Химические свойства 6 а группы. Р-Элементы VI группы

13541 0

В 16 группу входят O, S, Se, Te, Po (табл. 1 и 2). Валентная оболочка элементов этой группы образована двумя электронами на s-орбитали и четырьмя - на р-орбитали (s 2 p 4). Слово «халькоген» происходит от двух греческих слов, означающих «медь» и «рожденный». Большинство медных руд состоит из соединений меди с кислородом и серой, а часть из них содержат также Se и Те . Важнейшие методы руды содержат соединения с серой, например, «халькозин» - сульфид меди(I) Cu 2 S , «халькопирит» - CuFeS 2 . Элементы, имеющие сродство к сере, называют халькофилами . К их числу относят Cu, Pb, Zn, Hg, As, Sb . Известны руды с этими металлами - «галенит» (свинцовый блеск PbS ), «сфалерит» (цинковая обманка ZnS ), «киноварь» (HgS ), «реальгар» (As 4 S 4), «стибнит» (Sb 2 S 3).

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства металлов 16 группы

Как правило, элементы 16 группы образуют соединения, в которых они имеют степень окисления -2, в особенности в соединениях с Н и реакционно-способными металлами. В окислах наиболее часто проявляют валентность +4 и +6. Как р-элементы других групп, при перемещении к нижней части группы обнаруживают постепенную смену неметаллических свойств на металлические: О и S — типичные неметаллы, Se и Те — полуметаллы, Ро — металл (высокорадиоактивный).

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 16 группы

Кислород (О) — бесцветный газ, не имеющий запаха. Чрезвычайно реакционноспособен, образует окислы со всеми элементами, кроме благородных газов. В промышленности его используют при выплавке стали, резке металлов и в химических производствах. Кислородсодержащие соединения с Н, Si, Са, Al, F e составляют 49% массы земной коры, 89% массы мирового океана и, в виде двухатомных молекул О 2 , 21% земной атмосферы. Входит в состав многих сотен тысяч соединений, необходим для жизни, поскольку участвует в процессах дыхания живых организмов. Является важнейшим фактором химической и биологической эволюции на Земле. Нарушение процессов нейтрализации активных форм О 2 , образующихся при метаболизме, как полагают, ускоряет процессы старения организма.

Кислород имеет высокую электроотрицательность (3,5 по соответствующей шкале), что обеспечивает сильные окислительные свойства. Реакции образования оксидов высокоэкзотермичны, и могут сопровождаться возгоранием соединяющегося с О 2 элемента или образующегося соединения. Благодаря небольшому размеру атома в совокупности с высокой электроотрицательностью кислород способен стабилизировать атомы других элементов в состояниях с высокой степенью окисления, например, в Сl 2 O 7 2- или в Сr 2 O 7 2- . Оксиды металлических элементов обычно имеют основные свойства, а оксиды неметаллических — кислотные. Поэтому они могут соединяться друг с другом с образованием солей.

Существует классификация оксидов по составу: 1. Нормальные оксиды содержат связи только между элементом и кислородом, например, MgO , SO 3 , SiO 2 . 2. Пероксиды содержат связи не только между элементом и кислородом, но и между двумя атомами кислорода, например, Na 2 O 2 и Н 2 O 2 . Пероксиды являются сильными окислителями. 3. Смешанные оксиды представляют собой смесь двух оксидов, например, тетраоксид трисвинца (красный сурик) Рb 3 O 4 — смесь двух частей РbО и одной части РbO 2 .

Одним из аллотропов кислорода является трехатомный озон (O 3), который в природе образуется в верхних слоях атмосферы под действием ультрафиолетового излучения Солнца или в электрических разрядах при грозах. В лабораторных условиях озон получают в озонаторах, пропуская O 2 через слабый электрический разряд. В настоящее время озон используют для обеззараживания питьевой воды на водопроводных станциях, поскольку он является более сильным окислителем, чем обычный O 2 . Озон при попадании в организм поражает легкие, образуя перекисные метаболиты.

O 2 обладает выраженным сродством к электрону (142 кДж/моль). Это обеспечивает высокую способность к образованию анионного супероксид-иона *O 2 - , который является радикалом с высокой реакционной способностью. Эти свойства супероксид-ионов обусловливают их высокую токсичность. Гипероксия и избыток озона инициируют гомолитическое (когда обобществленные электроны при разрыве связи распределяются поровну между двумя атомами) расщепление химических связей у биомолекул. При этом образуются радикалы с неспаренным электроном. Например, при реакции ROOH с О 2- образуются углеродпероксидный *ROO - и водородпероксидный *НОО - радикалы. Супероксид-ион активно реагирует с органическими веществами вида RH, особенно с имеющими непредельные связи. Образующиеся органические радикалы инициируют цепной процесс окисления органических веществ. Накопленные органические пероксиды в норме разрушаются пероксидазами , а также антиоксидантами — токоферолом (витамин Е) и тиоловыми соединениями (глутатион, цистеин ).

В здоровом организме существует несколько уровней механизмов защиты от кислородных радикалов: цитохромоксидазы (почти не повреждаемые избытком кислорода), различные амины, γ-аминомасляная кислота и др.

Сера (S) — встречается в природе в самородном виде, а также в сульфидных рудах металлов (например, в пирите — «железный колчедан» — FeS 2 , цинковой обманке ZnS , галените PbS ), в природном газе H 2 S . Сера — ключевой элемент для химической промышленности. Имеет несколько аллотропных модификаций, наиболее устойчивы энантиотропы S 8 . Они состоят из ромбической лимонно-желтой α-серы и моноклинной медово-желтой β-серы . Среди других аллотропов известны черенковая, аморфная, коллоидная и пластическая сера. Морская вода содержит сульфат-ионы.

Атомы S имеют во внешней оболочке по 6 электронов и могут присоединять на свои полузаполненные Зр-орбитали еще по два электрона с образованием сульфидного иона S 2- . Атомы могут существовать в состояниях с валентностью -2, +2, +4, +6. Известно несколько оксидов, из которых наиболее значимы два: диоксид SO 2 и триоксид SO 3 .

Диоксид серы — плотный бесцветный газ с резким удушливым запахом, легко растворяющийся в воде с образованием слабой сернистой кислоты. Применяется в целлюлозной промышленности, для отбеливания тканей, как антисептик для длительного хранения овощей и фруктов. В атмосфере, окисляясь до триоксида, вызывает образование кислотных дождей. Его окисление катализируют содержащиеся в атмосфере следовые количества железа и марганца.

Триоксид является мощным окислителем, обладает выраженными кислотными свойствами. Реагирует с водой экзотермически, образуя сильную серную кислоту. Насыщенный раствор MgSO 4 *7H 2 O («английская соль») используют в медицине в качестве противовоспалительного средства.

Сера является одним из 6 органогенов (С, Н, N, О, S, Р ), составляющих основную массу органических молекул. Входит в состав биологических тканей всех живых существ в виде аминокислот цистеина, цистина и метионина. Как и фосфор, выполняет функцию переносчика функциональных групп и энергии. Наличие спаренных остатков цистеина обусловливает образование в белках дисульфидных связей (-S-S -), определяющих их пространственное строение. Сульфгидрильные («тиольные») группы (-SH ) молекулы цистеина входят в состав активных центров многих ферментов.

S легко отдает электроны атомам металлов, образуя координационные соединения с высокими константами устойчивости, например, в структурах с высоким содержанием кератина (волосы, ногти, перья, когти, копыта).

Три последних элемента 16 группы (Se, Те, Ро ) образуют 6-валентные фториды, хотя процесс окисления затруднен, особенно у элементов, расположенных ниже в Периодической системе. Обладают эффектом инертной пары — поведением элемента, словно два его валентных электрона отсутствуют. Селениды, теллуриды и полониды металлов почти всегда изоморфны с соответствующими сульфидами. Это объясняет их совместное с серой присутствие в природе.

Селен (Se) — встречается в некоторых сульфидных рудах. Его получают при электролитической очистке меди (как побочный продукт) в виде серебристой аллотропной модификации, кристаллическая структура которой состоит из геликоидальных (закрученных в одну сторону) цепей Se ∞ или в виде менее устойчивого красного аморфного порошка, состоящего из циклов Se 8 в форме короны. На воздухе селен горит. Ниже точки плавления (490°К) является полупроводником. Важным свойством Se является способность вырабатывать электрический ток на свету. Поэтому его используют в фотоэлектрических ячейках, фотокопировальных аппаратах, солнечных батареях и полупроводниках.

В оксидах чаще всего проявляет степень окисления +4 и +6. Оксидам соответствуют селенистая (H 2 SeO 3 ) и селеновая (H 2 SeO 4 ) кислоты. Как триоксид серы, SeO 3 является сильным окислителем, но из-за термодинамической неустойчивости селенаты в живых организмах восстанавливаются до селенитов, которые могут легко реагировать с сульфгидрильными группами биоорганических соединений. Кислоты двухосновны и образуют по два набора солей с ионами металлов.

Многие соединения Se очень токсичны, особенно H 2 Se . ПДК селеноводорода на порядок ниже, чем у такого известного яда, как синильная кислота HCN . Даже в очень низких концентрациях он вызывает головную боль и тошноту, а в высоких концентрациях — острое раздражение слизистых. Все селениды, многие органические соединения Se , растворимые селениты и селенаты при попадании на кожу вызывают экзему и местное воспаление. Интоксикация селенидами проявляется нарушениями обоняния и повышенным потоотделением; их выделение из организма происходит медленно. Сравнительно безвредными из соединений селена оказываются только сульфиды от Se 2 S до SeS 3 (Бэгналл, 1971). Сульфид SeS 2 используют в косметике. Избыток Se в почве вызывает у скота заболевание «алколоиз».

С органическими кислотами Se образует соли с валентностью +2. Известны только простые соли: метилтиосульфонаты Se(S 2 O 2 CH 3) 2 , диалкилди-тиокарбаматы Se(S 2 CNR 2) 2 и алкилксантогенаты Se(S 2 COR) 2 . Они легко разрушаются при нагревании. Известны также разнообразные углеродные соединения, от простых селенидов углерода CSe 2 и CSSe до насыщенных и ненасыщенных гетероциклических молекул типа селенантрена, циклоселенопропана и селенонафтена (рис. 1). Биологические реакции углеродных соединений Se изучены слабо.

Рис. 1.

При хроническом воздействии Se накапливается в печени и почках, а также в других органах: в заметных количествах в костях, волосах и ногтях, в минимальных — в головном мозге. Se входит в состав селенопротеинов, в частности, простетической группы глутатионпероксидазы , которая вместе с токоферолом (витамин Е) защищает клеточные мембраны от повреждения свободными радикалами. Высокоактивные свободнорадикальные соединения могут образовываться в ряде важных процессов, например, при активации фагоцитов или воздействии ионизирующего излучения.

Селепопротеипами являются такие важные ферменты, как дейодииаза , обеспечивающая гомеостаз тироксина и через кальцитонин — гомеостаз Са , селенопротеин N , регулирующий регенерацию миоцитов. По-видимому, селенопротеины играют существенную роль в противовирусной защите организма. Дефицит селена выявлен в некоторых районах Китая и проявляется эндемической кардиомиопатией («болезнь Кешана»). Антиокислительные свойства Se используют для профилактики рака.

Теллур (Те) — сопутствует другим металлам (например, золоту в минерале калаверите ); его получают из анодного шлама при очистке меди. Встречается в виде редкого минерала теллурита . Чистый металлический Те выглядит серебристо-белым, на воздухе горит, в любом виде токсичен. Пары имеют чесночный запах. В промышленности его используют в сплавах для улучшения их механических свойств, для получения химических реактивов, катализаторов, в электронике — в качестве полупроводника.

Полоний (Ро) — очень редкий и летучий радиоактивный серебристо-серый металл. Образуется при бомбардировке атомов висмута нейтронами. Его используют как источник тепла в космическом оборудовании и источник а-частиц для научных исследований. Чрезвычайно ядовит из-за большой энергии распада.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

Шестая группа периодической системы элементов состоит из двух подгрупп: главной - кислород, сера, селен, теллур и полоний - и побочной - хром, молибден и вольфрам. В главной подгруппе выделяют подгруппу селена (селен, теллур и полоний), побочную подгруппу называют подгруппой хрома. Все элементы главной подгруппы, кроме кислорода, могут присоединять по два электрона, образуя электроотрицательные ионы.

Элементы главной подгруппы имеют на внешнем электронном

уровне по шесть электронов (s2р4). Атомы кислорода имеют два неспаренных электрона и не имеют d-уровня. Поэтому кислород проявляет в основном степень окисления -2 и только в соединениях со фтором +2. Сера, селен, теллур и полоний тоже имеют на внешнем уровне шесть электронов (s2p4), но у всех у них есть незаполненный d-уровень, поэтому они могут иметь до шести неспаренных электронов и в соединениях проявлять степень окисления - 2, +4 и +6.

Закономерность изменения активности этих элементов такая же, как и в подгруппе галогенов: легче всего окисляются теллуриды, затем селениды и сульфиды. Из кислородных соединений серы наиболее устойчивы соединения серы (VI), а для теллура - соединения теллура (IV). Соединения селена занимают промежуточное положение.

Селен и теллур, а также их соединения с некоторыми металлами (индием, таллием и др.) обладают полупроводниковыми свойствами и широко используются в радиоэлектронике. Соединения селена и теллура очень токсичны. Они применяются в стекольной промышленности для получения цветных (красных и коричневых) стекол.

В элементах подгруппы хрома идет заполнение d-уровня, поэтому на s-уровне их атомов - по одному (у хрома и молибдена) или два (у вольфрама) электрона. Все, они проявляют максимальную степень окисления +6, но для молибдена, и особенно для хрома, характерны соединения, в которых они имеют более низкую степень окисления (+4 для молибдена и +3 или +2 для хрома). Соединения хрома (III) очень устойчивы и похожи на соединения алюминия. Все металлы подгруппы хрома находят широкое применение.

Молибден был впервые получен К. В. Шееле в 1778 г. Он используется в производстве сталей высокой прочности и вязкости, применяющихся для изготовления оружейных стволов, брони, валов и др. Из-за способности испаряться при высокой температуре он мало пригоден для изготовления нитей накала, но обладает хорошей способностью сплавляться со стеклом, поэтому используется для изготовления держателей вольфрамовых нитей в лампах накаливания.

Вольфрам был открыт также К. В. Шееле в 178! г. Он применяется для получения специальных сталей. Добавка вольфрама к стали увеличивает ее твердость, эластичность и прочность. Вместе с хромом вольфрам придает стали свойство сохранять твердость при очень высоких температурах, поэтому такие стали применяются для изготовления резцов к быстрорежущим токарным станкам. Чистый вольфрам обладает наивысшей среди металлов температурой плавления (3370 °С), поэтому применяется для изготовления нитей в лампах накаливания. Карбид вольфрама отличается очень большой твердостью и термостойкостью и является основной составной частью тугоплавких сплавов.

72. Кислород

Кислород был открыт шведским химиком К. В. Шееле в 1769-1770 гг. и английским химиком Д. Ж. Пристли в 1774 г.

Нахождение в природе . Кислород является наиболее распространенным элементом в природе. Содержание его в земной коре составляет 47,00 % по массе. В свободном состоянии он содержится в атмосфере (около 23 % по массе), входит в состав воды (88,9 %), всех оксидов, из которых состоит земная кора, кислородсодержащих солей, а также многих органических веществ растительного и животного происхождения.

ЕЖОВНИК (анабазис) , род многолетних трав или полукустарничков семейства маревых. Ок. 30 видов, в Центр. Азии, на юге Европы, в Сев. Африке, но главным образом в Ср. Азии. Некоторые виды - пастбищный корм верблюдов, овец. Иногда ежовником называют также некоторые виды семейства злаков (пайзу, куриное просо).

НИЛЬСБОРИЙ (лат. Nielsbohrium), Ns, искусственно полученный радиоактивный химический элемент V гр. периодической системы, атомный номер 105. Наиболее устойчивый изотоп 262Ns (период полураспада 40 с). Получен в 1970 в СССР и США. Назван по предложению советских физиков по имени Нильса Бора; американские ученые предложили название "ганий" в честь О. Гана. Название окончательно не принято.

КОКОВ Валерий Мухамедович (р. 1941), российский государственный деятель, президент Кабардино-Балкарской Республики (1993). В 1990-91 председатель Верховного Совета Кабардино-Балкарской АССР, в 1991-92 первый заместитель председателя Совета Министров Кабардино-Балкарской Республики. В 1993-95 депутат Совета Федерации Федерального Собрания Российской Федерации, с 1995 член Совета Федерации. В 1997 избран президентом на второй срок.

Элементы главной подгруппы VI группы носят общее групповое название «халькогены». Их атомы являются электронными аналогами, поскольку имеют одинаковое строение внешнего электронного слоя (ns 2 np 4).

р-элементы, неметаллы (кроме полония)

Валентность II, IV; VI

Степени окисления -2, +2, +4, +6 (кислород - исключение)

Валентные состояния атомов подгруппы серы

В невозбужденных атомах имеются 2 неспаренных электрона, которые участвуют в образовании ионных или ковалентных связей с другими атомами (В = II).

Вступая во взаимодействие с более ЭО атомами, сера, селен и теллур (а также Ро) могут переходить в возбужденные состояния, что сопровождается переходом электронов на вакантные d-орбитали.

При этом число неспаренных электронов увеличивается до 4 или 6, вследствие чего атомы могут проявлять В, равную IV и VI.

Отличие кислорода от других элементов подгруппы

В атомах О валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s- и р-орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбужденные состояния, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную В = II.

Имея высокую ЭО (уступает только фтору), атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о.= -2 или -1). Исключение - фториды OF 2 и O 2 F 2

Простые вещества

Простые вещества, образуемые элементами данной подгруппы, существуют в виде различных аллотропных модификаций:

O 2 - кислород, О 3 - озон

S - пластическая, моноклинная, ромбическая

Se - красный, стекловидный, серый

Те - кристаллический, аморфный

Кроме газообразных кислорода и озона, все остальные простые вещества при обычной температуре - твердые.

Соединения с водородом (халькогеноводороды) Н 2 Э

H 2 S - сероводород, H 2 Se - селеноводород, Н 2 Те - теллуроводород

Бесцветные газы с неприятным запахом. Очень ядовиты. Сильные восстановители. Водные растворы проявляют свойства слабых кислот.

Важнейшие соединения со С.O. +4

SO 2 (г.) Se) 2 (тв.), ТеO 2 (тв.) - кислотные оксиды

H 2 SO 3 - сернистая кислота, H 2 SeO 3 - селенистая кислота, Н 2 ТеО 3 - теллуристая - слабые кислоты, восстановители.

Кислотные свойства ослабевают. Восстановительная способность уменьшается.

Важнейшие соединения со С.O. +6

SO 3 (ж.) Se) 3 (тв.), ТеO 3 (тв.) - кислотные оксиды

H 2 SO 4 - серная кислота, H 2 SeO 4 - селеновая кислота - сильные кислоты, Н 2 ТеО 4 - ортотеллуровая - слабая кислота.

Соли: сульфаты, селенаты, теллураты.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ VI ГРУППЫ

16-ю группу периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева составляют Халькогемны (от греч. чблкпт -- медь (в широком смысле), руда (в узком смысле) и генпт -- рождающий). Это такие химические элементы, как кислород (O), сера (S), селен (Se), теллур (Te), радиоактивный полоний (Po), и искусственно полученный ливерморий (Lv). Все эти элементы встречаются в природе (за исключением Lv), причем каждый из них имеет несколько природных изотопов (за исключением Po). Все они являются р-элементами. Строение валентного уровня их электронных оболочек соответствует формуле ns 2 np 4 .

кислород сера селен теллур полоний

1. Кислород

Самый распространённый элемент на Земле: в воздухе - 21% по объему (находится в виде О 2 и О 3), в земной коре - 49 % по массе, в гидросфере - 89% по массе, в составе живых организмов - до 65% по массе. В земной коре он содержится в виде различных минералов, которые представляют собой оксиды (например, Al 2 O 3 , SiO 2 , Cu 2 O, SnO 2) и соли (например, FeCO 3 , CaSO 4 , Ca 3 (PO 4) 2).

Атом

Порядковый № 8, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 4

Валентность

II, в СО - валентность III за счет ДАС.

Степени окисления

1) -2 - оксиды, гидроксиды, соли;

2) -1 - пероксиды;

3) -1/2, -1/3 - надпероксиды, озониды;

4) +2 - ОF 2 , +1 - O 2 F 2 .

Электроотрицательность

Изотопы природного кислорода

О (99,76%), О (0,04%), О (0,20%).

Физические свойства

Кислород - газ без цвета, запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород - голубоватая жидкость, кипящая при -183 0 С. Притягивается магнитом. Твердый кислород - синие кристаллы, плавящиеся при -218,7 0 С.

Строение молекулы

Молекула состоит из двух атомов, связанных двойной связью. Связь - ковалентная неполярная.

Аллотропные модификации (изменения)

О 2 и О 3 (озон).

Способы получения

1) Промышленный способ: перегонка жидкого воздуха;

2) Лабораторный способ: разложение (воздействие t 0 C) некоторых кислородсодержащих веществ

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (k - MnO 2)

2H2O2 = 2H2O + O2 (k - MnO 2)

2HgO = 2Hg + O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Способы собирания кислорода

Химические свойства

1) Взаимодействие с НеMet (кроме фтора и благородных газов): образуются ОКСИДЫ - бинарные соединения с кислородом в степени окисления -2:

Si + O 2 = SiO 2 (t=400-500 0 С)

· При взаимодействии с углеродом, фосфором и мышьяком в зависимости от количества кислорода образуются разные оксиды:

С + О 2(изб) = СО2; С + О 2(нед) = СО

· При взаимодействии с серой последняя окисляется до сернистого газа (дальнейшее воздействие кислородом приводит к образованию высшего оксида - SO 3):

· При взаимодействии с фтором образуется ФТОРИД кислорода:

2F 2 + O 2 = 2OF 2

2) Взаимодействие с Met: образуются основные и амфотерные оксиды:

4Al + 3O 2 = 2AL 2 O 3

· При взаимодействии с натрием образуется пероксид:

Na + O 2 = Na 2 O 2

· При взаимодействии с калием, рубидием и цезием образуются надпероксиды:

· При взаимодействии с железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (Fe 2 O 3 *FeO)

· При взаимодействии с марганцем образуется диоксид марганца:

3) Взаимодействие со сложными веществами:

· Горение и обжиг сульфидов, водородных соединений:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

· Окисление низших оксидов до высших:

FeO + O 2 = Fe 2 O 3

· Окисление гидроксидов и солей в водных растворах: если вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO 2 + O 2 = 2HNO 3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

· Окисление в присутствие катализаторов:

аммиака: NH 3 + O 2 = NO + H 2 O

органических веществ: C 2 H 5 OH + O 2 = CH 3 -COH и т.п. (k - Cu; t 0 C)

Применение кислорода

Кислород применяют в медицине, на взрывных работах, для сварки металлов, для резки металлов, в авиации для дыхания, в авиации для двигателей, в металлургии.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

C 6 H 10 O 5 + 6O 2 = 5CO 2 + 6H 2 O

Во всех этих процессах образуется оксид углерода (IV). Единственный естественный природный процесс связывания оксида углерода (IV) - процесс фотосинтеза, проходящий в зеленых растениях под действие солнечного света:

6CO 2 + 6H 2 O = C 5 H 12 O 6 + O 2 (k - hv)

При этом образуется глюкоза - основа для строительства тканей растений.

Если какое-либо вещество медленно реагирует с кислородом, то такое окисление называют медленным. Это, например, процессы разложения пищевых продуктов, гниения.

Озон

Озон - это аллотропная модификация кислорода.

Физические свойства

Газ, с запахом свежей хвои, бесцветен.

Получение

1) Озонирование воздуха: 3O 2 2O 3

2) Во время грозы (в природе);

3) В лаборатории - в озонаторе.

Химические свойства

1) Неустойчив, легко распадается: O 3 O 2 + O . . При этом образуется АТОМАРНЫЙ кислород, очень сильный окислитель. Он обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ-лучи, уничтожает микроорганизмы;

2) Сильный окислитель, сильнее кислорода:

6NO 2 + O 3 = 3N 2 O 5

3PbS + 4O 3 = 3PbSO 4

3) Качественная реакция на озон: реакция с йодидом калия, появляется желто-коричневая окраска йода:

2KI + O 3 = 2KOH + I 2 + O 2

Пероксид водорода

Стоит уделить особое внимание этому веществу, так как из всех соединений кислорода именно пероксид водорода чаще всего используют как стерилизационное и антисептическое средство.

Строение молекулы

Н 2 О 2 или Н-О-О-Н

Физические свойства

Это бесцветная неустойчивая жидкость. Плотность составляет 1,45 г/см 3 . Ее концентрированный раствор (30%) взрывоопасен и называется пергидролем.

Получение

Гидролиз пероксидов металлов водой или кислотами:

BaO 2 + H 2 SO 4 = H 2 O 2 + BaSO 4

Химические свойства

1) Разложение:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (t 0 C, k - MnO 2)

2) Пероксид водорода может быть как окислителем, так и восстановителем:

· Окислительные свойства более характерны - переходит в Н 2 О или ОН - :

Na 2 S +4 O 3 + H 2 O 2 = Na 2 S +6 O 4 + Н 2 О

(неметаллы в промежуточной степени окисления окисляет в высшую степень окисления)

2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Fe(OH) 3

2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O

(сульфиды переходят в сульфаты)

2Cr +3 Cl 3 + 3H 2 O 2 + 10KOH = 2K 2 Cr +6 O 4 + 6KCl + 8H 2 0

(любые соединения хрома +3 окисляет в +6)

· Восстановительные свойства - переходит в О 2:

CaOCl 2 + H 2 O 2 = CaCl 2 + O 2 + H 2 O

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 O 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3O 2 + 7H 2 O

Пероксиды и надпероксиды металлов

Химические свойства этих соединений имеют свою особенность: в ОВР, а также в реакциях разложения водой образуется кислород:

Химические свойства

1) Разложение водой:

Na 2 O 2 + H 2 O = H 2 O 2 + NaOH

K 2 O 2 + H 2 O = H 2 O 2 + O 2 + KOH (при t 0 C)

2) Они являются сильными окислителями:

KO 2 + Al = KAlO 2

3) В некоторых реакциях проявляют восстановительные свойства:

2KMnO 4 + 5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

4) Взаимодействуют с углекислым газом:

Na 2 O 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2

Получение

1) Me (щелочные и Ва) + кислород:

Na + O 2 = Na 2 O 2

2) Оксиды металлов + кислород:

2K 2 O + 3O 2 = 4KO 2

2. Сера

Сера -- элемент 16-й группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur).

Атом

Порядковый № 16, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Валентность

Степени окисления

1) -2 - сульфиды;

2) 0 - атом;

3) +4 - соли, кислоты;

4) +6 - соли, кислоты.

Электроотрицательность

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t кип = 445 0 С.

Аллотропные модификации

1) Кристаллическая:

· Ромбическая сера - S 8 - наиболее устойчивая модификация;

· Моноклинная сера - темно-желтые иглы. Устойчива при температуре более 960С, при обычных условиях - превращается в ромбическую;

2) Пластическая сера - коричневая резиноподобная (аморфная) масса.

Нахождение в природе

1) Самородная сера;

2) Сульфиды: цинка ZnS, ртути PbS (киноварь), железа FeS 2 (пирит);

3) Сульфаты: гипс CaSO 4 *2H 2 O, глауберова соль Na 2 SO 4 *10H 2 O.

Получение серы

1) Метод термического разложения сульфидов:

2) Восстановление диоксида серы (IV) углеродом: SO 2 - побочный продукт при выплавке металлов из сернистых руд

SO 2 + C = S + CO 2

3) Окисление сероводорода недостатком кислорода либо диоксидом серы (IV) в смеси SO 2 и H 2 O (отходящие пары металлургических и коксовых батарей):

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

(последняя реакция проходит также в природе при извержении вулканов)

4) Выделение из природного газа, нефти и сопутствующих нефтепродуктов.

Химические свойства

В нормальных условиях химическая активность серы невелика, но при нагревании сера весьма активна и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1) Взаимодействие с Ме:

· Со щелочными Ме без нагревания:

2Na + S = Na 2 S

· С остальными Ме (кроме Au, Pt) - при повышенной температуре:

2Al + 3S = Al 2 S 3

2) Взаимодействие с НеМе:

· С водородом: H 2 + S = H 2 S;

· С фосфором: 2P + 3S = P 2 S 3 ;

· С кислородом: S + O 2 = SO 4 ;

· С галогенами: химическая активность серы по отношению к галогенам падает в ряду от фтора к йоду: с фтором сера взаимодействует при комнатной температуре, с бромом и хлором - при нагревании, с йодом соединений не получено: S + Cl 2 = SCl 2

· С углеродом: C + S = CS 2

3) Взаимодействие с кислотами-окислителями (при нагревании):

S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

4) Взаимодействие со щелочью (диспропорционирование):

3S 0 + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O (кипячение)

Применение серы

Серу применяют для получения серной кислоты, для вулканизации каучуков, в производстве спичек и черного пороха, как лекарственное средство, входящее в состав мазей против кожных заболеваний.

В сельском хозяйстве серу в виде тонкого порошка используют для борьбы с болезнями растений, пчел и других домашних животных.

В быту очень часто применяют серу для связывания токсичной ртути в сульфид ртути с последующим его удалением.

Сероводород

Молекула сероводорода имеет угловую форму, как и молекула воды, с атомом серы в центре. Однако, в отличие от воды, молекулы сероводорода не способны к образованию между собой водородных связей.

Сероводород - бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц,

t кип = -60 0 С.

Раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой - это очень слабая двухосновная кислота (слабее угольной). Сероводород очень токсичен.

Сероводород входит в состав вулканических газов, а также содержится в воде некоторых минеральных источников.

Получение

1) В природе сероводород образуется при гниении белков;

2) В лаборатории его получают следующими способами:

· Прямой синтез из простых веществ:

· Вытеснением из сульфидов, в ряду напряжения стоящих левее железа:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

· Гидролиз сульфида алюминия на холоде:

Химические свойства

Сероводород в реакциях проявляет свойства сильного восстановителя.

1) Взаимодействие с кислородом воздуха при нагревании до 700 0 С (со взрывом):

2H 2 S + 3O 2 (изб) = 2SO 2 + 2H 2 O + Q

2H 2 S + O 2 (нед) = 2H 2 O + 2S

2) Взаимодействие с галогенами:

H 2 S + I 2 = 2HI + S

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl

3) Взаимодействие со щелочами: образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O

4) Взаимодействие с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя ЧЕРНЫЕ очень малорастворимые сульфиды:

5) Взаимодействие с окислителями средней активности с образованием серы и с сильными окислителями - окисляется до серной кислоты:

H 2 S + Br 2 = S + 2HBr

H 2 S + 2FeCl 3 = 2FeCl 2 + S + 2HCl

H 2 S + 4Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl

3H 2 S + HNO 3 (конц) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

H 2 S + 3H 2 SO 4 (конц) = 4SO 2 + 4H 2 O

H 2 S + 4PbO 2 = H 2 SО 4 + 4PbO

6) При нагревании разлагается до простых веществ:

7) Взаимодействие с серебром:

2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O

8) Диссоциация в воде: в основном по первой ступени:

HS - H + + S 2- (редко)

9) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2NaNO 3

Сульфиды

Классификация сульфидов

Получение

1) Нагревание Ме с серой:

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочь:

H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

(только нерастворимые в кислотах сульфиды)

ZnSO 4 + Na 2 S = Na 2 SO 4 + ZnS

(любые нерастворимые в воде сульфиды)

Химические свойства

1) Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда щелочная:

K 2 S + H 2 OKHS + KOH

S 2- + H 2 OHS - + OH -

2) Сульфиды Ме, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных минеральных кислотах:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние (окислить) действием концентрированной азотной кислоты:

3CuS + 14HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

4) Сульфиды можно превратить в сульфаты перекисью водорода:

CuS + H 2 O 2 = CuSO 4 + 4H 2 O

5) При обжиге сульфидов кислородом образуются оксиды:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

Оксиды серы

Оксид серы (IV )

SO 2 - сернистый ангидрид, сернистый газ (без цвета с резким запахом, хорошо растворим в воде).

Степень окисления серы в этом соединении: +4

Поскольку атом серы в соединении имеет промежуточную степень окисления, то в реакциях (в зависимости от окислительно-восстановительных свойств других реагентов) оно играет роль как восстановитель, так и окислитель. Кроме того, оно может вступать в реакции без изменения степени окисления.

Получение

1) При сжигании серы в кислороде:

2) Окислением сульфидов:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na 2 SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O

4) При обработке серной кислотой (конц) некоторых металлов:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Химические свойства

1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. Реагирует с водой, основными оксидами и щелочами:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3

BaO + SO 2 = BaSO 3

Ba(OH) 2 + SO 2 = BaSO 3 + H 2 O

Ba(OH) 2 + 2SO 2 = Ba(HSO 3) 2

2) Реакции окисления (S +4 -2зS +6):

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = K 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 2H 2 SO 4

3) Реакции восстановления (S +4 +4зS 0):

SO 2 + C = S + CO 2

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

Оксид серы (VI )

SO 3 - серный ангидрид. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом (t кип =43 0 C); на воздухе «дымит», гигроскопична: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q.

В этом соединении сера имеет высшую степень окисления +6. Поэтому серный ангидрид - активный окислитель.

Химическая активность оксида серы (VI) оченб высока. Взаимодействует с водой, основными и амфотерными оксидами, щелочами.

Получение:

1) Каталитическое окисление SO 2 кислородом воздуха:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q (t 0 C, k - V 2 O 5)

2) Термическое разложение сульфатов:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (t 0 C)

3) Взаимодействие SO 2 с озоном:

SO 2 + O 3 = SO 3 + O 2

4) Взаимодействие SO 2 и NO 2:

SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO

Химические свойства:

1) Взаимодействие с водой - образование сильной двухосновной серной кислоты:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q.

2) Взаимодействие с основаниями:

2NaOH (изб) + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

NaOH + SO 3 (изб) = NaHSO 4

3) Взаимодействие с основными оксидами:

CaO + SO 3 = CaSO 4

4) Растворение в концентрированной серной кислоте - образование ОЛЕУМА:

H 2 SO 4 (конц) + SO 3 = H 2 S 2 O 7

H 2 SO 4 (конц) + 2SO 3 = H 2 S 3 O 10

Применение:

Серный ангидрид применяют в основном для получения серной кислоты.

Кислоты серы и их соли

Сернистая кислота и её соли

H 2 SO 3 - образуется при реакции оксида серы (IV) с водой и существует только в виде раствора. Это слабая, летучая, неустойчивая двухосновная кислот. H 2 SO 3 образует средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты) соли. Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями, хотя в присутствии более сильных восстановителей способны проявлять окислительные свойства.

Химические свойства:

1) Участие в реакции ОВР:

· Проявление свойств восстановителя:

2Na 2 S +4 O 3 + O 2 0 = 2Na 2 S +6 O 4 -2

· Проявление свойств окислителя:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 - гипосульфит натрия (t 0 C)

2) Термическое разложение сульфитов:

4Na 2 SO 3 - Na 2 S + 3Na 2 SO 4 (t 0 C)

3) Гидролиз растворимых в воде сульфитов - гидролиз по аниону - среда щелочная:

K 2 SO 3 + HOH = KHSO 3 + KOH

Серная кислота и её соли

Физические свойства:

Серная кислота (100%-ная) - бесцветная тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»); плотность = 1,84 г/см 3 , t пл = 10,3 0 C, t кип = 296 0 C; не имеющая запах, нелетучая хорошо растворимая в воде. Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Она очень гигроскопична - активно поглощает пары воды, поэтому её используют в качестве осушителя как в лаборатории, так и в быту.

Получение:

В настоящее время для получения серной кислоты используется контактный метод. Этот метод позволяет получить очень чистую серную кислоту любой концентрации, а также олеум.

Исходным сырьём для производства серной кислоты могут быть сера, сероводород, сульфиды металлов. Я рассмотрю производство серной кислоты контактным способом, при котором исходным сырьём является железный колчедан FeS 2

Принципиальная схема получения серной кислоты.

Процесс состоит из трёх стадий:

Химические свойства:

H 2 SO 4 - сильная двухосновная кислота.

1) Диссоциация: по первой ступени полная диссоциация, по второй - серная кислота ведёт себя как кислота средней силы:

H 2 SO 4 H + + HSO4 - (a = 1)

HSO4 - H + + SO4 - (a 1)

2) Взаимодействие с Me:

a) Разбавленная серная кислота:

· Образует соответствующие соли с Me, стоящими в ряду напряжений левее водорода (кроме Pb):

H 2 SO 4 + Fe = FeSO 4 + H 2

· Вытесняет летучие кислоты из их солей:

H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl

· Вытесняет более слабые кислоты из их солей:

H 2 SO 4 + Na 2 CO 3 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

· Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

H 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O

· Взаимодействует с основаниями:

При нейтрализации гидроксида натрия серной кислотой возможно образование средней и кислой соли в зависимости от соотношения реагентов.

При избытке щелочи образуется средняя соль:

2NaOH (изб) + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Na + + 2OH - + 2H + + SO 4 2- = 2Nа + + SO 4 2- + 2H 2 O

При избытке кислоты образуется кислая соль:

NaOH + H 2 SO 4 (изб) = NaHSO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

Na + + OH - + H + + HSO 4 - = Nа + + HSO 4 - + 2H 2 O

При реакции гидроксида алюминия с серной кислотой возможно образование средней и основной солей, так как Al(OH)3 - слабое основание, а H 2 SO 4 - сильная кислота. Это зависит от соотношения компонентов.

При избытке серной кислоты образуется средняя соль:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 (изб) = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Al(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Al +3 + 3SO 4 2- + 6H 2 O

При соотношении 1 моль Al(OH)3 на 1 моль H 2 SO 4 получается одноосновная соль:

Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = Al(OH)SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2- = Al(OH) 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O

При соотношении 2 моль Al(OH)3 на 1 моль H 2 SO 4 получается двухосновная соль:

2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = 2 SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2- = 2 + + SO 4 2- + 2H 2 O

b) Концентрированная серная кислота - сильный окислитель: при взаимодействии с:

· Неактивными Me - восстанавливается до SO 2:

2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

· Щелочноземельными Ме и магнием - до S:

3Mg + 4H 2 SO 4 = 3MgSO 4 + S + 4H 2 O

· Щелочными Ме и цинком - до H 2 S:

8Na + 5H 2 SO 4 = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Al, Fe и Cr пассивируются (становятся неактивными благодаря образованию защитной плёнки) концентрированной серной кислотой на холоде (поэтому H 2 SO 4 с концентрацией выше 75% перевозят в железной таре), однако при нагревании окисляются ей же с образованием сульфатов этих металлов.

Окислительная сила разбавленной и концентрированной кислот различна:

a) В реакциях с разбавленной серной кислоты с металлами Ме является восстановителем, а кислота (точнее, водород) - окислителем:

Mg + H 2 SO 4 (разб) = MgSO 4 + H 2

b) В реакциях с концентрированной серной кислоты с металлами Ме является восстановителем, а кислота (точнее, сера) - окислителем:

Mg + 2H 2 SO 4 (конц) = MgSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3) Взаимодействие с НеМе: окисляет неметалл до кислоты в высшей степени окисления или до оксида (если кислота неустойчива), сама восстанавливается до SO 2:

C + 2H 2 SO 4 (конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (конц) = 3SO 2 + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 (конц) = 5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O

4) Концентрированная серная кислота окисляет многие сложные вещества:

2KBr + 2H 2 SO 4 (конц) = SO 2 + Br 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

8KI + 5H 2 SO 4 (конц) = H 2 S + 4I 2 + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O

H 2 S + H 2 SO 4 (конц) = SO 2 + S + H 2 O

5) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H 2 SO 4 + 2NaOH (изб) = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 (конц) + NaOH = NaHSO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 = ZnSO 4 + 2H 2 O

6) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

7) Вступает в обменные реакции со средними, кислыми и основными солями, если образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество:

CaCO 3 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + CO 2 + H 2 O

NaHCO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

(CuOH) 2 CO 3 + 2H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + CO 2 + 3H 2 O

8) Может превращать средние соли в кислые (или кислые в более кислые):

CaSO 4 + H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2

CaHPO 4 + H 2 SO 4 = Ca(H 2 PO 4) 2 + CaSO 4

9) 100%-ная серная кислота обугливает органические вещества:

C 12 H 22 O 11(тв) + H 2 SO 4 = 12C (тв) + H 2 SO 4 *11H 2 O

10) Качественная реакция на сульфаты и серную кислоту:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCL

(образование белого нерастворимого в кислотах осадка сульфата бария)

3. Селен

Селен - химический элемент 16-й группы, 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium).

Атом

Порядковый № 34, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Физические свойства

Хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета

Аллотропные модификации

Твёрдый селен имеет несколько аллотропных модификаций:

1) Серый селен (г-Se, «металлический селен») -- наиболее устойчивая модификация с гексагональной кристаллической решёткой

2) Красный кристаллический селен -- три моноклинные модификации: оранжево-красный б-Se, тёмно-красный в-Se, красный г-Se

3) Красный аморфный селен

4) Чёрный стекловидный селен

При нагревании серого селена он даёт серый же расплав, а при дальнейшем нагревании испаряется с образованием коричневых паров. При резком охлаждении паров селен конденсируется в виде красной аллотропной модификации.

Нахождение в природе

Содержание селена в земной коре -- около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi 2 (Se, S) 3 , хастит CoSe 2 , платинит PbBi 2 (S, Se) 3 , ассоциирующие с различными сульфидами. Изредка встречается самородный селен

Получение селена

Значительные количества селена получают из шлама медно-электролитных производств, в котором селен присутствует в виде селенида серебра. Применяют несколько способов получения:

1) окислительный обжиг с возгонкой SeO 2 ;

2) нагревание шлама с концентрированной серной кислотой, окисление соединений селена до SeO 2 с его последующей возгонкой;

3) окислительное спекание с содой, конверсия полученной смеси соединений селена до соединений Se(IV) и их восстановление до элементарного селена действием SO 2 .

Химические свойства

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления?2 (H 2 Se), +4 (SeO 2) и +6 (H 2 SeO 4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) -- гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO 2 . Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO 2 , SeO 2 -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO 3), получают селеновую кислоту H 2 SeO 4 , почти такую же сильную, как и серная.

Применение

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз).

Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с V 2 O 5 применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл)

4. Теллур

Теллур -- химический элемент 16-й группы, 5-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 52; обозначается символом Te (лат. Tellurium ) .

Атом

Порядковый № 52, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Нахождение в природе

Физические свойства

Теллур -- хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвете красно-коричневый, в парах -- золотисто-жёлтый. При нагревании приобретает пластичность. Кристаллическая решётка -- гексагональная.

Получение теллура

Основной источник -- шламы электролитического рафинирования меди и свинца. Шламы подвергают обжигу, теллур остается в огарке, который промывают соляной кислотой. Из полученного солянокислого раствора теллур выделяют, пропуская через него сернистый газ SO 2 .

Для разделения селена и теллура добавляют серную кислоту. При этом выпадает диоксид теллура ТеО 2 , а H 2 SeO 3 остается в растворе.

Из оксида ТеО 2 теллур восстанавливают углем.

Для очистки теллура от серы и селена используют его способность под действием восстановителя (Al, Zn) в щелочной среде переходить в растворимый дителлурид динатрия Na 2 Te 2:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na 2 Te 2 + 2Na

Для осаждения теллура через раствор пропускают воздух или кислород:

3Na 2 Te 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Te + 4NaOH

Для получения теллура особой чистоты его хлорируют:

Te + 2Cl2 = TeCl 4

Образующийся тетрахлорид очищают дистилляцией или ректификацией. Затем тетрахлорид гидролизуют водой:

TeCl 4 + 2H 2 O = TeO 2 + 4HCl

а образовавшийся ТеО 2 восстанавливают водородом:

TeO 2 + H 2 = Te + 2H 2 O

Химические свойства

В химических соединениях теллур проявляет степени окисления -2; +2; +4; +6. Является аналогом серы и селена, но химически менее активен, чем сера. Растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 0 C.

С кислородом образует соединения TeO, TeO 2 , TeO 3 . В виде порошка окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO 2 . При нагреве на воздухе сгорает, образуя TeO 2 -- прочное соединение, обладающее меньшей летучестью, чем сам теллур. Это свойство используется для очистки теллура от оксидов, которые восстанавливают проточным водородом при температуре 500--600°C. Диоксид теллура плохо растворим в воде, хорошо -- в кислых и щелочных растворах.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Теллур образует соединение с водородом при нагревании, легко реагирует с галогенами, взаимодействует с серой и фосфором и металлами. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой образует сульфит. Образует слабые кислоты: теллурводородную (H 2 Te), теллуристую (H 2 TeO 3) и теллуровую (H 6 TeO 6), большинство солей которых плохо растворимы в воде.

Применение

Теллур используют при производстве сплавов, термоэлектрических материалов, халькогенидных стёкол, в производстве резины.

5. Полоний

Полоний - радиоактивный химический элемент 16-й группы, 6-го периода в периодической системе Д.И. Менделеева, с атомным номером 84, обозначается символом Po (лат. Polonium)

Атом

Порядковый № 84, электронное строение:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Физические свойства

При нормальных условиях представляет собой мягкий металл серебристо-белого цвета.

Изотопы

Известны 33 изотопа полония в диапазоне массовых чисел от 188 до 220. Кроме того, известны 10 метастабильных возбуждённых состояний изотопов полония. Стабильных изотопов не имеет. Наиболее долгоживущие изотопы 209 Po и 208 Po.

Получение

На практике в граммовых количествах нуклид полония 210 Ро синтезируют искусственно, облучая металлический 209 Bi тепловыми нейтронами в ядерных реакторах. Получившийся 210 Bi за счёт в-распада превращается в 210 Po. При облучении того же изотопа висмута протонами по реакции

209 Bi + p > 209 Po + n

образуется самый долгоживущий изотоп полония 209 Po.

Химические свойства

Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО 2) x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро 2+ розового цвета:

Po + 2HCl = PoCl 2 + H 2

При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Po + Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 Po

который при комнатной температуре находится в жидком состоянии (от?36,1 до 35,3 °C)

В индикаторных количествах получены кислотный триоксид полония РоО 3 и соли полониевой кислоты, не существующей в свободном состоянии -- полонаты К 2 РоО 4 . Образует галогениды состава PoX 2 , PoX 4 и PoX 6 . Подобно теллуру полоний способен с рядом металлов образовывать химические соединения -- полониды.

Полоний является единственным химическим элементом, который при низкой температуре образует одноатомную простую кубическую кристаллическую решётку

Применение

Полоний-210 в сплавах с бериллием и бором применяется для изготовления компактных и очень мощных нейтронных источников, практически не создающих г-излучения.

Полоний-210 часто применяется для ионизации газов (в частности, воздуха).

Важной областью применения полония-210 является его использование в виде сплавов со свинцом, иттрием или самостоятельно для производства мощных и весьма компактных источников тепла для автономных установок, например, космических.

Полоний-210 может послужить в сплаве с лёгким изотопом лития (6 Li) веществом, которое способно существенно снизить критическую массу ядерного заряда и послужить своего рода ядерным детонатором

6. Ливерморий

Ливермомрий (лат. Livermorium, Lv), ранее был известен как унунгемксий (лат. Ununhexium, Uuh) и эка-полоний -- 116-й химический элемент, относится к 16-й группе и 7-му периоду периодической системы, атомный номер -- 116, атомная масса наиболее устойчивого изотопа -- 293. Искусственно синтезированный радиоактивный элемент, в природе не встречается.

Атом

Порядковый № 116, электронное строение:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 6 7s 2 6d 10 5f 14 7p 4 .

Валентность

Изотопы

Получение

Изотопы ливермория были получены в результате ядерных реакций:

а также в результате б-распада 294 Uuo:

Химические свойства

Ливерморий является представителем группы халькогенов, где он следует после полония. Однако химические свойства ливермория будут существенно отличаться от свойств полония, поэтому разделить эти элементы не составит труда.

Предполагается, что основной и наиболее устойчивой степенью окисления для ливермория будет +2. Ливерморий будет образовывать оксид ливермория с кислородом (LvO), галогениды LvHal 2 .

Со фтором или в более жёстких условиях ливерморий также сможет проявлять степень окисления +4 (LvF 4). Такую степень окисления ливерморий может проявлять как в катионах, так и образовывать, подобно полонию, ливерморовую кислоту или её соли -- ливермориты (или ливермораты), например K 2 LvO 3 -- например, ливерморит калия.

Ливермориты, а также другие соединения ливермория со степенью окисления +4 будут проявлять сильные окислительные свойства, подобные перманганатам. В отличие от более лёгких элементов, предполагается, что степень окисления +6 для ливермория будет, вероятно, невозможна из-за крайне высокой необходимой энергии на распаривание 7s 2 электронной оболочки, поэтому высшая степень окисления ливермория будет равна +4.

С сильными восстановителями (щелочные металлы или щелочноземельные металлы) возможна также степень окисления?2 (например, соединение CaLv будет называться ливерморидом кальция). Однако ливермориды будут очень неустойчивыми, и проявлять сильные восстановительные свойства, поскольку образование аниона Lv 2- и включение двух дополнительных электронов невыгодно основной оболочке 7p-электронов, а предполагаемая химия ливермория делает намного выгоднее образование катионов, чем анионов.

С водородом предполагается образование гидрида H 2 Lv, который будет называться ливермороводородом. Для ливермороводорода ожидаются весьма интересные свойства, например, предполагается возможность «сверхгибридизации» -- невовлечённые 7s 2 электронные облака ливермория смогут образовать дополнительную взаимную связь между собой, и такая связь будет несколько напоминать водородную связь, поэтому свойства ливермороводорода могут отличаться от свойств халькогеноводородов более лёгких аналогов. Ливермороводород, несмотря на то, что ливерморий будет однозначно металлом, не будет повторять свойств гидридов металлов в полной мере и будет сохранять в значительной степени ковалентный характер.

Подобные документы

Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.

презентация , добавлен 23.04.2014


Общая характеристика элементов І группы, их химические и физические свойства, история открытия и особенности способов получения. Литий и его соединения. Закономерности в строении атомов щелочных металлов. Правила хранения некоторых элементов этой группы.

презентация , добавлен 30.11.2012


Характеристика азота – элемента 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. Менделеева. Особенности получения и применения азота. Физические и химические свойства элемента. Применение азота, его значение в жизни человека.

презентация , добавлен 26.12.2011


Знакомство с основными химическими элементами, представленными в периодической системе Д. Менделеева. Рассмотрение классификации биогенных элементов. Микроэлементы как биологически активные атомы центров ферментов. Характеристика свойств s-элементов.

презентация , добавлен 00.00.0000


Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д.И. Менделеевым. Поиск функциональных соответствий между индивидуальными свойствами элементов и их атомными весами. Периоды, группы, подгруппы Периодической системы.

реферат , добавлен 21.11.2009


Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

учебное пособие , добавлен 03.02.2011


История открытия и место в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева галогенов: фтора, хлора, брома, йода и астата. Химические и физические свойства элементов, их применение. Распространённость элементов и получение простых веществ.

презентация , добавлен 13.03.2014


Изучение понятия и основных свойств галогенов - химических элементов (фтор, хлор, бром, йод и астат), составляющих главную подгруппу VII группы периодической системы Д.И. Менделеева. Положительное и отрицательное влияние галогенов на организм человека.

презентация , добавлен 20.10.2011


Физические и химические свойства галогенов, их положение в Периодической таблице элементов Менделеева. Основные источники и биологическое значение хлора, брома, иода, фтора. Нахождение галогенов в природе, их получение и промышленное использование.

презентация , добавлен 01.12.2014


Металлы. Методы получения металлов. Химические свойства металлов. Характеристика металлов главной подгруппы I группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий. Переходные металлы

К главной подгруппе VI группы периодической системы относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. Неметаллические свойства у элементов VI-А группы выражены менее ярко, чем у галогенов. Валентными уних являются электроны ns 2 np 4 .

Так как атомы элементов VI-А группы содержат на внешнем слое шесть электронов, то они стремятся к заполнению электронами внешнего энергетического уровня и для них характерно образование анионов Э 2- . К образованию катионов атомы рассматриваемых элементов (кроме полония) не склонны.

Кислород и сера - типичные неметаллы, причем кислород относится к самым электроотрицательным элементам (на втором месте после фтора). Полоний - металл серебристо-белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, а по электрохимическим свойствам - благородные металлы. Селен и теллур занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами, они являются полупроводниками. По химическим свойствам они стоят ближе к неметаллам. Кислород, серу, селен и теллур объединяют в группу "халькогенов", что в переводе с греческого языка означает "порождающие руды". Эти элементы входят в состав многочисленных руд. От кислорода к теллуру содержание элементов на Земле резко падает. Полоний не имеет стабильных изотопов и встречается в урановых и ториевых рудах, как один из продуктов распада радиоактивного урана.

По своим свойствам кислород и сера резко отличаются друг от друга, т.к. электронные оболочки предыдущего энергетического уровня построены у них различно. Теллур и полоний имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня (валентного слоя) и предпоследнего энергетического уровня, поэтому они в большей степени схожи по своим свойствам.

Кислород -- химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород при нормальных условиях -- газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O 2), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон -- при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygиne), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. ?оэт -- «кислый» и геннЬщ -- «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его -- «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами. Кислород -- самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн).В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н 2 О 2 в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO 3:

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления?2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной?1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород:

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления?Ѕ, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O ?2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

Неорганические озонидыы содержат ион O?3 со степенью окисления кислорода, формально равной?1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

Сера -- элемент главной подгруппы VI группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные минералы серы: FeS 2 -- железный колчедан или пирит, ZnS -- цинковая обманка или сфалерит (вюрцит), PbS -- свинцовый блеск или галенит, HgS -- киноварь, Sb 2 S 3 -- антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера -- шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах. Слово «сера», известное в древнерусском языке с XV в., заимствовано из старославянского «с?ра» -- «сера, смола», вообще «горючее вещество, жир». Этимология слова не выяснена до настоящих времен, поскольку первоначальное общеславянское название вещества утрачено и слово дошло до современного русского языка в искаженном виде.

По предположению Фасмера, «сера» восходит к лат. sera -- «воск» или лат. serum -- «сыворотка».

Латинское sulfur (происходящее из эллинизированного написания этимологического sulpur) предположительно восходит к индоевропейскому корню swelp -- «гореть». На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид -- бесцветный газ с резким запахом:

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S 2 O 2 , молекулярной серы S 2 , свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO.

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором.

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид)

При избытке серы также образуются разнообразные дихлориды полисеры типа SnCl 2 .

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых -- высший сульфид P 2 S 5:

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

• (сероводород)
• (сероуглерод)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто -- весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO 3 , H 2 SO 4) сера реагирует только при длительном нагревании:

• (конц.)
• (конц.)

При увеличении температуры в парах серы происходят изменения в количественном молекулярном составе. Число атомов в молекуле уменьшается:

При 800--1400 °C пары состоят в основном из двухатомной серы:

А при 1700 °C сера становится атомарной:

Сера -- один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Также сера участвует в бактериальном фотосинтезе (сера входит в состав бактериохлорофилла, а сероводород является источником водорода). Окислительно-восстановительные реакции серы -- источник энергии в хемосинтезе.

Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса

Селен -- химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации -- главной подгруппы VI группы), 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium), хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета (устойчивая аллотропная форма, неустойчивая форма -- киноварно-красная). Относится к халькогенам.

Название происходит от греч. уелЮнз -- Луна. Элемент назван так в связи с тем, что в природе он является спутником химически сходного с ним теллура (названного в честь Земли).Содержание селена в земной коре -- около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi 2 (Se, S) 3, хастит CoSe 2 , платинит PbBi2(S, Se) 3 , ассоциирующие с различными сульфидами, а иногда также с касситеритом. Изредка встречается самородный селен. Главное промышленное значение на селен имеют сульфидные месторождения. Содержание селена в сульфидах колеблется от 7 до 110 г/т. Концентрация селена в морской воде 4·10?4 мг/л.

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления?2(H 2 Se), +4(SeO 2) и +6 (H 2 SeO 4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) -- гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO 2 . Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO 2 , SeO 2 -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO 3), получают селеновую кислоту H 2 SeO 4 , почти такую же сильную, как серная.

Входит в состав активных центров некоторых белков в форме аминокислоты селеноцистеина. Микроэлемент, но большинство соединений достаточно токсично (селеноводород, селеновая и селенистая кислота) даже в средних концентрациях.

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль. Эта роль селена постоянно растёт, растёт спрос и цены (отсюда дефицит этого элемента).

В современной технологии полупроводников применяются селениды многих элементов, например, селениды олова, свинца, висмута, сурьмы, селениды лантаноидов. Особенно важны свойства фотоэлектрические и термоэлектрические как самого селена, так и селенидов.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз).

Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с пятиокисью ванадия применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл, Ливерморская национальная лаборатория им. Лоуренса, Ливермор, США).

Полупроводниковые свойства селена в чистом виде широко использовались в середине 20-го века для изготовления выпрямителей, особенно в военной технике по следующим причинам: в отличие от германия, кремния, селен малочувствителен к радиации, и, кроме того, селеновый выпрямительный диод обладает уникальным свойством самовосстанавливаться при пробое: место пробоя испаряется и не приводит к короткому замыканию, допустимый ток диода несколько снижается, но изделие остается функциональным. К недостаткам селеновых выпрямителей относятся их значительные габариты.