Prezentace na téma "Síra, selen, telur." Selen a sloučeniny teluru Kyselina sírová a sírany
§8 Prvky VI A skupiny.
Kyslík, síra, selen, telur, polonium.
Obecné informace o prvcích VI A skupina:
Prvky skupiny VI A (kromě polonia) se nazývají chalkogenidy. Na vnější elektronové úrovni těchto prvků je šest valenčních elektronů (ns2 np4), proto vykazují v normálním stavu valenci 2 a v excitovaném stavu -4 nebo 6 (kromě kyslíku). Atom kyslíku se liší od atomů ostatních prvků podskupiny nepřítomností d-podúrovně ve vnější elektronové vrstvě, což způsobuje vysoké energetické náklady na „párování“ jeho elektronů, které nejsou kompenzovány energií elektronů. tvorba nových kovalentních vazeb. Proto je kovalence kyslíku dvě. V některých případech však atom kyslíku, který má nesdílené elektronové páry, může působit jako donor elektronů a vytvářet další kovalentní vazby podle mechanismu donor-akceptor.
Elektronegativita těchto prvků postupně klesá v řádu O-S-Se-Te-Rho. Stupeň oxidace je od -2, +2, +4, +6. Poloměr atomu se zvětšuje, což oslabuje nekovové vlastnosti prvků.
Prvky této podskupiny tvoří s vodíkem sloučeniny formy H2R (H2O, H2S, H2Se, H2Te, H2Po) Tyto sloučeniny ve vodě rozpustné tvoří kyseliny. Kyselé vlastnosti se zvyšují ve směru H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se a Te tvoří s kyslíkem sloučeniny typu RO2 a RO3. Z těchto oxidů vznikají kyseliny typu H2RO3 a H2RO4. S rostoucím atomovým číslem síla kyselin klesá. Všechny mají oxidační vlastnosti. Kyseliny jako H2RO3 také vykazují redukční vlastnosti.
Kyslík
Přírodní sloučeniny a přípravky: Kyslík je nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře. Ve volném stavu se nachází v atmosférickém vzduchu (21 %); ve vázané formě je součástí vody (88,9 %), minerálů, hornin a všech látek, ze kterých jsou stavěny rostlinné a živočišné organismy. Atmosférický vzduch je směsí mnoha plynů, jejichž hlavní součástí je dusík a kyslík, a malého množství vzácných plynů, oxidu uhličitého a vodní páry. Oxid uhličitý vzniká v přírodě při spalování dřeva, uhlí a jiných paliv, dýchání zvířat a hnilobě. V některých částech světa se CO2 uvolňuje do ovzduší vulkanickou činností a také z podzemních zdrojů.
Přírodní kyslík se skládá ze tří stabilních izotopů: 816 O (99,75 %), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Izotopy 814 O, 815 O, 819 O byly také získány uměle.
Kyslík byl poprvé získán v čisté formě K.W.Scheele v roce 1772 a poté v roce 1774 D.Yu Priestley, který jej izoloval z HgO. Priestley však nevěděl, že plyn, který dostal, byl součástí vzduchu. Jen o několik let později Lavoisier, který podrobně studoval vlastnosti tohoto plynu, zjistil, že jde o hlavní část vzduchu.
V laboratoři se kyslík získává následujícími metodami:
E
elektrolýza vody. Pro zvýšení elektrické vodivosti vody se do ní přidává alkalický roztok (obvykle 30% KOH) nebo sírany alkalických kovů:
Obecně: 2H20 -> 2H2 + O2
Na katodě: 4H2 O+4e¯ → 2H2 +4OH¯
Na anodě: 4OH−4е→2H2 О+О2
- Rozklad sloučenin obsahujících kyslík:
Tepelný rozklad Bertoletovy soli působením katalyzátoru MnO2.
KCl03 ->2KCl+302
Tepelný rozklad manganistanu draselného
KMnO4 → K2 MnO4 + MnO2 + O2.
Tepelný rozklad dusičnanů alkalických kovů:
2KNO3 →2KNO2 +О2.
Rozklad peroxidů:
2H202 -> 2H20 + O2.
2ВаО2 → 2ВаО+О2.
Tepelný rozklad oxidu rtuťnatého (II):
2HgO→2HgO+О2.
Interakce peroxidů alkalických kovů s oxidem uhelnatým (IV):
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2.
Tepelný rozklad bělidla v přítomnosti katalyzátoru - solí kobaltu:
2Ca(OCl)Cl -> 2CaCl2 + O2.
Oxidace peroxidu vodíku manganistanem draselným v kyselém prostředí:
2KMnO4 + H2SO4 + 5H202 → K2SO4 + 2MnSO4 + 8H20 + 5O2.
V průmyslu: V současnosti se kyslík vyrábí v průmyslu frakční destilací kapalného vzduchu. Při slabém zahřívání kapalného vzduchu se z něj nejprve oddělí dusík (tvar (N2) = -196ºC), poté se uvolní kyslík (tvar (O2) = -183ºС).
Kyslík získaný touto metodou obsahuje dusíkaté nečistoty. Proto se pro získání čistého kyslíku výsledná směs znovu destiluje a nakonec se získá 99,5 % kyslíku. Část kyslíku se navíc získává elektrolýzou vody. Elektrolytem je 30% roztok KOH.
Kyslík je obvykle skladován v modrých lahvích pod tlakem 15 MPa.
Fyzikálně-chemické vlastnosti: Kyslík je bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, o něco těžší než vzduch, málo rozpustný ve vodě. Kyslík při tlaku 0,1 MPa a teplotě -183ºС přechází do kapalného stavu, při -219ºС zamrzá. V kapalném a pevném stavu je přitahován magnetem.
Podle metody valenčních vazeb je struktura molekuly kyslíku znázorněna schématem -:Ö::Ö: , nevysvětluje velkou sílu molekuly, která má paramagnetické vlastnosti, tedy nepárové elektrony v normálním stavu.
Vazbou elektronů dvou atomů vznikne jeden společný elektronový pár, po kterém nepárový elektron v každém atomu vytvoří vzájemnou vazbu s nesdíleným párem dalšího atomu a mezi nimi vznikne tříelektronová vazba. . V excitovaném stavu molekula kyslíku vykazuje diamagnetické vlastnosti, které odpovídají struktuře podle schématu: Ö=Ö: ,
Dva elektrony chybí k vyplnění elektronové hladiny v atomu kyslíku. Proto může kyslík v chemických reakcích snadno přidat dva elektrony a vykazovat oxidační stav -2. Kyslík pouze ve sloučeninách s více elektronegativním prvkem fluorem vykazuje oxidační stav +1 a +2: O2 F2, OF2.
Kyslík je silné oxidační činidlo. Neinteraguje pouze s těžkými inertními plyny (Kr, Xe, He, Rn), se zlatem a platinou. Oxidy těchto prvků vznikají jinými způsoby. Kyslík je zahrnut do reakcí spalování, oxidace, jak s jednoduchými látkami, tak s komplexními. Při interakci nekovů s kyslíkem vznikají kyselé nebo solitvorné oxidy a při interakci kovů amfoterní nebo smíšené oxidy.Kyslík tedy reaguje s fosforem při teplotě ~ 60 °C.
4P+5O2 → 2P205
S kovy - oxidy odpovídajících kovů
4Al + 3O2 → 2Al2O3
3Fe + 2O2 → Fe3O4
při zahřívání alkalických kovů v suchém vzduchu tvoří pouze lithium oxid Li20 a zbytek jsou peroxidy a superoxidy:
2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2
Kyslík interaguje s vodíkem při 300 °C:
2H2 + 02 = 2H20.
Při interakci s fluorem vykazuje redukční vlastnosti:
O2 + F2 = F2 O2 (v elektrickém výboji),
se sírou - při teplotě asi 250 ° C:
Kyslík reaguje s grafitem při 700 °C
C + O2 = C02.
Interakce kyslíku s dusíkem začíná až při 1200 °C nebo při elektrickém výboji:
N2 + O22NO - Q.
Kyslík také reaguje s mnoha komplexními sloučeninami, například s oxidem dusnatým (II), reaguje i při pokojové teplotě:
2NO + O2 = 2NO2.
Při oxidaci sirovodíku při zahřívání vzniká síra neboli oxid sírový (IV), v závislosti na poměru mezi kyslíkem a sirovodíkem:
2H2S + 02 = 2S + 2H20
2N2 S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2 О
Při většině oxidačních reakcí zahrnujících kyslík se uvolňuje teplo a světlo – takové procesy se nazývají spalování.
Ozón
Ozon-O3 je druhou alotropní modifikací prvku kyslíku. Molekula O3 má hranatou strukturu (úhel mezi vazbami je 116º, délka vazby O=O, l=0,1278 nm) je to modrý plyn. Kapalný ozón je tmavě modrý. Je jedovatý a výbušný zejména v kapalném a pevném stavu). Ozón se tvoří v atmosféře při výbojích blesku a má specifickou vůni svěžesti.
Ozon se obvykle vyrábí v ozonizérech průchodem tichého elektrického výboje kyslíkem (reakce je endotermická a vysoce reverzibilní; výtěžek ozonu je 5 %):
3О22О3 ΔН=-285 kJ. V laboratorních podmínkách se ozon získává okyselením persíranu kyselinou dusičnou.
(NH4)2S208 ->H2S208 + 2NH4+
H2S208 ->2SO2 +O3 +H2O
O3 se tvoří v nízkém výtěžku jako výsledek reakce:
3F2+H20(g)->6HF+03
O3 je nejsilnější oxidační činidlo, oxiduje všechny kovy (kromě zlata a platinových kovů) a většinu nekovů. Přeměňuje nižší oxidy na vyšší a sulfidy kovů na jejich sírany. Při reakcích s O3 se obvykle tvoří O2, například:
2Ag+O3 →Ag2 O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
NH2+3O3 ->HNO2+H2O
Pb(OH)2 +O3 ->Pb02 +H20+02
Při vystavení O3 na alkalických kovech lze získat ozonidy - nestabilní sloučeniny, které se rozkládají:
2KO3 →2KO2 +O2
Ozón jako silné oxidační činidlo zabíjí bakterie, a proto se používá k dezinfekci vzduchu. Stabilní ozonová vrstva se nachází v atmosféře ve výšce ~22 km. Tato ozónová vrstva chrání Zemi před životu škodlivým čistým ultrafialovým zářením.
Když ozon interaguje s roztokem jodidu draselného, uvolňuje se jód, zatímco tato reakce se nevyskytuje s kyslíkem:
2KI + O3 + H20 \u003d I2 + 2KOH + O2.
Reakce se často používá jako kvalitativní pro detekci I- nebo ozonových iontů. K tomu se do roztoku přidává škrob, který dává charakteristický modrý komplex s uvolněným jódem a navíc je kvalitní, protože ozon neoxiduje ionty Cl - a Br-.
Voda
Fyzikální a chemické vlastnosti vody:Čistá voda je bezbarvá, průhledná kapalina bez chuti, bez zápachu. Hustota vody na přechodu její z pevného do kapalného stavu neklesá, jako téměř u všech ostatních látek, ale roste.
Voda je známá a neobvyklá látka. Na zemi neexistuje látka, která by pro nás byla důležitější než obyčejná voda, a zároveň neexistuje žádná jiná látka, jejíž vlastnosti by měly tolik rozporů a anomálií jako její vlastnosti.
Téměř ¾ povrchu naší planety zabírají oceány a moře. Pevná voda – sníh a led – pokrývá 20 % země. Klima planety závisí na vodě. Geofyzici říkají, že Země by už dávno vychladla a změnila by se v kus kamene bez života, nebýt vody. Má velmi vysokou tepelnou kapacitu. Když se zahřeje, absorbuje teplo a když se ochladí, uvolní ho. Suchozemská voda absorbuje i vrací velké množství tepla, čímž vyrovnává klima. Zemi před kosmickým chladem chrání ty molekuly, které jsou rozptýleny v atmosféře – v mracích a ve formě par.
Voda se ve fyzikálních vlastnostech výrazně liší od ostatních rozpouštědel: Při 4ºС má voda maximální hustotu a teprve s dalším zahříváním se její hustota snižuje. Pokud by se při poklesu teploty a při přechodu z kapalného do tuhého skupenství voda měnila podobně jako jiné látky, pak by se při blížící se zimě povrchové vrstvy přírodních vod ochladily na 0 °C a klesaly ke dnu, celá hmota nádrže by měla teplotu 0 °C. Voda by zamrzla, ledové kry by klesly na dno a rybník by zamrzl do celé hloubky. Mnoho forem života ve vodě by bylo nemožné. Ve skutečnosti ochlazená vrstva, která má nižší hustotu, zůstává na povrchu, zamrzá a chrání tak spodní vrstvy před prochladnutím.
Voda má abnormálně vysokou tepelnou kapacitu (4,18 J/g∙K), takže v noci, stejně jako při přechodu z léta do zimy, se voda ochlazuje pomalu. A přes den nebo při přechodu ze zimy do léta se také pomalu zahřívá a je tak regulátorem teploty na zeměkouli.
Voda je v normálním stavu kapalina, zatímco H2S, H2Se, H2Te jsou plyny. Teploty krystalizace a vypařování vody jsou výrazně vyšší než odpovídající teploty těchto sloučenin.
Voda má velmi vysokou dielektrickou konstantu (78,5 při 298 K).
Voda je dobrým rozpouštědlem pro polární kapaliny a sloučeniny s iontovými vazbami, tvoří krystalické hydráty s mnoha chemickými sloučeninami.
Po dlouhou dobu byly neobvyklé vlastnosti vody pro vědce záhadou. Jsou způsobeny především následujícími důvody:
Polární povaha molekul;
Přítomnost nesdílených elektronových párů na atomu kyslíku;
Vodíkové vazby.
Vazba mezi atomy vodíku a kyslíku je polární, což vede k asymetrii v rozložení elektronových nábojů a následně i k polaritě molekuly. Délka vazby je 96 nm a úhel mezi vazbami je ~ 105º.
Přítomnost osamocených párů elektronů v kyslíku a posun sdílených elektronových párů z atomů vodíku na kyslík způsobují tvorbu vodíkových vazeb. Vazebná energie je 25 kJ/mol. Atom kyslíku v molekule vody je ve stavu sp3 hybridizace. Proto je úhel vazby HOH blízký čtyřstěnnému úhlu (109,5º).
Molekulová hmotnost páry vody je 18 a odpovídá jejímu nejjednoduššímu vzorci. Molekulová hmotnost kapaliny je však vyšší. To ukazuje, že k asociaci molekul dochází v kapalné fázi; jejich spojení do složitějších agregátů, v důsledku tvorby vodíkových vazeb mezi molekulami.
V pevné vodě (ledu) se atom kyslíku každé molekuly podílí na tvorbě dvou vodíkových vazeb se sousedními molekulami vody.
Struktura ledu patří k nejméně hustým strukturám, jsou v ní dutiny, jejichž rozměry jsou o něco větší než rozměry molekuly vody. Když led taje, jeho struktura je zničena, ale vodíkové můstky zůstávají v kapalné fázi, vznikají asociáty, které však existují krátkou dobu: neustále dochází k destrukci některých a tvorbě jiných agregátů. V dutinách takových "ledových" agregátů mohou být umístěny jednotlivé molekuly vody, zatímco obal molekul vody se stává hustým. To je důvod, proč při tání ledu se objem vody zmenšuje a její hustota se zvyšuje. Při zahřívání vody se část tepla spotřebuje na rozbití vodíkových vazeb. To vysvětluje vysokou tepelnou kapacitu vody. Vodíkové vazby mezi molekulami vody jsou zcela přerušeny pouze tehdy, když voda přechází do páry.
Na Zemi připadá jeden atom deuteria na každých 6800 atomů protia a v mezihvězdném prostoru je jeden atom deuteria již na 200 atomů protia.
Voda je vysoce reaktivní látka.
Voda reaguje s mnoha kovy s vývojem vodíku:
2Na + 2H20 = H2 + 2NaOH (násilně)
2K + 2H2O = H2 + 2KOH (násilně)
3Fe + 4H20 = 4H2 + Fe3O4 (pouze při zahřátí)
Ne všechny, ale pouze dostatečně aktivní kovy se mohou účastnit redoxních reakcí tohoto typu. Nejsnáze reagují alkalické kovy a kovy alkalických zemin.
Z nekovy například uhlík a jeho vodíková sloučenina (methan) reagují s vodou. Tyto látky jsou mnohem méně aktivní než kovy, ale přesto mohou reagovat s vodou při vysokých teplotách:
C + H20 ® H2 + CO
CH4 + 2H20® 4H2 + CO2
Voda se působením elektrického proudu rozkládá na vodík a kyslík. Je to také redoxní reakce, kde voda je jak oxidační činidlo, tak redukční činidlo:
2H20 
2H2+02
Voda reaguje s mnoha oxidy nekovy. Na rozdíl od předchozích nejsou tyto reakce redoxní, ale složené:
P205 + 3H20 -> 2H3P04; N205 + H20 -> 2HN03
Alkalické oxidy a oxidy kovů alkalických zemin reagují s vodou za vzniku odpovídajících alkálií:
CaO+H20→Ca(OH)2
Ne všechny oxidy kovů jsou schopny reagovat s vodou. Některé z nich jsou prakticky nerozpustné ve vodě, a proto s vodou nereagují. Jde o ZnO, TiO2, Cr2 O3, ze kterých se připravují například voděodolné barvy. Oxidy železa jsou také nerozpustné ve vodě a nereagují s ní. Mnoho sloučenin kovů s nekovy snadno interaguje s vodou za vzniku odpovídajících hydroxidů kovů a vodíkových sloučenin nekovů:
PCl3 + 3H2O -> H3PO3 + 3HCl
AI2S3 + 6H20 -> 2Al(OH)3 + 3H2S
Ca3P2+6H20->3Ca(OH)2+2PH3
Na3N+3H20->3NaOH+NH3
KH+H2O→KOH+H2
Voda tvoří četné sloučeniny, ve kterých je její molekula zcela zachována. Jedná se o tzv hydratuje. Pokud je hydrát krystalický, pak se nazývá krystalický hydrát, Například:
CuSO4 +5 H2O→CuSO4 . 5H20
H2SO4 + H20 = H2S04 . H2O (hydrát kyseliny sírové)
NaOH + H2O = NaOH . H2O (hydrát hydroxidu sodného)
Jako desikanty se používají sloučeniny, které vážou vodu na hydráty a krystalické hydráty. S jejich pomocí například odstranit vodní páru z vlhkého atmosférického vzduchu.
Speciální reakce vody - fotosyntéza - syntéza škrobu (C6 H10 O5) n a dalších podobných sloučenin (sacharidů) rostlinami, ke které dochází při uvolňování kyslíku:
6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (při působení světla)
Voda má katalytickou aktivitu. Při nepřítomnosti stop vlhkosti prakticky nedochází k běžným reakcím, například sodík, bílý fosfor neoxiduje, chlór neinteraguje s kovy, fluorovodík neřeže sklo.
Peroxid vodíku
Peroxid vodíku H2O2 je sloučenina vodíku a kyslíku obsahující rekordní množství kyslíku – 94 % hmotnosti. Molekuly H2O2 obsahují peroxidové skupiny –О–О–, které do značné míry určují vlastnosti této sloučeniny.
Vzhledem k asymetrickému rozložení vazeb H-O je molekula H2O2 vysoce polární. Mezi molekulami H2O2 vzniká poměrně silná vodíková vazba, která vede k jejich asociaci. Proto je za normálních podmínek peroxid vodíku světle modrá sirupovitá kapalina (hustota 1,44) s poměrně vysokým bodem varu (150ºС). Při skladování se H2O2 rozkládá.
Selen se získává z odpadních produktů kyseliny sírové, výroby buničiny a papíru a anodového kalu z elektrolytické rafinace mědi. Selen je přítomen v kalech spolu se sírou, tellurem, těžkými a ušlechtilými kovy. Pro extrakci selenu se kal filtruje a podrobí se buď oxidačnímu pražení (asi 700 °C) nebo zahřívání s koncentrovanou kyselinou sírovou. Výsledný těkavý SeO2 je zachycován v pračkách a elektrostatických odlučovačích. Z roztoků se komerční selen vysráží oxidem siřičitým. Využívá se i spékání kalu sodou s následným vyluhováním selenanu sodného vodou a izolací selenu z roztoku. Pro získání vysoce čistého selenu používaného jako polovodičový materiál se surový selen rafinuje vakuovou destilací, rekrystalizací a dalšími.
Fyzikální a chemické vlastnosti selenu. Konfigurace vnějšího elektronového obalu atomu Se 4s2 4p4; spiny dvou p-elektronů jsou spárované, zatímco další dva spárované nejsou, takže atomy selenu jsou schopny tvořit molekuly Se2 nebo řetězce atomů Sen. Řetězce atomů selenu mohou být uzavřeny do kruhových molekul Se8. Rozmanitost molekulární struktury určuje existenci selenu v různých alotropních modifikacích: amorfní (práškové, koloidní, sklovité) a krystalické (monoklinické α- a β-formy a hexagonální γ-formy). Amorfní (červený) práškový a koloidní selen (hustota 4,25 g/cm3 při 25 °C) se získává redukcí z roztoku kyseliny selenité H2SeO3, rychlým ochlazením par selenu a dalšími metodami. Skelný (černý) selen (hustota 4,28 g/cm3 při 25 °C) se získá zahřátím jakékoli modifikace selenu nad 220 °C a následným rychlým ochlazením. Skelný selen má sklovitý lesk a je křehký. Termodynamicky nejstabilnější je šestihranný (šedý) selen. Získává se z jiných forem selenu zahřátím do tání s pomalým chlazením na 180-210 °C a udržováním na této teplotě. Jeho mřížka je postavena z paralelních šroubovicových řetězců atomů. Atomy v řetězcích jsou kovalentně vázané. Všechny modifikace selenu mají fotoelektrické vlastnosti. Šestihranný selen do teploty tání je příměsový polovodič s děrovou vodivostí. Selen je diamagnet (jeho páry jsou paramagnetické).
Selen je na vzduchu stabilní; kyslík, voda, chlorovodíková a zředěná kyselina sírová jej neovlivňují, je vysoce rozpustný v koncentrované kyselině dusičné a aqua regia, neúměrně se rozpouští v alkáliích:
Se + 4HNO3 → H2SeO3 + 4NO2 + H2O
3Se + 6KOH → K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O
Selen ve sloučeninách má oxidační stavy -2, +2, +4, +6. Selen tvoří s kyslíkem řadu oxidů: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Poslední dva jsou anhydridy selenitých H2 SeO3 a selenových H2 SeO4 kyselin (soli - seleničitany a selenany). SeO2 je nejstabilnější. SeO2 a H2SeO3 se silnými oxidačními činidly vykazují redukční vlastnosti:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl
Selen dává s halogeny sloučeniny SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2Cl2 a další. Síra a telur tvoří se selenem souvislou řadu pevných roztoků. S dusíkem poskytuje selen Se4 N4, s uhlíkem - CSe2. Sloučeniny s fosforem P2Se3, P4Se3, P2Se5 jsou známé. Vodík interaguje se selenem při t>=200 °C za vzniku H2Se; Roztok H2Se ve vodě se nazývá kyselina hydroselenová. Při interakci s kovy tvoří selen selenidy. Bylo získáno mnoho komplexních sloučenin selenu. Všechny sloučeniny selenu jsou jedovaté.
Aplikace selenu . Selen se pro svou levnost a spolehlivost používá v konvertorové technice v usměrňovacích polovodičových diodách, dále pro fotoelektrická zařízení (hexagonální), elektrofotografické kopírky (amorfní selen), syntézu různých selenidů, jako fosfory v televizních, optických a signálních zařízeních, termistory atd. n. selen se široce používá k bělení zeleného skla a získávání rubínových skel; v metalurgii - dát lité oceli jemnozrnnou strukturu, zlepšit mechanické vlastnosti nerezových ocelí; v chemickém průmyslu - jako katalyzátor; selen se také používá ve farmaceutickém průmyslu a dalších průmyslových odvětvích.
8.4 Tellur
Přírodní sloučeniny a jejich získávání. Základní. zdroji teluru jsou kaly z elektrolytické rafinace mědi a kaly z výroby kyseliny sírové, jakož i alkalická struska z rafinace olova. Při zpracování kalů kyseliny sírové metodou pražení (viz Selen) zůstává telur ve škvárách, které se vyluhují kyselinou chlorovodíkovou. Se se z roztoku kyseliny chlorovodíkové vysráží průchodem SO2, poté se roztok zředí na obsah kyseliny 10-12 % a při zahřátí působením SO2 se vysráží telur.
Při slinování kalu sodou a následném louhování přechází telur do roztoku a při neutralizaci se vysráží ve formě TeO2. Telur se získává buď přímou redukcí TeO2 uhlím, nebo srážením působením SO2 na roztoky kyseliny chlorovodíkové TeO2. Při zpracování kalu sulfidovou metodou (loužení roztokem Na2S) se z roztoku (po vysrážení Se provzdušňováním) působením suchého Na2S2O3 izoluje telur:
Na2TeS3 + 2Na2SO3 → Te + 2Na2S203 + Na2S
Při zpracování měděného elektrolytického kalu se tellur přeměňuje hlavně na sodnou strusku, která vzniká přetavením zbytků na slitinu zlata a stříbra („kov Dore“). Při použití sulfatizace přechází část teluru spolu s Cu do síranových roztoků. Z nich se tellur sráží působením kovové mědi:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Cu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2O
Tellur se extrahuje ze sodových strusek po rozpuštění ve vodě nebo neutralizací srážením TeO2 (čistí se přesrážením z roztoků sulfidů nebo kyselin, rozpustí se v alkáliích a telur se izoluje elektrolýzou), nebo se hrubý telur vysráží přímo z roztoku sody elektrolýzou. V alkalickém roztoku se redukuje o A1:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. Poté se tellur vysráží aerací:
2Na2Te2 + 2H20 + O2 → 4Te + 4NaOH
K získání teluru vysoké čistoty se používají jeho těkavé sloučeniny, zejména TeCl4, který se čistí destilací nebo rektifikací a extrakcí z roztoku kyseliny chlorovodíkové. Po hydrolýze chloridu TeO2 se H2 redukuje. Někdy se k čištění používá i H2Te. V závěrečných fázích čištění se používá vakuová sublimace, destilace nebo rektifikace teluru, jakož i zónové tavení nebo směrová krystalizace.
Fyzikální a chemické vlastnosti. Tellur je stříbřitě šedá látka s kovovým leskem, v tenkých vrstvách červenohnědá ve světle, zlatožlutá v párech. Tavenina teluru nad ~ 700 °C má kovovou vodivost. Tellur je diamagnetický, magnetický. náchylnost - 0,31 10-9. Mohsova tvrdost 2,3, Brinell 180-270 MPa; odolnost proti roztržení 10,8 MPa. Tellur je křehký a při zahřívání se stává tažným.
Pro tellur je normální elektrodový potenciál 0,56 V. Tellur, dokonce i rozptýlený, je na vzduchu stabilní, ale při zahřátí hoří (modrý plamen se zeleným halo) za vzniku TeO2. Krystalický telur reaguje s vodou nad 100°C, amorfní - nad 50°C. Koncentrované alkalické roztoky rozpouštějí telur za vzniku teluridů a teluritů. Kyselina chlorovodíková a zředěná H2SO4 neovlivňují telur, konc. H2SO4 jej rozpouští, vzniklé červené roztoky obsahují kation. HNO3 oxiduje telur na kyselinu teluritou H2TeO3 (soli teluritu):
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2O
Silná oxidační činidla (HClO3, KMnO4 atd.) oxidují na telurovou kyselinu H2TeO4 (telurátové soli):
4Te + 3HClO4 + 4H2O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H202 -> H2Te04 + 2H20
Tellur se rozpouští v roztocích sulfidů a polysulfidů alkalických kovů (za vzniku thioteluridů a thiotelluritů). Reaguje s roztoky Ag solí. Nerozpouští se v CS2. Reaguje s Cl2, F2 a Br2 při pokojové teplotě, s I2 - při zahřívání slitiny s S, P (nevytváří sloučeniny), As (dává As2 Te3), se Si (za vzniku Si2 Te3 a SiTe) , s Se (tvorba pevných roztoků během krystalizace). Neinteraguje přímo s borem a uhlíkem, při zahřívání vytváří plynný nestabilní karbonyl TeCO. Při tavení s kovy se získají teluridy.
Telurid vodíku H2 Te je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem; v tekutém stavu zelenožlutá, krystalicky citronově žlutá; t. kip. - 2°C, takže pl. - 51 °С; hustý 5,81 g/l; pro plyn; a v suchém vzduchu při pokojové teplotě se pomalu rozkládá, ve vlhkém vzduchu oxiduje na telur; když se zahřeje na vzduchu, hoří a dává TeO2; rozpustnost ve vodě 0,1 M, vodný roztok-slabá kyselina, K1 2 10-3; silné redukční činidlo; získaný interakcí Al2Te3 s kyselinou chlorovodíkovou, jakož i elektrolýzou roztoku H2SO4 s telurovou katodou při 0 °C; používá se k výrobě teluru o vysoké čistotě.
Hexafluorid TeF6 je bezbarvý plyn; t.t. - 37,8°С, tepl. -38,6 °C; hustý 10,7 g/l; stabilní na suchém vzduchu, neovlivňuje sklo; rozpouští se ve vodě, postupně hydrolyzuje za vzniku fluorotelurových kyselin TeFn (OH) 6-n, kde n je od 1 do 4, a nakonec kyseliny telurové; tvoří sloučeniny například s fluoridy kovů. Ag a Ba; získané fluorací teluru při zahřívání. Tetrafluorid TeF4 - ortorombické krystaly; t.t. 129,6 °С, t.v. 194 °C (s rozkladem); hustota 4,22 g/cm3; velmi hygroskopický, snadno hydrolyzovatelný; s fluoridy alkalických kovů tvoří pentafluorteluráty M; získané působením SeF4 na TeO2. Fluoridy telurafluorační činidla.
TeCl4 tetrachlorid - žluté krystaly; t.t. 224 °С, t.v. 381,8 °C; hustý 3,01 g/cm3; určení teplotní závislosti tlaku par \ gp (mm Hg) \u003d 8,791 - - 3941 / T (497 - 653); velmi hygroskopický, hydrolyzuje vodou; v koncentrovaném roztoku HC1 za vzniku kyseliny chlorotelurové H2TeC16; z roztoků kyseliny chlorovodíkové se extrahuje tributylfosfátem a jinými organickými rozpouštědly; s chloridy alkalických kovů tvoří hexa-M2 [TeCl6] a pentachlorteluráty M[TeC15], s chloridy Al, Fe(III), Zr a dalšími komplexy s kationty, např. TeC13; získané chlorací telluru; TeCl4 je výchozí materiál pro výrobu vysoce čistého teluru. Hnědý TeCl2 dichlorid je stabilní v parách a může kondenzovat do kapaliny. Byly také získány dva krystalické nižší chloridy - stříbrošedý Te2 Cl3 a metastabilní černý Te2 Cl s kovovým leskem.
Sulfidy TeS2 a TeS3, které se zahřátím rozkládají, lze získat vysrážením z vodných roztoků; TeS7 a Te7 S10 jsou známé. Thioteluráty (např. Na2TeS3) lze získat rozpuštěním teluru v roztoku polysulfidů alkalických kovů nebo síry v roztocích polyteluridů, jakož i fúzí. Thioteluráty jsou meziprodukty v některých procesech získávání teluru.
Aplikace. Nejdůležitější oblastí použití teluru je syntéza rozkladu teluridů s polovodičovými vlastnostmi. Tellur se také používá v metalurgii pro legování litiny a oceli, Pb, Cu (pro zvýšení jejich mechanické a chemické odolnosti). Tellur a jeho sloučeniny se používají při výrobě katalyzátorů, spec. skla, insekticidy, herbicidy atd.
Polonium
Přírodní sloučeniny a získávání polonia. Radioaktivní chemický prvek skupiny VI periodického systému, analog teluru. Atomové číslo 84. Nemá žádné stabilní izotopy. Je známo 27 radioaktivních izotopů polonia s hmotnostními čísly od 192 do 218, z nichž sedm (s hmotnostními čísly od 210 do 218) se v přírodě vyskytuje ve velmi malých množstvích jako členové radioaktivní řady uranu, thoria a aktinia, tzv. zbývající izotopy byly získány uměle. Nejdéle žijící izotopy polonia jsou uměle produkovány 209 Rho ( t 1/2 = 102 let) a 208 Rho ( t 1/2 \u003d 2,9 roku), stejně jako 210 Rho obsažené v radium-uranových rudách ( t 1/2 = 138,4 dne). Obsah 210 Rho v zemské kůře je pouze 2 10–14 %; 1 tuna přírodního uranu obsahuje 0,34 g radia a zlomky miligramu polonia-210. Nejkratší známý izotop polonia je 213 Po ( t 1/2 = 3 10–7 s). Nejlehčí izotopy polonia jsou čisté alfa zářiče, zatímco těžší izotopy současně vyzařují alfa a gama paprsky. Některé izotopy se rozpadají záchytem elektronů a ty nejtěžší také vykazují velmi slabou beta aktivitu. Různé izotopy polonia mají historická jména přijatá již na počátku 20. století, kdy byly získány v důsledku řetězce rozpadů z "rodičovského prvku": RaF (210 Po), AcC "(211 Po), ThC" (212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).
Polonium-210 je syntetizováno neutronovým ozařováním přírodního vizmutu (obsahuje pouze 208 Bi) v jaderných reaktorech (meziběžně vzniká beta-aktivní izotop vizmutu-210): 208 Bi + n → 210 Bi → 210 Po + e. Při ozařování vizmutu urychlenými protony vzniká polonium-208, od vizmutu se odděluje sublimací ve vakuu – jak to udělal M. Curie. V SSSR Zinaida Vasilievna Ershova (1905–1995) vyvinula metodu izolace polonia. V roce 1937 byla poslána do Paříže do Institutu radia v laboratoři M.Curie (v té době vedla Irene Joliot-Curie). V důsledku této služební cesty jí kolegové začali říkat „Ruská madame Curie“. Pod vědeckým vedením Z.V.Ershovy vznikla v zemi stálá ekologicky šetrná výroba polonia, která umožnila realizovat tuzemský program vypouštění lunárních roverů, ve kterém bylo polonium využíváno jako zdroj tepla.
Izotopy polonia s dlouhou životností se dosud nedočkaly významnějšího praktického uplatnění kvůli složitosti jejich syntézy. K jejich získání lze využít jaderné reakce.
207Pb + 4He® 208Po + 3n,
208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n,
208 Bi + 2D® 208 Po + 3n,
208 Bi + 2D® 208 Po + 2n,
kde 4 He jsou částice alfa, 1 H jsou urychlené protony, 2 D jsou urychlené deuterony (jádra deuteria).
vlastnosti polonia. Tellur již částečně vykazuje kovové vlastnosti, zatímco polonium je měkký stříbřitě bílý kov. Díky silné radioaktivitě ve tmě svítí a velmi se zahřívá, takže je potřeba neustálý odvod tepla. Bod tání polonia je 254 °C (o něco vyšší než u cínu), bod varu je 962 °C, proto i při mírném zahřátí polonium sublimuje. Hustota polonia je téměř stejná jako hustota mědi - 9,4 g/cm3. V chemickém výzkumu se používá pouze polonium-210, izotopy s delší životností se prakticky nepoužívají, protože je obtížné je získat se stejnými chemickými vlastnostmi.
Chemické vlastnosti kovového polonia jsou blízké jeho nejbližšímu analogu teluru, vykazuje oxidační stavy –2, +2, +4, +6. Na vzduchu polonium pomalu oxiduje (při zahřátí na 250 °C rychle) za vzniku červeného oxidu PoO2 (při ochlazení zežloutne v důsledku přeskupení krystalové mřížky). Sirovodík z roztoků poloniových solí vysráží černý sirník PoS.
Silná radioaktivita polonia se odráží ve vlastnostech jeho sloučenin. Takže ve zředěné kyselině chlorovodíkové se polonium pomalu rozpouští za vzniku růžových roztoků (barva iontů Po2+):
Po + 2HCl ® PoCl2 + H2,
působením vlastního záření se však dichlorid přemění na žlutý PoCl4. Zředěná kyselina dusičná pasivuje polonium, zatímco koncentrovaná kyselina dusičná ho rychle rozpouští:
Po + 8HN03 -> Po(N03)4 + 4N02 + 4H20
S nekovy skupiny VI je polonium příbuzné reakcí s vodíkem za vzniku těkavého hydridu PoH2 (t.t. -35 °C, b.p. + 35 °C, snadno se rozkládá), reakce s kovy (při zahřátí) tvorba pevných černých polonidů (Na2Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo atd.) a reakce s roztavenými alkáliemi za vzniku polonidů:
3Po + 6NaOH® 2Na2Po + Na2PoO3 + H2O.
Polonium reaguje při zahřívání s chlorem za vzniku jasně žlutých krystalů PoCl4, červené krystaly PoBr4 se získávají s bromem a polonium reaguje s jódem již při 40 °C za vzniku černého těkavého jodidu PoI4. Je také znám bílý tetrafluorid polonia PoF4. Při zahřívání se tetrahalogenidy rozkládají za vzniku stabilnějších dihalogenidů:
PoCl4® PoCl2 + Cl2.
V roztocích se polonium vyskytuje ve formě kationtů Po2+, Po4+, aniontů PoO32–, PoO42– a také různých komplexních iontů, například PoCl62–.
Použití polonia Polonium-210 vyzařuje alfa paprsky o energii 5,3 MeV, které jsou v pevné látce zpomaleny, projdou jen tisíciny milimetru a svou energii přitom odevzdají. Jeho životnost umožňuje využít polonium jako zdroj energie v atomových bateriích kosmických lodí: pouze 7,5 g polonia stačí k získání výkonu 1 kW. V tomto ohledu předčí ostatní kompaktní „atomové“ zdroje energie. Takový zdroj energie fungoval například na Lunochodu-2 a zahříval zařízení během dlouhé měsíční noci. Síla zdrojů energie polonia se samozřejmě časem snižuje – každé 4,5 měsíce o polovinu, ale izotopy polonia s delší životností jsou příliš drahé. Polonium se také vhodně používá ke studiu účinků alfa záření na různé látky. Jako alfa zářič se polonium smíchané s beryliem používá k výrobě kompaktních neutronových zdrojů:
9 Be + 4 He ® 12 C + n.
V takových zdrojích lze místo berylia použít bor. V roce 2004 bylo oznámeno, že inspektoři Mezinárodní agentury pro atomovou energii (MAAE) objevili program výroby polonia v Íránu. To vedlo k podezření, že by mohl být použit ve zdroji berylia ke „spuštění“ pomocí neutronů jaderné řetězové reakce v uranu vedoucí k jadernému výbuchu.
Polonium při vstupu do organismu lze považovat za jednu z nejtoxičtějších látek: pro 210 Rho je maximální přípustný obsah ve vzduchu pouze 40 miliardtin mikrogramu na 1 m3 vzduchu, tzn. Polonium je 4 bilionkrát toxičtější než kyselina kyanovodíková. Alfa částice emitované poloniem (a v menší míře i gama paprsky), které ničí tkáně a způsobují zhoubné nádory, škodí. Atomy polonia se mohou tvořit v lidských plicích v důsledku rozpadu radonu v nich. Kovové polonium je navíc schopno snadno vytvářet ty nejmenší aerosolové částice. Veškerá práce s poloniem se proto provádí na dálku v uzavřených boxech.
Objev polonia. Existenci prvku s atomovým číslem 84 předpověděl D.I.Mendělejev v roce 1889 – nazval jej ditellurium (v sanskrtu – „druhý“ telur) a navrhl, že jeho atomová hmotnost se bude blížit 212. Mendělejev samozřejmě nemohl předvídat, že tento prvek je nestabilní. Polonium je první radioaktivní prvek, který v roce 1898 objevili Curieovi při hledání zdroje silné radioaktivity v určitých minerálech. Když se ukázalo, že ruda uranové pryskyřice vyzařuje silněji než čistý uran, rozhodla se Marie Curie z této sloučeniny chemicky izolovat nový radioaktivní chemický prvek. Předtím byly známy pouze dva slabě radioaktivní chemické prvky – uran a thorium. Curie začal tradičním kvalitativním chemickým rozborem minerálu podle standardního schématu, které navrhl německý analytický chemik K.R. Fresenius (1818–1897) již v roce 1841 a podle kterého mnoho generací studentů po téměř jedno století a polourčených kationtů tzv. "sirovodíkovou metodou". Na začátku měla asi 100 g minerálu; pak američtí geologové dali Pierru Curiemu dalších 500 g. M. Curie provedla systematickou analýzu a pokaždé zkontrolovala jednotlivé frakce (sraženiny a roztoky) na radioaktivitu pomocí citlivého elektrometru, který vynalezl její manžel. Neaktivní frakce byly vyřazeny, aktivní byly dále analyzovány. Pomáhal jí jeden z vedoucích chemické dílny na Fakultě fyziky a průmyslové chemie Gustav Bemon.
Nejprve Curie rozpustil minerál v kyselině dusičné, roztok odpařil do sucha, zbytek rozpustil ve vodě a roztokem nechal projít proudem sirovodíku. Současně se vysrážela sraženina sulfidů kovů; podle Freseniusovy metody by tato sraženina mohla obsahovat nerozpustné sulfidy olova, vizmutu, mědi, arsenu, antimonu a řadu dalších kovů. Sraženina byla radioaktivní, přestože uran a thorium zůstaly v roztoku. Černou sraženinu zpracovala sulfidem amonným, aby se oddělil arsen a antimon, které za těchto podmínek tvoří rozpustné thiosoli, jako jsou (NH4)3 AsS4 a (NH4)3 SbS3. Roztok nedetekoval radioaktivitu a byl zlikvidován. V sedimentu zůstaly sulfidy olova, vizmutu a mědi.
Část sraženiny, která se nerozpustila v sulfidu amonném, Curie opět rozpustil v kyselině dusičné, k roztoku se přidala kyselina sírová a na plameni hořáku se odpařoval, dokud se neobjevily husté bílé výpary SO3. Za těchto podmínek se těkavá kyselina dusičná zcela odstraní a dusičnany kovů se přemění na sírany. Po ochlazení směsi a přidání studené vody se ukázalo, že ve sraženině je nerozpustný síran olovnatý PbSO4 - nebyla v ní žádná radioaktivita. Sraženina se vyhodila a k přefiltrovanému roztoku přidala silný roztok amoniaku. Zároveň opět vypadla sraženina, tentokrát bílá; obsahovala směs zásaditého síranu bismutnatého (BiO)2 SO4 a hydroxidu bismutnatého Bi(OH)3. V roztoku zůstal komplexní měďnatý amoniak SO4 jasně modré barvy. Bílá sraženina se na rozdíl od roztoku ukázala jako vysoce radioaktivní. Protože olovo a měď již byly odděleny, bílá sraženina obsahovala vizmut a příměs nového prvku.
Curie znovu přeměnil bílou sraženinu na tmavě hnědý sulfid Bi2S3, vysušil ji a zahříval ve evakuované ampuli. Sulfid vizmutitý se současně nezměnil (je odolný vůči teplu a taje až při 685 °C), nicméně ze sraženiny se uvolnily páry, které se usadily ve formě černého filmu na studené části ampule . Film byl radioaktivní a zřejmě obsahoval nový chemický prvek - analog vizmutu v periodické tabulce. Bylo to polonium - první objevený radioaktivní prvek po uranu a thoria, zapsaný v periodické tabulce (ve stejném roce 1898 bylo objeveno radium a také skupina vzácných plynů - neon, krypton a xenon). Jak se později ukázalo, polonium při zahřívání snadno sublimuje – jeho těkavost je přibližně stejná jako u zinku.
Curieovi nespěchali, aby černý povlak na skle označili za nový prvek. Jedna radioaktivita nestačila. Kolega a přítel Curie, francouzský chemik Eugene Anatole Demarce (1852–1903), specialista v oboru spektrální analýzy (v roce 1901 objevil europium), studoval emisní spektrum černého plaku a nenašel v něm žádné nové čáry, které by mohly indikují přítomnost nového prvku. Spektrální analýza je jednou z nejcitlivějších metod, která umožňuje detekovat mnoho látek v mikroskopických množstvích okem neviditelných. Nicméně v článku publikovaném 18. července 1898 Curieovi napsali: „Domníváme se, že látka, kterou jsme izolovali z uranové pryskyřice, obsahuje dosud neznámý kov, který je analytickými vlastnostmi analogický vizmutu. Pokud se potvrdí existence nového kovu, navrhujeme jej nazvat polonium, podle rodiště jednoho z nás “(latinsky Polonia - Polsko). Toto je jediný případ, kdy nový chemický prvek, dosud neidentifikovaný, již dostal jméno. Hmotnostní množství polonia však nebylo možné získat - v uranové rudě ho bylo příliš málo (později bylo polonium získáváno uměle). A nebyl to tento prvek, který oslavoval manžele Curie, ale radium.
PRVKY VI A podskupiny
(O, S, Se, Te, Po)
obecné charakteristiky
Kyslík
Síra
Selen a telur
Obecná charakteristika prvků
Podskupina VI A PS zahrnuje prvky: kyslík, síra, selen, telur a polonium. Pro síru, selen, telur a polonium se používá společný název - chalkogeny. Kyslík, síra, selen a telur jsou nekovy, zatímco polonium je kov. Polonium je radioaktivní prvek, v přírodě vzniká v malých množstvích při radioaktivním rozpadu radia, proto jsou jeho chemické vlastnosti málo pochopeny.
stůl 1
Hlavní vlastnosti chalkogenů
| Charakteristika | Ó | S | Se | Tito |
| Atomový poloměr, nm | 0,066 | 0,104 | 0,117 | 0,136 |
| Iontový poloměr E 2-, nm | 0,140 | 0,184 | 0,198 | 0,221 |
| Ionizační potenciál, eV | 13,62 | 10,36 | 9,75 | 9,01 |
| Elektronová afinita, eV | 1,47 | 2,08 | 2,02 | 1,96 |
| Elektronegativita (podle Paulinga) | 3,44 | 2,58 | 2,55 | 2,10 |
| Entalpie vazby, kJ/mol E –E E = E | - 146 - 494 | - 265 - 421 | - 192 - 272 | - 218 - 126 |
| Teplota tání, °С | ||||
| Bod varu, °С | - 183 | |||
| Hustota, g/cm3 | 1,43 (kapalina) | 2,07 | 4,80 | 6,33 |
| Obsah v zemské kůře, % (hm.) | 49,13 | 0,003 | 1,4 10-5 | 110-7 |
| Hmotnostní počty přírodních izotopů | 16, 17, 18 | 32, 33, 34, 35 | 74, 76, 77, 78, 80, 82 | 120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130 |
| Stav agregace v čl. podmínky nejstabilnější alotropní formy. Barva | bezbarvý plyn | Krystal. žlutá látka | Krystal. šedá hmota | Krystal. stříbřitě bílá látka |
| Krystalová buňka | Molekulární v televizi. formulář | molekulární | molekulární | molekulární |
| Složení molekul | asi 2 | S8 | Se ∞ | Te ∞ |
Podle struktury vnější elektronické vrstvy patří uvažované prvky k p-prvkům. Ze šesti elektronů ve vnější vrstvě jsou dva nepárové, což určuje jejich mocenství dvou. Pro atomy síry, selenu, teluru a polonia v excitovaném stavu může být počet nepárových elektronů 4 a 6. To znamená, že tyto prvky mohou být čtyři – a šestimocné. Všechny prvky mají vysoké hodnoty elektronegativity a EO kyslíku je na druhém místě po fluoru. Proto ve sloučeninách vykazují umění. oxidace -2, -1, 0. Ionizační potenciály atomů síry, selenu a teluru jsou malé a tyto prvky ve sloučeninách s halogeny mají oxidační stavy +4 a +6. Kyslík má pozitivní oxidační stav ve sloučeninách fluoru a v ozonu.
Atomy mohou tvořit molekuly s dvojnou vazbou O 2, ... a spojovat se do řetězců E - E - ... - E -, které mohou existovat v jednoduchých i ve složitých látkách. Z hlediska chemické aktivity a oxidační schopnosti jsou chalkogeny horší než halogeny. Tomu nasvědčuje skutečnost, že kyslík a síra v přírodě existují nejen ve vázaném, ale i ve volném stavu. Nižší aktivita chalkogenů je z velké části způsobena silnější vazbou v molekulách. Obecně patří chalkogeny mezi vysoce reaktivní látky, jejichž aktivita s rostoucí teplotou prudce roste. U všech látek této podskupiny jsou známy alotropní modifikace. Síra a kyslík prakticky nevedou elektrický proud (dielektrika), selen a telur jsou polovodiče.
Při přechodu od kyslíku k teluru klesá tendence prvků vytvářet dvojné vazby s malými atomy (C, N, O). Neschopnost velkých atomů tvořit π-vazby s kyslíkem je patrná zejména v případě teluru. V telluru tedy nejsou žádné kyselé molekuly H 2 TeO 3 a H 2 TeO 4 (metaformy), stejně jako molekuly TeO 2 . Oxid teluritý existuje pouze ve formě polymeru, kde jsou všechny atomy kyslíku přemostěny: Te - O - Te. Kyselina telurová se na rozdíl od kyseliny sírové a selenové vyskytuje pouze v ortho formě - H 6 TeO 6, kde stejně jako v TeO 2 jsou atomy Te spojeny s atomy O pouze σ-vazbami.
Chemické vlastnosti kyslíku se liší od vlastností síry, selenu a teluru. Naopak ve vlastnostech síry, selenu a telluru je mnoho společného. Při pohybu přes skupinu shora dolů je třeba si všimnout nárůstu kyselých a redukčních vlastností v sérii sloučenin s vodíkem H 2 E; zvýšení oxidačních vlastností u řady podobných sloučenin (H2EO4, EO2); snížení tepelné stability vodíkových chalkogenů a solí kyslíkatých kyselin.
Podskupina kyslíku neboli chalkogeny - 6. skupina periodického systému D.I. Mendelleva, včetně následujících prvků: O, S, Se, Te, Po. Číslo skupiny udává maximální valenci prvků v této skupině. Obecný elektronický vzorec chalkogenů je: ns2np4 - na vnější valenční hladině mají všechny prvky 6 elektronů, které se zřídka vzdávají a častěji přijímají 2 chybějící elektrony před dokončením elektronové hladiny. Přítomnost stejné hladiny valence určuje chemickou podobnost chalkogenů. Typické oxidační stavy: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Kyslík ukazuje pouze -1 - v peroxidech; -2 - v oxidech; 0 - ve volném stavu; +1 a +2 - ve fluoridech - O2F2, OF2, protože nemá d-úroveň a elektrony nelze oddělit, a valence je vždy 2; S - vše kromě +1 a -1. Síra má d-podúroveň a elektrony s 3p a 3s v excitovaném stavu se mohou oddělit a přejít do d-podúrovně. V neexcitovaném stavu je valence síry 2 v SO, 4 v SO2 a 6 v SO3. Se+2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Valence selenu, teluru a polonia jsou rovněž 2, 4, 6. Hodnoty oxidačních stavů se odrážejí v elektronové struktuře prvků: O - 2s22p4; S, 3s23p4; Se—4s24p4; Te—5s25p4; Po - 6s26p4. Shora dolů se s nárůstem vnější energetické hladiny přirozeně mění fyzikální a chemické vlastnosti chalkogenů: roste poloměr atomu prvků, klesá ionizační energie a elektronová afinita a také elektronegativita; klesají nekovové vlastnosti, zvyšují se vlastnosti kovů (kyslík, síra, selen, telur jsou nekovy), polonium má kovový lesk a elektrickou vodivost. Vodíkové sloučeniny chalkogenů odpovídají vzorci: H2R: H2O, H2S, H2Se, H2Te jsou vodíkové chalkogeny. Vodík v těchto sloučeninách může být nahrazen kovovými ionty. Oxidační stav všech chalkogenů v kombinaci s vodíkem je -2 a mocenství je také 2. Při rozpuštění vodíkových chalkogenů ve vodě vznikají odpovídající kyseliny. Tyto kyseliny jsou redukční činidla. Síla těchto kyselin se zvyšuje shora dolů, protože vazebná energie klesá a podporuje aktivní disociaci. Kyslíkaté sloučeniny chalkogenů odpovídají vzorci: RO2 a RO3 jsou oxidy kyselin. Když jsou tyto oxidy rozpuštěny ve vodě, tvoří odpovídající kyseliny: H2RO3 a H2RO4. Ve směru shora dolů síla těchto kyselin klesá. H2RO3 jsou redukční kyseliny, H2RO4 jsou oxidační činidla.
Kyslík je nejrozšířenějším prvkem na Zemi. Tvoří 47,0 % hmotnosti zemské kůry. Jeho obsah ve vzduchu je 20,95 % obj. nebo 23,10 % hm. Kyslík se nachází ve vodě, horninách, mnoha minerálech, solích a nachází se v bílkovinách, tucích a sacharidech, které tvoří živé organismy. V laboratoři se kyslík získává: - rozklad zahřátím bertoletové soli (chlorečnan draselný) za přítomnosti katalyzátoru MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - rozklad zahřátím manganistanu draselného: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 V tomto případě se získá velmi čistý kyslík, může také kyslík lze získat elektrolýzou vodného roztoku hydroxidu sodného (elektrody jsou nikl); Hlavním zdrojem průmyslové výroby kyslíku je vzduch, který se zkapalňuje a poté frakcionuje. Nejprve se uvolní dusík (tvar = -195°C) a téměř čistý kyslík zůstává v kapalném stavu, protože jeho bod varu je vyšší (-183°C). Rozšířený je způsob získávání kyslíku na základě elektrolýzy vody, za normálních podmínek je kyslík bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, o něco těžší než vzduch. Je mírně rozpustný ve vodě (31 ml kyslíku se rozpustí v 1 litru vody při 20°C). Při teplotě -183°C a tlaku 101,325 kPa přechází kyslík do kapalného skupenství. Kapalný kyslík má namodralou barvu a je vtahován do magnetického pole Přírodní kyslík obsahuje tři stabilní izotopy 168O (99,76 %), 178O (0,04 %) a 188O (0,20 %). Uměle byly získány tři nestabilní izotopy - 148O, 158O, 198O. Pro doplnění vnější elektronické hladiny chybí atomu kyslíku dva elektrony. Při jejich intenzivním přijímání kyslík vykazuje oxidační stav -2. Ve sloučeninách s fluorem (OF2 a O2F2) jsou však společné elektronové páry posunuty směrem k fluoru, jakožto elektronegativnějšímu prvku. V tomto případě jsou oxidační stavy kyslíku +2 a +1 a fluoru -1. Molekula kyslíku se skládá ze dvou atomů O2. Chemická vazba je kovalentní nepolární.Kyslík tvoří sloučeniny se všemi chemickými prvky kromě helia, neonu a argonu. Přímo interaguje s většinou prvků, kromě halogenů, zlata a platiny. Rychlost reakce kyslíku s jednoduchými i složenými látkami závisí na povaze látek, teplotě a dalších podmínkách. Takový aktivní kov jako cesium se samovolně vznítí ve vzdušném kyslíku i při pokojové teplotě. Kyslík aktivně reaguje s fosforem při zahřátí na 60 ° C, se sírou - až 250 ° C, s vodíkem - více než 300 ° C, s uhlíkem (v forma uhlí a grafitu) - při 700-800 ° С.=2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Výše uvedené reakce jsou doprovázeny uvolňováním tepla i světla. Takové procesy zahrnující kyslík se nazývají spalování. Z hlediska relativní elektronegativity je kyslík druhým prvkem. Proto je při chemických reakcích s jednoduchými i složenými látkami oxidační činidlo, tk. přijímá elektrony. Spalování, rezivění, hniloba a dýchání probíhá za účasti kyslíku. Jedná se o redoxní procesy.K urychlení oxidačních procesů se místo běžného vzduchu používá kyslík nebo vzduch obohacený kyslíkem. Kyslík se používá k zintenzivnění oxidačních procesů v chemickém průmyslu (výroba kyseliny dusičné, sírové, umělých kapalných paliv, mazacích olejů a dalších látek) Hutní průmysl spotřebuje poměrně hodně kyslíku. K výrobě vysokých teplot se používá kyslík. Teplota kyslíko-acetylenového plamene dosahuje 3500°C, kyslíkovo-vodíkového plamene - 3000°C V lékařství se kyslík používá k usnadnění dýchání. Používá se v kyslíkových přístrojích při práci v těžko dýchatelné atmosféře.
Síra- jeden z mála chemických prvků, které lidé používají po několik tisíciletí. V přírodě je široce rozšířen a vyskytuje se jak ve volném stavu (původní síra), tak ve sloučeninách. Minerály obsahující síru lze rozdělit do dvou skupin - sulfidy (pyrity, lesky, směsi) a sírany. Přírodní síra se vyskytuje ve velkém množství v Itálii (ostrov Sicílie) a USA. V SNS jsou ložiska původní síry v oblasti Povolží, ve státech Střední Asie, na Krymu a dalších regionech Mezi minerály první skupiny patří olovnatý lesk PbS, měděný lesk Cu2S, stříbrný lesk - Ag2S, zinek směs - ZnS, směs kadmia - CdS, pyrit nebo pyrit železitý - FeS2, chalkopyrit - CuFeS2, rumělka - HgS. Mezi minerály druhé skupiny patří sádrovec CaSO4 2H2O, mirabilit (Glauberova sůl) - Na2HO2,ksulfieserHOfurit. se nachází v organismech zvířat a rostlin, protože je součástí molekul bílkovin. Organické sloučeniny síry se nacházejí v ropě. Účtenka 1. Při získávání síry z přírodních sloučenin, např. z pyritu siřičitého, se tato zahřívá na vysoké teploty. Sirný pyrit se rozkládá za vzniku sulfidu železnatého a síry: FeS2=FeS+S 2. Síru lze získat oxidací sirovodíku za nedostatku kyslíku podle reakce: 2H2S+O2=2S+2H2O3. V současné době je běžné získávat síru redukcí uhlíku oxidu siřičitého SO2 - vedlejšího produktu při tavení kovů ze sirných rud: SO2 + C \u003d CO2 + S4. Odpadní plyny z metalurgických a koksárenských pecí obsahují směs oxidu siřičitého a sirovodíku. Tato směs se vede při vysoké teplotě přes katalyzátor: H2S+SO2=2H2O+3S Síra je citronově žlutá křehká pevná látka. Je prakticky nerozpustný ve vodě, ale vysoce rozpustný v sirouhlíku CS2 anilinu a některých dalších rozpouštědlech Špatně vede teplo a elektrický proud. Síra tvoří několik alotropních modifikací: Přírodní síra se skládá ze směsi čtyř stabilních izotopů: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Chemické vlastnosti Atom síry, který má neúplnou vnější energetickou hladinu, může připojit dva elektrony a vykazovat oxidační stav - 2. Síra vykazuje tento oxidační stav ve sloučeninách s kovy a vodíkem (Na2S, H2S). Když jsou elektrony darovány nebo přitahovány atomu elektronegativnějšího prvku, oxidační stav síry může být +2, +4, +6.V chladu je síra relativně inertní, ale její reaktivita se zvyšuje s rostoucí teplotou. 1. S kovy má síra oxidační vlastnosti. Při těchto reakcích vznikají sulfidy (nereagují se zlatem, platinou a iridiem): Fe + S = FeS
2. Za normálních podmínek síra neinteraguje s vodíkem a při 150-200 °C dochází k vratné reakci: H2 + S "H2S 3. Při reakcích s kovy a vodíkem se síra chová jako typické oxidační činidlo a při přítomnost silných oxidačních činidel vykazuje redukční vlastnosti S+3F2=SF6 (nereaguje s jódem)4. Spalování síry v kyslíku probíhá při 280 °C a ve vzduchu při 360 °C. Vznikne tak směs SO2 a SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Při zahřívání bez přístupu vzduchu se síra přímo slučuje s fosforem, uhlíkem, vykazuje oxidační vlastnosti: 2P + 3S = P2S3 2S + C = CS26. Při interakci s komplexními látkami se síra chová hlavně jako redukční činidlo:
7. Síra je schopna disproporcionačních reakcí. Takže když se sirný prášek vaří s alkáliemi, tvoří se siřičitany a sulfidy: Síra je široce aplikovat v průmyslu a zemědělství. Asi polovina jeho produkce se spotřebuje na výrobu kyseliny sírové. Síra se používá k vulkanizaci kaučuku: v tomto případě se kaučuk mění na kaučuk.Ve formě sirné barvy (jemný prášek) se síra používá k boji proti chorobám vinice a bavlny. Používá se k získávání střelného prachu, zápalek, svítících kompozic. V lékařství se připravují sirné masti k léčbě kožních onemocnění.
31 Prvky IV A podskupiny.
Uhlík (C), křemík (Si), germanium (Ge), cín (Sn), olovo (Pb) - prvky 4. skupiny hlavní podskupiny PSE. Na vnější elektronové vrstvě mají atomy těchto prvků 4 elektrony: ns2np2. V podskupině s nárůstem pořadového čísla prvku se atomový poloměr zvětšuje, nekovové vlastnosti slábnou a kovové vlastnosti rostou: uhlík a křemík jsou nekovy, germanium, cín, olovo jsou kovy. Prvky této podskupiny vykazují pozitivní i negativní oxidační stavy: -4; +2; +4.
| Živel | Elektrická formule | rad nm | OEO | TAK. |
| C | 2s 2 2p 2 | 0.077 | 2.5 | -4; 0; +3; +4 |
| 14Si | 3s 2 3p 2 | 0.118 | 1.74 | -4; 0; +3; +4 |
| 32ge | 4s 2 4p 2 | 0.122 | 2.02 | -4; 0; +3; +4 |
| 50 sn | 5s 2 5p 2 | 0.141 | 1.72 | 0; +3; +4 |
| 82Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
----------------------> (zvyšují se kovové vlastnosti)
Sloučeniny s oxidačním stavem –2. H 2 Se a H 2 Te jsou bezbarvé plyny hnusného zápachu, rozpustné ve vodě. V řadě H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te stabilita molekul klesá, proto se ve vodných roztocích H 2 Se a H 2 Te chovají jako dvojsytné kyseliny silnější než kyselina sulfidová. Tvoří soli – selenidy a teluridy. Telluro- a selenovodík, stejně jako jejich soli, jsou extrémně toxické. Selenidy a teluridy jsou svými vlastnostmi podobné sulfidům. Jsou mezi nimi zásadité (K 2 Se, K 2 Te), amfoterní (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) a kyselé sloučeniny (CSe 2, CTe 2).
Na2Se + H20 NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H20 \u003d H2CO3 + 2H2Se
Velkou skupinu selenidů a teluridů tvoří polovodiče. Nejvíce se používají selenidy a teluridy prvků podskupiny zinku.
Sloučeniny s oxidačním stavem +4. Oxidy selenu(IV) a teluru(IV) vznikají při oxidaci jednoduchých látek kyslíkem a jsou to pevné polymerní sloučeniny. Typické oxidy kyselin. Oxid selenitý se rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny selenité, která je na rozdíl od H 2 SO 3 izolována ve volném stavu a je pevná.
Se02 + H20 \u003d H2Se03
Oxid teluritý je nerozpustný ve vodě, ale interaguje s vodnými roztoky alkálií a tvoří telurity.
Te02 + 2NaOH \u003d Na2TeO3
H 2 TeO 3 je náchylná k polymeraci, proto působením kyselin na telurity vzniká sraženina různého složení TeO 2 nH 2 O.
SeO 2 a TeO 2 jsou silnější oxidační činidla ve srovnání s SO 2:
2SO 2 + SeO 2 \u003d Se + 2SO 3
Sloučeniny s oxidačním stavem +6. Oxid selenitý je bílá pevná látka (t.t. 118,5 ºС, rozkládá se > 185 ºС), známá ve sklovitých a azbestových modifikacích. Získá se působením SO 3 na selenany:
K 2 SeO 4 + SO 3 \u003d SeO 3 + K 2 SO 4
Oxid teluritý (VI) má také dvě modifikace, oranžovou a žlutou. Získané dehydratací kyseliny orthotellurové:
H6Te06 \u003d Te03 + 3H20
Oxidy selenu (VI) a teluru (VI) jsou typické kyselé oxidy. SeO 3 se rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny selenové - H 2 SeO 4 . Kyselina selenová je bílá krystalická látka, ve vodných roztocích je to silná kyselina (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), karbonizuje organické sloučeniny, silné oxidační činidlo.
H 2 Se + 6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O
Soli – selenany barnaté a olovnaté jsou ve vodě nerozpustné.
TeO 3 je prakticky nerozpustný ve vodě, ale interaguje s vodnými roztoky alkálií, tvoří soli kyseliny telurové - teluráty.
Te03 + 2NaOH \u003d Na2Te04 + H20
Působením roztoků telurátů v kyselině chlorovodíkové se uvolňuje kyselina orthotellurová - H 6 TeO 6 - bílá krystalická látka, která je vysoce rozpustná v horké vodě. Dehydratace H 6 TeO 6 může produkovat kyselinu telurovou. Kyselina telurová je velmi slabá, K 1 \u003d 2 10 -8, K 2 \u003d 5 10 -11.
Na2Te04 + 2HCl + 2H20 \u003d H6Te06 + 2NaCl; H6Te06 ¾® H2Te04 + 2H20.
Sloučeniny selenu jsou toxické pro rostliny a zvířata, zatímco sloučeniny teluru jsou mnohem méně toxické. Otrava sloučeninami selenu a teluru je doprovázena výskytem přetrvávajícího nechutného zápachu u oběti.
Literatura: str. 359 - 383, str. 425 - 435, str. 297-328
Selen a telur jsou ve skupině VI periodického systému a jsou analogy síry. Na vnější elektronické úrovni mají selen a telur každý 6 elektronů: Se 4s 2 4p 4; Te 5s 2 5p 4 , takže vykazují oxidační stavy IV, VI a -II. Stejně jako v každé skupině periodického systému, jak roste atomová hmotnost prvku, kyselé vlastnosti prvku slábnou a zásadité se zvyšují, tak tellur vykazuje řadu zásaditých (kovových) vlastností a není divu, že objevitelé si jej spletli s kovem.
Selen se vyznačuje polymorfismem, existují 3 krystalické a 2 amorfní modifikace.
skelný selen získaný rychle zchlazeným roztaveným selenem, sestává z molekul Se 8 kruhu a kruhů až do 1000 atomů.
Červený amorfní selen vzniká při rychlém ochlazení páry Se, skládá se především z nevhodně orientovaných molekul Se 8, při krystalizaci se rozpouští v CS 2, získávají se dvě krystalické modifikace:
t pl 170 0 C t pl 180 0 C
pomalu rychle
postavený z molekul Se 8.
Nejstabilnější šedý šestihranný selen , skládající se z nekonečných řetězců atomů selenu. Při zahřátí se všechny úpravy přenesou na poslední. Toto je jediná modifikace polovodiče. Má: t pl 221 0 С a t kip 685 0 С Spolu se Se 8 jsou v parách přítomny i molekuly s menším počtem atomů do Se 2.
Tellur je jednodušší - nejstabilnější je hexagonální telur s t pl 452 0 С a t kip 993 0 С. Amorfní tellur je jemně rozptýlený hexagonální telur.
Selen a telur jsou na vzduchu stabilní, při zahřívání hoří za vzniku oxidů SeO 2 a TeO 2 . Při pokojové teplotě nereagují s vodou.
Při zahřátí amorfního selenu na t 60 0 C začne reagovat s vodou:
3Se + 3H20 = 2H2Se + H2Se03 (17)
Tellur je méně aktivní a reaguje s vodou nad 100 0 C. Za mírnějších podmínek reagují s alkáliemi za vzniku:
3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2Se03 + 3H20 (18)
3Te + 6NaOH = 2Na2Te + Na2Te03 + 3H20 (19)
Nereagují s kyselinami (HCl a zředěná H 2 SO 4), zředěná HNO 3 je oxiduje na H 2 SeO 3; H 2 TeO 3, pokud je kyselina koncentrovaná, pak oxiduje telur na zásaditý dusičnan Te 2 O 3 (OH)NO 3.
Koncentrovaná H 2 SO 4 rozpouští selen a telur, tvoří se
Se 8 (HS0 4) 2 - zelená H 2 SeO 3
Te 4 (HS0 4) 2 - červený Te 2 O 3 SO 4
½ řešení
nestabilní
Se a Te jsou propuštěni
Pro Se, stejně jako pro S, jsou charakteristické adiční reakce:
Na2S + 4Se = Na2SSe4 (nejstabilnější) (20)
Na 2 S + 2Te \u003d Na 2 STe 2 (nejstabilnější) (21)
v obecném případě Na2SEn, kde E \u003d Se, Te.
Na2S03 + Se Na2SeS03 (22)
selenosulfát
U teluru k takové reakci dochází pouze v autoklávech.
Se + KCN = KSeCN (neznámé pro telur) (23)
Selen interaguje s vodíkem při teplotě 200 0 C:
Se + H2 \u003d H2Se (24)
U telluru probíhá reakce obtížně a výtěžek teluridu vodíku je nízký.
Selen a tellur interagují s většinou kovů. Ve sloučeninách se selen a telur vyznačují oxidačním stavem -2, +4 a +6.
Sloučeniny s kyslíkem Dioxidy. SeO 2 - bílá, t sub. - 337 0 С, rozpouští se ve vodě za vzniku H 2 SeO 3 - nestabilní, při teplotě 72 0 С se rozkládá peritektickou reakcí.
TeO 2 - žáruvzdornější, t pl. – 733 0 С, t b.p. – 1260 0 C, netěkavý, málo rozpustný ve vodě, snadno rozpustný v alkáliích, minimum rozpustnosti klesá při pH ~ 4, z roztoku se uvolňuje sraženina H 2 TeO 3, nestabilní a sušením se rozkládá.
trioxidy. Vyšší oxidy se získávají působením silných oxidačních činidel.
SeO 3 (připomíná SO 3) reaguje s vodou za vzniku H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, silné oxidační činidlo, rozpouští Au:
2Au + 6H2Se04 = Au2(Se04)3 + 3H2Se03 + 3H20 (25)
rozpouští Pt ve směsi s HCl.
TeO 3 je neaktivní látka, existuje v amorfních a krystalických modifikacích. Amorfní oxid hydratuje při dlouhodobém působení horké vody a mění se na kyselinu orthotelurovou H 6 TeO 6 . Při zahřívání se rozpouští v koncentrovaných alkalických roztocích a tvoří teluráty.
H 2 TeO 4 má tři druhy: kyselina orthotelurová H 6 TeO 6 je vysoce rozpustná v H 2 O, její roztoky nereagují kysele, velmi slabá kyselina, po dehydrataci kyselina polymetatelurová (H 2 TeO 4) n je získané nerozpustné ve vodě. Kyselina allotellurová se získává zahříváním kyseliny orthotelurové v uzavřené ampuli, je mísitelná s vodou v jakémkoli poměru a má kyselý charakter. Je střední, v řetězci je 6-10 molekul, je nestabilní, při pokojové teplotě se mění na kyselinu orthotelurovou a zahřátím na vzduchu se rychle mění na H 2 TeO 4.
Sůl. Pro selenany jsou soli těžkých kovů vysoce rozpustné ve vodě, selenany kovů alkalických zemin, olova a na rozdíl od síranů Ag a Tl jsou rozpustné mírně. Při zahřívání tvoří seleničitany (odlišné od síranů). Selenitany jsou stabilnější než siřičitany a lze je roztavit na rozdíl od siřičitanů.
Teluráty Na 2 H 4 TeO 6 - orthotellurát existuje ve dvou modifikacích, získává se při nízkých teplotách, rozpustný ve vodě, při vysokých teplotách - nerozpustný. Po dehydrataci se získá Na 2 TeO 4, který je nerozpustný ve vodě. Teluráty těžkých kovů a kovů alkalických zemin se liší nízkou rozpustností. Na rozdíl od telurátu je telurit sodný rozpustný ve vodě.
Hydridy. Plyny H 2 Se a H 2 Te se rozpouštějí ve vodě a dávají silnější kyseliny než H 2 S. Při neutralizaci alkáliemi tvoří soli podobné Na 2 S. Telluridy a selenidy se podobně jako Na 2 S vyznačují adičními reakcemi:
Na2Se + Se = Na2Se2 (26)
Na2Se + nS = Na2SeSn (27)
V obecném případě se tvoří Na 2 ES 3 a Na 2 ES 4, kde E je selen a telur.
Chloridy. Jestliže pro síru je nejstabilnější S 2 Cl 2, pak pro selen je známá podobná sloučenina, avšak SeCl 4 je nejstabilnější, pro telur TeCl 4. Když se rozpustí ve vodě, SeCl 4 hydrolyzuje:
SeCl4 + 3H20 = 4НCl + H2Se03 (28)
TeCl 4 se rozpouští bez znatelné hydrolýzy.
Pro TeCl 4 komplexy jsou známy: K 2 TeCl 6 a KTeCl 5, s chloridem hlinitým tvoří kationtové komplexy + -. V některých případech také tvoří komplexy se selenem, ale jsou pro něj známy pouze hexachlorselenáty: M 2 SeCl 6 .
Při zahřátí sublimují a disociují:
SeCl 4 \u003d SeCl 2 + Cl 2 (29)
během kondenzace jsou nepřiměřené:
2TeCl 2 \u003d Te + TeCl 4 (30)
Je známo, že fluoridy, bromidy a jodidy se tvoří pouze v teluru.
Sulfidy. Při tavení se sirnými sloučeninami se netvoří. Působením H 2 S na soli selenu a teluru se může vysrážet TeS 2 a směs SeS 2 a SeS (předpokládá se, že se jedná o směs S a Se).
Syntézou, nahrazením síry selenem v molekule S 8 se získají Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7, k substituci dochází přes jeden atom síry.