Основни характеристики на халкогените. Обща характеристика на p-елементите от група VIA. Халкогени Сярна киселина и сулфати

Слайд 12

химични свойства

Във въздуха сярата гори, образувайки серен диоксид - безцветен газ с остра миризма: S + O2 → SO2 Редукционните свойства на сярата се проявяват в реакциите на сярата с други неметали, но при стайна температура сярата реагира само с флуор : S + 3F2 → SF6

Слайд 13

Разтопената сяра реагира с хлор, с възможно образуване на два по-ниски хлорида 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 При нагряване сярата също реагира с фосфор, образувайки смес от фосфорни сулфиди, сред които е по-високият сулфид P2S5: 5S + 2P → P2S2 Освен това, когато се нагрява, сярата реагира с водород, въглерод, силиций: S + H2 → H2S (сероводород) C + 2S → CS2 (въглероден дисулфид)

Слайд 14

От сложните вещества трябва да отбележим на първо място реакцията на сярата с разтопена основа, при която сярата диспропорционира подобно на хлора: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O С концентрирани окислителни киселини сярата реагира само при продължително нагряване: S+ 6HNO3 (конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (конц.) → 3SO2 + 2H2O

Слайд 15

При 100–160°C се окислява от вода: Te+2H2O= TeO2+2H2 При кипене в алкални разтвори телурът диспропорционира до образуване на телурид и телурит: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.

Слайд 16

Разреденият HNO3 окислява Te до телурова киселина H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Силните окислители (HClO3, KMnO4) окисляват Te до слаба телурова киселина H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Телуровите съединения (+2) са нестабилни и склонни към диспропорциониране: 2TeCl2=TeCl4+Te.

Слайд 17

При нагряване на въздух той изгаря, образувайки безцветен кристален SeO2: Se + O2 = SeO2. Реагира с вода при нагряване: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Селенът реагира при нагряване с азотна киселина, за да образува селенидна киселина H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.

Слайд 18

При кипене в алкални разтвори селенът диспропорционира: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Ако селенът се вари в алкален разтвор, през който преминава въздух или кислород, тогава се образуват червено-кафяви разтвори, съдържащи полиселениди: K2Se + 3Se = K2Se4

Кислородната подгрупа включва пет елемента: кислород, сяра, селен, телур и полоний (радиоактивен метал). Това са p-елементи от VI група на периодичната система на Д.И.Менделеев. Те имат групово име - халкогени, което означава "рудообразуващи".

Свойства на елементите от кислородната подгрупа

Атомите на халкогена имат същата структура на външното енергийно ниво - ns 2 nр 4 . Това обяснява сходството на техните химични свойства. Всички халкогени в съединения с водород и метали проявяват степен на окисление -2, а в съединения с кислород и други активни неметали - обикновено +4 и +6. За кислорода, както и за флуора, степента на окисление, равна на номера на групата, не е типична. Той проявява степен на окисление обикновено -2 и в комбинация с флуор +2. Такива стойности на степента на окисление следват от електронната структура на халкогените

Кислородният атом в подниво 2p има два несдвоени електрона. Неговите електрони не могат да бъдат разделени, защото на външното (второ) ниво няма d-подниво, т.е. няма свободни орбитали.Следователно валентността на кислорода винаги е равна на две, а степента на окисление е -2 и +2 (например в H 2 O и ОF 2). Същите са валентността и степента на окисление на обем сяра в невъзбудено състояние. При преминаване към възбудено състояние (което се случва при подаване на енергия, например при нагряване), атомите на сярата първо се разделят r- и след това 3s електрони (показани със стрелки). Броят на несдвоените електрони и, следователно, валентността в първия случай е четири (например в SO 2), а във втория - шест (например в SO 3). Очевидно дори валентности 2, 4, 6 са характерни за серните аналози - селен, телур и полоний, а техните степени на окисление могат да бъдат равни на -2, +2, +4 и +6.

Водородните съединения на елементи от подгрупата на кислорода съответстват наформула H2R (R - символ на елемент): H 2 O, H 2 S, H 2 S e, N 2 Te. Обадиха сеима халконхидрогени. При разтваряне във вода се образуваткиселини. Силата на тези киселини се увеличава с увеличаване пореден номер на елемента, което се обяснява с намаляване на енергиятавръзки в серията от съединения Н2Р . Водата се дисоциира на Н+ и О йони N - , е амфотерен електролит.

сяра, Селенът и телурът образуват същите форми на съединения с кислороден тип R O 2 и R О 3- . Те съответстват на киселини от тип H2 R O 3 и H 2 R О 4- . С увеличаването на атомния номер на даден елемент силата на тези киселини намалявават. Всички те проявяват окислителни свойства и подобни киселини H 2 R O 3 също са възстановителни.

Свойствата на простите вещества се променят естествено: с увеличаванезаряд на ядрото, неметалните отслабват, а металните се увеличават свойства. По този начин кислородът и телурът са неметали, но последният имаметален блясък и провежда електричество.

Елементите от VI група на главната подгрупа се наричат ​​халкогени. Те включват кислород, сяра, селен, телур и полоний. Думата "халкоген" се състои от две гръцки думи, означаващи "мед" или "руда" и "роден".

Описание

Халкогените в природата се срещат най-често в руди - сулфиди, пирити, оксиди, селениди. Халкогените включват неметали и метали. В група отгоре надолу свойствата се променят, както следва:

• металните свойства се подобряват;
• отслабват окислителните свойства;
• електроотрицателността намалява;
• термичната стабилност отслабва.

Общи характеристики на халкогенната група:

• неметали - кислород, сяра, селен;
• метали - телур, полоний;
• Валентност: II - O; IV и VI - S; II, IV, VI - Se, Te, Po;
• електронна конфигурация - ns 2 np 4;
• хидриди - H2R;
• оксиди - RO 2, RO 3;
• кислородни киселини - H 2 RO 3, H 2 RO 4.

ориз. 1. Халкогени.

Според електронната си структура халкогените принадлежат към p-елементите. Външното енергийно ниво съдържа шест електрона. Липсват два електрона за завършване на p-орбиталата, така че в съединенията халкогените проявяват окислителни свойства. С нарастването на броя на енергийните нива в групата връзката с външните електрони отслабва, така че телурът и полоният са редуциращи агенти.

Разположен на границата между металите и неметалите, телурът се класифицира като металоид или полуметал. Той е аналог на сярата и селена, но по-малко активен.

ориз. 2. Телур.

Свойства

Най-активният елемент от халкогенната група е кислородът. Той е мощен окислител, който проявява четири степени на окисление - -2, -1, +1, +2.

Основните свойства на халкогените са представени в таблицата.

Халкогените също включват изкуствено създаден ливерморий (Lv) или унунгексиум (Uuh). Това е елемент 116 от периодичната таблица. Проявява силни метални свойства.

ориз. 3. Ливермориум.

Какво научихме?

Халкогените са елементи от шестата група на периодичната система. Групата съдържа три неметала (кислород, сяра, селен), метал (полоний) и полуметал (телур). Следователно халкогените са както окислители, така и редуциращи агенти. Металните свойства се увеличават в групата отгоре надолу: кислородът е газ, полоният е твърд метал. Халкогените също включват изкуствено синтезиран ливерморий със силни метални свойства.

Тест по темата

Оценка на доклада

Средна оценка: 4.3. Общо получени оценки: 139.

Селенът е основен микроелемент за хората и животните. Той е един от биологично важните микроелементи, присъстващи в човешкото тяло и участващи в метаболитните, биофизичните и енергийните реакции на тялото, осигуряващи жизнеспособността и функционирането на клетките, тъканите, органите и тялото като цяло. Ролята на селена е особено важна за функционалната дейност на органи като сърце, черен дроб, бъбреци и др.
Селенът е елемент от група 4 на основната подгрупа на периодичната таблица на Менделеев, до голяма степен повтаря химичните свойства на сярата. Селенът е в състояние да замени сярата в съдържащите сяра аминокиселини с образуването на селеноаминокиселини, които са по-активни биологично и са по-силни защитници на йонизиращото лъчение от сяросъдържащите аминокиселини. В допълнение, селеноаминокиселините помагат за намаляване на количеството свободни радикали, които нарушават активността и свойствата на ензимите и аминокиселините.
Селенът навлиза в човешкото тяло от почвата с растителни и животновъдни продукти, което определя зависимостта на нивото на доставка на микроелементи от геохимичните условия на живот.
Въпреки това, не целият почвен селен е достъпен за растенията. По този начин, в кисели, силно преовлажнени почви, бионаличността на микроелемента е ниска, въпреки че общото съдържание може да бъде значително.
Като се има предвид, че оптималното ниво на прием на селен, съответстващо на максималната активност на глутатион пероксидазата (GPX) на тромбоцитите или съдържанието на селен в кръвния серум от 115-120 μg/l, е 120 μg/ден, установените концентрации на селен съответстват на умерено снабдяване на населението с микроелемента в повечето от изследваните територии, освен това в нито един от регионите не са регистрирани случаи на тежък дефицит на селен - съдържанието в кръвния серум е под 50 μg/l. В Русия средните серумни концентрации на селен варират от 62 µg/L на запад до 145 µg/L на изток.
В растенията най-важната химична форма на селен е селенометионинът. Повечето селен в животинските тъкани присъства под формата на селенометионин и селеноцистеин.
Биохимичните функции на селена се определят от селен-съдържащите протеини (SP). Липсата на микроелемент може да доведе до нарушаване на клетъчната цялост, промени в метаболизма на тиреоидните хормони, активността на биотрансформиращите ензими, повишени токсични ефекти на тежките метали и повишени концентрации на глутатион в плазмата.
Характерна особеност на SB при бозайници е, че те изглежда са свързани с редокс процеси, протичащи вътре и извън клетката. Към днешна дата са характеризирани 12 SB, съдържащи селен в активния център.
- GPX1 (cCPX) – клетъчна глутатион пероксидаза – предполага се, че присъства във всички клетки на тялото на бозайниците, очевидно се използва като депо на селен, антиоксидант.
- GPX2 (CPX-CI) – локализиран в стомашни епителни клетки
- GPX3 (pCPX) – междуклетъчен GPX или плазмен GPX, контролира нивото на пероксиди извън клетката, функцията на ензима не е ясна, но е доказано, че активността на pCPX се възстановява по-бързо от cCPX, което може да показва по-голямото значение на този ензим.
- GPX4 (PHCPX) е фосфолипид, локализиран главно в тестисите, но открит в мембраните и цитозола. Възстановява хидропероксидите на холестерола, неговите естери, фосфолипидите, играе важна роля в мъжката репродуктивна система.
- ID – група 3 оксидоредуктази, регулират активността на тироксина. Опитите с животни показват, че едновременният дефицит на селен и йод води до по-тежък хипотиреоидизъм, отколкото дефицитът на йод сам. Някои автори предполагат, че кретинизмът при новородените може да е следствие от комбиниран дефицит на тези 2 елемента при майката.
- ID1 е ензим, участващ в метаболизма на тироксин и трийодтиронин. Този микрозомален ензим е локализиран в черния дроб, бъбреците, щитовидната жлеза и централната нервна система.
- ID2 – катализира превръщането на тироксина в трийодтиронин
- ID3 – деактивира тироксина и трийодтиронина, локализирани в централната нервна система, кожата, плацентата. Участва в енергийния метаболизъм.
- TR при бозайници – основна функция – катализира NADPH-зависима редукция в цитозола.
- SPS2 е ензим, който катализира АТФ-зависимото активиране на селен за образуване на селенофосфат.
- SelP е гликопротеин, който може да действа като антиоксидант и депо на селен. Бързо се синтезира с въвеждането на добавки със селен. Участва в обеззаразяването на тежки метали.
- Селенопротеин W (SelW) е междуклетъчен протеин, присъстващ в много тъкани, главно в мускулите и мозъка. Предполага се, че участва в редокс реакции и влияе върху развитието на рак.
Данните от изотопния анализ и резултатите от теоретичните изследвания показват, че в тялото на бозайниците може да има от 20 до 100 SB.
Увеличаването на случаите на рак и сърдечно-съдови заболявания с дефицит на селен, безплодие при мъжете и увеличаване на риска от смърт от СПИН може да бъде свързано с намаляване на биосинтезата на SB и нарушаване на съответните биохимични процеси.
Според съвременните концепции общата регулирана форма на селен в организма е селенид, който се образува от селеноцистеин под действието на Sec-β-lyase. Предшественикът на селеноцистеин може да бъде селенометионин. Неорганичният селен (селенит) реагира с редуцираната форма на глутатион (GSH) също за образуване на селенид. Последният частично се включва в биосинтезата на SB и tRNA в резултат на реакция със селен фосфат синтетазата (SPS) и частично се екскретира от тялото главно под формата на метилирани форми с урината и дишането. Фосфорилирането на селенид се извършва с участието на АТФ. Регулирането на реакцията на фосфорилиране на селенид определя способността за отлагане на селен - явление, наблюдавано при дефицит на микроелемент. Инхибирането на реакцията води до повишаване на концентрацията на селенид и, като следствие, до увеличаване на екскрецията на селен. Тази ситуация възниква, когато селенът е наличен в количества, по-големи от тези, необходими за синтеза на селенопротеини.
Усвояването на селен от тялото се извършва в тънките черва, сред сегментите на които дуоденумът осигурява малко по-висока транспортна скорост, откъдето нискомолекулните форми на селен могат да преминат в кръвта в рамките на 1 минута след влизане в червата. Абсорбцията на натриев селенит се извършва по различен начин от органичните съединения. Експериментални доказателства показват, че селенът реагира неензимно с GSH, за да образува селенид диглутатион, който може да служи като субстрат за γ-глутамилтрансфераза и по този начин се транспортира през клетъчните мембрани. Тъй като статусът на селен на експериментални животни няма почти никакъв ефект върху количеството на абсорбция на приложен селенит, трябва да се приеме, че няма регулаторен механизъм за абсорбция на това съединение. Количеството и разпределението на SB в органите и тъканите на бозайниците зависи от спецификата на тяхната експресия, селеновия статус на организма, продължителността на приема на селен и химичната форма на селена в храната.
При недостиг на селен нивото на СБ се понижава, но включването на микроелемента се осъществява предимно в най-важните протеини и тъкани - репродуктивни и ендокринни органи, мозъка. Скелетните мускули и сърцето се снабдяват със селен по-бавно
М. Венцел и др. (1971) определят биологичния полуживот на селен в тъканите. По-специално, за мускулите този период е 100 дни, за черния дроб - 50 дни, бъбреците - 32 дни и за кръвния серум - 28 дни.
В условията на възстановяване от състояние на дефицит на селен, активността на GPX-GI достига максимум в рамките на 10 часа след началото на приема на селен, докато активността на cGPX започва да се увеличава едва след 24 часа и не достига максимум дори след 3 дни.
Хомеостатичната регулация на нивата на селен в различни органи и тъкани води до факта, че когато се прилагат високи дози селен, нивото на SB надвишава постигнатото при адекватна консумация. При хора активността на pGPX достига максимум при консумация на само 50 μg селен на ден.
Когато натриев селенит се прилага на животни във високи дози, не се наблюдава повишаване на ензимната активност, въпреки значително повишаване на концентрацията на микроелемента в плазмата и еритроцитите, но дори се забелязва леко намаление.
С намаляване на общото съдържание на селен в плазмата и еритроцитите се увеличава делът на PHGPX и нивото на cGPX и хемоглобина в еритроцитите се повишава.
След прилагане на радиоактивен селен значителна част от него се свързва с протеините на кръвната плазма. Оказа се, че водеща роля в този процес имат еритроцитите, тъй като 75Se под формата на селенит прониква изключително бързо през мембраните им за няколко секунди. В рамките на 1-2 минути 50-70% от общия кръвен селен се концентрира в червените кръвни клетки. Моделът in vitro показва зависимостта от времето на преразпределението на селен между кръвните елементи. Има основание да се смята, че до 4 минути концентрацията на микроелемента достига своя максимум. След това в рамките на 15-20 минути почти целият селен напуска еритроцитите, като се свързва първо с албумина, а след това с глобулините в кръвната плазма.
Селеновата „помпа“ присъства в червените кръвни клетки при хора и редица животни. Под въздействието на глутатион-глутатион пероксидазната система селенитът претърпява трансформация с образуването на селенов комплекс с глутатион. При последваща редукция селенът катализира транспорта на електрони до кислород. След като напусне еритроцита, вероятно като част от комплекса селеноглутатион, този микроелемент се фиксира в плазмените протеини. В допълнение, намалената глутатион пероксидазна активност в еритроцитите изглежда насърчава образуването на окислителни форми на протеини като хемоглобин (HbSSG). Дефицитът на селен може да доведе до хемолиза на червените кръвни клетки.
Съединенията на селен показват различна бионаличност. Установено е, че селенът, съдържащ се в повечето от изследваните съединения, има по-ниска бионаличност в сравнение с натриевия селенит.
Селенът се отделя от тялото главно чрез урината, изпражненията и издишания въздух (мирис на чесън). Сред пътищата на елиминиране, първият е доминиращ, а последният е характерен за остри и хронични отравяния. В случай на токсикоза, алтернативен начин за отстраняване на селен може да се счита за натрупването му в косата и ноктите.
Концентрацията на селен в урината се променя значително през деня, но по-голямата част от приетия селен се екскретира в рамките на 24 часа, което дава възможност да се използва този показател като критерий за доставка на селен, т.к. корелира добре с нивото на консумация на този микроелемент. Обикновено около 40-50% от консумирания селен се екскретира по този начин, но в някои случаи тази стойност може да достигне 60%. В зависимост от приетата доза концентрацията на селен в урината може да варира от 0,9 µg/l (ендемични райони на Китай) до 3900 µg/kg (Венецуела).
Фактор, влияещ върху нивото на екскреция, е химичната форма на селена. Неорганичните соли обикновено се отделят по-лесно от тялото, което ги прави по-безопасни за консумация от органичните съединения. Има данни, показващи ниско ниво на екскреция на органични форми на селен и следователно най-голямата опасност от отравяне при консумация на необичайно високи дози.
При стрес тест здрави доброволци с дневно двукратно увеличение на нивото на приема на микроелементи са приемали натриев селенит в дози от 100 - 800 mcg/ден. води до активно отделяне на излишния селен с урината, достигащ 80-90% от приема.
При прием на лекарства от органичен произход границата на екскреция на селен в урината се достига при доза от 400 mcg/kg.
Недостигът на селен причинява редица ендемични заболявания при хората и животните. Болестта на белите мускули (алиментарна мускулна дистрофия) се характеризира с фокална дегенерация с различна тежест и некроза на скелетните и сърдечните мускули с невъзпалителен характер, предотвратява се чрез включване на селен в диетата. Патоморфологичните промени при това заболяване се характеризират с дълбоки нарушения на скелетната мускулатура и миокарда. По-специално се наблюдава пъстра патохистологична картина поради неравномерно пълнокровие, дистрофични и некробиотични промени в кардиомиоцитите, често с явления на дистрофична калцификация. Според A.P. Avtsyn (1972), белият цвят на мускулите се дължи на изчезването на миоглобина и вторичната коагулативна некроза на миоцитите. Промените в миокарда и скелетната мускулатура са с дегенеративно-некробиотичен характер. Болестта на Кешан е ендемична фатална кардиомиопатия, характеризираща се с аритмии, увеличено сърце, фокална миокардна некроза, последвана от сърдечна недостатъчност. При пациенти, страдащи от това заболяване, се откриват аномалии на мембраните на еритроцитите. В еритроцитите на болни деца нивото на селен, активността на Na+, K+-ATPase, течливостта на липидите и техните мембрани се различават от показателите на децата от контролната група, живеещи в същия регион.
Проведени във Финландия в продължение на 5 години, епидемиологични проучвания върху 11 000 мъже и жени на възраст 35-59 години установиха, че през този период 252 са претърпели инфаркт на миокарда и 131 са починали от сърдечно-съдови заболявания. Във всички случаи нивото на селен е 52 µg/l, при контролата е 55 µg/l. Редица изследвания, проведени през 80-те години, показват, че когато концентрацията на селен в серума е под 0,4 µmol/l, вероятността от миокарден инфаркт се увеличава 7 пъти, а при съдържание 0,4-0,6 µmol/l - с 3 пъти. пъти.
В друго проучване, проведено при същите условия, нивата на селен са били 62 μg/L за група починали индивиди. В контролата 68 µg/l. Относителният риск от смърт при плазмени концентрации на селен под 45 μg/L е 3,2.
В райони на Централна Африка, които имат дефицит както на селен, така и на йод, се съобщава за ендемичен микседематоиден кретинизъм.
Експериментални и клинични изследвания показват, че етиологията на кистозната фиброза на панкреаса (муковисцидоза) се дължи на дефицит на редица елементи, особено на селен, в перинаталния период. Това заболяване е често срещано сред малките деца. В допълнение, при дефицит на селен се наблюдава алиментарна хепатоза - некротични промени в черния дроб, обширен оток и отлагане на цероиден пигмент в мастната тъкан и фокална и дифузна инфилтрация в червата, стомаха, мезентериума и регионалните лимфни възли - идиопатична еозинофилна инфилтрация.
Първата информация за селена е свързана с прояви на неговата токсичност, причинена от необичайно висока консумация. Има няколко степени на токсичност.
Острата токсичност настъпва при краткотрайна консумация на високи дози селен и бързо води до смърт. Признаци: дъх на чесън, летаргия, прекомерно слюноотделяне, мускулни тремори, миокардит и др.
Подострата токсичност е свързана с консумацията на високи дози селен за значителен период от време. Признаци: слепота, атаксия, дезориентация, затруднено дишане.
Хроничната селеноза се развива, когато се консумират умерено високи количества селен в продължение на няколко седмици или месеци.
Оценяването на степента на токсичност на селеновите съединения за хората е затруднено от липсата на селективен и чувствителен индикатор за излишния прием на селен в човешкото тяло. Един от възможните индикатори е алопеция и промени в ноктите, както и преференциално натрупване на селен в еритроцитите в сравнение с плазмата.
Безопасният и достатъчен дневен прием на селен е 50 – 200 mcg/ден. Минималното изискване за селен е установено въз основа на данни за ендемичните райони на Китай: най-ниското ниво на консумация на микроелемента, при което не се наблюдава развитие на болестта Кешан, е съответно 19 и 14 mcg/ден за мъже и жени.
Физиологичната нужда от селен се определя от скоростта на потребление, която осигурява максимална плазмена GPX активност. За жителите на биогеохимичните провинции на Китай с дълбок дефицит на селен тази стойност е 40 mcg/ден. За европейците това ниво е 70 mcg за мъже и 55 mcg за жени.
Във Финландия, като се има предвид дългогодишният опит в използването на обогатени със селен торове, се приема значително по-високо ниво на консумация на селен за задоволяване на физиологичните нужди, а именно 120 μg/ден, тази стойност съответства на максималната активност на тромбоцитния GPX.
При изчисляване на RD (референтна доза), въз основа на данните, получени от изследване на ендемична селеноза в Китай, вземете 853 mcg/ден за телесно тегло от 55 kg. Въвеждането на допълнителен коефициент (x3) за отчитане на индивидуалната чувствителност дава стойност от 5 μg селен на 1 kg телесно тегло на ден, което съответства на 350 μg/ден за телесно тегло 70 kg.

Подгрупата на кислорода или халкогените е 6-та група на периодичната таблица D.I. Менделеево, включително следните елементи: O;S;Se;Te;Po номерът показва максималната валентност на елементите в тази група. Общата електронна формула на халкогените е: ns2np4– на външно валентно ниво всички елементи имат 6 електрона, които рядко се отказват и по-често приемат 2-та липсващи до завършване на електронното ниво. Наличието на еднакво ниво на валентност определя химичното сходство на халкогените. Характерни степени на окисление: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислородът проявява само -1 – в пероксиди; -2 – в оксиди; 0 – в свободно състояние; +1 и +2 – във флуоридите – O2F2, ОF2 защото няма d-подниво и не могат да се отделят електрони, а валентността винаги е 2; S – всичко с изключение на +1 и -1. В сярата се появява d-подниво и електроните от 3p и 3s във възбудено състояние могат да бъдат разделени и да отидат на d-подниво. В невъзбудено състояние валентността на сярата е 2 в SO, 4 в SO2, 6 в SO3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентностите на селен, телур и полоний също са 2, 4, 6. Стойностите на степента на окисление се отразяват в електронната структура на елементите: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Отгоре надолу, с увеличаване на външното енергийно ниво, физическите и химичните свойства на халкогените естествено се променят: атомният радиус на елементите се увеличава, енергията на йонизация и афинитетът към електрони, както и електроотрицателността намаляват; Неметалните свойства намаляват, металните се увеличават (кислородът, сярата, селенът, телурът са неметали), полоният има метален блясък и електропроводимост. Водородните съединения на халкогените отговарят на формулата: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – калкови водороди. Водородът в тези съединения може да бъде заменен с метални йони. Степента на окисление на всички халкогени в комбинация с водород е -2 и валентността също е 2. Когато водородните халкогени се разтварят във вода, се образуват съответните киселини. Тези киселини са редуциращи агенти. Силата на тези киселини се увеличава отгоре надолу, тъй като енергията на свързване намалява и насърчава активното разпадане. Кислородните съединения на халкогените отговарят на формулата: RO2 и RO3 – киселинни оксиди. Когато тези оксиди се разтворят във вода, те образуват съответните киселини: H2RO3 и H2RO4. В посока отгоре надолу силата на тези киселини намалява. Н2RO3 – редуциращи киселини, Н2RO4 – окислители.

Кислород - най-често срещаният елемент на Земята. Съставлява 47,0% от масата на земната кора. Съдържанието му във въздуха е 20,95% обемни или 23,10% масови. Кислородът е част от водата, скалите, много минерали, соли и се намира в протеините, мазнините и въглехидратите, които изграждат живите организми. В лабораторни условия се получава кислород: - разлагане при нагряване на бертолетова сол (калиев хлорат) в присъствието на катализатор MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - разлагане при нагряване на калиев перманганат: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2. Можете също така да получите кислород чрез електролиза на воден разтвор на натриев хидроксид (никелови електроди); основният източник на промишлен кислород е въздухът, който се втечнява и след това се фракционира. Първо се отделя азот (точка на кипене = -195°C), а почти чистият кислород остава в течно състояние, тъй като температурата му на кипене е по-висока (-183°C). Широко използван метод за производство на кислород се основава на електролизата на водата. При нормални условия кислородът е газ без цвят, вкус и мирис, малко по-тежък от въздуха. Той е слабо разтворим във вода (31 ml кислород се разтварят в 1 литър вода при 20°C). При температура от -183°C и налягане от 101,325 kPa, кислородът става течен. Течният кислород е синкав на цвят и се изтегля в магнитно поле. Естественият кислород съдържа три стабилни изотопа 168O (99,76%), 178O (0,04%) и 188O (0,20%). Изкуствено са получени три нестабилни изотопа - 148O, 158O, 198O За завършване на външното електронно ниво на кислородния атом липсват два електрона. Чрез енергичното им приемане кислородът проявява степен на окисление -2. Въпреки това, в съединения с флуор (OF2 и O2F2), общите електронни двойки са изместени към флуора, като по-електроотрицателен елемент. В този случай степента на окисление на кислорода е съответно +2 и +1, а на флуора е -1. ​​Молекулата на кислорода се състои от два атома О2. Химическата връзка е ковалентна неполярна. Кислородът образува съединения с всички химични елементи с изключение на хелий, неон и аргон. Той реагира директно с повечето елементи, с изключение на халогени, злато и платина. Скоростта на реакцията на кислород както с прости, така и със сложни вещества зависи от естеството на веществата, температурата и други условия. Активен метал като цезий се запалва спонтанно в атмосферен кислород още при стайна температура. Кислородът реагира активно с фосфора при нагряване до 60°C, със сярата - до 250°C, с водорода - над 300°C, с въглерода (при. под формата на въглища и графит) – при 700-800°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 При изгаряне на сложни вещества в излишък на кислород се образуват оксиди на съответните елементи: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Разглежданите реакции са придружени от отделяне на топлина и светлина. Такива процеси с участието на кислород се наричат ​​горене. По отношение на относителната електроотрицателност кислородът е вторият елемент. Следователно, при химични реакции както с прости, така и със сложни вещества, той е окислител, т.к приема електрони. Горенето, ръждясването, гниенето и дишането протичат с участието на кислород. Това са окислително-възстановителни процеси, за да се ускорят окислителните процеси, вместо обикновен въздух се използва кислород или въздух, обогатен с кислород. Кислородът се използва за интензифициране на окислителните процеси в химическата промишленост (производство на азотна, сярна киселина, изкуствени течни горива, смазочни масла и други вещества. Металургичната промишленост консумира доста кислород). Кислородът се използва за получаване на високи температури. Температурата на кислородно-ацетиленовия пламък достига 3500°C, кислородно-водородния пламък достига 3000°C. В медицината кислородът се използва за улесняване на дишането. Използва се в кислородни устройства при извършване на работа в трудни за дишане атмосфери.

Сяра- един от малкото химически елементи, които са били използвани от хората в продължение на няколко хилядолетия. Той е широко разпространен в природата и се среща както в свободно състояние (самородна сяра), така и в съединения. Минералите, съдържащи сяра, могат да бъдат разделени на две групи - сулфиди (пирити, искри, бленд) и сулфати. Самородната сяра се намира в големи количества в Италия (остров Сицилия) и САЩ. В ОНД има находища на самородна сяра в района на Волга, в държавите от Централна Азия, в Крим и други области. Минералите от първата група включват оловен блясък PbS, меден блясък Cu2S, сребърен блясък - Ag2S, цинкова бленда. - ZnS, кадмиева обманка - CdS, пирит или железен пирит - FeS2, цинобър - HgS Минерали от втора група включват гипс CaSO4 2H2O, мирабилит (Глауберова сол) - Na2SO4 10H2O, кизерит - MgSO4 H2O в телата на животните и растенията, тъй като е част от протеиновите молекули. Органичните серни съединения се намират в нефта. разписка 1. При получаване на сяра от природни съединения, например от серни пирити, тя се нагрява до високи температури. Серният пирит се разлага до образуване на железен (II) сулфид и сяра: FeS2=FeS+S 2. Сярата може да се получи чрез окисляване на сероводород с липса на кислород по реакцията: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Понастоящем е обичайно да се получава сяра чрез редуциране на серен диоксид SO2 с въглерод, страничен продукт при топенето на метали от серни руди: SO2 + C = CO2 + S4. Отработените газове от металургични и коксови пещи съдържат смес от серен диоксид и сероводород. Тази смес преминава при висока температура през катализатор: H2S+SO2=2H2O+3S Сярата е лимоненожълто, твърдо, крехко вещество. Той е практически неразтворим във вода, но е силно разтворим в въглероден дисулфид CS2 анилин и някои други разтворители. Той провежда лошо топлина и електрически ток. Сярата образува няколко алотропни модификации: Естествената сяра се състои от смес от четири стабилни изотопа: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Химични свойства Серният атом, който има непълно външно енергийно ниво, може да прикрепи два електрона и да прояви степен на окисление -2. ​​Сярата проявява това състояние на окисление в съединения с метали и водород (Na2S, H2S). Когато електроните се отдават или изтеглят към атом на по-електроотрицателен елемент, степента на окисление на сярата може да бъде +2, +4, +6 В студа сярата е относително инертна, но с повишаване на температурата нейната реактивност се увеличава. 1. С металите сярата проявява окислителни свойства. Тези реакции произвеждат сулфиди (не реагира със злато, платина и иридий): Fe+S=FeS
2. При нормални условия сярата не взаимодейства с водорода и при 150-200 ° C протича обратима реакция: H2 + S «H2S 3. При реакции с метали и водород сярата се държи като типичен окислител, а в присъствие на силни окислители проявява свойства на редуциращи реакции.S+3F2=SF6 (не реагира с йод)4. Изгарянето на сярата в кислород става при 280°C, а във въздуха при 360°C. В този случай се образува смес от SO2 и SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. При нагряване без достъп на въздух сярата директно се свързва с фосфор и въглерод, проявявайки окислителни свойства: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. При взаимодействие със сложни вещества сярата се държи главно като редуциращ агент:

7. Сярата е способна на реакции на диспропорциониране. По този начин, когато сярният прах се вари с основи, се образуват сулфити и сулфиди: Сярата е широко разпространена прилагамв индустрията и селското стопанство. Около половината от производството му се използва за производство на сярна киселина. Сярата се използва за вулканизиране на каучук: в този случай каучукът се превръща в каучук под формата на сярна боя (фин прах), сярата се използва за борба с болестите по лозята и памука. Използва се за производство на барут, кибрит и светещи съединения. В медицината се приготвят сярни мехлеми за лечение на кожни заболявания.

31 Елементи от IV А подгрупа.

Въглерод (C), силиций (Si), германий (Ge), калай (Sn), олово (Pb) са елементи от група 4 на основната подгрупа на PSE. На външния електронен слой атомите на тези елементи имат 4 електрона: ns2np2. В една подгрупа, с увеличаване на атомния номер на даден елемент, атомният радиус се увеличава, неметалните свойства отслабват и металните свойства се увеличават: въглеродът и силицийът са неметали, германият, калайът, оловото са метали. Елементите от тази подгрупа показват както положителни, така и отрицателни степени на окисление: -4; +2; +4.

--------------------->(металните свойства се увеличават)