spojina ima krvavo rdečo barvo,

tudi pri nizki koncentraciji hidratiziranih ionov Fe3+ v

Na svetu se letno izkoplje približno 33 milijonov ton naravnega žvepla. Glavna količina ekstrahiranega žvepla se predela v žveplovo kislino in uporabi

uporablja se v gumarski industriji za vulkanizacijo gume. Dodajte žveplo

se veže na dvojne vezi makromolekul kavčuka in tvori disulfidne mostove

ki -S- S-, s čimer bi jih "šivali", kar daje gumi trdnost in elastičnost. Ko se v gumo vnese velika količina žvepla, se ebo-

nit, ki je dober izolacijski material, ki se uporablja v elektrotehniki. Žveplo se uporablja tudi v farmacevtskih izdelkih za izdelavo kožnih mazil in v kmetijstvu za zatiranje rastlinskih škodljivcev.

Žveplove spojine

Vodikov sulfid, sulfidi, polisulfidi

Vodikov sulfid H 2 S se naravno nahaja v žveplovih mineralnih vodah,

prisoten v vulkanskem in zemeljskem plinu, ki nastane med razpadom bele barve

kov telesa.

Vodikov sulfid je brezbarven plin z vonjem po gnilih jajcih in je zelo strupen.

V vodi je rahlo topen, pri sobni temperaturi se v enem volumnu vode raztopijo trije volumni plinastega H2 S. Koncentracija H 2 S v nasičenih

nom raztopina je ~ 0,1 mol/l . Ko se raztopi v vodi, nastane

hidrosulfidna kislina, ki je ena najšibkejših kislin:

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6.10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Izvajalec:											Znanih je veliko naravnih sulfidov (glej seznam sulfidnih mineralov). Sulfidi številnih težkih neželeznih kovin (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) so so industrijsko pomembne rude. Pretvorijo se v okside z žganjem na zraku, npr. 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 potem se oksidi najpogosteje reducirajo s premogom: ZnO + C = Zn + CO Včasih se oksidi z delovanjem kisline pripeljejo v raztopino, nato pa se raztopina podvrže elektrolizi, da se zmanjša kovina. Sulfidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin so praktično kemično ionske spojine. Sulfidi drugih kovin - prednost vensko-kovalentne spojine praviloma nestehiometrične sestave. Številne nekovine tvorijo tudi kovalentne sulfide: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Znana sta naravna sulfida As in Sb. Sulfidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, pa tudi sulfidi amonijeva krma je zelo topna v vodi, ostali sulfidi so netopni rime. Izolirani so iz raztopin v obliki značilno obarvanih oborin, na primer Pb(NO3 )2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Ta reakcija se uporablja za odkrivanje H2S in S2– v raztopini. Nekatere v vodi netopnih sulfidov lahko kisline spravijo v raztopino zaradi tvorbe zelo šibke in hlapne žveplovovodikove kisline. naravna kislina, npr. NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Sulfide lahko raztopimo v kislinah: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Kovinski sulfidi in vrednosti PR Sulfidi Barva usedline PR vrednost 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 rjav 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Sulfidi, za katere je značilna zelo nizka vrednost produkta topnosti, se ne morejo raztopiti v kislinah s tvorbo H2S. V ki- sulfidi se ne raztopijo v režah: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Če je reakcija raztapljanja sulfida zaradi tvorbe H2S nemogoča, potem ga lahko z delovanjem koncentrirane dušikove kisline prenesemo v raztopino reže ali kraljeva voda. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Sulfidni anion S 2– je močan akceptor protonov (os- inovacije po Brønstedu). Torej zelo topni sulfidi

Podskupina kisika vključuje pet elementov: kisik, žveplo, selen, telur in polonij (radioaktivna kovina). To so p-elementi VI skupine periodnega sistema D. I. Mendelejeva. Imajo skupinsko ime - halkogeni, kar pomeni "tvorijo rude".

Lastnosti elementov podskupine kisika

Lastnosti				tiste	Ro
1. Številka naročila
2. Valenčni elektroni	2 s 2 2 p 4	Z s 2 3r 4	4 s 2 4 r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Energija Ionizacija atoma, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Relativno elektronegativnost	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Oksidacijsko stanje v spojine	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Atomski polmer, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

Atomi halkogena imajo enako strukturo zunanje energetske ravni - ns 2 nr 4 . To pojasnjuje podobnost njihovih kemičnih lastnosti. Vsi halkogeni v spojinah z vodikom in kovinami imajo oksidacijsko stanje -2, v spojinah s kisikom in drugimi aktivnimi nekovinami pa običajno +4 in +6. Za kisik, pa tudi za fluor, oksidacijsko stanje, enako številu skupine, ni značilno. Običajno ima oksidacijsko stanje -2 in v kombinaciji s fluorom +2. Takšne vrednosti oksidacijskih stanj izhajajo iz elektronske strukture halkogena

Atom kisika ima dva neparna elektrona na podnivoju 2p. Njegovih elektronov ni mogoče ločiti, saj na zunanji (drugi) ravni ni d-podnivoja, torej ni prostih orbital. Zato je valenca kisika vedno enaka dvema, oksidacijsko stanje pa je -2 in +2 (na primer v H 2 O in OF 2). To so enake valence in oksidacijska stanja atoma žvepla v nevzbujenem stanju. Ob prehodu v vzbujeno stanje (ki se zgodi med oskrbo z energijo, na primer med segrevanjem), se pri atomu žvepla 3 R— in nato 3s elektroni (prikazano s puščicami). Število neparnih elektronov in posledično valenca v prvem primeru je štiri (na primer v SO 2), v drugem pa šest (na primer v SO 3). Očitno so tudi valence 2, 4, 6 značilne za analoge žvepla - selen, telur in polonij, njihova oksidacijska stanja pa so lahko enaka -2, +2, +4 in +6.

Odgovorne so vodikove spojine elementov podskupine kisika formula H 2 R (R - simbol elementa): H 2 O, H 2 S, H 2 S e, H 2 Te. Kličejoso vodikovi kalcidi. Ko se raztopijo v vodi, nastanejokisline. Moč teh kislin narašča z naraščanjem atomsko število elementa, kar je razloženo z zmanjšanjem energije vezi v seriji spojin H2 R . Voda disociira na ione H + in O H - , je amfoterni elektrolit.

žveplo, selen in telur tvorita enake oblike spojin s kisikom te vrste R O 2 in R Približno 3-. Ustrezajo kislinam tipa H2 R O 3 in H 2 R Približno 4-. S povečanjem redne številke elementa se moč teh kislin zmanjša.vaet. Vsi imajo oksidativne lastnosti in takšne kisline H 2 R Približno 3 so tudi obnovitvene.

Lastnosti preprostih snovi se naravno spreminjajo: s povečanjemnaboj jedra, nekovinske oslabijo, kovinske pa se povečajo. lastnosti. Torej sta kisik in telur nekovini, vendar ima slednjikovinski lesk in prevaja elektriko.