Kalkogener. Presentation om ämnet "Svavel, selen, tellur." Selen, tellur, polonium och deras föreningar

Selen är inte utbrett i naturen. Innehållet av selen i jordskorpan är . Dess föreningar finns som föroreningar i naturliga svavelföreningar med metaller och. Därför erhålls selen från avfallsprodukter som genereras vid produktion av svavelsyra, vid elektrolytisk raffinering av koppar och i vissa andra processer.

Tellur är ett av de sällsynta grundämnena: dess innehåll i jordskorpan är endast .

I det fria tillståndet bildar selen, liksom svavel, flera allotropa modifikationer, av vilka de mest kända är amorft selen, som är ett rödbrunt pulver, och grått selen, som bildar spröda kristaller med metallglans.

Tellur är också känt i form av en amorf modifiering och i form av ljusgrå kristaller med en metallisk lyster.

Selen är en typisk halvledare (se § 190). En viktig egenskap hos den som halvledare är en kraftig ökning av elektrisk ledningsförmåga när den är upplyst. Vid gränsen av selen med en metallledare bildas ett barriärskikt - en sektion av kretsen som kan passera elektrisk ström i endast en riktning. I samband med dessa egenskaper används selen i halvledarteknik för tillverkning av likriktare och fotoceller med barriärskikt. Tellur är också en halvledare, men dess användning är mer begränsad. Selenider och tellurider av vissa metaller har också halvledaregenskaper och används i elektronik. I små mängder fungerar tellur som ett legerande tillskott till bly, vilket förbättrar dess mekaniska egenskaper.

Väteselenid och vätetellurid är färglösa gaser med en äcklig lukt. Deras vattenlösningar är syror, vars dissociationskonstanter är något större än dissociationskonstanten för vätesulfid.

Kemiskt är väteselenid och vätetellurid extremt lika vätesulfid. Liksom vätesulfid är de starkt reducerande egenskaper. När de värms upp sönderdelas de båda. Samtidigt är det mindre stabilt än: precis som det händer i serien av vätehalogenider minskar molekylernas styrka under övergången. Salter av väteselenid och vätetellurid - selenider och tellurider - liknar sulfider när det gäller löslighet i vatten och syror. Genom att verka på selenider och tellurider med starka syror kan väteselenid och vätetellurid erhållas.

När selen och tellur förbränns i luft eller i syre, erhålls dioxider, som under normala förhållanden är i fast tillstånd och är anhydrider av selen- och tellursyra.

Till skillnad från svaveldioxid, och uppvisar övervägande oxiderande egenskaper, lätt att återhämta sig till fritt selen och tellur, till exempel:

Genom inverkan av starka oxidationsmedel kan selen- och tellurdioxider omvandlas till selen- respektive tellursyror.

ELEMENT VI A undergrupper

(O, S, Se, Te, Po)

generella egenskaper

Syre

Svavel

Selen och tellur

Allmänna egenskaper hos elementen

VI A-undergruppen av PS inkluderar elementen: syre, svavel, selen, tellur och polonium. För svavel, selen, tellur och polonium används ett vanligt namn - kalkogener. Syre, svavel, selen och tellur är icke-metaller, medan polonium är en metall. Polonium är ett radioaktivt element, i naturen bildas det i små mängder under radioaktivt sönderfall av radium, därför är dess kemiska egenskaper dåligt förstådda.

bord 1

De viktigaste egenskaperna hos kalkogener

Egenskaper	O	S	Se	De där
Atomradie, nm	0,066	0,104	0,117	0,136
Jonradie E 2-, nm	0,140	0,184	0,198	0,221
Joniseringspotential, eV	13,62	10,36	9,75	9,01
Elektronaffinitet, eV	1,47	2,08	2,02	1,96
Elektronegativitet (enligt Pauling)	3,44	2,58	2,55	2,10
Bindningsentalpi, kJ/mol E –E E = E	- 146 - 494	- 265 - 421	- 192 - 272	- 218 - 126
Smältpunkt, °С
Kokpunkt, °C	- 183
Densitet, g/cm 3	1,43 (flytande)	2,07	4,80	6,33
Innehåll i jordskorpan, % (vikt)	49,13	0,003	1,4 10 -5	1 10 -7
Massantal av naturliga isotoper	16, 17, 18	32, 33, 34, 35	74, 76, 77, 78, 80, 82	120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130
Aggregeringsläget vid art. förhållanden av den mest stabila allotropiska formen. Färg	färglös gas	Kristall. gult ämne	Kristall. grå materia	Kristall. silvervitt ämne
Kristallcell	Molekylär i TV. form	molekyl-	molekyl-	molekyl-
Sammansättning av molekyler	Ungefär 2	S8	Se ∞	Te ∞

Enligt strukturen hos det yttre elektroniska lagret tillhör de betraktade elementen p-elementen. Av de sex elektronerna i det yttre lagret är två oparade, vilket bestämmer deras valens på två. För atomer av svavel, selen, tellur och polonium i exciterat tillstånd kan antalet oparade elektroner vara 4 och 6. Det vill säga dessa grundämnen kan vara fyra - och sexvärda. Alla grundämnen har höga elektronegativitetsvärden, och EO för syre är näst efter fluor. Därför uppvisar de konst i föreningar. oxidation -2, -1, 0. Joniseringspotentialen för svavel-, selen- och telluratomer är små, och dessa grundämnen i föreningar med halogener har oxidationstillstånd på +4 och +6. Syre har ett positivt oxidationstillstånd i fluorföreningar och i ozon.

Atomer kan bilda molekyler med en dubbelbindning O 2, ... och sammanfogas i kedjor E - E - ... - E -, som kan finnas både i enkla och i komplexa ämnen. När det gäller kemisk aktivitet och oxiderande förmåga är kalkogener sämre än halogener. Detta indikeras av det faktum att syre och svavel i naturen inte bara finns i ett bundet, utan också i ett fritt tillstånd. Kalkogeners lägre aktivitet beror till stor del på en starkare bindning i molekylerna. I allmänhet är kalkogener bland de mycket reaktiva ämnena, vars aktivitet ökar kraftigt med ökande temperatur. Allotropa modifieringar är kända för alla ämnen i denna undergrupp. Svavel och syre leder praktiskt taget inte elektrisk ström (dielektrika), selen och tellur är halvledare.

När man går från syre till tellur minskar grundämnenas tendens att bilda dubbelbindningar med små atomer (C, N, O). Oförmågan hos stora atomer att bilda π-bindningar med syre är särskilt uppenbar i fallet med tellur. Så i tellur finns det inga syramolekyler H 2 TeO 3 och H 2 TeO 4 (metaformer), såväl som TeO 2-molekyler. Tellurdioxid finns endast i form av en polymer, där alla syreatomer är överbryggande: Te - O - Te. Tellursyra, i motsats till svavelsyra och selensyra, förekommer endast i ortoformen - H 6 TeO 6, där, som i TeO 2, Te-atomerna är anslutna till O-atomerna endast genom σ-bindningar.

Syrets kemiska egenskaper skiljer sig från svavel, selen och tellur. Tvärtom finns det mycket gemensamt i egenskaperna hos svavel, selen och tellur. När man rör sig genom gruppen från topp till botten bör man notera en ökning av sura och reducerande egenskaper i en serie föreningar med väte H 2 E; en ökning av oxiderande egenskaper i en serie liknande föreningar (H 2 EO 4, EO 2); minskning av termisk stabilitet av vätekalkogener och salter av syresyror.

Grundämnenas kemi Icke-metaller i VIA-undergruppen

Element i VIA-undergruppen är icke-metaller, förutom Po.

Syre skiljer sig mycket från andra undergruppselement och spelar en speciell roll i kemin. Därför belyses syrets kemi i en separat föreläsning.

Svavel är det viktigaste bland de andra elementen. Svavelets kemi är mycket omfattande, eftersom svavel bildar en stor mängd olika föreningar. Dess föreningar används ofta i kemisk praxis och i olika industrier. När man diskuterar icke-metaller i VIA-undergruppen, kommer den största uppmärksamheten att ägnas åt svavelets kemi.

Viktiga frågor som tas upp i föreläsningen

Allmänna egenskaper hos icke-metaller i VIA-undergruppen. Naturliga föreningar Svavel

Enkel substans Svavelföreningar

Svavelväte, sulfider, polysulfider

Svaveldioxid. Sulfiter

Svaveltrioxid

Svavelsyra. oxidativa egenskaper. sulfater

Andra svavelföreningar

selen, tellur

Enkla ämnen Föreningar av selen och tellur

Selenider och tellurider

Se- och Te-föreningar i oxidationstillstånd (+4)

Selensyra och tellursyra. oxidativa egenskaper.

				Delar av VIA-undergruppen
					generella egenskaper
						p-elementen tillhör VIA-undergruppen: syra-
					släktet O, svavel S, selen Se, tellur Te, polonium Po.
									Den allmänna formeln för valenselektroner
									troner - ns 2 np 4 .
			syre
						Syre, svavel, selen och tellur är icke-metaller.
					De är ofta grupperade under det vanliga namnet "chalcogens",
					vilket betyder att "bilda malmer". Verkligen många
					metaller finns i naturen i form av oxider och sulfider;
					i sulfidmalmer				i små mängder med
					det finns selenider och tellurider.
						Polonium är ett mycket sällsynt radioaktivt grundämne som
					som är en metall.
			molybden
						Att skapa en stabil åtta-elektron
					kalkogenatomer saknar bara två elektro-
					ny Minsta oxidationstillstånd (–2) är
			volfram		resistent mot alla element. Det är denna grad av oxidation
					element visas i naturliga föreningar - ok-
					sidor, sulfider, selenider och tellurider.
						Alla delar av VIA-undergruppen, förutom O, ställer ut
			sjöborgium		positiva oxidationstillstånd +6 och +4. Mest-
					det högsta oxidationstillståndet för syre är +2, uppvisar det
	endast i samband med F.

De mest karakteristiska oxidationstillstånden för S, Se, Te är

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

I övergången från S till Te är stabiliteten för det högsta oxidationstillståndet +6

minskar, och stabiliteten för +4-oxidationstillståndet ökar.

För Se, Te, Po, - är det mest stabila oxidationstillståndet +4.

Vissa egenskaper hos atomer av element ViB - undergrupper

		Släkting	Första energin
		elektrootri-	jonisering,
		värde	kJ/mol
		(enligt Polling)
				en ökning av antalet
				tronlager;
				en ökning av storleken på en atom;
				minskning av energi io-
				minskning av elektriska
				värden

Som framgår av ovanstående data syre skiljer sig mycket från andra element i undergruppen högt värde av joniseringsenergi, ma-

stor omloppsradie för atomen och hög elektronegativitet, endast F har en högre elektronegativitet.

Syre, som spelar en mycket speciell roll i kemin, ansågs från

förnuftigt. Bland de andra elementen i VIA-gruppen är svavel den viktigaste.

			Svavel bildar ett mycket stort antal olika
			olika kopplingar. Dess föreningar är kända från nästan alla
			mi-element, förutom Au, Pt, I och ädelgaser. kro-
			mig av utbredda föreningar S i makter
	3s2 3p4
			oxidation (–2), +4, +6, är som regel kända,
			stabila föreningar i oxidationstillstånd: +1 (S2 O), +2

(SF2, SCI2), +3 (S203, H2S2O4). Mångfalden av svavelföreningar bekräftas också av det faktum att endast cirka 20 syrehaltiga syror S är kända.

Styrkan hos bindningen mellan S-atomer visar sig vara i proportion till

binder S med andra icke-metaller: O, H, Cl, därför kännetecknas S av

inklusive det mycket vanliga mineralet pyrit, FeS2, och polytionsyror (t.ex. H2S4O6).Således är svavelets kemi ganska omfattande.

De viktigaste svavelföreningarna som används inom industrin

Den mest använda svavelföreningen inom industrin och laboratoriet är svavelsyra. Världens produktionsvolym av ser-

syra är 136 miljoner ton. (ingen annan syra produceras i så stora mängder). Vanliga föreningar inkluderar

om svavelsyra - sulfater, såväl som salter av svavelsyra - sulfiter.

naturliga sulfider används för att erhålla de viktigaste icke-järnmetallerna

thaller: Cu, Zn, Pb, Ni, Co, etc. Andra vanliga svavelföreningar inkluderar: hydrosulfidsyra H2 S, di- och trioxider av svavel: SO2

och SO3, tiosulfat Na2S203; syror: disulfuric (pyrosvavelsyra) H2 S2 O7, perox-

kodisulfat H2S2O8 och peroxodisulfater (persulfater): Na2S2O8 och

(NH4)2S208.

Svavel i naturen

te i form av en enkel substans bildar stora underjordiska avlagringar,

och i form av sulfid- och sulfatmineraler såväl som i form av föreningar,

som är föroreningar i kol och olja. Kol och olja erhålls som ett resultat av

dessa nedbrytningar av organiska ämnen, och svavel är en del av djur och växter

kroppsproteiner. Därför, när kol och olja förbränns, bildas svaveloxider,

förorenar miljön.

Naturliga svavelföreningar

Ris. Pyrit FeS2 är det huvudsakliga mineralet som används för att producera svavelsyra.

naturligt svavel;

sulfidmineraler:

FeS2 - pyrit eller järnkis

FeCuS2 - kopparkis (kopparkvanti-

FeAsS - arsenopyrit

PbS - galena eller blyglans

ZnS - sfalerit eller zinkblandning

HgS - cinnober

Cu2 S- chalcocit eller kopparglans

Ag2 S - argentit- eller silverglans

MoS2 - molybdenit

Sb2 S3 - stibnit eller antimonglans

As4 S4 - realgar;

sulfater:

Na2S04. 10 H2O - mirabilitet

CaS04. 2H2O - gips

CaSO4 - anhydrit

BaSObarite eller tung spar

SrSO4 är celestine.

Ris. Gips CaSO4. 2H2O

enkel substans

I ett enkelt ämne är svavelatomer bundna med två intilliggande.

Den mest stabila är strukturen som består av åtta svavelatomer,

förenade i en korrugerad ring som liknar en krona. Det finns flera modifieringar av svavel: rombiskt svavel, monokliniskt och plastiskt svavel. Vid normal temperatur finns svavel i form av gula spröda kristaller.

rombformade bås (-S), bildade

joniska molekyler S8. En annan modifiering - monoklint svavel (-S) består också av åttaledade ringar, men skiljer sig i placering

arrangemang av S8-molekyler i kristallen. När dis-

smältande svavelringar rivs sönder. Samtidigt, mo-

trassliga trådar kan bildas, vilket

Ris. Svavel

gör smältan trögflytande, med ytterligare

När temperaturen stiger kan polymerkedjorna brytas ner och viskositeten minskar. Plastsvavel bildas under den kraftiga kylningen av det smälta

svavel och består av intrasslade kedjor. Med tiden (inom några dagar) kommer det att omvandlas till rombiskt svavel.

Svavel kokar vid 445o C. Jämvikt sker i svavelånga:

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

S2-molekyler har en struktur som liknar O2.

Svavel kan oxideras (vanligen till SO2) och kan reduceras

uppgraderat till S(-2). Vid vanliga temperaturer hämmas nästan alla reaktioner som involverar fast svavel, endast reaktioner med fluor, klor och kvicksilver fortsätter.

Denna reaktion används för att binda de minsta dropparna av utspillt kvicksilver.

Flytande och ångformigt svavel är mycket reaktiva . Svavelånga bränner Zn, Fe, Cu. När du passerar H 2 över smält svavel bildas

H 2 S. I reaktioner med väte och metaller verkar svavel som oxiderande

Svavel kan lätt oxideras under inverkan av halogener.

och syre. När det värms upp i luft brinner svavel med en blå låga och oxiderar

upp till SO2.

S + O2 = SO2

Svavel oxideras med koncentrerad svavelsyra och salpetersyra:

S + 2H2S04 (konc.) = 3S02 + 2H2O,

S + 6HNO3 (konc.) = H2SO4 + 6 NO2 + 2H2O

I heta alkalilösningar blir svavel oproportionerligt.

3S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2S03 + 3 H2O.

När svavel reagerar med en lösning av ammoniumsulfid, gul-röd polysulfidjoner(–S–S–)n eller Sn 2– .

När svavel upphettas med en lösning av sulfit, erhålls tiosulfat, och

vid upphettning med en lösning av cyanid - tiocyanat:

S + Na2S03 = Na2S203, S + KCN = KSCN

Kaliumtiocyanat eller tiocyanat används för analytisk detektion av Fe3+-joner:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Den resulterande komplexa föreningen har en blodröd färg,

även vid en låg koncentration av hydratiserade Fe3+-joner i

Cirka 33 miljoner ton inhemskt svavel bryts årligen i världen. Huvudmängden extraherat svavel bearbetas till svavelsyra och används

används inom gummiindustrin för vulkanisering av gummi. Tillsätt svavel

binder till dubbelbindningar av gummimakromolekyler och bildar disulfidbryggor

ki -S- S-, därigenom, som om de "sydda" dem, vilket ger gummit styrka och elasticitet. När en stor mängd svavel införs i gummi, ebo-

nit, som är ett bra isoleringsmaterial som används inom elektroteknik. Svavel används också i läkemedel för att göra hudsalvor och i jordbruket för att bekämpa växtskadegörare.

Svavelföreningar

Svavelväte, sulfider, polysulfider

Svavelväte H 2 S förekommer naturligt i svavelhaltigt mineralvatten,

närvarande i vulkanisk och naturgas, bildad under sönderfallet av vitt

kov kroppar.

Svavelväte är en färglös gas med lukt av ruttna ägg och är mycket giftig.

Det är svagt lösligt i vatten, vid rumstemperatur löser sig tre volymer gasformigt H2 S i en volym vatten. Koncentrationen av H 2 S i mättad

nom lösning är ~ 0,1 mol/l . När det löses i vatten bildas det

hydrosulfidsyra, som är en av de svagaste syrorna:

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Testamentsexekutor:											Många naturliga sulfider är kända (se listan över sulfidmineraler). Sulfider av många tunga icke-järnmetaller (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) är är industriellt viktiga malmer. De omvandlas till oxider genom eldning i luft, t.ex. 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 då reduceras oxiderna oftast med kol: ZnO + C = Zn + CO Ibland bringas oxider i lösning genom inverkan av en syra, och sedan utsätts lösningen för elektrolys för att reducera metallen. Sulfider av alkali- och jordalkalimetaller är praktiskt taget kemiskt joniska föreningar. Sulfider av andra metaller - fördelen venkovalenta föreningar, som regel, av icke-stökiometrisk sammansättning. Många icke-metaller bildar också kovalenta sulfider: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Naturliga sulfider As och Sb är kända. Sulfider av alkali- och jordalkalimetaller, samt sulfider ammoniumfoder är mycket lösligt i vatten, resten av sulfiderna är olösliga rimmar. De isoleras från lösningar i form av karakteristiskt färgade fällningar, till exempel, Pb(N03)2 + Na2S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Denna reaktion används för att detektera H2S och S2– i lösning. En del av de vattenolösliga sulfiderna kan bringas i lösning av syror, på grund av bildandet av en mycket svag och flyktig svavelsyra. naturlig syra, till exempel, NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Sulfider kan lösas i syror: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Metallsulfider och PR-värden Sulfider Sedimentfärg PR-värde 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 brun 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Sulfider, kännetecknade av ett mycket lågt värde på löslighetsprodukten, kan inte lösas upp i syror med bildning av H2 S. I ki- sulfider löses inte i slitsar: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Om reaktionen med upplösning av sulfid på grund av bildandet av H2S är omöjlig, sedan kan den överföras till en lösning genom inverkan av koncentrerad salpetersyra slots eller aqua regia. CuS + 8HNO3 = CuS04 + 8N02 + 4H2O Sulfidanjonen S 2– är en stark protonacceptor (os- innovation enligt Brønsted). Det är därför mycket lösliga sulfider

Syresubgruppen innehåller fem grundämnen: syre, svavel, selen, tellur och polonium (en radioaktiv metall). Dessa är p-elementen i VI-gruppen i det periodiska systemet av D.I. Mendeleev. De har ett gruppnamn - chalcogens, vilket betyder att "bilda malmer."

Egenskaper hos element i syreundergruppen

Egenskaper				De där	Ro
1. Ordernummer
2. Valenselektroner	2 s 2 2p 4	Z s 2 3r 4	4 s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Energi Jonisering av atom, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Släkting elektronnegativitet	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Oxidationstillståndet i föreningar	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Atomradie, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

Kalkogenatomer har samma struktur som den externa energinivån - ns 2 nr 4 . Detta förklarar likheten mellan deras kemiska egenskaper. Alla kalkogener i föreningar med väte och metaller uppvisar ett oxidationstillstånd på -2, och i föreningar med syre och andra aktiva icke-metaller, vanligtvis +4 och +6. För syre, såväl som för fluor, är ett oxidationstillstånd lika med gruppnumret inte typiskt. Den uppvisar ett oxidationstillstånd på vanligtvis -2 och i kombination med fluor +2. Sådana värden för oxidationstillstånd följer av den elektroniska strukturen av kalkogener

Syreatomen har två oparade elektroner i 2p-subnivån. Dess elektroner kan inte separeras, eftersom det inte finns någon d-subnivå på den yttre (andra) nivån, det vill säga det finns inga fria orbitaler. Därför är valensen av syre alltid lika med två, och oxidationstillståndet är -2 och +2 (till exempel i H 2 O och OF 2). Dessa är samma valenser och oxidationstillstånd för svavelatomen i det oexciterade tillståndet. Vid övergång till ett exciterat tillstånd (som äger rum under tillförsel av energi, till exempel under uppvärmning), vid svavelatomen, de 3 R— och sedan 3s elektroner (visas med pilar). Antalet oparade elektroner, och följaktligen valensen i det första fallet är fyra (till exempel i SO 2), och i det andra - sex (till exempel i SO 3). Uppenbarligen är även valenserna 2, 4, 6 karakteristiska för svavelanaloger - selen, tellur och polonium, och deras oxidationstillstånd kan vara lika med -2, +2, +4 och +6.

Väteföreningar av element i syreundergruppen är ansvariga formel H2R (R - elementsymbol): H 2 O, H 2 S, H2S e, H2Te. De ringerär vätekalcider. När de löses upp i vatten bildas desyror. Styrkan hos dessa syror ökar med ökningen grundämnets atomnummer, vilket förklaras av en minskning av energin bindningar i serien av föreningar H 2 R . Vatten dissocierar till H+- och O-joner H - , är amfoter elektrolyt.

Svavel, selen och tellur bildar samma former av föreningar med syre av typen R O 2 och R Cirka 3-. De motsvarar syror av typen H 2 R O 3 och H 2 R Cirka 4-. Med en ökning av elementets ordningsnummer minskar styrkan hos dessa syror.vaet. Alla av dem uppvisar oxiderande egenskaper, och syror av den typen H 2 R Cirka 3 är också restaurerande.

Egenskaperna hos enkla ämnen förändras naturligt: ​​med en ökning avkärnans laddning, icke-metalliska försvagas och metalliska ökar. egenskaper. Så syre och tellur är icke-metaller, men det senare harmetallisk lyster och leder elektricitet.