Общая характеристика халькогенов. Кислород
Халькогены и их соединения
Халькогены
Элементы VIA группы и их символы. В неорганической химии халькогенами называют р-элементы VIA группы или подгруппы кислорода периодической системы Д. В неё входят пять элементов: Характерное для халькогенов строение внешнего электронного уровня и степени окисления элементов. У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns2np4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов:. У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем втором уровне, то есть отсутствуют свободные орбитали, хотя иногда он может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцептерному способу. У атомов серы и других элементов подгруппы в невозбужденном состоянии валентность и степени окисления такие же, однако, при подводе энергии например, при нагревании , число неспаренных электронов может быть увеличено путем перевода s- и р-электронов на d-подуровень внешнего слоя. Зависимость физических и химических свойств халькогенов от электронного строения. Физические и химические свойства халькогенов закономерно изменяются с увеличением порядкового номера. Появление новых электронных слоёв влечет за собою увеличение радиусов атомов, уменьшение электроотрицательности, понижение окислительной активности незаряженных атомов и усиление восстановительных свойств атомов со степенью окисления -II , поэтому с увеличением заряда ядра неметаллические свойства ослабевают, а металлические возрастают от О к Ро. В целом все элементы подгруппы кислорода, кроме полония — неметаллы, хотя и менее активные, чем галогены. Селен и теллур, однако, известны в металлических и аморфных модификациях. Водородные соединения элементов подгруппы, они также называются халькогеноводородами хальководородами , отвечают формуле Н2R: Н2О, Н2S, Н2Se, Н2Те, Н2Ро. Их устойчивость уменьшается от О к Ро. При растворении соединений в воде образуются кислоты формулы те же , кислотность которых увеличивается в том же порядке, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Халькогеноводороды проявляют соответственно большие и меньшие кислотные свойства, чем водородные соединения элементов VА группы и галогеноводороды. Соединения халькогенов с кислородом оксиды и гидроксиды. Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RО2 и RО3, кроме того сера встречается в формах R2О3, RО3 2, RО3 3 и RО4. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа Н2RО3 еще и восстановительные. По сравнению с элементами VА группы все указанные гидроксиды более кислотные, а по сравнению с элементами VIIА группы — более основные. Полоний образует амфотерный гидроксид РоО ОН 2. История открытия кислорода, его распространение в природе. В Периодической системе Д. Впервые в свободном виде кислород О2 был получен в годах К. Шееле при нагревании селитры, азотнокислого магния и других веществ и независимо от него в году Дж. Пристли при разложении HgO и свинцового сурика Pb2IIPbIV О4. Роль кислорода в реакциях горения многих веществ на воздухе была объяснена в году Лавуазье, что подорвало устои господствовавшей до того теории флогистона гипотетическое начало горючести , выдвинутой в году Г. Как выяснилось позднее, кислород был открыт и использован в начале ХVII века К. Дреббелем; открытый газ использовался на подводной лодке, потому его открытие держалось в секрете и не оказало влияния на дальнейшие исследования. Озон О3 соединение трёх молекул кислорода впервые был обнаружен в году Ван-Марумом по характерному запаху и окислительным свойствам, которые приобретает воздух при пропускании через него электрических искр. В году К. Шенбейн сопоставил изменение свойств кислорода при пропускании через него электрических разрядов и при электролитическом выделении и объяснил эти изменения образованием особого газа, который он назвал озон. Позднее Мариньяк и де ля Рив показали, что озон является аллотропическим изменением кислорода. Также получены радиоактивные искусственные изотопы с массовыми числами от 14 до В свободном виде кислород образует две аллотропические модификации: Он играет исключительно важную роль в природе, так как является жизненно важным элементом, необходимым для функционирования почти всех живых организмов исключение составляют анаэробные бактерии , тления и гниения погибших растений и животных при этом сложные органические вещества превращаются в более простые, а в конечном результате в СО2, воду и азот. Процесс окисления органических веществ, служащих источником энергии для клеток, с помощью усвоенного при дыхании кислорода в присутствии ферментов с образованием СО2 и Н2О называется диссимиляцией или дыханием, обратный процесс носит название ассимиляции:. Диссимиляция протекает во всех аэробных организмах, в том числе и в растениях, лишенных воздействия солнечного света; ассимиляция представляет собой процесс фотосинтеза, идущий в основном природном источнике свободного кислорода — растениях помимо них в восполнении кислорода имеет место фотохимическое разложение водяного пара в верхних слоях атмосферы, что, вероятно, сыграло важную роль в образовании свободного кислорода до возникновения жизни на Земле. Кислород поступает через легкие в кровь и связывается с гемоглобином хромофор красных кровяных телец с образованием оксигемоглобина и в таком виде подводится к клеткам. Под действием ферментов кислород окисляет также приносимую кровью глюкозу виноградный сахар С6Н12О6; освобождаемая при этом энергия используется для протекания различных жизненных процессов работа мускулов, нагревание тела и т. Обычный кислород дикислород О2 — бесцветный газ, не имеющий вкуса и запаха, несколько более тяжелый, чем воздух, умеренно растворимый в воде. На разрыхляющих молекулярных p-орбиталях кислорода размещаются два неспаренных электрона, создающих магнитное поле, что придаёт молекуле элемента магнитные свойства. Парамагнитность её проявляется, в частности, в том, что жидкий кислород притягивается магнитом. Жидкая модификация кислорода имеет бледно-голубой цвет, твердая кристаллы гексагональной формы — синий. Хорошими поглотителями кислорода являются платиновая чернь, активированный активный древесный уголь и благородные металлы в расплаве. Химическая связь в молекуле кислорода - ковалентная неполярная. Этот элемент образует двухатомные молекулы, характеризующиеся высокой прочностью: При комнатной температуре дикислород относительно мало реакционноспособен; при температурах выше оС вследствие ослабления связи кислород-кислород активность О2 возрастает. В атомарном состоянии кислород ещё более активен, чем в молекулярном. Химическое присоединение О2 называется окислением кислород выступает в химических реакциях окислителем, так как по значению относительной электроотрицательности является вторым элементом, уступая фтору ; оно бывает быстрым и медленным. Медленное окисление — это, например, процессы ржавления, дыхания, усвоения пищи организмом, гниения, старения резины, отвержения масляных красок. Быстрое окисление, часто сопровождаемое появлением пламени выделение теплоты и света , называется горением, а медленное — тлением. Постепенное окисление различных веществ на воздухе называется ржавлением. В результате окисления образуются оксиды. Скорость окисления зависит от природы окисляемого вещества, от температуры, а также от условий смешения. Самопроизвольное окисление при обычной температуре называется аутооксидацией. Скорость реакций окисления, как и скорость других химических реакций, увеличивается при повышении температуры и наличии катализаторов. Особо важную роль для ускорения процессов окисления играет наличие воды. Дикислород взаимодействует со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он образует оксиды непосредственно кроме галогенов, золота и платины — их оксиды получаются косвенным путем; исключение составляет О2F2, который образуется прямо при взаимодействии газов , например:. Сложные вещества при определенных условиях также взаимодействуют с кислородом. При этом образуются оксиды, а иногда и простые вещества, например:. Обнаружение и получение дикислорода. В промышленности из воздуха путем фракционной конденсации и дистилляции способ Линде , а также при получении водорода путем электролиза воды как побочный продукт. Нагреванием кислородсодержащих веществ, а именно хлоратов в присутствии катализатора - пиролюзита MnO2 реакция 1 , нитратов реакция 2 , перманганатов при умеренных или очень высоких температурах соответственно реакции 3 и 4 , пероксидов реакция Электролизом щелочных или сульфатных растворов с применением нерастворимых платиновых анодов, на которых происходит разрядка гидроксид-ионов или окисление воды:. Взаимодействием пероксидов щелочных элементов с CO2 эта реакция осуществляется в кислородных изолирующих приборах:. Кислород хранят и перевозят в стальных баллонах под избыточным давлением 15 МПа атм ; на вентиле баллона не должно быть жировой смазки. Жидкий кислород используется как окислитель ракетных топлив и в лабораторной практике в качестве холодильного агента. Парокислородное дутьё применяется в газогенераторах для газификации превращение твердого топлива в горючие газы бурого угля и торфа под давлением 28 атм. Смеси жидкого кислорода с твердыми пористыми горючими органическими веществами, называемыми поглотителями, например угольным порошком, древесной мукой, торфом, мохом, соломой, серой и др. Они обладают очень сильными взрывчатыми свойствами, которые могут сильно различаться в зависимости от свойств поглотителя и содержания кислорода в момент взрыва жидкий кислород очень летуч , легко готовятся на месте использования и применяются при подрывных работах, в основном при невозможности доставки других взрывчатых веществ, например, в горных и труднодоступных районах. Велика роль кислорода в различных металлургических методах, например, при продувании в доменную печь воздуха, обогащенного кислородом, значительно повышается температура пламени, в результате чего ускоряется процесс плавки и увеличивается производительность печи. Еще больший эффект получается при полной или частичной замене воздуха кислородом в сталеплавительном производстве — мартеновском и бессемеровском процессах: Озон трикислород О3 неравномерно распределен по всей атмосфере, достигая своего максимума в стратосфере км над поверхностью Земли. Хотя его количество мало по сравнению с кислородом воздуха слой озона, приведенный к нормальным атмосферным условиям — 0 оС, 1 атм мм рт. Содержание озона в воздухе зависит от географической широты и от времени года. Как правило, оно больше в высоких широтах, максимально весной и минимально осенью. Начиная с г. Созданная Всемирной метеорологической организаций ВМО комиссия для изучения данного явления и разработки методов по предотвращению его развития установила, что истоньшение озонового слоя напрямую связано с выбросом в атмосферу несвойственных природе фтор- и фторхлоруглеродов жирного ряда или фреонов от лат. Под действием УФ-излучения фреоны фотолизируют и радикалы хлора и фтора реагируют с озоном, превращая его в дикислород и образуя оксиды. Эти оксиды реагируют с атомарным кислородом, в результате реакции получаются дикислород и радикалы, готовые вновь прореагировать с трикислородом. Покажем происходящий процесс на примере CF3Cl:. Таким образом, в атмосфере создается постоянная циркуляция хлора и фтора, частицы которых могут дрейфовать в воздушном пространстве от до лет. Обычно, эти элементы, попадая в атмосферу и распадаясь на радикалы, реагировали с метаном, а получавшийся водородные соединения выпадали на Землю с осадками:. Однако, массовое применение фторхлоруглеводородов в аэрозольных баллонах и различных холодильных установках привело к выбросу такого их количества, что пути вывода хлора и фтора из атмосферы не могут обеспечить уровень этих газов в пределах, при которых озоновый слой не подвергался бы опасности быть уничтоженным. Возникновению озоновых дыр также способствуют высотные самолеты и спутники, в топливных выбросах которых содержатся сильные окислители. В связи с нарастанием проблемы, ООН пришла к выводу о необходимости замены фреонов аналогичными по свойствам соединениями, о чем рядом стран, в том числе и бывшим СССР, был подписан международный договор. Для увеличения концентрации озона ВМО разработала программу искусственного выброса О3 в верхних слоях атмосферы. Озон почти в 1,7 раз тяжелее воздуха, его растворимость в воде значительно больше, чем кислорода. Жидкая модификация трикислорода имеет темно-синий цвет, твердая кристаллы призматической формы — темно-фиолетовый. Трехатомная молекула озона построена в форме равнобедренного треугольника:. Близость угла между связями к о указывает на то, что центральный атом кислорода находится в состоянии sp2-гибридизации. Гибридная sp2-орбиталь перекрывается р-орбиталями и в молекуле образуются две s- и одна p-связь. Трикислород является неустойчивым соединением и самопроизвольно разлагается при большой концентрации разложение озона может происходить со взрывом, причем взрываемость в сильной степени зависит от примесей, особенно органического происхождения:. Трикислород — один из сильнейших окислителей, более сильный, чем дикислород, но более слабый, чем атомный кислород. Например, из раствора йодида калия он выделяет йод, в то время как с О2 эта реакция не протекает она может использоваться для обнаружения О Он разрушает органические вещества, окисляет подавляющее большинство металлов и неметаллов до соответствующих окислов, разрушает каучук, переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов — в их сульфаты, разлагает галогеноводороды кроме НF и некоторые их соли и т. Во всех этих реакциях озон выступает как окислитель, однако, существуют реакции, в которых он фигурирует как восстановитель, например:. При действии на некоторые неорганические и органические вещества О3 образует озониды. В ходе большинства реакций молекула озона теряет один атом, переходя в молекулу О2. Обнаружение и получение озона. Так как способность к окислению у озона выше, чем у кислорода, то этим его свойством в основном и пользуются для обнаружения газа. Если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную растворами KI и крахмала, то она тотчас посинеет, в то время как в деозонированом воздухе изменения окраски происходить не будет. С серебром трикислород образует черный пероксид серебра точная формула неизвестна ; при его контакте с эфиром или спиртом последние загораются. Озон образуется из обычного кислорода в чистом виде или в воздухе под действием тлеющего тихого электрического разряда или ультрафиолетового излучения:. Для осуществления этой реакции необходима затрата энергии, и, потому, сама по себе протекать она не может. Обратная реакция — распад озона — проходит самопроизвольно потому, что в результате этого процесса энергия Гиббса системы уменьшается. Для получения озона из воздуха пользуются специальными приборами, называемыми озонаторами. Они воздействуют на кислород, создавая электрические разряды. Также озон образуется в процессах сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например, при разложении перекисей, окислении фосфора, электролизе кислородсодержащих кислот. В природе озон образуется при электрических разрядах и под действием солнечной радиации в атмосфере, а также при окислении некоторых смолистых веществ хвойных деревьев. Как сильный окислитель озон убивает бактерии, обладает белящим и дезинфицирующим действием. Его используют для обеззараживания питьевой воды и воздуха, в медицине и пищевой промышленности как дезинфицирующее средство, для обезвреживания промышленных сточных вод, для отбеливания тканей, бумаги, соломы, масел и т. Он необходим для производства некоторых органических веществ ванилина, жирных кислот, камфары и др. Соединения элементов с кислородом называются оксидами окислами. Соединения кислорода с простыми веществами, когда каждый атом кислорода соединяется только с атомом элемента, но не с другим кислородным атомом, называются нормальными оксидами. В них О проявляет в основном степень окисления -II , исключая фторидные соединения. Если элемент образует только одно соединение с кислородом, то оно называется окисью. Если несколько, то оксид с наименьшим содержанием кислорода называется закисью, оксид с большим содержанием кислорода — окисью. Нормальные оксиды, в которых на один атом элемента приходится два или три атома кислорода, часто называют двуокисями или трёхокисями. Если элемент образует большее число оксидов, то остальные называются ангидридами тех кислот, которые получаются при действии на них воды. В зависимости от химических свойств различают солеобразующие оксиды, разделяющиеся на основные, кислотные и амфотерные, и несолеобразующие дифферентные, то есть безразличные оксиды. Большинство оксидов металлов в обычных условиях не реагирует с водой. При взаимодействии основных оксидов с типичными кислотными оксидами и кислотами и кислотных оксидов с типичными основными оксидами и основаниями образуются соответствующие соли. Амфотерные оксиды и с кислотными, и с основными оксидами образуют соли. Пероксиды перекиси обязательно содержат группу —О—О— пероксогруппа или пероксид-ионы О, их можно рассматривать как производные пероксида водорода Н—О—О—Н. Пероксиды легко выделяют кислород, а восстановление идет с трудом и не полно. При нагреве или облучении они распадаются по связи О—О:. Надпероксиды надперекиси или супероксиды металлов содержат цепочечный ион О, то есть одна из двух связей кислорода группы —О—О— ненасыщена; например, при сгорании калия образуется надпероксид калия КО Озониды характеризуются наличием озонидного иона О3. Известны озониды щелочных металлов и аммония. Они окрашены в красный цвет и парамагнитны. Ион О3- с нечетным числом электронов является носителем огромной химической активности озонидов, которые можно рассматривать как свободные радикалы с необычайно большой продолжительностью жизни. Озониды щелочных металлов получаются взаимодействием озонированного кислорода с гидроксидами и последующей экстракцией иначе экстрагирование — процесс разделения смеси жидких или твердых веществ с помощью избирательных селективных растворителей, которые называются эстрагенты жидким аммиаком. Гидроксиды гидроокиси , обязательно содержащие группу —О—Н гидроксогруппа, гидрокисл или водный остаток , являются одним из основных классов химических соединений. Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. Гидроксиды образуются в результате соединения оксидов химических элементов с водой. Гидроксиды с сильно выраженными основными или кислотными свойствами хорошо растворимы в воде, слабые основания и амфолиты практически нерастворимы. Большинство гидроксидов металлов мало растворимо в воде и осаждается при их получении из водного раствора, например:. Гидроксиды неметаллов представляют кислородные кислоты. Некоторые гидроксиды например, AgОН и Нg ОН 2 очень неустойчивы и при комнатной температуре спонтанно распадаются на оксиды и воду. При нагревании разлагаются и остальные гидроксиды. История открытия серы, её распространение в природе. Название Sulfur происходит от латинского — светло-желтый. Сера S была известна с глубокой древности в виде выделений горячих вулканических источников, упоминания о ней впервые встречаются со II века до н. В природе она встречается как в свободном виде самородная сера в серных рудах осадочного происхождения, так и в виде различных соединений. Несвязанная сера состоит из смеси четырёх устойчивых изотопов: В виде сульфидов и сульфатов она образует много минералов, многие из которых являются ценными рудами и служат источником получения цветных металлов. Сульфиды делятся на колчеданы — светлые с металлическим блеском, блески — темные с металлическим отливом и обманки — темные без металлического блеска или чаще светлые, прозрачные. Искусственно получены радиоактивные изотопы серы. Сера — жизненно важный элемент, в связанном виде она содержится во всех высших организмах как составная часть белков , особенно много серы в кератине волос, перьев и шерсти. Для людей свободная сера неядовита; небольшие количества её действуют как слабительное; мелкодисперсная сера раздражает кожу на этом основано применение лекарственных серосодержащих мазей. Однако, очень многие соединения серы, такие как сероводород моносульфан Н2S, сероуглерод СS2, триоксид серы серный ангидрид SО3, сульфирил хлорид SСl2О2, тионилхлорид SСl2О и другие являются вредными и отравляющими для человека. При комнатной температуре сера находится в виде a-серы ромбическая модификация , которая представляет собой желтые хрупкие кристаллы ромбической системы, имеющие форму октаэдров, у которых обычно часть углов или рёбер как бы срезана, без цвета и запаха, не растворимые в воде, зато хорошо растворимые в анилине, бензоле, сероуглероде и некоторых других растворителях. При понижении температуры сера светлеет. Выше 96 оС происходит медленное превращение a-серы в b-серу моноклинная модификация , которая представляет собой почти белые кристаллические пластинки. Температура плавления a- и b-серы равны соответственно ,8 и ,3 оС. При плавлении образуется желтая низковязкая l-сера, которая состоит, как и обе модификации твердой серы, из циклических молекул S8. При дальнейшем нагревании, около оС циклы S8 переформировываются в цепи различной длины. Модификация такого строения называется m-серой; это красно-коричневая и очень вязкая жидкость. При повышении температуры до оС окраска становиться темно-коричневой и вязкость жидкой серы снова понижается. Жидкая сера кипит при ,6 оС, образуя пары оранжево-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий светло-желтый порошок, состоящий из мельчайших кристалликов серы, называемый серным цветом. При вливании расплавленной серы в воду происходит переохлаждение расплава и образование желто-коричневой, резиноподобной, режущейся ножом и растягивающейся в нити пластической серы смесь l- и m-серы , которая на воздухе за несколько минут становится желтой, мутной и хрупкой, то есть переходит в a-серу. При резком охлаждении насыщенного раствора серы в бензоле или спирте образуется перламутроподобная модификация g-сера, метастабильная при всех температурах. Описанные явления имеют следующее объяснение. При обычных условиях молекула твердой серы состоит из восьми замкнутых в кольцо атомов, но при температурах, превышающих оС, кольцевые цепочки молекул серы S8 начинают разрываться и возникшие цепочки соединяются друг с другом в длинные цепи, вследствие чего вязкость расплава сильно увеличивается, а в твердом виде получается высокомолекулярное соединение — полимер с каучукоподобной эластичностью. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву цепей и вязкость серы вновь снижается. Таким образом, многообразие физических состояний серы объясняется строением ее молекул. Сера является довольно активным неметаллом. Она соединяется почти со всеми металлами, кроме Аu, Pt и Ir, и неметаллами, например:. Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неактивными неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами — восстановителем. Со многими металлами сера соединяется непосредственно с выделением большого количества теплоты, с неметаллами процесс идет не так легко и энергично. Из кислородных соединений серы наиболее устойчивыми являются соединения с валентностью серы 6. При высоких температурах в реакции с водородом и парафином сера образует сероводород Н2S уравнение см. Сера растворяется в растворе сульфида аммония с образованием желто-красных полусульфид-ионов; при нагревании серы с раствором сульфита получается соответствующий тиосульфат, а при нагревании с раствором цианида — тиоцианат. Вещества, которые можно рассматривать, как получающиеся из кислородсодержащих кислот путем замещения в них всего или части кислорода серой, называются тиокислотами, а соответствующие им соли — тиосолями. В парах серы имеют место равновесия:. Внешним признаком изменения строения молекул серы служит изменение цвета паров: Добыча и получение серы. Серу добывают из самородных месторождений выплавлением, нагнетая под землю перегретую воду под давлением. Для отделения посторонних веществ пользуются способностью серы легко плавиться геотехнологический метод или метод Фраша. Для наибольшей очистки серы, полученной выплавкой из руды комковой серы , дальнейшее удаление примесей производят перегонкой в рафинировочных печах термический метод , где сера нагревается до кипения. Её пары вначале осаждаются на стенках специальной камеры серным цветом, а затем, когда камера нагреется выше оС, пары конденсируются в жидкость, которую остужают в формах, где она и застывает в виде палочек. Полученная таким образом сера называется черенковой. Источниками серы также являются FeS2 и полиметаллические руды, содержащие сернистые соединения цветных металлов. Из дробленых кусков таких пород серу выплавляют в автоклавах герметичные аппараты, в которых можно создать повышенную температуру и давление обработкой острым паром или перегретой водой пароводяной метод. Небольшое количество серы газовая сера получают из газов, образующихся при коксовании и газификации угля. Выделением при десульфурации водяного, воздушного генераторного и светильного газов продукты газификации ископаемых углей, которые состоят в основном из сложных органических соединений, содержащих элементы C, H, O, N и S — смеси СО, Н2 и N2 , например под действием воздуха и катализатора — активированного угля:. Выделением при неполном сгорании сероводорода уравнение см. В практических целях серу начали использовать около года до н. Она используются в производстве химических волокон вискозные шелка, шерсть, полиамидные волокна , удобрений, взрывчатых веществ, пластмасс, моющих, смачивающих и эмульгирующих средств, красителей, лекарственных препаратов, для рафинирования нефтепродуктов бензин, керосин и смазочные масла и продуктов коксохимической промышленности бензол, толуол , для борьбы с сорняками в сельском хозяйстве гербицид , при травлении черных металлов снятие окалины , как компонент различных гальванических электролитов для процессов хромирования, анодного окисления и др. В виде водных суспензий серы серного цвета , растворов полисульфида Са, известных под названием ИСО известково-серный раствор и полисульфида Ва сольбир её применяют для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника в основном, с мучнистой росой и для уничтожения некоторых вредителей растений главным образом мучных и других растительноядных клещей. Серу вводят в пахотные земли в виде различных сульфатсодержащих удобрений сульфат аммония NН4 2SО4, суперфосфат и др. В резиновой промышленности серу применяют при вулканизации пластичного сырого каучука для получения эластичной резины. При горячей вулканизации, когда смесь каучука с серой и другими веществами ускорителями, наполнителями, мягчителями, противостарителями и т. Для получения резины, пригодной для изготовления тонкостенных изделий, проводят холодную вулканизацию с помощью дихлорида дисеры S2Cl2. Каучук с очень большим содержанием серы называется эбонитом; это хороший электрический изолятор. Серные препараты — очищенная сера с некоторыми органическими добавками вазелин, персиковое масло и т. История открытия селена, его распространение в природе. Селен Sе был открыт в году в шламе продукт, содержащий обычно благородные металлы, отделяющиеся в виде осадка при электролизе меди, свинца, цинка и др. Селен мало распространен в природе; редко входит в состав минералов науманит Ag2Sе, клаусталит PbSe, тиманит HgSe и др. Он содержится в небольших количествах в самородной сере и сульфидных рудах PbS, FeS2 и др. Селен представлен шестью стабильными изотопами: Искусственно получены многие радиоактивные изотопы. Элемент имеет несколько аллотропных модификаций, из которых наиболее известны: Серый селен — хрупкое вещество серого цвета с металлическим блеском, имеющее гексагональную кристаллическую решетку, не растворимое в СS2. Серая форма элемента обладает очень интересным свойством: На границе селена с металлическим проводником образуется запорный слой — участок цепи, способный пропускать ток только в одном направлении. Эта особенность используется в селеновых фотоэлементах. Расплав серого селена легко образует стеклообразный селен. Красный селен — неметаллический красно-бурый порошок, растворимый в СS2 с образованием желтого раствора. Серый селен является устойчивой формой, а красная модификация — термодинамически неустойчива, при нагревании переходит в серую форму. Серый Sе переходит в красный при растворении в горячей концентрированной серной кислоте и выливании полученного зеленого раствора в большой объем воды. При обычной температуре Sе устойчив к действию кислорода, воды и разбавленных кислот, растворяется он в щелочах, концентрированной азотной кислоте и смеси HCl и HNO3. При нагревании селен довольно энергично соединяется со многими элементами. Селен на воздухе сгорает голубым пламенем, распространяя характерный запах гнилой редьки. В результате образуется твердый белый SеО При обжиге FeS2 селен накапливается в пылеочистительных камерах сернокислотных заводов. Эта пыль служит источником получения селена. Также Sе можно выделять из анодного шлама медеэлектролитических установок. С этой целью шлам обрабатывают раствором гидроксида натрия и диоксидом серы:. Селен применяется в полупроводниковой технике для изготовления выпрямителей электрического тока и фотоэлементов с запорным слоем, в стекольной промышленности как краситель, в металлургии — для создания мелкозернистой структуры стали, для вулканизации резины, как катализатор в процессах гидрогенизации-дегидрогенизации, он используется также для синтеза селенидов — полупроводников, применяемых в термоэлементах, фотосопротивлениях и в качестве катодолюминофоров люминесцентных элементов. История открытия теллура, его распространение в природе. Элемент назван в честь Земли, название Теllurium происходит от латинского tellus — Земля. Теллур Те был открыт в году в золотоносных породах Ф. Это открытие было подтверждено в году М. Клапротом, давшим элементу название. Как правило, теллур сопровождает Sе и S в природных сульфидах. Это редкий элемент, однако, он входит в состав значительного числа минералов калаверит AuTe2, гессит AgTe, креннерит Au, Ag Te2 и др. Теллур известен в виде аморфной модификации и в виде кристаллического хрупкого, но мягкого вещества серебристо-белого цвета с металлическим блеском, имеющего гексагональную кристаллическую решетку. Теллур хорошо проводит теплоту и электрический ток, приближаясь в этом отношении к металлам, а также обладает полупроводниковыми свойствами. Особенностью полупроводниковых свойств теллура является двойное изменение типа проводимости в зависимости от температуры: Соединяясь с кислородом при нагревании, теллур горит синим пламенем, а окисление на воздухе обычно не сопровождается горением:. Из кислородных соединений теллура наиболее устойчивыми являются соединения с валентностью теллура 4. С галогенами он взаимодействует на холоду с йодом в присутствии влаги , с водородом, азотом, углеродом не реагирует, с металлами образует теллуриды. Его также можно получать из отходов свинцово-цинкового производства или восстановлением из ТеО2 прокаливанием её с углем. Теллур применяют в основном для синтеза теллуридов металлов индия, таллия и др. Кроме того, теллур используется как легирующая добавка в свинцовых сплавах, при вулканизации резины, как краситель в стекольной и керамической промышленности, а его соединения Na2TeO3 и K2TeO3 как краситель в микробиологии, в частности, при диагностике дифтерии. История открытия полония, его распространение в природе. Менделеева элемент -6го периода, порядковый номер Название Polonium происходит от латинского Polonia — Польша Польша — родина Марии Кюри-Склодовской, родившейся в Варшаве. Полоний Ро изотоп Ро был открыт в году в составе урановой смоляной руды физиками-супругами Марией Кюри-Склодовской и Пьером Кюри Франция. Полоний очень редко встречается в природе. Известно 24 его изотопа и ядерных изомера с массовыми числами от до , как природных, так и полученных искусственно. Природным изотопам полония как и для других радиоэлементов даны специальные знаки и названия по их месту в радиоактивных рядах: Максимальное количество полония, допустимое в организме человека, составляет лишь 0,02 мккюри; это означает что работа даже с миллиграммовыми количествами полония опасна для здоровья. Поскольку многие соединения этого элемента летучи даже при комнатной температуре, работу с ними необходимо проводить в закрытых боксах с соответствующей тягой. Полоний представляет собой мягкий серебристо-белый блестящий металл, светящийся постоянной голубой люминесценцией. Известны две его модификации: Во всех соединениях полоний едет себя как типичный металл. При нагревании полоний реагирует с кислородом и галогенами, с водородом и азотом не взаимодействует, медленно растворяется в концентрированной азотной кислоте НNО3 с выделением оксидов азота и соляной кислоте HCl 2н , где образуется раствор Ро с валентностью 2, который под действием собственного излучения переходит в Ро с валентностью 4. Процесс окисления в которой сложен: Также Ро можно получать из урановых руд, как побочный продукт при добыче радия Ra и извлечением из растворов, содержащих Pb, Bi и Ро. Наибольшее практическое значение у Ро. Для твердых и жидких веществ в таблице приведена относительная плотность плотность вещества, отнесенная к плотности воды при 4 оС при 20 оС или при температуре, указанной в верхнем индексе. Удельное электрическое сопротивление соответствует температурам в градусах Цельсия , указанным в верхних индексах. Растворимость количество вещества, насыщающего г растворителя для твердых и жидких веществ приведена в г, для газов — в см3. Температура указана в верхнем индексе. Во многих случаях растворимость характеризуется только качественно. Учебное пособие для вузов. Все материалы в разделе "Биология и химия". Общие свойства халькогенов и их соединений. Дикислород обычный кислород О2. Реферат студента Новикова Бориса Юрьевича Санкт-Петербургский Институт Точной Механики и Оптики Кафедра физической химии, волоконной и интегральной оптики год, февраль I. Общие свойства халькогенов и их соединений Элементы VIA группы и их символы. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов: Кислород Оху genium О История открытия кислорода, его распространение в природе. Процесс окисления органических веществ, служащих источником энергии для клеток, с помощью усвоенного при дыхании кислорода в присутствии ферментов с образованием СО2 и Н2О называется диссимиляцией или дыханием, обратный процесс носит название ассимиляции: Дикислород обычный кислород О2 Физические свойства дикислорода. С большинством элементов он образует оксиды непосредственно кроме галогенов, золота и платины — их оксиды получаются косвенным путем; исключение составляет О2F2, который образуется прямо при взаимодействии газов , например: Сера и ее соединения.
В главной подгруппе шестой группы периодической системы элементов Д. В подгруппе халькогенов сверху вниз с увеличением заряда атома закономерно изменяются свойства элементов: Редкий элемент, содержится в малом количестве в самородной сере, сульфидных рудах. По активности уступает только фтору, реагирует со всеми простыми веществами, исключение: Для получения серной и азотной кислот; для выплавки чугуна и стали; для резки и сварки металла; как окислитель ракетного топлива; в органическом синтезе. Для получения серной кислоты; в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями; производство спичек; вулканизация каучука; в производстве черного пороха. Сера играет важную роль в жизни растений, животных и человека. При недостатке серы у овец замедляется рост шерсти, а у птиц отмечена плохая оперяемость. Из растений больше всего потребляют серу капуста, салат, шпинат. Богаты серой также стручки гороха и фасоли, брюква, редис, репа, лук, хрен, тыква, огурцы; бедны серой арбуз и красная свекла. По химическим свойствам селен и теллур очень похожи на серу, но по физиологическим являются ее антагонистами. Для нормального функционирования организма необходимы очень малые количества селена. Селен положительно влияет на состояние сердечно-сосудистой системы, образование красных кровяных телец, повышает иммунные свойства организма. Повышенное количество селена вызывает у животных заболевание, проявляющееся в исхудании и сонливости. Недостаток селена в организме ведет к нарушению работы сердца, органов дыхания, повышается температура тела и может даже наступить смерть. Существенное влияние селен оказывает на зрение животных. Например, у оленей, которые отличаются высокой остротой зрения, в сетчатке глаз селена содержится в раз больше, чем в других частях тела. В растительном мире много селена содержат все бобовые растения. Особенно большое его количество накапливает растение астрагал. Физиологическая роль теллура для растений, животных и человека изучена меньше, чем селена. Известно, что теллур менее токсичен по сравнению с селеном и соединения теллура в организме быстро восстанавливаются до элементарного теллура, который в свою очередь соединяется с органическими веществами. В главную подгруппу пятой группы входят азот N , фосфор P , мышьяк As , сурьма Sb и висмут Bi. Азот, фосфор, мышьяк являются неметаллами, а сурьма относится к металлам. Важнейшие формы кислотных оксидов элементов этой подгруппы Э 2 О 3 и Э 2 О 5 , им соответствуют кислоты НЭО 2 или Н 3 ЭО 3 , и НЭО 2 или Н 3 ЭО Водные растворы аммиака и фосфина представляют собой слабые основания:. Биологическая роль азота и фосфора. Азот играет исключительно важную роль в жизни растений, поскольку входит в состав аминокислот, белков и хлорофилла, витаминов группы В, ферментов, активизирующих обмен веществ. Поэтому недостаток азота в почве отрицательно сказывается на растениях, и в первую очередь на содержание хлорофилла в листьях, из-за чего они бледнеют. Овощные растения потребляют от 50 до кг азота на 1 гектар площади почвы. Больше всего азота находится в цветах, молодых листьях и плодах. Ни один из химических элементов не принимает столь активного и многообразного участия в жизненных процессах растительных и животных организмов, как фосфор. Он является составной частью нуклеиновых кислот, входит в состав некоторых ферментов и витаминов. В мышцах, печени, мозге и других органах фосфор находится в виде фосфатидов и фосфорных эфиров. Фосфор принимает участие в мышечных сокращениях и в построении мышечной и костной ткани. Людям, занимающимся умственным трудом, необходимо употреблять повышенное количество фосфора, чтобы не допустить истощения нервных клеток, которые функционируют с повышенной нагрузкой именно при умственном труде. При недостатке фосфора понижается работоспособность, развивается невроз, нарушается обмен веществ. Недостаток фосфора может быть пополнен употреблением таких овощей и фруктов, как салат, шпинат, щавель, фасоль, морковь, томаты, баклажаны, огурцы, сладкий перец, клубника, абрикосы. Из продуктов животного происхождения наиболее богаты фосфором мясо, мозг, говяжья печень, рыба, яйца, молокопродукты. В главную подгруппу четвертой группы входят углерод С , кремний Si , германий Ge , олово Sn и свинец Pb. Сверху вниз в подгруппе от углерода к свинцу неметаллические свойства уменьшаются, а металлические свойства и радиус атомов увеличиваются. Углерод и кремний являются неметаллами, германий проявляет свойства металла и неметалла, а олово и свинец относятся к типичным металлам. Летучие водородные соединения, образуемые элементами подгруппы углерода, имеют общую формулу ЭН 4. Среди них только метан СН 4 является устойчивым соединением. Силан SiН 4 малоустойчив и самовоспламеняется на воздухе. Еще менее устойчивы GeН 4 , SnН 4 , PbН 4. Биологическая роль углерода и кремния. Характерные биологические свойства проявляют оксид углерода II и оксид углерода IV. При вдыхании СО человек может получить отравления, возможен даже смертельный исход. Оксид углерода IV особенно важен для растений. В клетках растений особенно в листьях в присутствии хлорофилла и под действием солнечной энергии происходит фотосинтез глюкозы из углекислого газа и воды с выделением кислорода. В результате фотосинтеза растения ежегодно связывают до млрд. Кремний растения используют для построения покровных тканей. Содержащихся в растениях кремний, пропитывая клеточные стенки, делает их более твердыми и устойчивыми к повреждениям насекомыми, предохраняет их от проникновения грибной инфекции. Кремний находится почти во всех тканях животных и человека, особенно им богаты поджелудочная железа, печень, волосы, шерсть, кожа, кости, зубы, хрящи. У туберкулезных больных в костях, зубах и хрящах кремния значительно меньше, чем у здоровых людей. Общая характеристика экзаменационной работы Документ Вводится с момента утверждения Москва г. Неметаллы , свойства, применение, важнейшие соединения — оксиды Царство грибы 3 ч Грибы. Общая характеристика грибов, их строение и жизнедеятельность. ТЕМА 2 Неметаллы 27 час. Многообразие веществ Общая характеристика неметаллов на основе их положения в периодической Сравнитель - ные характе-ристики. И окислительные, и восстановительные свойства. Слабо выраженные металлические свойства. Искусственно облучением висмута в ядерных реакторах. Производство фотоэлементов и выпрямителей электрического тока. Аллотропические формы при обычных условиях. Белый, красный, черный фосфор. Сравнитель - ные характе - ристики. Электро - отрицатель - ность.
Методика и методы прогнозирования
Концепции обучения таблица
Каталог товаровна садоводев москве
Где пройти узи шеи
Нравственные проблемы романа тихий дон