6 а группа реферат

Обновлено: 05.07.2024

Однако многие ученые предполагают, что в живом организме не только присутствуют все химические элементы, но каждый из них выполняет какую-то биологическую функцию. Вполне возможно, что эта гипотеза не подтвердится. По мере того как развиваются исследования в данном направлении, выявляется биологическая роль все большего числа химических элементов.

Содержание работы

1.Введение…………………………………………………………………..……..3
2.Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия
элементов и их распространенности в природе………. ………………. ……5
3. Свойства простых веществ: реакции с кислотами……………………….…..14
4. Важнейшие соединения хрома (III) и их химические свойства………..…..17
5. Соединения Ме (VI): молибденил- и вольфрамил-ионы; галогениды и оксигалогениды, оксиды, анионные комплексы………………………………20
6. Окислительные свойства хроматов и дихроматов……………………….…29
7. Медико-биологическое значение соединений хрома,
молибдена, вольфрама……………………………………………………….…..31
8.Заключение…………………………………………………………….……….34
9.Список используемой литературы……………………………..……………..35

Файлы: 1 файл

химия реферат.docx

Государственное бюджетное образовательное учреждение

Реферат по дисциплине Химия

на тему: «Химия и биологическая роль

Выполнила:

студентка 17 группы

педиатрического факультета

Петрова С. В.

Проверила:

к. б. н., доцент кафедры

химии и фармацевтической химии

Иванова А. И.

Оренбург 2010

Содержание

1.Введение…………………………………………………… ……………..……..3

2.Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия

элементов и их распространенности в природе………. ………………. ……5

3. Свойства простых веществ: реакции с кислотами……………………….…..14

4. Важнейшие соединения хрома (III) и их химические свойства………..…..17

5. Соединения Ме (VI): молибденил- и вольфрамил-ионы; галогениды и оксигалогениды, оксиды, анионные комплексы………………………………20

6. Окислительные свойства хроматов и дихроматов……………………….…29

7. Медико-биологическое значение соединений хрома,

9.Список используемой литературы……………………………..…………….. 35

Введение

Мнение о том, что в организме человека можно обнаружить, практически все элементы периодической системы Д. И. Меделеева, становится привычным.

Однако многие ученые предполагают, что в живом организме не только присутствуют все химические элементы, но каждый из них выполняет какую-то биологическую функцию. Вполне возможно, что эта гипотеза не подтвердится. По мере того как развиваются исследования в данном направлении, выявляется биологическая роль все большего числа химических элементов.

Имеются данные, что содержание некоторых элементов в организме меняются с возрастом. Так, содержание кадмия в почках и молибдена в печени к старости повышается. Максимальное содержание цинка наблюдается в период полового созревания, затем оно понижается и в старости доходит до минимума.

Однако необходимо помнить, что для организма вреден не только недостаток, но и избыток биогенных элементов, так как при этом нарушается гомеостаз. Например, при поступлении избытка марганца с пищей в плазме повышается уровень меди, а в почках он снижается. Повышение содержания молибдена в продуктах питания приводит к увеличению количества меди в печени. Избыток цинка вызывает угнетение активности железосодержащих ферментов (антагонизм Zn и Fe).

Среди d-элементов жизненно необходимы в основном элементы четвертого периода: марганец, железо, цинк, медь, кобальт. В последнее время установлено, что несомненна физиологическая роль и некоторых других d-элементов этого периода: титана, хрома, ванадия.

d-элементы пятого и шестого периодов, за исключением молибдена, не проявляют выраженной положительной физиологической активности.

Молибден же входит в состав ряда окислительно-восстановительных ферментов (например, ксантиноксидазы, альдегидоксидазы)и играет большую роль в протекании биохимических процессов. Широко используют различные элементы и их соединения в качестве лекарственных средств.

Организм человека состоит на 60% из воды, 34% приходится на органические вещества и 6% - на неорганические. В неорганических веществах организма человека обязательно присутствуют 22 химических элемента: Ca, P, O, Na, Mg, S, B, Cl, K, V, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Mo, Cr, Si, I, F, Se. Я остановлюсь на элементах шестой побочной подгруппы (подгруппа хрома): Cr,Mo и W.

Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе

Шестую побочную подгруппу (подгруппу хрома) составляют элементы: хром, молибден, вольфрам. Содержание их в природе невелико, относятся они к редким металлам. Благодаря целому ряду полезных химических и физических свойств эти элементы широко используют в машиностроении и химической технологии.

Конфигурация валентных электронов Cr и Мо –(n-1)d5 ns1,W-5d46s2/.

Cумма валентных электронов хрома, молибдена, вольфрама равна 6, что и определило их положение в VIБ группе. Как у большинства d-элементов, предпоследний электронный слой неустойчив. У Cr и Мо-13 электронов, у W-12. Поэтому валентность хрома, молибдена и вольфрама непостоянна. По этой же причине соединения металлов группы VIБ характеризуется набором степеней окисления от +2 до +6.Наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +3 и +6.

Соединения молибдена и вольфрама более устойчивы со степенью окисления +6.Молибден со степенью окисления проявляет слабые окислительные свойства, восстанавливаясь до +5. Окислительные свойства практически не проявляются в аналогических соединениях вольфрама, что соответствует общей закономерности для d-элементов: c увеличением порядкового номера элемента в группе увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.

В свойствах элементов этой группы проявляются закономерности, характерные для всех d-элементов. Незначительное увеличение орбитального радиуса молибдена (по сравнению с хромом) и небольшое

уменьшение орбитального радиуса вольфрама (вследствие лантаноидного сжатия) определяют следующие свойства: в группе сверху вниз энергия ионизации увеличивается, что ведет к уменьшению металлических и восстановительных свойств элементов. Поэтому самым активным является хром, он проявляет и более сильные восстановительные свойства.

Химия хрома, молибдена и вольфрама, как и у других d-элементов представлена большим числом комплексных соединений, для которых наиболее характерно координационное число 6, что соответствует sp3d2-гибридизации.

Элементы группы VIБ, в отличие от других d-элементов ,образуют кислородные полимерные соединения сложного состава .Склонность к полимеризации у Cr(VI) слабо выражена и сильнее проявляется у Мо(VI) и W(VI).Образование полимерных ионов обьясняется большой энергией связи М-О и способностью мономерных ионов МоО42- и WO42- образовывать полимерные кристаллы.

История открытия молибдена и его распространение в природе

Минерал, которым писали, попал в лабораторию другого большого химика, Карла Вильгельма Шееле. Первое, что он сделал, это исследовал, как на этот минерал действуют крепкие кислоты. В концентрированной азотной кислоте минерал растворился, но при этом в колбе выпал белый осадок. Высушив его и исследовав, Шееле установил, что особая белая земля обладает свойствами кислотного окисла.

Лишённый чувств зависти, беззаветно преданный науке, Шееле с волнением ждал результата. И когда опыты завершились получением неизвестного металла, Шееле написал Гьельму: «Радуюсь, что мы теперь обладаем

Это было в 1790 г. Новый металл получил имя – чужое имя, потому что латинское molibdaena происходит от древнегреческого названия свинца – μολνβδος. В этом есть парадокс – трудно найти металлы более несхожие чем молибден и свинец.

Но металл полученный Шееле и Гьельмом, не был чистым: при прокаливании с углем трёхокиси молибдена МоО3 невозможно получить чистый Мо, т.к. он реагирует с углем, образуя карбид.

Уже после смерти обоих первооткрывателей их знаменитый соотечественник Берцелиус восстановил молибденовый ангидрид не углем, а водородом, получил чистый молибден, установил его атомный вес и подробно исследовал его свойства.

Молибден принадлежит к малораспространённым элементам. Среднее содержание его в земной коре составляет ~3•10-4% (по массе). Концентрация молибдена в рудах незначительна. Эксплуатируются руды, содержащие десятые и даже сотые доли процента молибдена.

Различают несколько видов молибденовых руд:

1.простые кварцево-молибденовые руды, в которых молибденит залегает в кварцевых жилах.

2.Кварцево-молибдено- вольфрамитовые руды, содержащие наряду с молибденитом вольфрамит.

3.Скарновые руды. В рудах этого типа молибденит часто с шеелитом и некоторыми сульфидами (перит, халькоперит) залегают в кварцевых жилах, заполняющих трещины в скарнах (окременённых известняках).

4.Медно-молибденовые руды, в которых молибденит сочетается с сульфидами меди и железа. Это наиболее важный источник получения молибдена.

Содержание молибдена в биосфере тесно связана с живым веществом и продуктами его распада; среднее содержание Молибдена в организмах 1·10-5%. На земной поверхности, особенно в щелочных условиях, Mo (IV) легко окисляется до молибдатов, многие из которых сравнительно растворимы. В ландшафтах сухого климата Молибден легко мигрирует, накапливаясь при испарении в соляных озерах (до 1-10-3%) и солончаках. Во влажном климате, в кислых почвах Молибден часто малоподвижен; здесь требуются удобрения, содержащие Молибден (например, для бобовых).

В речных водах Молибдена мало (10-7 - 10-8%). Поступая со стоком в океан, Молибден частично накапливается в морской воде (в результате ее испарения Молибдена здесь 1·10-6%), частично осаждается, концентрируясь в глинистых илах, богатых органическим веществом и H2S.

История открытия хрома и его распространенность в природе

Хром был обнаружен в конце XVIII века.

В 1766 году петербургский профессор химии И.Г.Леман описал новый минерал, найденный на Урале на Березовском руднике, в 15 километрах от Екатеринбурга. Обрабатывая камень соляной кислотой, Леман получил изумрудно-зеленый раствор, а в образовавшемся белом осадке обнаружил свинец.

Спустя несколько лет, в 1770 году, Березовские рудники описал академик П.С.Паллас.

Вот как он описывал хром в своих работах:

“Березовские копи, состоят из четырех рудников, которые разрабатываются с 1752 года. В них наряду с золотом добываются серебро и свинцовые руды, а также находят замечательный красный свинцовый минерал, который не был обнаружен больше ни в одном другом руднике России. Эта свинцовая руда бывает разного цвета (иногда похожего на цвет киновари), тяжелая и полупрозрачная. Иногда маленькие неправильные пирамидки этого минерала бывают вкраплены в кварц подобно маленьким рубинам. При размельчении в порошок она дает красивую желтую краску. ”.

Сначала обнаруженный минерал был назван “сибирским красным свинцом”. Впоследствии за ним закрепилось название “крокоит”.

В конце XVIII века образец крокоита был привезен Палласом в Париж.

Этим минералом заинтересовался известный французский химик Луи Никола Воклен. В 1796 году он подверг минерал химическому анализу.

Он проводит анализ минерала в своем отчете: “Все образцы этого вещества, которые имеются в нескольких минералогических кабинетах Европы, были получены из Березовского золотого рудника. Раньше рудник был очень богат этим минералом, однако говорят, что несколько лет назад запасы минерала в руднике истощились, и теперь этот минерал покупают на вес золота, в особенности, если он желтый.

Образцы минерала, не имеющие правильных очертаний или расколотые на кусочки, годятся для использования их в живописи, где они ценятся за свою желто-оранжевую окраску, не изменяющуюся на воздухе.

Красивый красный цвет, прозрачность и кристаллическая форма сибирского красного минерала заставила минералогов заинтересоваться его природой и местом, где он был найден. Большой удельный вес и сопутствующая ему свинцовая руда, естественно, заставляли предполагать о наличии свинца в этом минерале. ”

В 1797 году Воклен повторил анализ. Растертый в порошок крокоит он поместил в раствор углекислого калия и прокипятил. В результате опыта ученый получил углекислый свинец и желтый раствор, в котором содержалась калиевая соль неизвестной тогда кислоты. При добавлении к раствору ртутной соли образовывался красный осадок, после реакции со свинцовой солью появлялся желтый осадок, а введение хлористого олова окрашивало раствор в зеленый цвет. После осаждения соляной кислотой свинца Воклен выпарил фильтрат, а выделившиеся красные кристаллы (это был оксид шестивалентного хрома) смешал с углем, поместил в графитовый тигель и нагрел до высокой температуры. Когда опыт был закончен, ученый обнаружил в тигле множество серых сросшихся металлических иголок, весивших в 3 раза меньше, чем исходное вещество.

Так впервые был выделен новый элемент. Один из друзей Воклена

предложил ему назвать элемент хромом (по-гречески “хрома” - окраска) из-за яркого разнообразного цвета его соединений. Сначала Воклену не понравилось предложенное название, поскольку открытый им металл имел скромную серую окраску и как будто не оправдывал своего имени. Но друзья все же сумели уговорить Воклена и, после того как французская Академия наук по всей форме зарегистрировала его открытие, химики всего мира внесли слово “хром” в списки известных науке элементов.

В 1854 году удалось получить чистый металлический хром электролизом водных растворов хлорида хрома. В металлургии, где расход хрома для легирования сталей очень велик, используют не сам хром, а его сплав с железом - феррохром.

К элементам главной подгруппы VI группы периодической таблицы Менделеева относятся:

Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы

От O к Po (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

атомного радиуса,
металлических, основных, восстановительных свойств,

Уменьшается

электроотрицательность,
энергия ионизация,
сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 6 электронов на внешнем слое ns 2 np 4 :

Электронное строение кислорода и серы

Нахождение в природе кислорода и серы

Кислород занимает первое место среди элементов по распространенности в земной коре. Содержится он главным образом в силикатах и составляет около 47 % массы твёрдой земной коры. В больших количествах связанного кислорода содержится в воде — 85,82 % по массе. Также кислород содержится более, чем в 1500 соединений земной коры. В атмосфере доля свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Сера встречается в виде самородной серы, сульфатов (CaSO₄∙2H₂O, CaSO₄∙H₂O, Na₂SO₄∙10H₂O, MgSO₄∙7H₂O), сульфидов (FeS₂, CuS, CuFeS₂, PbS, ZnS, HgS) и в промышленных газах.

Самородная сера встречается в местах вулканической активности совместно с сернистыми фумаролами и сернистыми водами (с содержанием > 25 %).

Аллотропные модификации серы

Кислород

Способы получения кислорода

В природе

Кислород образуется в процессе фотосинтеза:

Промышленный способ

Лабораторный способ

термическое окислительно-восстановительное разложение солей:

Для автономного дыхания кислород получают в герметически замкнутых помещениях и в аппаратах при помощи реакции:

Физические свойства кислорода

При обычных условиях молекулярный кислород O₂ – это малорастворимый в воде газ без цвета, запаха и вкуса.

При сильном охлаждении под давлением переходит в бледно — голубую жидкость с Т_кип = — 183°С. При Т = -219°С образует сине — голубые кристаллы.

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.

Вступает во взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal₂, благородные газы).

Большинство реакций с участием О₂ экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:

Сщелочными металламив результате реакций образуются различные кислородсодержащие продукты:

4Li + О₂ = 2Li₂O оксид лития

К + О₂ = КО₂ супероксид калия

С железом образуется смесь оксидов:

С марганцем образуется диоксид марганца:

С неметаллами

При взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды, со степенью окисления кислорода – 2:

Окисление сложных веществ

Горение сульфидов

Горение водородных соединений

Окисление оксидов

Кислород окисляет входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:

Окисление гидроксидов и солей

Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:

Окисление аммиака

В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):

Окисление фосфина

На воздухе самопроизвольно воспламеняется:

Окисление силана

На воздухе он самовоспламеняется (часто со взрывом) с образованием SiO₂ и H₂O:

Окисление органических веществ

Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха полностью:

Продукты окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:

Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:

Способы получения серы

Промышленный способ

Извлечение самородной серы из ее месторождений или вулканов
Получение серы из серной руды с помощью пароводяного, фильтрационного, термического, центрифугального и экстракционного методов.
Переработка природных газов, содержащих H₂S и их окисление при недостатке О₂.

Лабораторный способ

Физические свойства серы

Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. Не смачивается водой и практически нерастворимо в ней. Имеет несколько аллотропных модификаций. См. аллотропные модификации серы.

Химические свойства серы

При обычных температуре и давлении химическая активность серы небольшая. При нагревании сера довольно активна, и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

Свойства окислителя сера проявляет при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе, а свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и правее в Периодической системе.

Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):

В присутствии катализаторов:

С водородом

С водородом сера вступает в реакцию при нагревании, образуя сероводород:

С галогенами

При взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода образуются галогениды:

С фосфором

Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидов фосфора

С углеродом

В реакции серы с углеродом образуется сероуглерод:

С металлами

При взаимодействии с металлами сера выступает в качестве окислителя, образуя сульфиды.

Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) –при нагревании:

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Сера вступает в реакцию диспропорционирования с перегретым паром:

С окислителями

В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO₂ или до серной кислоты H₂SO₄ при протекании реакции в растворе:

С щелочами

При взаимодействии с щелочами сера диспропорционирует до сульфита и сульфида:

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства металлов 16 группы

Относит, ат. масса

Кислород Oxygen [от греч. оху genes -образующий кислоты]

ковалентный (простая связь) 66

Сера Sulfur [санскрит, sulvere — сера, лат. Sulphurium]

Селен Selenium [от греч. Selene - Луна]

[Ar]3d 10 4s 2 4р 4

атомный 215,2 (серый)

Теллур Tellurium [от лат. tellus — земля]

[Kr]4d 10 5s 2 5_Р 4

Полоний Polonium [в честь Польши]

[Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6р 4

210,211*,216,218 Po (следы)

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

В человеческом организме

Среднее (при массе тела 70 кг)

нетоксичен в виде О₂,

токсичен в виде О,

ТД 0,25 мг, ЛД 2 г

Следы в урановых рудах

Кислород имеет высокую электроотрицательность (3,5 по соответствующей шкале), что обеспечивает сильные окислительные свойства. Реакции образования оксидов высокоэкзотермичны, и могут сопровождаться возгоранием соединяющегося с О₂ 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 Сl₂O₇ 2- или в Сr₂O₇ 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, SO₃, SiO₂. 2. Пероксиды содержат связи не только между элементом и кислородом, но и между двумя атомами кислорода, например, Na₂O₂ и Н₂O₂. Пероксиды являются сильными окислителями. 3. Смешанные оксиды представляют собой смесь двух оксидов, например, тетраоксид трисвинца (красный сурик) Рb₃O₄ — смесь двух частей РbО и одной части РbO₂.

Одним из аллотропов кислорода является трехатомный озон (O₃), 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 O₂ через слабый электрический разряд. В настоящее время озон используют для обеззараживания питьевой воды на водопроводных станциях, поскольку он является более сильным окислителем, чем обычный O₂. Озон при попадании в организм поражает легкие, образуя перекисные метаболиты.

O₂ обладает выраженным сродством к электрону (142 кДж/моль). Это обеспечивает высокую способность к образованию анионного супероксид-иона *O₂ - , 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.

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 SO₂ и триоксид SO₃.

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.

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 Se₈ 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 (H₂SeO₃) и селеновая (H₂SeO₄) кислоты. Как триоксид серы, SeO₃ 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.

С органическими кислотами Se образует соли с валентностью +2. Известны только простые соли: метилтиосульфонаты Se(S₂O₂CH₃)₂, диалкилди-тиокарбаматы Se(S₂CNR₂)₂ и алкилксантогенаты Se(S₂COR)₂. Они легко разрушаются при нагревании. Известны также разнообразные углеродные соединения, от простых селенидов углерода CSe₂ и CSSe до насыщенных и ненасыщенных гетероциклических молекул типа селенантрена, циклоселенопропана и селенонафтена (рис. 1). Биологические реакции углеродных соединений Se изучены слабо.

Рис. 1. Углеродные соединения Se

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.

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.

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Химия элементов VI группы А (O, S, Se, Te, Po) (халькогены)

Электронная конфигурация внешнего уровня: ns 2 np 4 .

Внешний вид

Бесцветный газ, в жидком

сост. – светлоголубой, в

Жёлтая, существует в 2х аллотропных

модификациях (ромбическая, моноклинная) и аморфная

Существует в виде крист. vодификаций: α-

Se (серый) и ß-Se (красный).

Известен также аморфный Se

(серый или красный)

Неметалл. Серый с металлическим блеском. В

из молекул Te₂ и имеет жёлтую окраску.

Серебристобелый мягкий металл.

(наиболее долгоживущий изотоп 209 Po

имеет Т_1/2 = 102 дня).

Энергия сродства к электрону

-2; -1; 0

Химические свойства простых веществ:

Кислород:

О₂ – реакционноспособный неметалл (особенно при повышенных температурах). Реагирует с большинством металлов и неметаллов с образованием оксидов. Чрезвычайно активным окислителем является в атомарном состоянии (образуется при разложении многих соединений, например, пероксидов, гипохлоритов и др.). Хемосорбируется на Pt-черни, активированном угле).

Горение – это окисление простых и сложных веществ кислородом, сопровождающееся выделением света и тепла.

При окислении сложных веществ образуются оксиды входящих в их состав элементов (исключение составляют азот и галогены, которые образуются в результате окисления в виде простых веществ).

Кислород горит во фторе с образованием дифторида кислорода: О₂ + 2F₂ à 2OF₂.

Сера:

3S + 2H 2 O (пар)  T   400  C  2H 2 S + SO 2

S + 2H 2 SO 4(конц.)  кип  .  3SO 2 + 2H 2 O

S + 6HNO 3(конц.)  кип  .  H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

S + H 2  150    200  C  H 2 S

S + Cl 2  до  20  С  SCl 2    S ;125   130  C  S 2 Cl 2 à … à S 100 Cl 2

S + O 2  280    360  C  SO 2 (примесь SO 3 )

2S + Br 2  100  C  ,p  S 2 Br 2

2S + C (графит)  700    800  C  CS 2

3S + 2Al  150    200  C  Al 2 S 3

Селен и теллур по химическим свойствам близки к сере. Однако при переходе от S к Te металлические свойства растут, неметаллические – ослабевают.

Se (аморфн.) + 2H 2 O (пар)  150  C  SeO 2 + 2H 2

Se + 2H 2 SO 4(конц.)  кип  .  SeO 2 ↓ + 2SO 2 ↑ + 2H 2 O

Te + 2H 2 O (пар)  100    160  C  TeO 2 + 2H 2

Se + O 2  250  C  ,кат  .NO  2  SeO 2

Se + H 2  350    450  C  H 2 Se

Te + O 2  T   450  C  TeO 2

Se + 2H 0 (Mg/разб. HCl) à H₂Se

Te + 2H 0 (Al/разб. HCl, 0°C) à H₂Te

Te + 3F 2  100    120  C  TeF 6

X + 2M   _ 40C _ ,жидк _ .NH  _ 3  M₂X (X = Se, Te; M = Na, K).

Длина связи Н-Э, нм

Реагируют с кислотами-окислителями, галогенами, кислородом, типичными окислителями.

Нейтрализуются щелочами. H₂S является родоначальником гомологического ряда полисульфанов Н₂S_n (n = 1…8).

Получение: SOCl₂ + Ag₂S  160  C  S₂O + 2AgCl

SO₂ – сернистый ангидрид – б/цв. термически устойчивый газ (Т_пл. = -75.46°С; Т_кип. = -10.1°С). Хорошо растворяется в Н₂О; медленно создаёт слабокислую среду, но не образует определённого соединения. Химически активный. В растворе медленно окисляется. Типичный восстановитель, слабый окислитель. В жидком состоянии – неводный растворитель для N₂, хлоридов металлов, галогенидов фосфора.

SO 2 + C (кокс)  400    600  C  S + CO 2

SO 2 + Cl 2  h   ,кат  .каифора  SO 2 Cl 2 (сульфурилхлорид)

SO₂ + PCl₅  50   60  C  POCl₃ + SOCl₂ (тионилхлорид) SO_2(ж) + MF à M(SO₂F) (M = Na, K, Rb, Cs).

В ряду SO₂ – SeO₂ – TeO₂ – PoO₂ прочность связи Э-О уменьшается, молекулярное взаимодействие усиливается (при о.у. SO₂ – газ, SeO₂ и TeO₂ – белые твёрдые вещества), энергия кристаллической решётки растёт => растворимость в Н₂О и кислотные свойства уменьшаются, окислительные свойства усиливаются:

SO₂ + HCl à не реагируют.

SO₃ – серный ангидрид – белый, весьма гигроскопичный (Т_пл. = 16.8°С; Т_кип. = 44.7°С), при плавлении образует б/цв. легкоподвижную жидкость, разлагается при высоких температурах. В твёрдом состоянии существует в виде аморфного летучего триммера S₃O₉, цепного слоистого и сетчатого полимеров (SO₃)_n. Хорошо растворяется в безводной H₂SO₄ и реагирует с ней, образуя H₂S₂O₇. Техническая смесь H₂SO₄, H₂S₂O₇ и избыточного растворённого SO₃ называется олеумом. Проявляет кислотные свойства, реагирует с Н₂О, щелочами, галогеноводородами:

SO 3 + HCl (Г)  волеуме  HSO 3 Cl SO 3 + HF  35   45  C  HSO 3 F

SeO₃ – белый в твёрдом, жидком и газообразном состоянии (Т_пл. = 118.5°С, Т_субл. > 100°C). При слабом нагревании сублимируется, при умеренном нагревании (выше 185°С) разлагается. Растворяется в жидком SO₂, уксусном ангидриде. Проявляет кислотные свойства (с водой образует H₂SeO₄ – сильная кислота, более сильный окислитель, чем H₂SO₄). Реагирует с щелочами, галогеноводородами, неметаллами. Очень сильный окислитель.

TeO₃ – серый (кристаллический) или ярко-жёлтый (аморфный). Кислотные свойства выражены слабо; плохо реагирует с холодной Н₂О, разбавленными кислотами и щелочами. Кристаллическая форма химически пассивна. Аморфная форма реагирует с горячей Н₂О, конц. HCl, конц. щелочами, HF. Слабый окислитель.

2TeO 3  T   400  C  2TeO 2 + O 2 TeO 3(аморфн.) + 3H 2 O(гор.) à H 6 TeO 6

TeO 3 + 2HCl (конц.)  кип  .  H 2 TeO 3 ↓ + Cl 2 ↑ TeO 3 + 3Ag 2 O  200  C  Ag 6 TeO 6

TeO 3(аморфн.) + 2NaOH (конц.) + Н 2 О à Na 2 H 4 TeO 6 ↓ TeO 3 + 5HF (ж) à H[TeOF 5 ] (тв.) + 2H 2 O TeO₃ + MF + 4HF_(ж) à M[TeOF₅] + 2H₂O (M = Li, Na, K, Rb, Cs, NH₄)

H₂SO₄ – б/цв. очень вязкая, весьма гигроскопичная жидкость (d = 1.859 г/см 3 ). При нагревании частично разлагается с выделением SO₃. Неограниченно смешивается с Н₂О, в разбавленном растворе – сильная кислота. Вступает в реакции обмена, нейтрализуется щелочами. В конц. растворе некоторые металлы (Be, Bi, Co, Fe, Cr, Mg, Nb) пассивируются. Сильный окислитель в конц. растворе, слабый – в разбавленном. Безводная H₂SO₄ – неводный растворитель для сульфатов металлов; хорошо растворяет H₂S₂O₇ и SO₃ (см.

выше – олеум – может содержать до 60% растворённого SO₃).

Взаимодействие металлов с H₂SO₄:

- Разбавленная H₂SO₄ реагирует с активными металлами (в электрохимическом ряду напряжения стоят левее Н) с выделением Н₂;

- Концентрированная H₂SO₄ реагирует с активными металлами (в электрохимическом ряду напряжения до Zn включительно) с образованием H₂S; с металлами средней активности (от Zn до Н) с образованием S; металлы от Cu до Hg окисляются конц. H₂SO₄ с образованием SO₂.

Многообразие оксокислот серы (VI):

HO O O OH HO O HO OH HO O

HO O O O O O O O O HO S серная пиросерная (дисерная) дитионовая тиосерная

H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 H 2 S 2 O 6 H 2 S 2 O 3

Читайте также: