12. dia

kémiai tulajdonságai

Levegőben a kén ég, kén-dioxidot képezve - színtelen, szúrós szagú gáz: S + O2 → SO2 A kén redukáló tulajdonságai a kén más nemfémekkel való reakciójában nyilvánulnak meg, de szobahőmérsékleten a kén csak fluorral lép reakcióba. : S + 3F2 → SF6

13. dia

Az olvadt kén reakcióba lép a klórral, és lehetséges két kisebb klorid képződése 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Melegítéskor a kén a foszforral is reakcióba lép, foszfor-szulfidok keverékét képezve, köztük a magasabb szulfid P2S5: 5S + 2P → P2S2 Ezenkívül hevítéskor a kén reakcióba lép hidrogénnel, szénnel, szilíciummal: S + H2 → H2S (hidrogén-szulfid) C + 2S → CS2 (szén-diszulfid)

14. dia

Az összetett anyagok közül mindenekelőtt a kén olvadt lúggal való reakcióját kell kiemelnünk, amelyben a klórhoz hasonlóan a kén aránytalanságai: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Tömény oxidáló savakkal a kén csak hosszan tartó melegítéssel reagál: S+ 6HNO3 (konc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konc) → 3SO2 + 2H2O

15. dia

100-160°C-on víz oxidálja: Te+2H2O= TeO2+2H2 Lúgos oldatban forralva a tellúr aránytalanul telluridot és tellurit képez: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.

16. dia

A híg HNO3 a Te-t tellursavvá H2TeO3 oxidálja: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Az erős oxidálószerek (HClO3, KMnO4) Te-t gyenge tellursavvá oxidálják H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. A tellúrvegyületek (+2) instabilak és hajlamosak az aránytalanságra: 2TeCl2=TeCl4+Te.

17. dia

Levegőn hevítve színtelen kristályos SeO2-t éget el: Se + O2 = SeO2. Hevítés hatására reagál vízzel: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. A szelén reakcióba lép hevítés közben salétromsav, szelénsav képződésével H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.

18. dia

Lúgos oldatban forralva a szelén aránytalanná válik: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Ha a szelént felforraljuk lúgos oldat, amelyen levegő vagy oxigén áramlik át, poliszelenideket tartalmazó vörösesbarna oldatok keletkeznek: K2Se + 3Se = K2Se4

Az oxigén alcsoport öt elemből áll: oxigén, kén, szelén, tellúr és polónium (radioaktív fém). Ezek a VI. csoport p-elemei periódusos rendszer D. I. Mengyelejev. Csoportnevük van - kalkogén, ami azt jelenti, hogy „ércképző”.

Az oxigén alcsoport elemeinek tulajdonságai

A kalkogén atomok külső energiaszintjének szerkezete megegyezik - ns 2 nр 4 . Ez magyarázza hasonlóságukat kémiai tulajdonságai. A hidrogénnel és fémekkel alkotott vegyületekben lévő összes kalkogén oxidációs állapota -2, az oxigénnel és más aktív nemfémekkel rendelkező vegyületekben pedig általában +4 és +6. Az oxigénre, akárcsak a fluorra, a csoportszámmal megegyező oxidációs állapot nem jellemző. Oxidációs állapota általában -2, fluorral kombinálva pedig +2. Az oxidációs állapotok ilyen értékei abból következnek elektronikus szerkezet kalkogéneket

A 2p alszint oxigénatomjának két párosítatlan elektronja van. Elektronjait nem lehet szétválasztani, mert a külső (második) szinten nincs d-alszint, azaz nincsenek szabad pályák. Ezért az oxigén vegyértéke mindig kettővel, az oxidációs állapot pedig -2 és +2 (például H 2 O-ban és ОF 2-ben). Ugyanez a gerjesztetlen állapotban lévő kén térfogatának vegyértéke és oxidációs állapota. Gerjesztett állapotba való áttéréskor (ami akkor következik be, amikor energiát szolgáltatnak, például melegítés közben) először a kénatomok szétválnak. r- , majd 3s elektronok (nyilak mutatják). 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 megfelelnek képlet H2R (R - elem szimbólum): H 2 O, H 2 S, H2S e, N 2 Te. Felhívtakvannak kalkonhidrogének. Vízben oldva képződneksavak. Ezeknek a savaknak az erőssége a növekedéssel növekszik az elem sorozatszáma, ami az energia csökkenésével magyarázható kötések a H 2 vegyületek sorozatában R . A víz H+ és O ionokká disszociál N - , van amfoter elektrolit.

Kén, A szelén és a tellúr ugyanazokat az oxigén típusú vegyületeket alkotja R O 2 és R O 3-. Ezek a H 2 típusú savaknak felelnek meg R O 3 és H 2 R O 4-. Egy elem rendszámának növekedésével ezeknek a savaknak az erőssége csökkenwat. Mindegyikük oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik, és a savakhoz hasonló H2R Az O 3 is helyreállító hatású.

A tulajdonságok természetesen változnak egyszerű anyagok: növekedésselaz atommag töltése, a nemfémesek gyengülnek, a fémesek pedig növekednek tulajdonságait. Így az oxigén és a tellúr nem fémek, de az utóbbi igenfémes fényű és vezeti az elektromosságot.

A tellúr a ritka elemek egyike: a földkéregben csak .

A szelén szabad állapotban a kénhez hasonlóan számos allotróp módosulatot képez, amelyek közül a legismertebbek az amorf szelén, amely vörösesbarna por, ill. szürke szelén, törékeny, fémes fényű 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 erős növekedés elektromos vezetőképesség amikor megvilágítják. A szelén és a fémvezető határfelületén gátréteg képződik - az áramkör olyan része, amely csak egy irányba képes átadni az elektromos áramot. E tulajdonságok miatt a szelént a félvezető technológiában egyenirányítók és záróréteggel ellátott napelemek gyártására használják. A tellúr szintén félvezető, de alkalmazásai korlátozottabbak. Egyes fémek szelenidje és telluridjai szintén félvezető tulajdonságokkal rendelkeznek, és az elektronikában használatosak. Kis mennyiségben a tellúr az ólom ötvöző adalékaként szolgál, javítva annak mechanikai tulajdonságait.

A hidrogén-szelenid és a hidrogén-tellurid színtelen, kellemetlen szagú gázok. Vizes oldatok olyan 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 ez a hidrogén-halogenidek sorozatában történik, az átmenet során a molekulák erőssége csökken. A hidrogén-szelenid és a hidrogén-tellurid sói – szelenidek és telluridok – vízben és savakban való oldhatóságuk szempontjából hasonlóak a szulfidokhoz. A szelenidek és telluridok erős savakkal történő kezelésével hidrogén-szelenid és hidrogén-tellurid nyerhető.

Amikor a szelént és a tellúrt levegőben vagy oxigénben elégetik, dioxidok és oxidok keletkeznek, amelyek normál körülmények között szilárd állapotban vannak, és a szelén- és a tellursav anhidridjei.

A kén-dioxiddal ellentétben túlnyomórészt oxidáló tulajdonságokkal rendelkeznek, könnyen redukálódnak szabad szelénné és tellúrmá, például:

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

A szelén és a tellúr a periódusos rendszer VI. csoportjába tartoznak, és a kén analógjai. A külső elektronszinten a szelénnek és a tellúrnak egyaránt 6 elektronja van: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4, tehát IV, VI és -II oxidációs állapotot mutatnak. Mint a periódusos rendszer bármely csoportjában, ahogy nő atomtömeg elem, savas tulajdonságok Az elemek gyengülnek, a bázikusak pedig növekednek, így a tellúr számos alapvető (fémes) tulajdonságot mutat, és nem meglepő, hogy a felfedezők fémre tévesztették.

A szelénre a polimorfizmus jellemző, 3 kristályos és 2 amorf módosulat létezik.

Üveges szelén gyorsan lehűtött olvadt szelénből nyerik, Se 8 gyűrűmolekulákból és legfeljebb 1000 atomos gyűrűkből áll.

Vörös amorf szelén Se-gőz gyors lehűtésekor keletkezik, főként helytelenül orientált Se 8 molekulákból áll, kristályosodáskor CS 2-ben oldódik, két kristálymódosulást kapunk:

t olvadék 170 0 C t olvadék 180 0 C

lassú gyors

Se 8 molekulákból épül fel.

A legstabilabb szürke hatszögletű szelén , amely szelénatomok végtelen láncaiból áll. Fűtéskor minden módosítás az utóbbiba megy. Ez az egyetlen félvezető módosítás. Ennek van: olvadáspontja 221 0 C, forráshőmérséklete 685 0 C. A gőzben a Se 8 mellett kisebb atomszámú molekulák is találhatók Se 2 -ig.

A tellúr esetében minden egyszerűbb - a hatszögletű tellúr a legstabilabb, olvadáspontja 452 0 C, forráspontja 993 0 C. Az amorf tellúr finoman diszpergált, hatszögletű tellúr.

A szelén és a tellúr stabilak a levegőben, amikor hevítik, égnek, és SeO 2 és TeO 2 dioxidot képeznek. Szobahőmérsékleten nem reagálnak vízzel.

Amikor az amorf szelént t 60 0 C-ra melegítjük, reakcióba lép a vízzel:

3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3 (17)

A tellúr kevésbé aktív és 100 0 C feletti vízzel reagál. Enyhébb körülmények között lúgokkal reagál, így keletkezik:

3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)

3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)

Nem lépnek reakcióba savakkal (HCl és híg H 2 SO 4), a híg HNO 3 H 2 SeO 3 -dá oxidálja őket; H 2 TeO 3, ha a sav koncentrált, akkor a tellúrt bázikus nitráttá Te 2 O 3 (OH)NO 3 oxidálja.

A tömény H 2 SO 4 feloldja a szelént és a tellúrt, így képződik

Se 8 (HSO 4) 2 – zöld H 2 SeO 3

Te 4 (HSO 4) 2 – piros Te 2 O 3 SO 4

½ oldat

instabil

Se és Te szabadon engedik

A Se-t, az S-hez hasonlóan addíciós reakciók jellemzik:

Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (legstabilabb) (20)

Na 2 S + 2Te = Na 2 STe 2 (legstabilabb) (21)

általános esetben Na 2 SE n, ahol E = Se, Te.

Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)

szelenoszulfát

A tellúr esetében ez a reakció csak autoklávokban megy végbe.

Se + KCN = KSeCN (a tellúr esetében ismeretlen) (23)

A szelén kölcsönhatásba lép a hidrogénnel 200 0 C hőmérsékleten:

Se + H 2 = H 2 Se (24)

A tellúr esetében a reakció nehezen megy végbe, és a hidrogén-tellurid hozama kicsi.

A szelén és a tellúr reakcióba lép a legtöbb fémmel. A vegyületekben a szelént és a tellúrt -2, +4 és +6 oxidációs állapot jellemzi.

Vegyületek oxigénnel. SeO 2 – fehér, fenséges. – 337 0 C, vízben oldódik, H 2 SeO 3 keletkezik – instabil, 72 0 C hőmérsékleten pertektikus reakcióval bomlik.

TeO 2 – tűzállóbb, t pl. – 733 0 С, forráspont. – 1260 0 C, nem illékony, vízben gyengén oldódik, lúgokban könnyen oldódik, minimális oldhatóság pH ~ 4-nél jelentkezik, az oldatból H 2 TeO 3 csapadék szabadul fel, instabil, szárításkor szétesik.

Trioxidok. Erős oxidálószerek hatására magasabb oxidok keletkeznek.

A SeO 3 (SO 3 -ra hasonlít) vízzel reagálva H 2 SeO 4 képződik, t pl. ~ 60 0 C, erős oxidálószer, oldja az Au-t:

2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)

oldja a Pt-t HCl-elegyben.

A TeO 3 alacsony aktivitású anyag, amorf és kristályos módosulatokban létezik. Az amorf trioxid hosszan tartó forró víz hatására hidratálódik, és H 6 TeO 6 orto-teltursavvá alakul. Hevítés hatására koncentrált lúgos oldatokban oldódik, tellurátokat képezve.

A H 2 TeO 4-nek három fajtája van: orto-tellursav A H 6 TeO 6 vízben jól oldódik, oldatai nem adnak savas reakciót, nagyon gyenge sav, dehidratáláskor polimetatellulsav (H 2 TeO 4) n keletkezik, amely vízben nem oldódik. Az allotellursavat az orto-tellúrsav lezárt ampullában történő hevítésével állítják elő, vízzel bármilyen arányban elegyedik, és savas természetű. Közepes, 6-10 molekula van a láncban, instabil, szobahőmérsékleten orto-tellursavvá, levegőn hevítve gyorsan H 2 TeO 4 -dá alakul.

Só. A szelenátok esetében a nehézfémsók vízben jól oldódnak, az ólom és a szulfátokkal ellentétben az Ag és a Tl gyengén oldódnak. Melegítéskor szeleniteket képeznek (eltérnek a szulfátoktól). A szelenitek stabilabbak, mint a szulfitok, a szulfitokkal ellentétben megolvaszthatók.

Tellurátok Na 2 H 4 TeO 6 - orthotellurát kétféle változatban létezik, alacsony hőmérsékleten nyerik, vízben oldódik, magas hőmérsékleten pedig oldhatatlan. Dehidratáláskor Na 2 TeO 4 keletkezik, amely vízben oldhatatlan. A nehéz tellurátokat és alkálifémeket alacsony oldhatóság jellemzi. A telluráttal ellentétben a nátrium-tellurit vízben oldódik.

Hidridok. A H 2 Se és a H 2 Te gázok vízben oldódnak, és erősebb savakat adnak, mint a H 2 S. Lúgokkal semlegesítve a Na 2 S-hez hasonló sókat képeznek. A telluridok és szelenidek, mint a Na 2 S, addíciós reakciók jellemzik:

Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)

Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)

Általános esetben Na 2 ES 3 és Na 2 ES 4 képződik, ahol E szelén és tellúr.

Kloridok. Ha a kén esetében a legstabilabb az S 2 Cl 2, akkor a szelén esetében hasonló vegyület ismert, de a legstabilabb a SeCl 4, a tellúr esetében a TeCl 4. Vízben oldva a SeCl4 hidrolizál:

SeCl 4 + 3H 2 O = 4HCl + H 2 SeO 3 (28)

A TeCl 4 észrevehető hidrolízis nélkül oldódik fel.

A TeCl 4 esetében a következő komplexek ismertek: K 2 TeCl 6 és KTeCl 5, alumínium-kloriddal kationos komplexeket képez + -. Egyes esetekben a szelén is komplexeket képez, de csak hexaklóroselenátok ismertek róla: M 2 SeCl 6 .

Melegítéskor szublimálódnak és disszociálnak:

SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)

a kondenzáció során aránytalanok:

2TeCl 2 = Te + TeCl 4 (30)

Ismeretes, hogy a fluoridok, bromidok és jodidok csak a tellúrban képződnek.

Szulfidok. Kénnel való összeolvadáskor nem képződnek vegyületek. Amikor a H 2 S a szelén- és a tellúrsókra hat, lehetséges a TeS 2, valamint a SeS 2 és SeS keveréke kicsapása (úgy véljük, hogy ez S és Se keveréke).

Szintézissel, az S 8 molekulában a ként szelénre cserélve Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7 -et kaptunk, a szubsztitúció egy kénatomon keresztül történik.