Общая характеристика р-элементов VIА-группы. Халькогены
Теллур принадлежит к числу редких элементов: содержание его в земной коре составляет всего .
В свободном состоянии селен, подобно сере, образует несколько аллотропических видоизменений, из которых наиболее известны аморфный селен, представляющий собой красно-бурый порошок, и серый селен, образующий хрупкие кристаллы с металлическим блеском.
Теллур тоже известен в виде аморфной модификации и в виде кристаллов светло-серого цвета, обладающих металлическим блеском.
Селен - типичный полупроводник (см. § 190). Важным свойством его как полупроводника является резкое увеличение электрической проводимости при освещении. На границе селена с металлическим проводником образуется запорный слой - участок цепи, способный пропускать электрический ток только в одном направлении. В связи с этими свойствами селен применяется в полупроводниковой технике для изготовления выпрямителей и фотоэлементов с запорным слоем. Теллур - тоже полупроводник, но его применение более ограничено. Селениды и теллуриды некоторых металлов также обладают полупроводниковыми свойствами и применяются в электронике. В небольших количествах теллур служит легирующей добавкой к свинцу, улучшая его механические свойства.
Селеноводород и теллуроводород представляют собой бесцветные газы с отвратительным запахом. Водные растворы их являются кислотами, константы диссоциации которых несколько больше, чем константа диссоциации сероводорода.
В химическом отношении селеноводород и теллуроводород чрезвычайно похожи на сероводород. Как и сероводород, они в сильной степени обладают восстановительными свойствами. При нагревании оба они разлагаются. При этом менее стоек, чем : подобно тому, как это происходит в ряду галогеноводородов, прочность молекул уменьшается при переходе . Соли селеноводорода и теллуроводорода - селениды и теллуриды - сходны с сульфидами в отношении растворимости в воде и кислотах. Действуя на селениды и теллуриды сильными кислотами, можно получить селеноводород и теллуроводород.
При сжигании селена и теллура на воздухе или в кислороде получаются диоксиды и , находящиеся при обычных условиях в твердом состоянии и являющиеся ангидридами селенистой и теллуристой кислот.
В отличие от диоксида серы, и проявляют преимущественно окислительные свойства, легко восстанавливаясь до свободных селена и теллура, например:
Действием сильных окислителей диоксиды селена и теллура могут быть переведены соответственно в селеновую и теллуровую кислоты.
Трансаргоноидные оксисоединения серы устойчивее соответствующих соединений хлора, а соединения фосфора еще устойчивее. Хлорная кислота и перхлораты являются сильными окислителями, тогда как серная кислота и сульфаты слабые окислители, а фосфорная кислота и фосфаты еще слабее. Это различие в свойствах соответствует значениям электроотрицательности х = 3 для Сl, 2,5 для S, 2,1 для Р, причем Δх (относительно кислорода) равно 0,5 для Сl, 1,0 для S, 1,4 для Р. Приведенные ниже характерные значения теплот реакции отражают увеличение значений Δх :
НСl (г.) + 2O 2 (г.) → НСlO 4 (ж.) + 8 кДж·моль -1
H 2 S (г.) + 2O 2 (г.) → H 2 SO 4 (ж.) + 790 кДж·моль -1
Н 3 Р (г.) + 2O 2 (г.) → Н 3 РO 4 (ж.) + 1250 кДж·моль -1
Устойчивым соединениям серы, селена и теллура соответствуют несколько значений степени окисления от -2 до +6, как показано на прилагаемой схеме:
6 SO 3 , H 2 SO 4 , SF 6 H 2 SeO 4 , SeF 6 TeO 3 , Te(OH) 6 , TeF 6
4 SO 2 , H 2 SO 3 SeO 2 , H 2 SeO 3 TeO 2
0 S 8 , S 2 Se Te
2 H 2 S, S 2- H 2 Se H 2 Te
Окислы серы
Нормальновалентная окись серы (моноксид) SО значительно менее устойчива, чем трансаргоноидные окислы SO 2 и SO 3 . Теплоты их образования имеют следующие значения:
1/8S 8 (к.) + 1/2O 2 (г.) → SО (г.) - 7 кДж·моль -1
1/8S 8 (к.) + O 2 (г.) → SО 2 (г.) + 297 кДж·моль -1
1/8S 8 (к.) + 3/2O 2 (г.) → SО 3 (г.) + 396 кДж·моль -1
Из первых двух уравнений следует, что разложение окиси серы на двуокись серы и серу сопровождается выделением большого количества тепла
2SО (г.) → 1/8S 8 (к.) + SО 2 (г.) + 311 кДж·моль -1
Поэтому не удивительно, что окись серы неизвестна как устойчивое соединение, а существует только в виде чрезвычайно реакционноспособных молекул в очень разреженном газообразном состоянии или в замороженных матрицах. Этот окисел имеет структуру
с двумя электронами, имеющими параллельные спины, и напоминает молекулы О 2 и S 2 .
Двуокись (диоксид) серы SО 2 образуется при горении серы или сульфидов, например пирита (FeS 2)
S + O 2 → SO 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Это бесцветный газ с характерным резким запахом. Температуры плавления и кипения двуокиси серы -75 и -10 °С соответственно.
В лабораторных условиях двуокись серы обычно получают действием сильной кислоты на твердый кислый сульфит натрия
Н 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaНSO 4 + Н 2 O + SO 2
Ее можно очистить и осушить, барботируя через концентрированную серную кислоту. Двуокись серы имеет следующую электронную структуру:
В этой структуре использована одна 3d -орбиталь, а также 3s -орбиталь и три 3p -орбитали. Экспериментально установленная длина связи сера- кислород равна 143 пм; это несколько меньше значения 149 пм, которого можно было бы ожидать для двойной связи. Угол О-S-О равен 119,5°.
Большие количества двуокиси серы идут на производство серной кислоты, сернистой кислоты и сульфитов. SO 2 убивает грибки и бактерии и находит применение при консервировании и сушке чернослива, урюка и других фруктов. Раствор кислого сульфита кальция Са(НSO 3) 2 , получаемый реакцией двуокиси серы с гидроокисью кальция, используют в производстве бумажной пульпы из древесины. Он растворяет лигнин - вещество, скрепляющее целлюлозные волокна, и освобождает эти волокна, которые затем перерабатывают в бумагу.
Трехокись (триоксид) серы SO 3 образуется в очень небольших количествах при горении серы на воздухе. Обычно ее получают окислением двуокиси серы воздухом в присутствии катализатора. Реакция образования этого соединения из простых веществ экзотермична, однако менее экзотермична (считая на атом кислорода), чем реакция образования двуокиси серы. Особенность равновесия
SO 2 (г.) + 1/2O 2 (г.) → SO 3 (г.)
заключается в том, что удовлетворительный выход SO 3 можно получить при низких температурах; реакция протекает почти полностью. Однако при низких температурах скорость реакции настолько мала, что прямое соединение реагирующих веществ нельзя положить в основу промышленного процесса. При высоких температурах, когда достигается удовлетворительная скорость реакции, выход низок вследствие неблагоприятного положения равновесия.
Решением этой проблемы явилось открытие соответствующих катализаторов (платина, пятиокись ванадия), которые ускоряют реакцию, не влияя на ее равновесие. Каталитическая реакция протекает не в газовой смеси, а на поверхности катализатора при соприкосновении с ней молекул. На практике двуокись серы, получаемую при сжигании серы или пирита, смешивают с воздухом и пропускают над катализатором при температуре 400-450°С. В этих условиях примерно 99% двуокиси серы превращается в трехокись серы. Этот метод используют главным образом при производстве серной кислоты.
Трехокись серы представляет собой газ, обладающий сильным коррозионным действием; он энергично соединяется с водой, давая серную кислоту
SO 3 (г.) + Н 2 O (ж.) → Н 2 SO 4 (ж.) + 130 кДж·моль -1
Рис. 8.3. Трехокись серы и некоторые кислородные кислоты серы.
Трехокись серы легко растворяется в серной кислоте с образованием олеума , или дымящей серной кислоты , состоящей в основном из дисерной кислоты Н 2 S 2 O 7 (называемой также пиросерной кислотой)
SO 3 + Н 2 SO 4 ⇔ Н 2 S 2 O 7
При 44,5°С трехокись серы конденсируется в бесцветную жидкость, отвердевающую при 16,8°С с образованием прозрачных кристаллов. Это вещество полиморфно, причем образующиеся при 16,8°С кристаллы являются неустойчивой формой (α-форма). Устойчивая форма - шелковистые кристаллы, похожие на асбест, которые образуются при непродолжительном выдерживании альфа-кристаллов или жидкости в присутствии следов влаги (рис. 8.3). Существует также несколько других форм этого вещества, однако они трудно поддаются изучению вследствие крайне медленного превращения одной формы в другую. При температуре выше 50°С кристаллы, похожие на асбест, медленно испаряются, образуя пары SO 3 .
Молекулы трехокиси серы в газовой фазе, в жидкости и в альфа-кристаллах обладают электронной структурой
Молекула имеет плоское строение с такой же длиной связей (143 пм), как и в молекуле двуокиси серы.
Свойства трехокиси серы в значительной степени можно объяснить меньшей устойчивостью двойной связи сера - кислород по сравнению с двумя одинарными связями между ними. Так, в результате реакции с водой одна двойная связь в трехокиси серы заменяется на две одинарные связи в образующейся серной кислоте
О возросшей устойчивости продукта свидетельствует большое количество теплоты, выделяющейся при реакции.
Сернистая кислота
Раствор сернистой кислоты Н 2 SO 3 получают растворением двуокиси серы в воде. Как сернистая кислота, так и ее соли, сульфиты, являются сильными восстановителями. Они образуют серную кислоту Н 2 SO 4 и сульфаты при окислении кислородом, галогенами, перекисью водорода и подобными им окислителями.
Сернистая кислота имеет структуру
Серная кислота и сульфаты
Серная кислота Н 2 SO 4 - один из самых важных химических продуктов, находящих применение в химической промышленности и связанных с ней отраслях. Это тяжелая маслянистая жидкость (плотность 1,838 г·см -3), слегка дымящая на воздухе вследствие выделения следов трехокиси серы, которые затем, соединяясь с парами воды, образуют капельки серной кислоты. Чистая серная кислота при нагревании дает пар, богатый трехокисью серы, а затем при 338°С кипит, сохраняя постоянный состав (98% Н 2 SO 4 и 2% Н 2 O). Это и есть обычная промышленная «концентрированная серная кислота».
Концентрированная серная кислота оказывает сильное коррозионное действие. Она жадно соединяется с водой; смешивание с водой сопровождается выделением большого количества тепла в результате образования иона гидроксония
Н 2 SO 4 + 2Н 2 O → 2Н 3 O + + SO 4 2-
Для разбавления концентрированной серной кислоты ее следует тонкой струей вливать в воду , перемешивая при этом раствор; воду нельзя приливать к кислоте , так как это вызовет вскипание и сильное разбрызгивание кислоты. Разбавленная кислота занимает меньший объем, чем ее составляющие, причем эффект сокращения объема максимален при соотношении Н 2 SO 4: Н 2 O =1: 2 [(Н 3 O +) 2 (SO 4) 2- ].
Химические свойства и применение серной кислоты
Применение серной кислоты определяется ее химическими свойствами - ее используют как кислоту, в качестве обезвоживающего средства и окислителя.
Серная кислота имеет высокую температуру кипения (330°С), что позволяет применять ее для обработки солей более летучих кислот с целью получения этих кислот. Азотную кислоту, например, можно получить нагреванием нитрата натрия с серной кислотой
NaNO 3 + Н 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3
Азотная кислота отгоняется при 86°С. Серную кислоту применяют также для производства растворимых фосфатных удобрений, сульфата аммония, используемого в качестве удобрения, других сульфатов, а также многих химикатов и лекарственных препаратов. Сталь обычно очищают от ржавчины погружением в ванну с серной кислотой («травлением») перед покрытием цинком, оловом или эмалью. Серная кислота служит электролитом в обычных свинцовых аккумуляторах.
Серная кислота обладает настолько сильной способностью поглощать воду, что ее можно использовать в качестве эффективного обезвоживающего средства. Газы, не реагирующие с серной кислотой, можно осушать, пропуская их через нее. Дегидратирующая сила концентрированой серной кислоты настолько велика, что органические соединения, подобные сахару, под ее действием теряют водород и кислород в виде воды
$C_{12}H_{22}O_{11} \rightarrow 12C + 11H_{2}O$
Сахар (сахароза) H 2 SO 4
Многие взрывчатые вещества, например нитроглицерин, получают реакцией между органическими соединениями и азотной кислотой, в результате чего образуются взрывчатое вещество и вода, например
С 3 Н 5 (ОН) 3 + 3HNO 3 → С 3 Н 5 (NO 3) 3 + 3Н 2 O
Глицерин H 2 SO 4 Нитроглицерин
Чтобы заставить эти обратимые реакции идти слева направо, азотную кислоту смешивают с серной кислотой, которая благодаря своему обезвоживающему действию способствует образованию продуктов реакции. (Два других примера приведены в разд. 7.7.)
Горячая концентрированная серная кислота является сильным окислителем; продуктом ее восстановления является двуокись серы. Серная кислота растворяет медь и способна даже окислять углерод
Сu + 2H 2 SO 4 → СuSO 4 + 2Н 2 О + SO 2
С + 2H 2 SO 4 → СO 2 + 2Н 2 О + 2SO 2
Растворение меди в горячей концентрированной серной кислоте иллюстрирует общую реакцию - растворение неактивного металла в кислоте при одновременном действии окислителя . Активные металлы окисляются до катионов под действием иона водорода, который при этом восстанавливается до элементарного водорода, например
Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (г.)
Подобная реакция с медью не идет. Однако медь можно окислить до иона Сu 2+ действием сильного окислителя, например хлора или азотной кислоты, или же, как показано выше, горячей концентрированной серной кислотой.
Сульфаты
Серная кислота соединяется с основаниями, образуя средние сульфаты, например К 2 SO 4 (сульфат калия), и кислые сульфаты (иногда называемые бисульфатами), например кислый сульфат калия КНSO 4 .
Малорастворимые сульфаты встречаются в виде минералов, ю числу которых относятся СаSO 4 ·2Н 2 O (гипс), SrSO 4 , ВаSO 4 (барит) и РbSO 4 . Наименее растворим из всех сульфатов сульфат бария; поэтому его образование в виде белого осадка служит качественной реакцией на сульфат-ион.
К числу наиболее распространенных растворимых сульфатов относятся: Na 2 SO 4 ·10Н 2 O, (NH 4) 2 SO 4 , MgSO 4 ·7Н 2 O (горькая соль), СuSO 4 ·5Н 2 O (медный купорос), FeSO 4 ·7Н 2 O, (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O (хорошо кристаллизующаяся и легко поддающаяся очистке соль, применяемая в аналитической химии для приготовления стандартных растворов двухвалентного железа), ZnSO 4 ·7Н 2 O, КАl(SO 4) 2 ·12Н 2 O (квасцы), (NH 4)Аl(SO 4) 2 ·12Н 2 O (алюминиево-аммонийные квасцы) и КСr(SO 4) 2 ·12Н 2 O (хромовые квасцы).
Тио- или сульфокислоты
Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 ·5Н 2 O (неправильно называемый «гипосульфитом натрия»)-вещество, применяемое в фотографии. Его получают кипячением раствора сульфита натрия с чистой серой
SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-
Бисульфит-ион Тиосульфат-ион
Тиосерная кислота Н 2 S 2 O 3 неустойчива; при обработке тиосульфата кислотой образуются двуокись серы и сера.
Структура иона тиосульфата S 2 O 3 2- интересна тем, что два атома серы не эквивалентны. Этот ион представляет собой ион сульфата SO 4 2- , в котором один из атомов кислорода замещен атомом серы (рис. 8.4). Центральному атому серы можно приписать степень окисления + 6, а присоединенному атому серы степень окисления -2.
Тиосульфат-ион легко окисляется, особенно иодом, до тетратионат- иона S 4 O 6 2-
2S 2 O 3 2- → S 4 O 6 2- +2е
2S 2 O 3 2- +I 2 → S 4 O 6 2- + 2I -
Эту реакцию между тиосульфат-ионом и иодом широко используют в количественном анализе веществ, обладающих окислительными или восстановительными свойствами.
Рис. 8.4. Тиосульфат- и тетратионат-ионы.
Селен и теллур
Трансаргоноидные соединения селена очень напоминают соответствующие соединения серы. Селенаты, соли селеновой кислоты H 2 SeO 4 очень похожи на сульфаты. Теллуровая же кислота имеет формулу Те(ОН) 6 , причем большой центральный атом имеет координационное число не 4, а 6, так же как атом иода в молекуле Н 5 IO 6 .
Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы: О;S;Se;Te;Po.Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: ns2np4– на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислород проявляет только -1 – в пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – О2F2, ОF2 т. к. у него нет d-под-уровня и электроны разъединяться не могут, и валентность всегда – 2; S – все, кроме +1 и -1. У серы появляется d-подуровень и электроны с 3р и с 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность серы – 2 – в SО, 4 – в SО2, 6 – в SО3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентности у селена, теллура и полония также 2, 4, 6. Значения степеней окисления отражены в электронном строении элементов: О – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды. Водород в этих соединениях может быть замещен на ионы металлов. Степень окисления всех халькогенов в соединении с водородом -2 и валентность тоже 2. При растворении хальководородов в воде образуются соответствующие кислоты. Эти кислоты – восстановители. Сила этих кислот сверху вниз возрастает, т. к. уменьшается энергия связи и способствует активной диссоциации. Кислородные соединения халькогенов отвечают формуле: RО2 и RО3 – кислотные оксиды. При растворении этих оксидов в воде они образуют соответствующие кислоты: Н2RО3 и Н2RO4. В направлении сверху вниз сила этих кислот убывает. Н2RО3 – кислоты-восстановители, Н2RO4 – окислители.
Кислород - самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47,0% от массы земной коры. Его содержание в воздухе оставляет 20,95% по объему или 23,10% по массе. Кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы.В лабораторных условиях кислород получают: - разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора MnO2:2KClO3 = 2KCl+3O2 -разложением при нагревании перманганата калия:2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2 При этом получается очень чистый кислород.можно также получить кислород электролизом водного раствора гидроксида натрия (электроды никелевые);Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (tкип=-195°C), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, так как его температура кипения выше (-183°С). Широко распространен способ получения кислорода, основанный на электролизе воды.В нормальных условиях кислород - газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1 л воды при 20°С растворяется 31 мл кислорода). При температуре -183°С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягивается в магнитное поле.Природный кислород содержит три стабильных изотопа 168O (99,76%), 178О (0,04%) и 188О (0,20%). Искусственным способом получены три нестабильных изотопа - 148О, 158О, 198О.Для завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов. Энергично принимая их, кислород проявляет степень окисления -2. Однако в соединениях со фтором (OF2 и O2F2) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1, а фтора -1.Молекула кислорода состоит из двух атомов О2. Химическая связь ковалентная неполярная.Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и платины. Скорость реакции кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы веществ, температуры и других условий. Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кислороде воздуха уже при комнатной температуре.С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой - до 250°С, с водородом - более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) - при 700-800°С.4Р+5О2=2Р2О52Н2+O2=2Н2О S+O2=SO2 С+O2=СO2При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2=2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Рассмотренные реакции сопровождаются выделением как теплоты, так и света. Такие процессы с участием кислорода называют горением. Поотносительной электроотрицательности кислород является вторым элементом. Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он является окислителем, т.к. принимает электроны. Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода. Это окислительно-восстановительные процессы.Для ускорения процессов окисления вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом. Кислород используют для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство азотной, серной кислот, искусственного жидкого топлива, смазочных масел и других веществ).Металлургическая промышленность расходует довольно много кислорода. Кислород используют для получения высоких температур. Температура кислородно-ацетиленового пламени достигает 3500°С, кислородно-водородного - 3000°С В медицине кислород применяют для облегчения дыхания. Его используют в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере.
Сера
- один из немногих химических элементов, которыми уже несколько тысячелетий пользуется человек. Она широко распространена в природе и встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так а в соединениях. Минералы, содержащие серу, можно разделить на две группы - сульфиды (колчеданы, блески, обманки) и сульфаты. Самородная сера в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. В СНГ месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.К минералам первой группы относятся свинцовый блеск PbS, медный блеск Cu2S, серебряный блеск - Ag2S, цинковая обманка - ZnS, кадмиевая обманка - CdS, пирит или железный колчедан - FeS2, халькопирит - CuFeS2, киноварь - HgS.К минералам второй группы можно отнести гипс CaSO4 2Н2О, мирабилит (глауберова соль) - Na2SO4 10Н2O, кизерит - MgSO4 Н2О.Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти. Получение
1. При получении серы из природных соединений, например из серного колчедана, его нагревают до высоких температур. Серный колчедан разлагается с образованием сульфида железа (II) и серы: FeS2=FeS+S 2. Серу можно получить окислением сероводорода недостатком кислорода по реакции: 2H2S+O2=2S+2Н2O3. В настоящее время распространено получение серы восстановлением углеродом диоксида серы SO2 - побочного продукта при выплавке металлов из сернистых руд:SO2+С = СO2+S4. Отходящие газы металлургических и коксовых печей содержат смесь диоксида серы и сероводорода. Эту смесь пропускают при высокой температуре над катализатором: H2S+SO2=2H2O+3S Сера представляет собой твердое хрупкое вещество лимонно-желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворима в сероуглероде CS2 анилине и некоторых других раство-рителях.Плохо проводит тепло и электрический ток. Сера образует несколько аллотропных модификаций:Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов:3216S,3316S,3416S,3616S. Химические свойстваАтом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2.Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (Na2S, H2S). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4, +6.Нахолоду сера сравнительно инертна, но с повышением температуры ее реакционная способность повышается. 1. С металлами сера проявляет окислительные свойства. При этих реакциях образуются сульфиды (с золотом, платиной и иридием не реагирует): Fe+S=FeS
2. С водородом при нормальных условиях сера не взаимодействует, а при 150-200°С протекает обратимая реакция:H2+S«H2S 3. В реакциях с металлами и с водородом сера ведет себя как типичный окислитель, а в присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства.S+3F2=SF6 (с иодом не реагирует)4. Горение серы в кислороде протекает при 280°С, а на воздухе при 360°С. При этом образуется смесь SO2 и SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. При нагревании без доступа воздуха сера непосредственно соединяется с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства: 2Р+3S=P2S3 2S + С = CS26. При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя в основном как восстановитель:
7. Сера способна к реакциям диспропорционирования. Так, при кипячении порошка серы с щелочами образуются сульфиты и сульфиды: Серу широко применяют в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: при этом каучук превращается в резину.В виде серного цвета (тонкого порошка) серу применяют для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Ее употребляют для получения пороха, спичек, светящихся составов. В медицине приготовляют серные мази для лечения кожных заболеваний.
31 Элементы IV А подгруппы.
Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) - элементы 4 группы главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец - металлы. Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: -4; +2; +4.
Элемент | Электр.формула | рад нм | ОЭО | С.О. |
C | 2s 2 2p 2 | 0.077 | 2.5 | -4; 0; +3; +4 |
14 Si | 3s 2 3p 2 | 0.118 | 1.74 | -4; 0; +3; +4 |
32 Ge | 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 |
82 Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
--------------------->(металлические свойства возрастают)
Селен и теллур находятся в VI группе периодической системы и являются аналогами серы. На внешнем электронном уровне у селена и теллура находятся по 6 электронов: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4 , поэтому они проявляют степени окисления IV, VI и -II. Как и в любой группе периодической системы по мере роста атомной массы элемента, кислотные свойства элемента ослабевают, а основные возрастают, поэтому у теллура проявляется целый ряд основных (металлических свойств) и не удивительно, что первооткрыватели приняли его за металл.
Для селена характерен полиморфизм, существуют 3 кристаллические и 2 аморфные модификации.
Стекловидный селен получается быстрым охлажденным расплавленного селена, состоит из кольцевых молекул Se 8 и колец до 1000 атомов.
Красный аморфный селен образуется, если быстро охлаждать пары Se, в основном состоит из неправильно ориентированных молекул Se 8 , он растворяется в СS 2 при кристаллизации получают две кристаллические модификации:
t пл 170 0 С t пл 180 0 C
медленной быстрой
построенны из молекул Se 8 .
Наиболее устойчив серый гексагональный селен , состоящий из бесконечных цепей атомов селена. При нагревании все модификации переходят в последнюю. Это единственная полупроводниковая модификация. Она имеет: t пл 221 0 С и t кип 685 0 С. В парах наряду с Se 8 присутствуют и молекулы с меньшим числом атомов вплоть до Se 2 .
У теллура все более просто - наиболее устойчив гексагональный теллур, с t пл 452 0 С и t кип 993 0 С. Аморфный теллур – это мелкодисперсный гексагональный теллур.
Селен и теллур устойчивы на воздухе, при нагревании горят, образуя диоксиды SeO 2 и TeO 2 . При комнатной температуре не реагируют с водой.
При нагревании аморфного селена до t 60 0 С, начинает реагировать с водой:
3Se + 3Н 2 О = 2Н 2 Se + Н 2 SeО 3 (17)
Teллур менее активен и реагирует с водой выше 100 0 С. Со щелочами реагируют при более мягких условиях, образуя:
3Se + 6NaOH = 2Na 2 Se + Na 2 SeO 3 + 3H 2 O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)
C кислотами (НСl и разбавленой H 2 SO 4) не реагируют, разбавленная HNO 3 окисляет их до H 2 SeO 3 ; H 2 TeO 3 , если кислота концентрированная, то она окисляет теллур до основного нитрата Te 2 O 3 (OH)NO 3 .
Концентрированная H 2 SO 4 растворяет селен и теллур, образуя
Se 8 (HSO 4) 2 – зеленые H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 – красные Te 2 O 3 SO 4
½ растворы
малоустойчивы
выделяются Se и Te
Для Se как и для S характерны реакции присоединения:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (наиболее устойчивы) (20)
Na 2 S + 2Тe = Na 2 SТe 2 (наиболее устойчивы) (21)
в общем случае Na 2 SЭ n , где Э = Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
селеносульфат
Для теллура такая реакция происходит только в автоклавах.
Se + KCN = KSeCN (для теллура неизвестна) (23)
С водородом селен взаимодействует при температуре 200 0 С:
Se + H 2 = H 2 Se (24)
Для теллура реакция протекает с трудом и выход теллуроводорода мал.
Селен и теллур взаимодействуют с большинством металлов. В соединениях для селена и теллура характерны степени окисления -2, +4, известны и +6.
Соединения с кислородом.Диоксиды. SeO 2 – белый, t возг. – 337 0 С, растворяется в воде, образуя H 2 SeO 3 – нестойкая, при температуре 72 0 С разлагается по перетектической реакции.
ТеО 2 – более тугоплавок, t пл. – 733 0 С, t кип. – 1260 0 С, не летуч, мало растворим в воде, легко растворяется в щелочах, минимум растворимости приходится на рН ~ 4, из раствора выделяется осадок H 2 TeO 3 , нестойка и при высушивании распадается.
Триоксиды. Высшие оксиды получаются при действии сильных окислителей.
SeO 3 (напоминает SO 3) реагирует с водой, образуя H 2 SeO 4 , t пл. ~ 60 0 С, сильный окислитель, растворяет Au:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
в смеси с НCl растворяет Pt.
ТeO 3 – малоактивное вещество, существует в аморфной и кристаллической модификациях. Аморфный триоксид при длительном воздействии горячей воды гидратируется, переходя в орто-теллуровую кислоту H 6 TeO 6 . Растворяется в концентрированных растворах щелочей при нагревании, образуя теллураты.
H 2 TeO 4 имеет три разновидности: орто-теллуровая кислота H 6 TeO 6 хорошо растворима в H 2 O, ее растворы не дают кислую реакцию, очень слабая кислота, при обезвоживании получается полиметателлуровая кислота (H 2 TeO 4) n нерастворимая в воде. Аллотеллуровая кислота получается нагреванием орто-теллуровой кислоты в запаянной ампуле, смешивается с водой в любых отношениях и имеет кислый характер. Является промежуточной, в цепи 6 – 10 молекул, нестойкая, при комнатной температуре переходит в орто-теллуровую кислоту, а при нагревании на воздухе быстро превращается в H 2 TeO 4 .
Соли. Для селенатов соли тяжелых металлов хорошо растворимы в воде, мало растворимы селенаты ЩЗМ, свинца и в отличие от сульфатов, Ag и Tl. При нагревании образуют селениты (отличие от сульфатов). Селениты более устойчивы, чем сульфиты, их можно расплавить в отличие от сульфитов.
Теллураты Na 2 H 4 TeO 6 – ортотеллурат существует в двух модификациях, полученный при низких температурах, растворим в воде, при высоких – не растворим. При обезвоживании получается Na 2 TeO 4 не растворимый в воде. Малой растворимостью отличаются теллураты тяжелых и ЩЗМ. В отличие от теллурата, теллурит натрия растворим в воде.
Гидриды. Н 2 Se и Н 2 Тe газы, растворяются в воде и дают более сильные кислоты, чем H 2 S. При нейтрализации щелочами образуют соли, аналогичные Na 2 S. Для теллуридов и селенидов, как и для Na 2 S, характерны реакции присоединения:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
В общем случае образуются Na 2 ЭS 3 и Na 2 ЭS 4 , где Э – селен и теллур.
Хлориды. Если для серы наиболее устойчив S 2 Cl 2 , то для селена подобное соединение известно, однако наиболее устойчив SeCl 4 , для теллура ТeCl 4 . При растворении в воде SeCl 4 гидролизируется:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4НCl + H 2 SeO 3 (28)
ТeCl 4 растворяется без заметного гидролиза.
Для ТeCl 4 известны комплексы: K 2 TeCl 6 и KTeCl 5 , с хлоридом алюминия образует катионные комплексы + - . В некоторых случаях образует комплексы и селен, но для него известны лишь гексахлорселенаты: M 2 SeCl 6 .
При нагревании возгоняются и диссоциируют:
SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)
при конденсации диспропорционируют:
2ТeCl 2 = Те + TeCl 4 (30)
Известны фториды, бромиды, иодиды образуются только у теллура.
Сульфиды. При сплавлении с серой соединений не образуется. При действии H 2 S на соли селена и теллура можно осадить TeS 2 и смесь SeS 2 и SeS (считают, что это смесь S и Se).
Синтезом, путем замещения в молекуле S 8 серы на селен, получены Se 4 S 4 , Se 3 S 5 , Se 2 S 6 , SeS 7 , замещение происходит через один атом серы.
В VIА-группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева входят кислород, сера, селен, теллур, полоний. Первые четыре из них имеют неметаллический характер. Общее название элементов этой группы халькогены, что в переводе с греч. означает «образующие руды», указывая на их нахождение в природе.
Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VIА-группы.
Атомы этих элементов имеют по 6 валентных электронов на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них две р-орбитали заполнены наполовину.
Атом кислорода отличается от атомов других халькогенов отсутствием низколежащего d-подуровня. Поэтому кислород, как правило, способен образовывать только две связи с атомами других элементов. Однако в некоторых случаях наличие неподеленных пар электронов на внешнем энергетическом уровне позволяет атому кислорода образовывать дополнительные связи по донорно-акцепторному механизму.
У атомов остальных халькогенов при поступлении энергии извне число неспаренных электронов может увеличиваться в результате перехода s- и р-электронов на d-подуровень. Поэтому атомы серы и других халькогенов способны образовывать не только 2, но также и 4, и 6 связей с атомами других элементов. Например, у атома серы в возбужденном состоянии электроны внешнего энергетического уровня могут приобретать электронную конфигурацию 3s 2 3р 3 3d 1 и 3s 1 3р 3 3d 2:
В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО). В соединениях с металлами и водородом элементы этой группы проявляют СО = -2. В соединениях же с кислородом и неметаллами сера, селен и теллур могут иметь СО = +4 и СО = +6. В некоторых соединениях они проявляют СО = +2.
Кислород уступает по электроотрицательности только фтору. Во фтороксиде F 2 О степень окисления кислорода положительна и равна +2. С остальными элементами кислород проявляет обычно в соединениях степень окисления -2, за исключением пероксида водорода Н 2 О 2 и его производных, в которых кислород имеет степень окисления -1. В живых организмах кислород, сера и селен входят в состав биомолекул в степени окисления -2.
В ряду О - S - Sе-Те - Ро увеличиваются радиусы атомов и ионов. Соответственно в этом же направлении закономерно понижается энергия ионизации и относительная электроотрицательность.
С увеличением порядкового номера элементов VIА-группы окислительная активность нейтральных атомов понижается и увеличивается восстановительная активность отрицательных ионов. Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру.
С увеличением порядкового номера халькогенов возрастают характерные координационные числа. Это связано с тем, что при переходе от р-элементов четвертого периода к р-элементам пятого и шестого периодов в образовании σ- и π-связей все большую роль начинают играть d- и даже f-орбитали. Так, если для серы и селена наиболее характерны координационные числа 3 и 4, то для теллура - 6 и даже 8.
В нормальных условиях водородные соединения H 2 Э элементов VIА-группы, за исключением воды, - газы с очень неприятным запахом. Термодинамическая стабильность этих соединений уменьшается от воды к водородтеллуриду Н 2 Те. В водных растворах они проявляют слабокислотные свойства. В ряду H 2 О-H 2 S-H 2 Sе- H 2 Те сила кислот возрастает.
Это объясняется увеличением радиусов ионов Э 2- и соответствующим ослаблением связей Э-Н. В том же направлении растет восстановительная способность H 2 Э.
Сера, селен, теллур образуют два ряда кислотных оксидов: ЭO 2 и ЭО 3 . Им соответствуют кислотные гидроксиды состава H 2 ЭО 3 и H 2 ЭО 4 . Кислоты H 2 ЭО 3 в свободном состоянии неустойчивы. Соли этих кислот и сами кислоты проявляют окислительно-восстановительную двойственность, так как элементы S, Sе и Те имеют в этих соединениях промежуточную степень окисления + 4.
Кислоты состава Н 2 ЭО 4 более устойчивы и в реакциях ведут себя как окислители (высшая степень окисления элемента +6).
Химические свойства соединений кислорода. Кислород - самый распространенный элемент в земной коре (49,4%). Высокое содержание и большая химическая активность кислорода определяют преобладающую форму существования большинства элементов Земли в виде кислородсодержащих соединений. Кислород входит в состав всех жизненно важных органических веществ - белков, жиров, углеводов.
Без кислорода невозможны многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы, например дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие растения, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.
У высших животных (рис. 8.7) кислород проникает в кровь, соединяется с гемоглобином, образуя легко диссоциирующее соединение оксигемоглобин. С потоком крови это соединение поступает в капилляры различных органов. Здесь кислород отщепляется от гемоглобина и через стенки капилляров диффундирует в ткани. Связь между гемоглобином и кислородом непрочная и осуществляется за счет донорно-акцепторного взаимодействия с ионом Fе 2+ .
В состоянии покоя человек вдыхает примерно 0,5м 3 воздуха в час. Но лишь 1/5 ч. вдыхаемого с воздухом кислорода удерживается в организме. Однако избыток кислорода (4 / 5) необходим для создания высокой его концентрации в крови. Это в соответствии с законом Фика обеспечивает достаточную скорость диффузии кислорода через стенки капилляров. Таким образом, за сутки человек фактически использует около 0,1м 3 кислорода.
В тканях кислород расходуется. на окисление различных веществ. Эти реакции в конечном счете приводят к образованию углерода диоксида, воды и созданию запаса энергии.
Кислород расходуется не только в процессе дыхания, но и в процессе гниения растительных и животных остатков. В результате процесса гниения сложных органических веществ образуются их продукты окисления: СО 2 , Н 2 О и др. Регенерация кислорода совершается в растениях.
Таким образом, в результате круговорота кислорода в природе поддерживается его постоянное содержание в атмосфере. Естественно, что круговорот кислорода в природе тесно связан с круговоротом углерода (рис. 8.8).
Элемент кислород существует в виде двух простых веществ (аллотропные модификации): дикислорода (кислорода) О 2 и трикислорода (озона) О 3 . В атмосфере практически весь кислород содержится в виде кислорода О 2 , содержание же озона очень мало. Максимальная объемная доля озона на высоте 22км составляет всего лишь 10 -6 %.
Молекула кислорода О 2 в отсутствие других веществ очень стабильна. Наличие в молекуле двух неспаренных электронов обусловливает ее высокую реакционную способность. Кислород - один из самых активных неметаллов. С большинством простых веществ он реагирует непосредственно, образуя оксиды Э x O y Степень окисления кислорода в них равна -2. В соответствии с изменением структуры электронных оболочек атомов характер химической связи, а следовательно, структура и свойства оксидов в периодах и группах системы элементов изменяются закономерно. Так, в ряду оксидов элементов второго периода Li 2 О-ВеО-B 2 О 3 -СО 2 -N 2 O 5 полярность химической связи Э-О от I к V группе постепенно уменьшается. В соответствии с этим ослабляются основные и усиливаются кислотные свойства: Li 2 О - типичный основной оксид, ВеО - амфотерный, а B 2 О 3 , СО 2 и N 2 O 5 - кислотные оксиды. Аналогично изменяются кислотно-основные свойства и в других периодах.
В главных подгруппах (А-группах) с увеличением порядкового номера элемента ионность связи Э-О в оксидах обычно увеличивается.
Соответственно основные свойства оксидов в группе Li-Nа-К-Rb-Сs и других А-группах возрастают.
Свойства оксидов, обусловленные изменением характера химической связи, представляют собой периодическую функцию заряда ядра атома элемента. Об этом свидетельствует, например, изменение по периодам и группам температур плавления, энтальпий образования оксидов в зависимости от заряда ядра.
Полярность связи Э-ОН в гидроксидах Э(ОН) n , а следовательно, и свойства гидроксидов закономерно изменяются по группам и периодам системы элементов.
Например, в IА-, IIА- и IIIА-группах сверху вниз с увеличением радиусов ионов полярность связи Э-ОН возрастает. В результате в воде легче идет ионизация Э-ОН → Э + + ОН - . Соответственно усиливаются основные свойства гидроксидов. Так, в группе IА основные свойства гидроксидов щелочных металлов усиливаются в ряду Li-Nа-К-Rb-Сs.
В периодах слева направо с уменьшением ионных радиусов и увеличением заряда иона полярность связи Э-ОН уменьшается. В результате в воде легче идет ионизация ЭОН ⇄ ЭО - + Н + . Соответственно в этом направлении усиливаются кислотные свойства. Так, в пятом периоде гидроксиды RbОН и Sr(ОН) 2 являются основаниями, In(ОН) 3 и Sn(ОН) 4 - амфотерными соединениями, а Н и Н 6 ТеО 6 - кислотами.
Наиболее распространенный на земле оксид - водород оксид или вода. Достаточно сказать, что она составляет 50-99% массы любого живого существа. В организме человека содержится 70-80% воды. За 70 лет жизни человек выпивает около 25 000 кг воды.
Благодаря своей структуре вода обладает уникальными свойствами. В живом организме она является растворителем органических и неорганических соединений, участвует в процессах ионизации молекул растворенных веществ. Вода является не только средой, в которой протекают биохимические реакции, но и сама интенсивно участвует в гидролитических процессах.
Жизненно важна способность кислорода к образованию оксигенильных комплексов с различными веществами. Ранее рассмотрены примеры оксигенильных комплексов О 2 с ионами металлов - переносчиков кислорода в живых организмах - оксигемоглобин и оксигемоцианин:
НbFе 2 + + О 2 → НbFе 2+ ∙О 2
НсСu 2+ + О 2 → НсСu 2+ ∙О 2
где Нb - гемоглобин, Нc - гемоцианин.
Имея две неподеленные пары электронов, кислород выступает в качестве донора в этих координационных соединениях с ионами металлов. В других соединениях кислород образует различные водородные связи.
В настоящее время большое внимание уделяется получению оксигенильных комплексов переходных металлов, которые могли бы выполнять функции, сходные с функциями соответствующих бионеорганических комплексных соединений. Состав внутренней координационной сферы этих комплексов аналогичен природным активным центрам. В частности, перспективными по способности обратимо присоединять и отдавать элементный кислород являются комплексы кобальта с аминокислотами и некоторыми другими лигандами. Эти соединения в известной степени можно рассматривать как заменители гемоглобина.
Одной из аллотропных модификаций кислорода является озон О 3 . По своим свойствам озон сильно отличается от кислорода О 2 - имеет более высокие температуры плавления и кипения, обладает резким запахом (отсюда его название).
Образование озона из кислорода сопровождается поглощением энергии:
3О 2 ⇄2О 3 ,
Озон получают при действии электрического разряда в кислороде. Образуется озон из О 2 и под действием ультрафиолетового излучения. Поэтому при работе бактерицидных и физиотерапевтических ультрафиолетовых ламп чувствуется запах озона.
Озон - сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует с органическими веществами, при низкой температуре окисляет соединения, с которыми кислород не реагирует:
О 3 + 2Аg = Аg 2 О + О 2
РbS + 4О 3 = РbSО 4 + 4O 2
Широко известна качественная реакция:
2КI + О 3 + Н 2 О = I 2 + 2КОН + О 2
Окислительное действие озона на органические вещества связано с образованием радикалов:
RН + О 3 → RО 2 ∙ + ОН ∙
Радикалы инициируют радикально-цепные реакции с биоорганическими молекулами - липидами, белками, ДНК. Такие реакции приводят к повреждению и гибели клеток. В частности, озон убивает микроорганизмы, содержащиеся в воздухе и воде. На этом основано применение озона для стерилизации питьевой воды и воды плавательных бассейнов.
Химические свойства соединений серы. По своим свойствам сера близка к кислороду. Но в отличие от него она проявляет в соединениях не только степень окисления -2, но и положительные степени окисления +2, +4 и +6. Для серы, как и для кислорода, характерна аллотропия - существование нескольких элементных веществ - ромбической, моноклинной, пластической серы. Вследствие меньшей электроотрицательности по сравнению с кислородом способность к образованию водородных связей у серы выражена слабее. Для серы характерно образование устойчивых полимерных гомоцепей, имеющих зигзагообразную форму.
Образование гомоцепей из атомов серы характерно и для ее соединений, выполняющих существенную биологическую роль в процессах жизнедеятельности. Так, в молекулах аминокислоты - цистина имеется дисульфидный мостик -S-S-:
Эта аминокислота играет важную роль в формировании белков и пептидов. Благодаря дисульфидной связи S-S полипептидные цепи оказываются скрепленными между собой (дисульфидный мостик).
Характерно для серы и образование водородсульфидной (сульфгидрильной) тиоловой группы -SН, которая присутствует в аминокислоте цистеине, белках, ферментах.
Очень важной в биологическом отношении является аминокислота метионин.
Донором метильных групп в живых организмах служит S-аденозилметионин Аd-S-СН 3 - активированная форма метионина, в которой метильная группа соединена через S с аденином Аd. Метильная группа метионина в процессах биосинтеза переносится на различные акцепторы метильных групп RН:
Аd-S-СН 3 + RН → Аd-SН + R-СН 3
Сера довольно широко распространена на Земле (0,03%). В природе присутствует в виде сульфидных (ZnS, НgS, РbS и др.) и сульфатных (Nа 2 SО 4 ∙10Н 2 О, СаSО 4 ∙2Н 2 О и др.) минералов, а также в самородном состоянии. Порошок «серы осажденной» применяют наружно в виде мазей (5-10-20%) и присыпок при лечении кожных заболеваний (себореи, псориаза). В организме образуются продукты окисления серы - политионовые кислоты с общей формулой H 2 S x O 6 (х = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
Сера - довольно активный неметалл. Даже при небольшом нагревании она окисляет многие простые вещества, однако и сама легко окисляется кислородом и галогенами (окислительно-восстановительная двойственность).
Степень окисления -2 сера проявляет в сероводороде и его производных - сульфидах.
Сероводород (диводородсульфид) часто встречается в природе. Содержится в так называемых серных минеральных водах. Это бесцветный газ с неприятным запахом. Образуется при гниении растительных и, в особенности, животных остатков под действием микроорганизмов. Некоторые фотосинтезирующие бактерии, например зеленые серные бактерии, в качестве донора водорода используют диводородсульфид. Эти бактерии вместо кислорода О 2 выделяют элементную серу - продукт окисления Н 2 S.
Диводородсульфид - весьма токсичное вещество, так как является ингибитором фермента цитохромоксидазы - переносчика электронов в дыхательной цепи. Он блокирует перенос электронов с цитохромоксидазы на кислород О 2 .
Водные растворы Н 2 S дают слабокислую реакцию по лакмусу. Происходит ионизация по двум ступеням:
Н 2 S ⇄ Н + + НS - (I ступень)
НS - ⇄ Н + + S 2- (II ступень)
Сероводородная кислота очень слабая. Поэтому ионизация по второй ступени протекает только в очень разбавленных растворах.
Соли сероводородной кислоты называются сульфидами. В воде растворимы сульфиды только щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Кислые соли - гидросульфиды Э + НS и Э 2+ (НS) 2 - известны только для щелочных и щелочноземельных металлов
Являясь солями слабой кислоты, сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов многозарядных катионов металлов (Аl 3+ , Сr 3 + и др.) часто доходит до конца, он практически необратим.
Сульфиды, в особенности сероводород, являются сильными восстановителями. В зависимости от условий они могут окисляться до S, SО 2 или Н 2 SО 4:
2Н 2 S + 3О 2 = 2SО 2 + 2Н 2 О (на воздухе)
2Н 2 S + О 2 = 2Н 2 О + 2S (на воздухе)
3Н 2 S + 4НСlO 3 = 3Н 2 SО 4 + 4НСl (в растворе)
Некоторые белки, содержащие цистеин НSСН 2 СН(NН 2)СООН и важный метаболит кофермент А, имеющие водородсульфидные (тиоловые) группы -SН, в ряде реакций ведут себя как бионеорганические производные диводородсульфида. Белки, содержащие цистеин, так же, как и диводородсульфид, можно окислить иодом. При помощи дисульфидного мостика, образующегося при окислении тиоловых групп, цистеиновые остатки полипептидных цепей соединяют эти цепи поперечной связью (образуется сшивка).
Многие серосодержащие ферменты Е-SН необратимо отравляются ионами тяжелых металлов, такими, как Сu 2+ или Аg+. Эти ионы блокируют тиольные группы с образованием меркаптанов, бионеорганических аналогов сульфидов:
Е-SН + Аg + → Е-S-Аg + Н +
В результате фермент теряет активность. Сродство ионов Аg + к тиольным группам настолько велико, что АgNО 3 можно использовать для количественного определения -SН-групп методом титрования.
Оксид серы (IV) SO 2 является кислотным оксидом. Его получают сжиганием элементной серы в кислороде или обжигом пирита FеS 2:
S + О 2 = SО 2
4FеS 2 + 11О 2 = 2Fе 2 О 3 + 8SО 2
SО 2 - газ с удушливым запахом; весьма ядовит. При растворении SО 2 в воде образуется сернистая кислота Н 2 SО 3 . Эта кислота средней силы. Сернистая кислота, будучи двухосновной, образует соли двух типов: средние - сульфиты (Nа 2 SО 3 , К 2 SО 3 и др.) и кислые - гидросульфиты (NаНSО 3 , КНSО 3 и др.). В воде растворимы лишь соли щелочных металлов и гидросульфиты типа Э 2+ (НSО 3) 2 , где Э - элементы различных групп.
Для оксида SО 2 , кислоты Н 2 SОз и ее солей характерна окислительно-восстановительная двойственность, так как сера имеет в этих соединениях промежуточную степень окисления +4:
2Nа 2 SО 3 + О 2 = 2Nа 2 SО 4
SО 2 + 2Н 2 S = 3S° + 2Н 2 O
Однако восстановительные свойства у соединений серы (IV) преобладают. Так, сульфиты в растворах окисляются даже дикислородом воздуха при комнатной температуре.
На высших животных оксид SO 2 действует прежде всего как раздражитель слизистой оболочки дыхательных путей. Токсичен этот газ и для растений. В промышленных районах, где сжигается много угля, содержащего небольшое количество соединений серы, в атмосферу выделяется сера диоксид. Растворяясь во влаге, находящейся на листьях, SО 2 образует раствор сернистой кислоты, который, в свою очередь, окисляется до серной кислоты Н 2 SО 4:
SО 2 + Н 2 О = Н 2 SО 3
2Н 2 SО 3 + О 2 = 2Н 2 SО 4
Атмосферная влага с растворенными SО 2 и Н 2 SО 4 выпадает нередко в виде кислотных дождей, приводящих к гибели растительности.
При нагревании раствора Nа 2 SО 3 с порошком серы образуется натрий тиосульфат:
Nа 2 SО 3 + S = Nа 2 S 2 О 3
Из раствора выделяется кристаллогидрат Nа 2 S 2 О 3 ∙5Н 2 О. Натрий тиосульфат - соль тиосерной кислоты Н 2 S 2 О 3 .
Тиосерная кислота очень неустойчива и разлагается на Н 2 О, SО 2 и S. Натрий тиосульфат Nа 2 S 2 О 3 ∙5Н 2 О применяют в медицинской практике как противотоксическое, противовоспалительное и десенсибилизирующее средство. Как противотоксическое средство, натрий тиосульфат используют при отравлениях соединениями ртути, свинца, синильной кислотой и ее солями. Механизм действия препарата, очевидно, связан с окислением тиосульфат-иона до сульфит-иона и элементной серы:
S 2 О 3 2- → SО 3 2- + S°
Ионы свинца и ртути, попадающие в организм с пищей или воздухом, образуют плохо растворимые нетоксичные сульфиты:
Рb 2+ + SO 3 2- = РbSO 3
Цианид-ионы взаимодействуют с элементной серой, образуя менее ядовитые тиоцианаты:
СN - + S° = NСS -
Применяют натрий тиосульфат и для лечения чесотки. После втирания в кожу раствора делают повторные втирания 6%-ного раствора НСl. В результате реакции с НСl натрий тиосульфат распадается на серу и диоксид серы:
Nа 2 S 2 О 3 + 2НСl = 2NaСl + SО 2 + S + Н 2 О
которые и оказывают губительное действие на чесоточных клещей.
Оксид серы (VI) SО 3 - летучая жидкость. При взаимодействии с водой SО 3 образует серную кислоту:
SО 3 + Н 2 О = Н 2 SО 4
Структура молекул серной кислоты соответствует сере в sр 3 - гибридном состоянии.
Серная кислота - сильная двухосновная кислота. По первой ступени она ионизирована практически полностью:
Н 2 SО 4 ⇄ Н + + НSО 4 - ,
Ионизация по второй ступени протекает в меньшей степени:
НSО 4 - ⇄ Н + + SО 4 2- ,
Концентрированная серная кислота - сильный окислитель. Она окисляет металлы и неметаллы. Обычно продуктом ее восстановления является SО 2 , хотя в зависимости от условий проведения реакции (активности металла, температуры, концентрации кислоты) могут получаться и другие продукты (S, Н 2 S).
Будучи двухосновной кислотой, Н 2 SО 4 образует два типа солей: средние - сульфаты (Na 2 SO 4 и др.) и кислые - гидросульфаты (NаНSО 4 , КНSО 4 и др.). Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде Многие сульфаты выделяются из растворов в виде кристаллогидратов: FеSО 4 ∙7Н 2 О, СuSО 4 ∙5Н 2 О. К практически нерастворимым относятся сульфаты ВаSО 4 , SrSО 4 и РbSО 4 . Малорастворим кальций сульфат СаSО 4 . Барий сульфат нерастворим не только в воде, но и в разбавленных кислотах.
В медицинской практике сульфаты многих металлов применяют в качестве лекарственных средств Na 2 SO 4 ∙10Н 2 О - как слабительное, MgSО 4 ∙7Н 2 О - при гипертонии, как слабительное и как желчегонное средство, медный купорос СuSО 4 ∙5Н 2 О и ZnSО 4 ∙7Н 2 О - как антисептические, вяжущие, рвотные средства, барий сульфат ВаSО 4 - как контрастное вещество при рентгенологическом исследовании пищевода и желудка
Соединения селена и теллура. По химическим свойствам теллур и в особенности селен похожи на серу. Однако усиление металлических свойств у Sе и Те повышает их склонность к образованию более прочных ионных связей. Сходство физико-химических характеристик: радиусов ионов Э 2- , координационных чисел (3, 4) - обусловливает взаимозамещаемость селена и серы в соединениях. Так, селен может замещать серу в активных центрах ферментов. Замена водородсульфидной группы -SН на водородселенидную группу -SеН изменяет течение биохимических процессов в организме. Селен может выступать как синергистом, так и антагонистом серы.
С водородом Sе и Те образуют аналогичные Н 2 S очень ядовитые газы Н 2 Sе и Н 2 Те. Диводородселенид и диводородтеллурид являются сильными восстановителями. В ряду Н 2 S-Н 2 Sе-Н 2 Те восстановительная активность растет.
Для Н 2 Sе выделены как средние соли - селениды (Nа 2 Sе и др.), так и кислые соли - гидроселениды (NaНSе и др.). Для Н 2 Те известны только средние соли - теллуриды.
Соединения Sе (IV) и Те (IV) с кислородом в отличие от SО 2 - твердые кристаллические вещества SеО 2 и ТеО 2 .
Селенистая кислота Н 2 SеО 3 и ее соли селениты, например Nа 2 SеО 3 , - окислители средней силы. Так, в водных растворах они восстанавливаются до селена такими восстановителями, как SО 2 , Н 2 S, НI и др.:
Н 2 SеО 3 + 2SО 2 + Н 2 О = Sе + 2Н 2 SО 4
Очевидно, что легкость восстановления селенитов до элементного состояния обусловливает образование в организме биологически активных селенсодержащих соединений, например селеноцистеина.
SеО 3 и ТеО 3 - кислотные оксиды. Кислородные кислоты Sе (VI) и Те (VI) - селеновая Н 2 SеО 4 и теллуровая Н 6 ТеО 6 - кристаллические вещества с сильными окислительными свойствами. Соли этих кислот называются соответственно селенатами и теллуратами.
В живых организмах селенаты и сульфаты - антагонисты. Так, введение сульфатов приводит к выведению из организма избыточных селенсодержащих соединений.