Презентация на тема "Сяра, селен, телур." Сярна киселина и сулфати

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

Свойства на елементите от подгрупата на кислорода

Имоти				Тези	Ро
1. Номер на поръчката
2. Валентни електрони	2 с 2 2 п 4	Z s 2 3p 4	4 s 2 4r 4	5s 2 5p 4	6s 2 6p 4
3. Енергия Йонизация на атома, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4. Относителна електроотрицателност	3,50		2,48	2,01	1,76
5. Степента на окисление ввръзки	1, -2,	2, +2, +4, +6	4, +6	4, +6	2, +2
6. Атомен радиус, nm	0,066	0,104	0,117 0,137		0,164

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

Кислородният атом има два несдвоени електрона в подниво 2p. Неговите електрони не могат да бъдат разделени, тъй като няма d-подниво на външното (второ) ниво, тоест няма свободни орбитали.Следователно, валентността на кислорода винаги е равна на две, а степента на окисление е -2 и +2 (например в H 2 O и OF 2). Това са същите валентности и степени на окисление на атома на сярата в невъзбудено състояние. При преминаване във възбудено състояние (което се осъществява по време на доставката на енергия, например по време на нагряване), при серния атом, 3 Р— и след това 3s електрони (показани със стрелки). Броят на несдвоените електрони и следователно валентността в първия случай е четири (например в SO 2), а във втория - шест (например в SO 3). Очевидно четните валентности 2, 4, 6 са характерни за серните аналози - селен, телур и полоний, като степените им на окисление могат да бъдат равни на -2, +2, +4 и +6.

Отговорни са водородните съединения на елементите от кислородната подгрупаформула H2R (R - символ на елемент): H 2 O, H 2 S , H 2 S e, H 2 Te. Те звънятса водородни халциди. При разтваряне във вода се образуваткиселини. Силата на тези киселини се увеличава с увеличаване атомен номер на елемента, което се обяснява с намаляване на енергиятавръзки в поредицата от съединения H2Р . Водата се дисоциира на H + и O йони H - , е амфотерен електролит.

сяра, селен и телур образуват едни и същи форми на съединения с кислород от типа R O 2 и R Около 3-. Те съответстват на киселини от типа Н2 R O 3 и H 2 R Около 4-. С увеличаване на поредния номер на елемента силата на тези киселини намалява.вает. Всички те проявяват окислителни свойства и киселини от типа H 2 R Около 3 са и възстановяващи.

Свойствата на простите вещества се променят естествено: с увеличаване назаряд на ядрото, неметалните отслабват, а металните се увеличават. Имоти. И така, кислородът и телурът са неметали, но последният имаметален блясък и провежда електричество.

Трансаргоноидните серни съединения са по-стабилни от съответните хлорни съединения, а фосфорните съединения са още по-стабилни. Перхлорната киселина и перхлоратите са силни окислители, докато сярната киселина и сулфатите са слаби окислители, а фосфорната киселина и фосфатите са още по-слаби. Тази разлика в свойствата съответства на стойностите на електроотрицателността х= 3 за Cl, 2,5 за S, 2,1 за P и Δх(спрямо кислорода) е 0,5 за Cl, 1,0 за S, 1,4 за P. Характерните топлина на реакцията, дадени по-долу, отразяват увеличението на стойностите Δх:

Hcl (g.) + 2O 2 (g.) → HclO 4 (l.) + 8 kJ mol -1

H 2 S (g.) + 2O 2 (g.) → H 2 SO 4 (l.) + 790 kJ mol -1

H 3 P (g.) + 2O 2 (g.) → H 3 PO 4 (l.) + 1250 kJ mol -1

Стабилните съединения на сяра, селен и телур отговарят на няколко степени на окисление от -2 до +6, както е показано на приложената диаграма:

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

Серни оксиди

нормален валент серен оксид(моноксид) SO е много по-малко стабилен от трансаргоноидните оксиди SO 2 и SO 3 . Топлините на тяхното образуване имат следните стойности:

1 / 8S 8 (c.) + 1 / 2O 2 (g.) → SO (g.) - 7 kJ mol -1

1 / 8S 8 (c.) + O 2 (g.) → SO 2 (g.) + 297 kJ mol -1

1/8S 8 (q.) + 3/2O 2 (g.) → SO 3 (g.) + 396 kJ mol -1

От първите две уравнения следва, че разлагането на серен оксид на серен диоксид и сяра е придружено от отделяне на голямо количество топлина

2SO (g.) → 1/8S 8 (c.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1

Следователно не е изненадващо, че не е известно, че серен оксид е стабилно съединение, а съществува само като изключително реактивни молекули в много разредено газообразно състояние или в замразени матрици. Този оксид има структура

с два електрона с успоредни завъртания и наподобява молекули на O 2 и S 2.

серен диоксид (диоксид) SO 2 се образува по време на изгарянето на сяра или сулфиди, като пирит (FeS 2)

S + O 2 → SO 2

FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Това е безцветен газ с характерна остра миризма. Точките на топене и кипене на серен диоксид са съответно -75 и -10 °C.

В лабораторията серен диоксид обикновено се получава чрез действието на силна киселина върху твърд натриев хидрогенсулфит.

H 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaHSO 4 + H 2 O + SO 2

Може да се почисти и изсуши чрез барботиране през концентрирана сярна киселина. Серният диоксид има следната електронна структура:

Тази структура използва един 3 д-орбитална, както и 3 с-орбитална и три 3 стр-орбитали. Експериментално установената дължина на връзката сяра-кислород е 143 pm; това е малко по-малко от стойността от 149 pm, която би се очаквала за двойна облигация. Ъгълът O-S-O е 119,5°.

Големи количества серен диоксид се използват за производството на сярна киселина, сярна киселина и сулфити. SO 2 убива гъбичките и бактериите и се използва за консервиране и сушене на сини сливи, кайсии и други плодове. Разтвор на кисел калциев сулфит Ca(HSO 3) 2, получен чрез реакцията на серен диоксид с калциев хидроксид, се използва при производството на хартиена маса от дървесина. Той разтваря лигнин, веществото, което държи целулозните влакна заедно, и освобождава тези влакна, които след това се обработват в хартия.

триоксид (триоксид)сяра SO 3 се образува в много малки количества по време на горенето на сяра във въздуха. Обикновено се получава чрез окисляване на серен диоксид с въздух в присъствието на катализатор. Образуването на това съединение от прости вещества е екзотермично, но по-малко екзотермично (на кислороден атом), отколкото образуването на серен диоксид. Характеристика на баланса

SO 2 (g) + 1/2O 2 (g) → SO 3 (g)

се състои във факта, че при ниски температури може да се получи задоволителен добив на SO 3; реакцията протича почти напълно. Въпреки това, при ниски температури скоростта на реакцията е толкова бавна, че директната комбинация от реагенти не може да бъде в основата на индустриален процес. При високи температури, когато се достигне задоволителна скорост на реакцията, добивът е нисък поради неблагоприятното положение на равновесие.

Решението на този проблем е откриването на подходящи катализатори (платина, ванадиев пентоксид), които ускоряват реакцията, без да нарушават нейното равновесие. Каталитичната реакция не протича в газовата смес, а на повърхността на катализатора, когато молекулите влязат в контакт с него. На практика серен диоксид, получен чрез изгаряне на сяра или пирит, се смесва с въздух и се прекарва върху катализатор при температура 400-450°C. При тези условия приблизително 99% от серен диоксид се превръща в серен триоксид. Този метод се използва главно при производството на сярна киселина.

Серният триоксид е силно корозивен газ; той се комбинира енергично с вода, за да се получи сярна киселина

SO 3 (g.) + H 2 O (l.) → H 2 SO 4 (l.) + 130 kJ mol -1

Ориз. 8.3.Серен триоксид и някои сярни оксикиселини.

Серният триоксид лесно се разтваря в сярна киселина, за да се образува олеум, или димяща сярна киселина, състоящ се главно от дисярна киселина H 2 S 2 O 7 (наричана още пиросярна киселина)

SO 3 + H 2 SO 4 ⇔ H 2 S 2 O 7

При 44,5°C серен триоксид кондензира в безцветна течност, която се втвърдява при 16,8°C, за да образува прозрачни кристали. Това вещество е полиморфно и кристалите, образувани при 16,8°C, са нестабилна форма (α-форма). Стабилната форма са копринени кристали, подобни на азбест, които се образуват, когато алфа кристали или течност се задържат за кратко време в присъствието на следи от влага (фиг. 8.3). Съществуват и няколко други форми на това вещество, но те са трудни за изследване поради изключително бавното превръщане на една форма в друга. При температури над 50°C азбестоподобните кристали бавно се изпаряват, образувайки SO 3 пари.

Молекулите на серен триоксид в газова фаза, в течност и в алфа кристали имат електронна структура

Молекулата има планарна структура със същата дължина на връзката (143 pm), както в молекулата на серен диоксид.

Свойствата на серния триоксид могат до голяма степен да се обяснят с по-ниската стабилност на двойната връзка сяра-кислород в сравнение с двете единични връзки между тях. Така че, в резултат на реакцията с вода, една двойна връзка в серен триоксид се заменя с две единични връзки в получената сярна киселина.

Повишената стабилност на продукта се доказва от голямото количество топлина, отделена по време на реакцията.

сярна киселина

Разтвор на сярна киселина H 2 SO 3 се получава чрез разтваряне на серен диоксид във вода. Както сярната киселина, така и нейните соли, сулфити, са силни редуциращи агенти. Те образуват сярна киселина H 2 SO 4 и сулфати, когато се окисляват от кислород, халогени, водороден прекис и подобни окислители.

Сярната киселина има структура

Сярна киселина и сулфати

Сярната киселина H 2 SO 4 е един от най-важните химически продукти, използвани в химическата промишленост и свързаните с нея индустрии. Това е тежка маслена течност (плътност 1,838 g cm -3), леко димяща във въздуха поради отделянето на следи от серен триоксид, които след това се комбинират с водна пара, за да образуват капчици сярна киселина. Чистата сярна киселина, когато се нагрява, дава пара, богата на серен триоксид, и след това кипи при 338 ° C, поддържайки постоянен състав (98% H2SO4 и 2% H2O). Това е обичайната индустриална "концентрирана сярна киселина".

Концентрираната сярна киселина е силно корозивна. Тя алчно се свързва с водата; смесването с вода е придружено от отделяне на голямо количество топлина в резултат на образуването на хидрониев йон

H 2 SO 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + SO 4 2-

За разреждане на концентрирана сярна киселина трябва да се изсипе във вода на тънка струяпри разбъркване на разтвора; вода не може да се добавя към киселина, тъй като това ще доведе до кипене и разпръскване на киселината. Разредената киселина заема по-малък обем от съставните й части и ефектът от намаляването на обема е максимален при съотношение H 2 SO 4: H 2 O =1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-] .

Химически свойства и приложения на сярната киселина

Използването на сярна киселина се определя от нейните химични свойства - използва се като киселина, като дехидратиращ агент и окислител.

Сярната киселина има висока точка на кипене (330°C), което я прави подходяща за обработка на соли на по-летливи киселини, за да се получат тези киселини. Азотната киселина, например, може да се получи чрез нагряване на натриев нитрат със сярна киселина.

NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3

Азотната киселина се отдестилира при 86°C. Сярната киселина се използва също за направата на разтворими фосфатни торове, амониев сулфат, използван като тор, други сулфати и много химикали и лекарства. Стоманата обикновено се премахва ръждата чрез потапяне в баня със сярна киселина („екзалиране“), преди да бъде покрита с цинк, калай или емайл. Сярната киселина служи като електролит в конвенционалните оловно-киселинни батерии.

Сярната киселина има толкова силна способност да абсорбира вода, че може да се използва като ефективен дехидратиращ агент. Газовете, които не реагират със сярна киселина, могат да бъдат изсушени чрез преминаването им през нея. Дехидратиращата сила на концентрираната сярна киселина е толкова голяма, че органичните съединения, като захарта, под нейното действие губят водород и кислород под формата на вода.

$C_(12)H_(22)O_(11) \rightarrow 12C + 11H_(2)O$

Захар (захароза) H 2 SO 4

Много експлозиви, като нитроглицерин, се произвеждат чрез взаимодействие на органични съединения с азотна киселина за образуване на експлозив и вода, като напр.

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3H 2 O

Глицерин H 2 SO 4 Нитроглицерин

За да се накарат тези обратими реакции да вървят отляво надясно, азотната киселина се смесва със сярна киселина, която поради своето дехидратиращо действие насърчава образуването на реакционни продукти. (Два други примера са дадени в раздел 7.7.)

Гореща концентрирана сярна киселина е силен окислител; неговият редукционен продукт е серен диоксид. Сярната киселина разтваря медта и дори може да окисли въглерода

Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

Разтварянето на медта в гореща концентрирана сярна киселина илюстрира общата реакция - разтваряне на неактивен метал в киселина с едновременното действие на окислител. Активните метали се окисляват до катиони под действието на водороден йон, който след това се редуцира до елементарен водород, напр.

Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (g.)

Подобна реакция с мед не се случва. Въпреки това, медта може да се окисли до Cu 2+ йона чрез действието на силен окислител, като хлор или азотна киселина, или, както е показано по-горе, с гореща концентрирана сярна киселина.

сулфати

Сярната киселина се комбинира с основи, за да образува средни сулфати, като K 2 SO 4 (калиев сулфат) и киселинни сулфати (понякога наричани бисулфати), като калиев хидроген сулфат KHSO 4 .

Слабо разтворими сулфати се намират под формата на минерали, които включват CaSO 4 2H 2 O (гипс), SrSO 4, BaSO 4 (барит) и PbSO 4. Бариевият сулфат е най-малко разтворим от всички сулфати; следователно, образуването му под формата на бяла утайка служи като качествена реакция към сулфатния йон.

Най-често срещаните разтворими сулфати включват: Na 2 SO 4 10H 2 O, (NH 4) 2 SO 4, MgSO 4 7H 2 O (горчива сол), CuSO 4 5H 2 O (меден сулфат), FeSO 4 7H 2 O, ( NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O (добре кристализирана и лесно пречистена сол, използвана в аналитичната химия за приготвяне на стандартни разтвори на желязо), ZnSO 4 7H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2 O (стипца), (NH 4) Al (SO 4) 2 12H 2 O (алуминиево-амониева стипца) и KCr (SO 4) 2 12H 2 O (хромова стипца).

Тио- или сулфонови киселини

Натриевият тиосулфат Na 2 S 2 O 3 5H 2 O (неправилно наречен "натриев хипосулфит") е вещество, използвано във фотографията. Получава се чрез кипене на разтвор на натриев сулфит с чиста сяра.

SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-

Бисулфитен йон Тиосулфатен йон

Тиосярната киселина H 2 S 2 O 3 е нестабилна; когато тиосулфатът се третира с киселина, се образуват серен диоксид и сяра.

Структурата на тиосулфатния S 2 O 3 2- йон е интересна с това, че два серни атома не са еквивалентни. Този йон е сулфатен йон SO 4 2-, в който един от кислородните атоми е заменен със серен атом (фиг. 8.4). На централния серен атом може да се припише степен на окисление +6, а на прикрепения серен атом може да се припише степен на окисление от -2.

Тиосулфатният йон лесно се окислява, особено с йод, до тетратионатния йон S 4 O 6 2-

2S 2 O 3 2- → S 4 O 6 2- +2 д

2S 2 O 3 2- + I 2 → S 4 O 6 2- + 2I -

Тази реакция между тиосулфатен йон и йод се използва широко при количествения анализ на вещества с окислителни или редуциращи свойства.

Ориз. 8.4.Тиосулфатни и тетратионатни йони.

Селен и телур

Транс-аргоноидните съединения на селена много приличат на съответните серни съединения. Селенатите, соли на селеновата киселина H 2 SeO 4 са много подобни на сулфатите. Телуровата киселина, от друга страна, има формулата Te (OH) 6, а големият централен атом има координационен номер не 4, а 6, точно като йодния атом в молекулата H 5 IO 6.

Химия на елементите Неметали от VIA-подгрупа

Елементите от подгрупата VIA са неметали, с изключение на Po.

Кислородът е много различен от другите елементи на подгрупата и играе специална роля в химията. Следователно химията на кислорода е подчертана в отделна лекция.

Сярата е най-важният сред останалите елементи. Химията на сярата е много обширна, тъй като сярата образува огромно разнообразие от съединения. Неговите съединения се използват широко в химическата практика и в различни индустрии. Когато се обсъждат неметали от подгрупата VIA, най-голямо внимание ще се обърне на химията на сярата.

Ключови въпроси, разгледани в лекцията

Обща характеристика на неметалите от подгрупата VIA. Естествени съединения Сяра

Просто вещество Серни съединения

Сероводород, сулфиди, полисулфиди

серен диоксид. Сулфити

Серен триоксид

Сярна киселина. окислителни свойства. сулфати

Други серни съединения

селен, телур

Прости вещества Съединения на селен и телур

Селениди и телуриди

Se и Te съединения в окислително състояние (+4)

Селенова и телурова киселини. окислителни свойства.

				Елементи на подгрупата VIA
					основни характеристики
						p-елементите принадлежат към подгрупата VIA: киселина-
					род O, сяра S, селен Se, телур Te, полоний Po.
									Общата формула за валентни електрони
									тронове - ns 2 np 4 .
			кислород
						Кислородът, сярата, селенът и телурът са неметали.
					Те често се групират под общото име "халкогени",
					което означава "образуване на руди". Наистина много
					металите се срещат в природата под формата на оксиди и сулфиди;
					в сулфидни руди				в малки количества с
					има селениди и телуриди.
						Полоният е много рядък радиоактивен елемент, който
					който е метал.
			молибден
						За създаване на стабилен осем електрон
					халкогеновите атоми нямат само два електро-
					нов Минималното състояние на окисление (–2) е
			волфрам		устойчиви на всякакви елементи. Това е тази степен на окисление
					елементите се показват в естествени съединения - добре-
					страни, сулфиди, селениди и телуриди.
						Всички елементи на VIA-подгрупа, с изключение на О, са изложени
			сеаборгиум		положителни степени на окисление +6 и +4. Най-
					най-високата степен на окисление на кислорода е +2, показва
	само във връзка с Ф.

Най-характерните степени на окисление за S, Se, Te са

xia: (–2), 0, +4, +6, за кислород: (–2), (–1), 0.

При прехода от S към Te стабилността на най-високата степен на окисление е +6

намалява, а стабилността на степента на окисление +4 се увеличава.

За Se, Te, Po, - най-стабилната степен на окисление е +4.

Някои характеристики на атомите на елементите ViB - подгрупи

		Относителна	Първа енергия
		електроотри-	йонизация,
		стойност	kJ/mol
		(според анкетата)
				увеличаване на броя на
				тронни слоеве;
				увеличаване на размера на атома;
				намаляване на енергията io-
				намаляване на електрическото
				стойности

Както се вижда от горните данни , кислородът е много различен от другите елементи от подгрупатависока стойност на йонизационна енергия, ма-

голям орбитален радиус на атома и висока електроотрицателност, само F има по-висока електроотрицателност.

Кислородът, който играе много специална роля в химията, се счита от

разумно. Сред останалите елементи от групата VIA, сярата е най-важната.

			Сярата образува много голям брой различни
			различни връзки. Неговите съединения са известни от почти всички
			mi елементи, с изключение на Au, Pt, I и благородни газове. хърватски
			ме на широко разпространените съединения S в мощности
	3s2 3p4
			окисление (–2), +4, +6, са известни, като правило,
			стабилни съединения в степени на окисление: +1 (S2 O), +2

(SF2, SCl2), +3 (S2O3, H2S2O4). Разнообразието от серни съединения се потвърждава и от факта, че са известни само около 20 кислород-съдържащи киселини S.

Силата на връзката между S атомите се оказва съизмерима с

връзки S с други неметали: O, H, Cl, следователно, S се характеризира с

включително много разпространения минерал пирит, FeS2 и политионови киселини (напр. H2S4O6) По този начин химията на сярата е доста обширна.

Най-важните серни съединения, използвани в промишлеността

Най-широко използваното сярно съединение в промишлеността и лабораторията е сярната киселина. Световният обем на производство на сер-

киселина е 136 милиона тона. (никоя друга киселина не се произвежда в толкова големи количества). Общите съединения включват

дали сярна киселина - сулфати, както и соли на сярна киселина - сулфити.

естествени сулфидисе използват за получаване на най-важните цветни метали

талове: Cu, Zn, Pb, Ni, Co и др. Други често срещани серни съединения включват: хидросулфидна киселина H2S, ди- и триоксиди на сярата: SO2

и SO3, тиосулфат Na2S2O3; киселини: дисулфурна (пиросярна) H2 S2 O7, перокси-

кодисулфат H2 S2 O8 и пероксодисулфати (персулфати): Na2S2O8 и

(NH4)2S2O8.

Сяра в природата

чай под формата на просто вещество, образувайки големи подземни находища,

и под формата на сулфидни и сулфатни минерали , както и под формата на съединения,

които са примеси във въглища и нефт. В резултат на това се получават въглища и нефт

тези разлагане на органични вещества, а сярата е част от животните и растенията

телесни протеини. Следователно, когато се изгарят въглища и нефт, се образуват серни оксиди,

замърсяване на околната среда.

Естествени серни съединения

Ориз. Пирит FeS2 е основният минерал, използван за производството на сярна киселина.

самородна сяра;

сулфидни минерали:

FeS2 - пирит или железен пирит

FeCuS2 - халкопирит (количествена мед)

FeAsS - арсенопирит

PbS - галенит или оловен блясък

ZnS - сфалерит или цинкова смес

HgS - цинобър

Cu2 S- халкоцит или меден блясък

Ag2 S - аргентит или сребърен блясък

MoS2 - молибденит

Sb2 S3 - стибнит или антимонов блясък

As4 S4 - realgar;

сулфати:

Na2SO4. 10 H2 O - мирабилит

CaSO4 . 2H2 O - гипс

CaSO4 - анхидрит

BaSObarite или тежък шпат

SrSO4 е селестин.

Ориз. Гипс CaSO4. 2H2O

проста субстанция

В простото вещество серните атоми са свързани с два съседни.

Най-стабилна е структурата, състояща се от осем серни атома,

обединени в гофриран пръстен, наподобяващ корона. Има няколко модификации на сярата: ромбична сяра, моноклинна и пластична сяра. При обикновена температура сярата е под формата на жълти крехки кристали.

ромбична форма (-S), образувана от

йонни молекули S8 . Друга модификация - моноклинна сяра (-S) също се състои от осемчленни пръстени, но се различава по местоположение

подреждане на S8 молекули в кристала. Когато дис-

топящите се серни пръстени са разкъсани. В същото време, mo-

могат да се образуват заплетени нишки, които

Ориз. сяра

направете стопилката вискозна, с допълнително

С повишаване на температурата полимерните вериги могат да се разпаднат и вискозитетът ще намалее. Пластмасовата сяра се образува при рязкото охлаждане на стопеното

сяра и се състои от заплетени вериги. С течение на времето (в рамките на няколко дни) ще се превърне в ромбична сяра.

Сярата кипи при 445o C. Равновесията се осъществяват в серни пари:

450 o С	650 o С	900 o C	1500 o C
S 8  S 6	 S 4	 S 2	 С

S2 молекулите имат структура, подобна на O2.

Сярата може да бъде окислена (обикновено до SO2) и може да бъде редуцирана

надстроен до S(-2). При нормални температури почти всички реакции, включващи твърда сяра, се инхибират; протичат само реакциите с флуор, хлор и живак.

Тази реакция се използва за свързване на най-малките капчици разлят живак.

Течната и парообразната сяра са силно реактивни . Серните пари изгарят Zn, Fe, Cu. При преминаване на Х 2 образува се над стопена сяра

H 2 S. При реакции с водород и метали сярата действа като окислител

Сярата може лесно да се окисли под действието на халогени.

и кислород. Когато се нагрява на въздух, сярата изгаря със син пламък, окислявайки се

до SO2.

S + O2 = SO2

Сярата се окислява с концентрирани сярна и азотна киселини:

S + 2H2SO4 (конц.) = 3SO2 + 2H2O,

S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6 NO2 + 2H2O

В горещи алкални разтвори сярата е непропорционална.

3S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O.

Когато сярата реагира с разтвор на амониев сулфид, жълто-червен полисулфидни йони(–S–S–)n или Sn 2– .

Когато сярата се нагрява с разтвор на сулфит, се получава тиосулфат и

при нагряване с разтвор на цианид - тиоцианат:

S + Na 2 SO3 = Na2 S2 O3, S + KCN = KSCN

За аналитичното откриване на йони Fe3+ се използва калиев тиоцианат или тиоцианат:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

Полученото комплексно съединение има кървавочервен цвят,

дори при ниска концентрация на хидратирани йони Fe3+ в

Около 33 милиона тона самородна сяра се добиват годишно в света. Основното количество извлечена сяра се преработва в сярна киселина и се използва

използван в каучуковата промишленост за вулканизиране на каучук. Добавете сяра

свързва се с двойни връзки на каучукови макромолекули, образувайки дисулфидни мостове

ki -S- S-, като по този начин сякаш ги "зашиват", което придава на гумата здравина и еластичност. Когато голямо количество сяра се въведе в каучук, ебо-

nit, който е добър изолационен материал, използван в електротехниката. Сярата се използва и във фармацевтичните продукти за приготвяне на мехлеми за кожата и в селското стопанство за борба с вредителите по растенията.

Серни съединения

Сероводород, сулфиди, полисулфиди

Сероводород H 2 S се среща естествено в сярни минерални води,

присъства във вулканичен и природен газ, образуван при разпадането на бялото

ков тела.

Сероводородът е безцветен газ с миризма на развалени яйца и е силно токсичен.

Той е слабо разтворим във вода, при стайна температура три обема газообразен H2 S се разтварят в един обем вода. Концентрацията на H 2 S в наситен

ном разтвор е ~ 0,1 mol/l . При разтваряне във вода се образува

хидросулфидна киселина, която е една от най-слабите киселини:

		H2 S  H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 ,
		HS -  H+ + S 2–,								K2 = 1,10 –14
Изпълнител:											Известни са много естествени сулфиди (вижте списъка със сулфидни минерали). Сулфидите на много тежки цветни метали (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) са са индустриално важни руди. Те се превръщат в оксиди чрез изпичане във въздуха, напр. 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 тогава оксидите най-често се редуцират с въглища: ZnO + C = Zn + CO Понякога оксидите се въвеждат в разтвор чрез действието на киселина и след това разтворът се подлага на електролиза, за да се редуцира металът. Сулфидите на алкалните и алкалоземните метали са практически химически йонни съединения. Сулфиди на други метали - предимство вено-ковалентни съединения, като правило, с нестехиометричен състав. Много неметали също образуват ковалентни сулфиди: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Известни са естествени сулфиди As и Sb. Сулфиди на алкални и алкалоземни метали, както и сулфиди амониевият фураж е силно разтворим във вода, останалите сулфиди са неразтворими рими. Изолират се от разтвори под формата на характерно оцветени утайки, Например, Pb(NO3 )2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Тази реакция се използва за откриване на H2S и S2– в разтвор. Някои от неразтворимите във вода сулфиди могат да бъдат доведени в разтвор от киселини, поради образуването на много слаба и летлива сярна киселина. естествена киселина, напр. NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Сулфидите могат да бъдат разтворени в киселини: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Метални сулфиди и PR стойности Сулфиди Цвят на утайката PR стойност 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 Кафяв 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 Сулфидите, характеризиращи се с много ниска стойност на продукта на разтворимост, не могат да се разтварят в киселини с образуването на H2S. В ki- сулфидите не се разтварят в процепи: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Ако реакцията на разтваряне на сулфид поради образуването на H2S е невъзможна, след това може да се прехвърли в разтвор чрез действието на концентрирана азотна киселина слотове или царска аква. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Сулфидният анион S 2– е силен акцептор на протони (os- иновации според Brønsted). Такасилно разтворими сулфиди

§8 Елементи VI И групите.

Кислород, сяра, селен, телур, полоний.

Обща информация за елементите VI А група:

Елементите от група VI А (с изключение на полоний) се наричат ​​халкогениди. На външното електронно ниво на тези елементи има шест валентни електрона (ns2 np4), следователно те показват валентност 2 в нормално състояние и -4 или 6 във възбудено състояние (с изключение на кислорода). Кислородният атом се различава от атомите на други елементи от подгрупата по отсъствието на d-подниво във външния електронен слой, което причинява високи енергийни разходи за „сдвояване“ на неговите електрони, които не се компенсират от енергията на образуване на нови ковалентни връзки. Следователно ковалентността на кислорода е две. Въпреки това, в някои случаи кислородният атом, който има несподелени електронни двойки, може да действа като донор на електрони и да образува допълнителни ковалентни връзки според механизма донор-акцептор.

Електроотрицателността на тези елементи постепенно намалява в порядъка на O-S-Se-Te-Rho. Степента на окисление е от -2, +2, +4, +6. Радиусът на атома се увеличава, което отслабва неметалните свойства на елементите.

Елементите от тази подгрупа образуват съединения под формата H2R с водород (H2O, H2S, H2 Se, H2 Te, H2 Po).Тези съединения, разтваряйки се във вода, образуват киселини. Киселинните свойства се увеличават в посока H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se и Te образуват съединения от типа RO2 и RO3 с кислород. От тези оксиди се образуват киселини от типа H2 RO3 и H2 RO4. С увеличаване на атомния номер силата на киселините намалява. Всички те имат окислителни свойства. Киселини като H2 RO3 също проявяват редуциращи свойства.

Кислород

Естествени съединения и препарати:Кислородът е най-разпространеният елемент в земната кора. В свободно състояние се намира в атмосферния въздух (21%); в свързана форма е част от вода (88,9%), минерали, скали и всички вещества, от които са изградени растителните и животинските организми. Атмосферният въздух е смес от много газове, основната част от които са азот и кислород, и малко количество благородни газове, въглероден диоксид и водна пара. Въглеродният диоксид се образува в природата при изгарянето на дърва, въглища и други горива, дишането на животните и разпадането. В някои части на света CO2 се отделя във въздуха чрез вулканична дейност, а също и от подземни източници.

Естественият кислород се състои от три стабилни изотопа: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Изотопите 814 O, 815 O, 819 O също са получени изкуствено.

Кислородът е получен за първи път в чиста форма от KW Scheele през 1772 г., а след това през 1774 г. от D.Yu Priestley, който го изолира от HgO. Пристли обаче не е знаел, че газът, който е получил, е част от въздуха. Само няколко години по-късно Лавоазие, който изучава подробно свойствата на този газ, установява, че той е основната част от въздуха.

В лабораторията кислородът се получава по следните методи:

Е водна електролиза.За да се увеличи електрическата проводимост на водата, към нея се добавя алкален разтвор (обикновено 30% KOH) или сулфати на алкални метали:

Най-общо: 2H2 O → 2H2 + O2

На катода: 4H2 O+4e¯ → 2H2 +4OH¯

При анода: 4OH−4е→2H2 О+О2

- Разлагане на кислородсъдържащи съединения:

Термично разлагане на бертолетовата сол под действието на MnO2 катализатор.

KClO3 →2KCl+3O2

Термично разлагане на калиев перманганат

KMnO4 → K2 MnO4 + MnO2 + O2.

Термично разлагане на нитрати на алкални метали:

2KNO3 →2KNO2 +О2.

Разлагане на пероксиди:

2H2O2 → 2H2O + O2.

2ВаО2 → 2ВаО+О2.

Термично разлагане на живачен оксид (II):

2HgO→2HgO+О2.

Взаимодействието на пероксидите на алкалните метали с въглероден оксид (IV):

2Na2 O2 + 2CO2 → 2Na2 CO3 + O2.

Термично разлагане на белина в присъствието на катализатор - кобалтови соли:

2Ca(OCl)Cl → 2CaCl2 + O2.

Окисление на водороден пероксид с калиев перманганат в кисела среда:

2KMnO4 + H2 SO4 + 5H2 O2 → K2 SO4 + 2Mn SO4 + 8H2O + 5O2.

В индустрията:Понастоящем кислородът се произвежда в промишлеността чрез фракционна дестилация на течен въздух. При слабо нагряване на течен въздух първо се отделя азот от него (tboil (N2) = -196ºC), след това се отделя кислород (tboil (O2) = -183ºС).

Кислородът, получен по този метод, съдържа азотни примеси. Следователно, за да се получи чист кислород, получената смес се повторно дестилира и в крайна сметка се получава 99,5% кислород. В допълнение, малко кислород се получава чрез електролиза на вода. Електролитът е 30% разтвор на KOH.

Кислородът обикновено се съхранява в сини бутилки при налягане от 15 MPa.

Физикохимични характеристики:Кислородът е безцветен газ без мирис и вкус, малко по-тежък от въздуха, слабо разтворим във вода. Кислородът при налягане 0,1 МРа и температура -183ºС преминава в течно състояние, при -219ºС замръзва. В течно и твърдо състояние той се привлича от магнит.

Според метода на валентните връзки структурата на кислородната молекула, представена от схемата -:Ö::Ö: , не обяснява голямата сила на молекула, която има парамагнитни свойства, тоест несдвоени електрони в нормално състояние.

В резултат на свързването на електроните на два атома се образува една обща електронна двойка, след което несдвоеният електрон във всеки атом образува взаимна връзка с несподелена двойка на друг атом и между тях се образува триелектронна връзка . В възбудено състояние кислородната молекула проявява диамагнитни свойства, които съответстват на структурата по схемата: Ö=Ö: ,

Два електрона липсват, за да запълнят нивото на електроните в кислородния атом. Следователно кислородът в химичните реакции може лесно да добави два електрона и да покаже степен на окисление от -2. Кислородът само в съединения с по-електроотрицателен елемент флуорът проявява степен на окисление +1 и +2: O2 F2, OF2.

Кислородът е силен окислител. Той не взаимодейства само с тежки инертни газове (Kr, Xe, He, Rn), със злато и платина. Оксидите на тези елементи се образуват по други начини. Кислородът се включва в реакциите на горене, окисление, както с прости вещества, така и със сложни. При взаимодействие на неметали с кислород се образуват киселинни или солеобразуващи оксиди, а при взаимодействие на метали се образуват амфотерни или смесени оксиди.Така кислородът взаимодейства с фосфора при температура ~ 60°C,

4P+5O2 → 2P2 O5

С метали - оксиди на съответните метали

4Al + 3O2 → 2Al2O3

3Fe + 2O2 → Fe3O4

когато алкалните метали се нагряват на сух въздух, само литият образува оксид Li2O, а останалите са пероксиди и супероксиди:

2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2

Кислородът взаимодейства с водорода при 300 °C:

2H2 + O2 = 2H2O.

Когато взаимодейства с флуор, той проявява редуциращи свойства:

O2 + F2 = F2 O2 (в електрически разряд),

със сяра - при температура около 250 ° C:

Кислородът реагира с графит при 700 °C

C + O2 = CO2.

Взаимодействието на кислорода с азота започва само при 1200°C или при електрически разряд:

N2 + O22NO - Q.

Кислородът също реагира с много сложни съединения, например с азотен оксид (II), той реагира дори при стайна температура:

2NO + O2 = 2NO2.

По време на окисляването на сероводород, когато се нагрява, се образува сяра или серен оксид (IV), в зависимост от съотношението между кислород и сероводород:

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

2Н2 S + ZO2 = 2SO2 + 2Н2 О

При повечето реакции на окисление с участието на кислород се отделят топлина и светлина – такива процеси се наричат ​​горене.

озон

Озон-O3 е втората алотропна модификация на елемента кислород. Молекулата O3 има ъглова структура (ъгълът между връзките е 116º, дължината на връзката O=O, l=0,1278 nm) това е син газ. Течният озон е тъмно син. Той е отровен и експлозивен, особено в течно и твърдо състояние). Озонът се образува в атмосферата по време на мълниеносни разряди и има специфична миризма на свежест.

Обикновено озонът се произвежда в озонизатори чрез преминаване на тих електрически разряд през кислород (реакцията е ендотермична и силно обратима; добивът на озон е 5%):

3О22О3 ΔН=-285 kJ. При лабораторни условия озонът се получава чрез подкисляване на персулфат с азотна киселина.

(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+

H2 S2 O8 →2SO2 +O3 +H2O

O3 се образува с нисък добив в резултат на реакцията:

3F2 +H2O(g)→6HF+O3

O3 е най-силният окислител, окислява всички метали (с изключение на златото и платинените) и повечето неметали. Той превръща по-ниските оксиди в по-високи, а металните сулфиди в техните сулфати. При реакции, включващи O3, обикновено се образува O2, например:

2Ag+O3 →Ag2 O+O2

PbS+4O3 →PbSO4 +4O2

NH2 +3O3 →HNO2 +H2O

Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2O+O2

При излагане на O3 върху алкални метали могат да се получат озониди - нестабилни съединения, които се разлагат:

2KO3 →2KO2 +O2

Като силен окислител, озонът убива бактериите и следователно се използва за дезинфекция на въздуха. Стабилен озонов слой се намира в атмосферата на височина ~22 km. Този озонов слой предпазва Земята от вредно за живота чисто ултравиолетово лъчение.

Когато озонът взаимодейства с разтвор на калиев йодид, се освобождава йод, докато тази реакция не протича с кислород:

2KI + O3 + H2 O \u003d I2 + 2KOH + O2.

Реакцията често се използва като качествена за откриване на I- или озонови йони. За целта към разтвора се добавя нишесте, което дава характерен син комплекс с освободен йод, а също така е с високо качество, тъй като озонът не окислява Cl- и Br- йони.

Вода

Физични и химични свойства на водата:Чистата вода е безцветна, безвкусна, прозрачна течност без мирис. Плътност на водата при прехода неяот твърдо в течно състояние не намалява, както при почти всички други вещества, а се увеличава.

Водата е познато и необичайно вещество. Няма вещество на земята, което да е по-важно за нас от обикновената вода, и в същото време няма друго вещество, чиито свойства биха имали толкова противоречия и аномалии, колкото неговите свойства.

Почти ¾ от повърхността на нашата планета е заета от океани и морета. Твърда вода - сняг и лед - покрива 20% от земята. Климатът на планетата зависи от водата. Геофизиците казват, че Земята щеше да се охлади отдавна и да се превърне в безжизнено парче камък, ако не беше вода. Тя има много висок топлинен капацитет. Като се нагрява, поглъща топлина, а като се охлажда, я освобождава. Земната вода едновременно поглъща и връща много топлина, като по този начин изравнява климата. Земята е защитена от космически студ от онези молекули, които са разпръснати в атмосферата – в облаци и под формата на пари.

Водата по физични свойства се различава значително от другите разтворители: При 4ºС водата има максимална плътност и само при по-нататъшно нагряване нейната плътност намалява. Ако с понижаване на температурата и по време на прехода от течно към твърдо състояние водата се промени подобно на други вещества, тогава когато наближи зимата, повърхностните слоеве на естествените води ще се охладят до 0 ° C и ще потънат на дъното, докато цялата маса на резервоара ще придобие температура от 0°C. Водата щеше да замръзне, ледовете ще потънат на дъното и езерцето ще замръзне до цялата си дълбочина. Много форми на живот във водата биха били невъзможни. Реално охладеният слой, който има по-ниска плътност, остава на повърхността, замръзва и по този начин предпазва долните слоеве от охлаждане.

Водата има необичайно висок топлинен капацитет (4,18 J/g∙K), така че през нощта, както и при прехода от лято към зима, водата се охлажда бавно. И през деня, или по време на прехода от зима към лято, той също се нагрява бавно, като по този начин е регулатор на температурата на земното кълбо.

Водата в нормалното си състояние е течност, докато H2 S, H2 Se, H2 Te са газове. Температурите на кристализация и изпаряване на водата са значително по-високи от съответните температури на тези съединения.

Водата има много висока диелектрична константа (78,5 при 298K).

Водата е добър разтворител за полярни течности и съединения с йонни връзки; образува кристални хидрати с много химични съединения.

Дълго време необичайните свойства на водата са били загадка за учените. Те се дължат главно на следните причини:

Полярната природа на молекулите;

Наличието на несподелени електронни двойки при кислородния атом;

Водородни връзки.

Връзката между водородните и кислородните атоми е полярна, което води до асиметрия в разпределението на електронните заряди и следователно до полярността на молекулата. Дължината на връзката е 96 nm, а ъгълът между връзките е ~ 105º.

Наличието на самотни двойки електрони в кислорода и изместването на споделени електронни двойки от водородни атоми към кислород причиняват образуването на водородни връзки. Енергията на свързване е 25 kJ/mol. Кислородният атом във водната молекула е в състояние на sp3 хибридизация. Следователно ъгълът на свързване на HOH е близък до тетраедричния ъгъл (109,5º).

Молекулното тегло на парата вода е 18 и съответства на най-простата й формула. Молекулното тегло на течността обаче е по-високо. Това показва, че свързването на молекулите се случва в течната фаза; комбинирането им в по-сложни агрегати, поради образуването на водородни връзки между молекулите.

В твърда вода (лед) кислородният атом на всяка молекула участва в образуването на две водородни връзки със съседни водни молекули.

Структурата на леда принадлежи към най-малко плътните структури, в него има кухини, чиито размери са малко по-големи от размерите на водна молекула. Когато ледът се стопи, структурата му се разрушава, но водородните връзки остават в течната фаза, образуват се асоциати, но съществуват за кратко време: разрушаването на едни и образуването на други агрегати се случва постоянно. В кухините на такива "ледени" агрегати могат да се поставят единични водни молекули, докато опаковката на водните молекули става плътна. Ето защо, когато ледът се топи, обемът, зает от водата, намалява, а плътността му се увеличава. Когато водата се нагрява, част от топлината се изразходва за разкъсване на водородните връзки. Това обяснява високия топлинен капацитет на водата. Водородните връзки между водните молекули се прекъсват напълно само когато водата премине в пара.

На Земята има един деутериев атом на всеки 6800 протиеви атома, а в междузвездното пространство един деутериев атом вече е за 200 протиеви атома.

Водата е силно реактивно вещество.

Водата реагира с много металис отделяне на водород:

2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH (силно)

2K + 2H2O = H2 + 2KOH (насилствено)

3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (само при нагряване)

Не всички, а само достатъчно активни метали могат да участват в редокс реакции от този тип. Алкалните и алкалоземните метали реагират най-лесно.

От неметалинапример въглеродът и неговото водородно съединение (метан) реагират с вода. Тези вещества са много по-малко активни от металите, но все пак могат да реагират с вода при високи температури:

C + H2O ® H2 + CO

CH4 + 2H2O® 4H2 + CO2

Водата се разлага на водород и кислород под действието на електрически ток. Това също е редокс реакция, при която водата е едновременно окислител и редуциращ агент:

2H2O 2H2+O2

Водата реагира с много оксиди неметали. За разлика от предишните, тези реакции не са редокс, а сложни реакции:

P2O5 +3H2O→2H3PO4; N2O5 +H2O→2HNO3

Оксидите на алкални и алкалоземни метали реагират с вода, за да образуват съответните алкали:

CaO+H2O→Ca(OH)2

Не всички метални оксиди са способни да реагират с вода. Някои от тях са практически неразтворими във вода и поради това не реагират с вода. Това са ZnO, TiO2, Cr2 O3, от които например се приготвят водоустойчиви бои. Железните оксиди също са неразтворими във вода и не реагират с нея. Много съединения на метали с неметали лесно взаимодействат с вода, за да образуват съответните метални хидроксиди и водородни съединения на неметали:

PCl3 +3H2O → H3PO3 + 3HCl

Al2 S3 +6H2 O→2Al(OH)3 +3H2 S

Ca3 P2+6H2 O→3Ca(OH)2 +2PH3

Na3N+3H2O→3NaOH+NH3

KH+H2O→KOH+H2

Водата образува множество съединения, в които нейната молекула е напълно запазена. Това са т.нар хидратира. Ако хидратът е кристален, тогава се нарича кристален хидрат, Например:

CuSO4 +5 H2O→CuSO4 . 5H2O

H2SO4 + H2O = H2SO4 . H2O (хидрат на сярна киселина)

NaOH + H2O = NaOH . H2O (хидрат на сода каустик)

Като десиканти се използват съединения, които свързват водата в хидрати и кристални хидрати. С тяхна помощ например отстранете водните пари от влажния атмосферен въздух.

Специална реакция на водата - фотосинтеза - синтеза на нишесте (C6 H10 O5) n и други подобни съединения (въглехидрати) от растенията, протичаща с освобождаването на кислород:

6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (под действието на светлината)

Водата има каталитична активност. При липса на следи от влага обикновените реакции практически не протичат, например, натрият, белият фосфор не се окисляват, хлорът не взаимодейства с метали, флуороводородът не реже стъкло.

Водороден пероксид

Водородният пероксид H2O2 е водородно-кислородно съединение, съдържащо рекордно количество кислород - 94% от масата. Молекулите на H2O2 съдържат пероксидни групи –О–О–, които до голяма степен определят свойствата на това съединение.

Поради асиметричното разпределение на H-O връзките, молекулата H2O2 е силно полярна. Между молекулите H2O2 възниква доста силна водородна връзка, което води до тяхното свързване. Следователно, при нормални условия, водородният прекис е бледосиня сиропирана течност (плътност 1,44) с доста висока точка на кипене (150ºС). При съхранение H2 O2 се разлага.

Селенът се получава от отпадъчни продукти от производството на сярна киселина, целулоза и хартия и анодна утайка от електролитно рафиниране на мед. Селенът присъства в утайката заедно със сяра, телур, тежки и благородни метали. За да се извлече селен, утайката се филтрира и се подлага на окислително изпичане (около 700 °C) или нагряване с концентрирана сярна киселина. Полученият летлив SeO2 се улавя в скрубери и електростатични утаители. От разтвори търговският селен се утаява със серен диоксид. Използва се и синтероване на утайката със сода, последвано от излугване на натриев селенат с вода и изолиране на селен от разтвора. За да се получи селен с висока чистота, използван като полупроводников материал, суровият селен се рафинира чрез вакуумна дестилация, прекристализация и други.

Физични и химични свойства на селена.Конфигурацията на външната електронна обвивка на атома Se 4s2 4p4; спиновете на два p-електрона са сдвоени, докато другите два не са сдвоени, така че атомите на селена са в състояние да образуват Se2 молекули или вериги от Sen атоми. Вериги от атоми на селен могат да бъдат затворени в пръстенни Se8 молекули. Разнообразието на молекулярната структура определя съществуването на селен в различни алотропни модификации: аморфни (прахообразни, колоидни, стъкловидни) и кристални (моноклинни α- и β-форми и хексагонални γ-форми). Аморфен (червен) прахообразен и колоиден селен (плътност 4,25 g / cm3 при 25 ° C) се получава чрез редукция от разтвор на селенова киселина H2 SeO3, бързо охлаждане на селенови пари и други методи. Стъкловидният (черен) селен (плътност 4,28 g/cm3 при 25°C) се получава чрез нагряване на всяка модификация на селена над 220°C, последвано от бързо охлаждане. Селенът на стъкловидното тяло има стъкловиден блясък и е крехък. Термодинамично най-стабилен е хексагоналният (сив) селен. Получава се от други форми на селен чрез нагряване до топене с бавно охлаждане до 180-210°C и задържане при тази температура. Неговата решетка е изградена от успоредни спираловидни вериги от атоми. Атомите във веригите са ковалентно свързани. Всички модификации на селена имат фотоелектрични свойства. Шестоъгълният селен до температурата на топене е примесен полупроводник с дупкова проводимост. Селенът е диамагнит (двойките му са парамагнитни).

Селенът е стабилен във въздуха; кислород, вода, солна и разредена сярна киселини не го влияят, той е силно разтворим в концентрирана азотна киселина и царска вода, разтваря се непропорционално в основи:

Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2O

3Se + 6KOH → K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O

Селенът в съединенията има степени на окисление -2, +2, +4, +6. С кислород селенът образува редица оксиди: SeO, Se2O3, SeO2, SeO3. Последните два са анхидриди на селеновата H2 SeO3 и селеновата H2 SeO4 киселини (соли - селенити и селенати). SeO2 е най-стабилният. SeO2 и H2 SeO3 със силни окислители проявяват редуциращи свойства:

3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl

С халогените селенът дава съединения SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 и др. Сярата и телурът образуват непрекъсната серия от твърди разтвори със селен. С азот селенът дава Se4 N4, с въглерод - CSe2. Известни са съединения с фосфор P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5. Водородът взаимодейства със селен при t>=200 °C, образувайки H2 Se; Разтворът на H2Se във вода се нарича хидроселенова киселина. При взаимодействие с метали селенът образува селениди. Получени са множество комплексни съединения на селена. Всички селенови съединения са отровни.

Приложение на селен .Поради своята евтиност и надеждност, селенът се използва в преобразувателната технология в токоизправителни полупроводникови диоди, както и за фотоелектрични устройства (шестоъгълни), електрофотографски копирни машини (аморфен селен), синтез на различни селениди, като люминофори в телевизионни, оптични и сигнални устройства, термистори и др. п. селенът се използва широко за избелване на зелено стъкло и получаване на рубинени стъкла; в металургията - за придаване на финозърнеста структура на лятата стомана, подобряване на механичните свойства на неръждаемите стомани; в химическата промишленост - като катализатор; селенът се използва и във фармацевтичната индустрия и други индустрии.

8.4 Телур

Естествени съединения и получаване.Основен. източници на телур са утайки от електролитно рафиниране на мед и утайки от производството на сярна киселина, както и алкални шлаки от рафиниране на олово. По време на обработката на утайката от сярна киселина по метода на печене (виж Селен), телур остава в сгурия, която се излугва със солна киселина. Se се утаява от разтвора на солна киселина чрез преминаване на SO2, след което разтворът се разрежда до киселинно съдържание 10-12% и при нагряване от действието на SO2 се утаява телур.

При синтероване на утайката със сода и последващо излугване телурът преминава в разтвор и при неутрализация се утаява под формата на TeO2. Телурът се получава или чрез директна редукция на TeO2 с въглища, или чрез утаяване чрез действието на SO2 върху разтвори на хлороводородна киселина на TeO2. При преработката на утайката по сулфидния метод (излугване с разтвор на Na2S) телурът се изолира от разтвора (след утаяване на Se чрез аериране) чрез действието на сух Na2S2O3:

Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S

По време на обработката на утайка от меден електролит, телурът се превръща главно в сода шлака, получена от претопяването на остатъците в злато-сребърна сплав („метал Доре“). Когато се използва сулфатизация, част от телура преминава в сулфатни разтвори заедно с Cu. От тях телурът се утаява от действието на метална мед:

H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Cu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O

Телурът се екстрахира от содовата шлака след разтваряне във вода или чрез неутрализация с утаяване на TeO2 (пречиства се чрез повторно утаяване от сулфидни или киселинни разтвори, разтворен в алкали и телурът се изолира чрез електролиза), или грубият телур се утаява директно от содовия разтвор чрез електролиза. Намалява се с А1 в алкален разтвор:

6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. След това телурът се утаява чрез аериране:

2Na2 Te2 + 2H2O + O2 → 4Te + 4NaOH

За получаване на телур с висока чистота се използват неговите летливи съединения, по-специално TeCl4, който се пречиства чрез дестилация или ректификация и извличане от разтвор на солна киселина. След хидролиза на TeO2 хлорид, H2 се редуцира. Понякога H2Te се използва и за пречистване. В крайните етапи на пречистване се използват вакуумна сублимация, дестилация или ректификация на телур, както и зоново топене или насочена кристализация.

Физични и химични свойства.Телурът е сребристо-сиво вещество с метален блясък, на тънки слоеве червеникаво-кафяво в светло, златисто жълто по двойки. Телуриевата стопилка над ~ 700 °C има метална проводимост. Телурът е диамагнитен, магнитен. податливост - 0,31 10-9. Твърдост по Моос 2,3, Бринел 180-270 MPa; устойчивост на разкъсване 10,8 MPa. Телурът е крехък и става пластичен при нагряване.

За телур нормалният електроден потенциал е 0,56 V. Телурът, дори диспергиран, е стабилен във въздуха, но при нагряване изгаря (син пламък със зелен ореол), за да образува TeO2. Кристалният телур реагира с вода над 100°C, аморфният - над 50°C. Концентрирани алкални разтвори разтварят телур, за да образуват телуриди и телурити. Солната киселина и разреденият H2SO4 не влияят на телур, конц. H2SO4 го разтваря, получените червени разтвори съдържат катиона. HNO3 окислява телура до телура киселина H2 TeO3 (телуритни соли):

Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2O

Силни окислители (HClO3, KMnO4 и др.) се окисляват до телурова киселина H2 TeO4 (телуратни соли):

4Te + 3HClO4 + 4H2O → 4H2 TeO4 + 3HCl

Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O

Телурът се разтваря в разтвори на сулфиди и полисулфиди на алкални метали (с образуването на тиотелуриди и тиотелурити). Реагира с разтвори на Ag соли. Не се разтваря в CS2. Реагира с Cl2, F2 и Br2 при стайна температура, с I2 - при нагряване, сплави със S, P (не образува съединения), As (давайки As2 Te3), със Si (с образуването на Si2 Te3 и SiTe) , със Se (образуващи твърди разтвори по време на кристализация). Той не взаимодейства директно с бор и въглерод; при нагряване образува газообразен нестабилен TeCO карбонил. При стопяване с метали се получават телуриди.

Водородният телурид H2 Te е безцветен газ с неприятна миризма; в течно състояние зеленикаво-жълт, кристално-лимонено-жълт; т. кип. - 2°C, така че pl. - 51 °С; плътен 5,81 g/l; за газ; а на сух въздух при стайна температура бавно се разлага, във влажен въздух се окислява до телур; когато се нагрява на въздух, той изгаря, давайки TeO2; разтворимост във вода 0,1 М, воден разтвор-слаба киселина, K1 2 10-3; силен редуктор; получен чрез взаимодействие на Al2Te3 със солна киселина, както и чрез електролиза на разтвор на H2SO4 с телурий катод при 0°C; използва се за производство на телур с висока чистота.

TeF6 хексафлуоридът е безцветен газ; т.т. - 37.8°С, темп. -38,6°С; плътен 10,7 g/l; стабилен на сух въздух, не засяга стъклото; разтваря се във вода, като постепенно се хидролизира с образуването на флуоротелурови киселини TeFn (OH) 6-n, където n е от 1 до 4, и в крайна сметка телурова киселина; образува съединения с метални флуориди, например. Ag и Ba; получен чрез флуориране на телур при нагряване. Тетрафлуорид TeF4 - ромбични кристали; т.т. 129,6°С, т.к. 194°С (с разлагане); плътност 4,22 g/cm3; много хигроскопичен, лесно хидролизиран; с флуориди на алкални метали образува пентафлуоротелурати М; получен чрез действието на SeF4 върху TeO2. Флуориди телурафлуориращи агенти.

TeCl4 тетрахлорид - жълти кристали; т.т. 224°С, т.к. 381,8°С; плътен 3,01 g/cm3; ур-ция на температурната зависимост на парното налягане \ gp (mm Hg) \u003d 8,791 - - 3941 / T (497 - 653); много хигроскопичен, хидролизира се с вода; в концентриран разтвор на НС1, образувайки хлоротелурова киселина H2 TeC16; от разтвори на солна киселина се екстрахира с трибутил фосфат и други органични разтворители; с хлориди на алкални метали образува хекса-M2 [TeCl6] и пентахлоротелурати M[TeC15], с хлориди на Al, Fe(III), Zr и други комплекси с катиони, например TeC13; получен чрез хлориране на телур; TeCl4 е изходният материал за производството на телур с висока чистота. Кафявият TeCl2 дихлорид е стабилен в пари и може да бъде кондензиран в течност. Получават се и два кристални нисши хлорида - сребристо-сив Te2 Cl3 и метастабилен черен Te2 Cl с метален блясък.

TeS2 и TeS3 сулфидите, които се разлагат при нагряване, могат да бъдат получени чрез утаяване от водни разтвори; Известни са TeS7 и Te7 S10. Тиотелуратите (напр. Na2TeS3) могат да бъдат получени чрез разтваряне на телур в разтвор на полисулфиди на алкални метали или сяра в разтвори на полителуриди, както и чрез сливане. Тиотелуратите са междинни продукти в някои процеси на възстановяване на телур.

Приложение.Най-важната област на приложение на телура е синтезът на разлагането на телуриди с полупроводникови свойства. Телурът се използва и в металургията за легиране на чугун и стомана, Pb, Cu (за повишаване на тяхната механична и химическа устойчивост). Телурът и неговите съединения се използват в производството на катализатори, спец. очила, инсектициди, хербициди и др.

полоний

Естествени съединения и получаване на полоний.Радиоактивен химичен елемент от група VI на периодичната система, аналог на телур. Атомно число 84. Няма стабилни изотопи. Известни са 27 радиоактивни изотопа на полоний с масови числа от 192 до 218, от които седем (с масови числа от 210 до 218) се намират в природата в много малки количества като членове на радиоактивната серия от уран, торий и актиний, останалите изотопи са получени изкуствено. Най-дълго живеещите изотопи на полония са изкуствено произведени 209 Rho ( т 1/2 = 102 години) и 208 Rho ( т 1/2 \u003d 2,9 години), както и 210 Rho, съдържащи се в радиево-уранови руди ( т 1/2 = 138,4 дни). Съдържанието на 210 Rho в земната кора е само 2 10–14%; 1 тон естествен уран съдържа 0,34 g радий и фракции от милиграм полоний-210. Най-краткоживеещият известен изотоп на полония е 213 Po ( т 1/2 = 3 10–7 s). Най-леките изотопи на полония са чисти алфа излъчватели, докато по-тежките изотопи едновременно излъчват алфа и гама лъчи. Някои изотопи се разпадат чрез улавяне на електрони, а най-тежките също проявяват много слаба бета активност. Различните изотопи на полония имат исторически имена, възприети още в началото на 20-ти век, когато са получени в резултат на верига от разпад от "родителския елемент": RaF (210 Po), AcC "(211 Po), ThC" (212 Po), RaC " (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).

Полоний-210 се синтезира чрез неутронно облъчване на естествен бисмут (съдържа само 208 Bi) в ядрени реактори (бета-активният изотоп на бисмут-210 се образува междинно): 208 Bi + n → 210 Bi → 210 Po + e. При облъчване на бисмута с ускорени протони се образува полоний-208, който се отделя от бисмута чрез сублимация във вакуум – както направи М. Кюри. В СССР Зинаида Василиевна Ершова (1905–1995) разработва метода за изолиране на полоний. През 1937 г. е изпратена в Париж в Института по радий в лабораторията на М. Кюри (ръководител по това време от Ирен Жолио-Кюри). В резултат на тази командировка колегите започнаха да я наричат ​​„руската мадам Кюри“. Под научното ръководство на З. В. Ершова в страната беше създадено постоянно, екологично производство на полоний, което даде възможност за изпълнение на националната програма за изстрелване на луноходи, в които полоний се използва като източник на топлина.

Дългоживеещите изотопи на полония все още не са получили значително практическо приложение поради сложността на техния синтез. За получаването им могат да се използват ядрени реакции.

207Pb + 4He® 208Po + 3n,

208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n,

208 Bi + 2D® 208 Po + 3n,

208 Bi + 2D® 208 Po + 2n,

където 4 He са алфа частици, 1 H са ускорени протони, 2 D са ускорени деутрони (деутериеви ядра).

свойства на полония.Телурът вече частично проявява метални свойства, докато полоният е мек сребристо-бял метал. Поради силната радиоактивност той свети в тъмното и се нагрява много, така че е необходимо непрекъснато отвеждане на топлината. Точката на топене на полония е 254 ° C (малко по-висока от тази на калая), точката на кипене е 962 ° C, следователно, дори при леко нагряване, полоният сублимира. Плътността на полония е почти същата като тази на медта - 9,4 g/cm3. В химичните изследвания се използва само полоний-210; по-дългоживеещите изотопи практически не се използват поради трудността да се получат със същите химични свойства.

Химичните свойства на металния полоний са близки до тези на най-близкия му аналог телур; той проявява степен на окисление от –2, +2, +4, +6. Във въздуха полоният бавно се окислява (бързо при нагряване до 250 ° C) с образуването на червен диоксид PoO2 (при охлаждане той става жълт в резултат на пренареждане на кристалната решетка). Сероводородът от разтвори на полониеви соли утаява черен сулфид PoS.

Силната радиоактивност на полония се отразява в свойствата на неговите съединения. И така, в разредена солна киселина, полоният бавно се разтваря с образуването на розови разтвори (цветът на Po2+ йони):

Po + 2HCl ® PoCl2 + H2 ,

обаче, под действието на собственото си излъчване, дихлоридът се превръща в жълт PoCl4. Разредената азотна киселина пасивира полония, докато концентрираната азотна киселина бързо го разтваря:

Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O

С неметали от група VI, полоният е свързан чрез реакцията с водород за образуване на летливия PoH2 хидрид (т.т. -35 ° C, bp +35 ° C, лесно се разлага), реакцията с метали (при нагряване) се образува черни твърди полониди (Na2Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo и др.) и реакция с разтопени алкали за образуване на полонид:

3Po + 6NaOH ® 2Na2Po + Na2PoO3 + H2O.

Полоният реагира с хлор, когато се нагрява, за да образува ярко жълти кристали PoCl4, червени кристали PoBr4 се получават с бром, а полоният реагира с йод вече при 40 ° C, за да образува черен летлив йодид PoI4. Белият полониев тетрафлуорид PoF4 също е известен. При нагряване тетрахалидите се разлагат, за да образуват по-стабилни дихалогениди:

PoCl4® PoCl2 + Cl2.

В разтворите полоният съществува под формата на катиони Po2+, Po4+, аниони PoO32–, PoO42–, както и различни комплексни йони, например PoCl62–.

Използването на полонийПолоний-210 излъчва алфа лъчи с енергия от 5,3 MeV, които се забавят в твърда материя, преминавайки само хилядна част от милиметъра и отдавайки енергията си в процеса. Животът му позволява да се използва полоний като източник на енергия в атомни батерии на космически кораби: само 7,5 g полоний са достатъчни за получаване на мощност от 1 kW. В това отношение той превъзхожда други компактни "атомни" източници на енергия. Такъв енергиен източник работеше например на Луноход-2, загрявайки оборудването по време на дълга лунна нощ. Разбира се, мощността на полониеви енергийни източници намалява с времето - наполовина на всеки 4,5 месеца, но по-дългоживеещите полониеви изотопи са твърде скъпи. Полоният също се използва удобно за изследване на ефектите на алфа лъчението върху различни вещества. Като алфа излъчвател, полоният, смесен с берилий, се използва за създаване на компактни неутронни източници:

9 Be + 4 He ® 12 C + n.

В такива източници вместо берилий може да се използва бор. През 2004 г. беше съобщено, че инспектори от Международната агенция за атомна енергия (МААЕ) са открили програма за производство на полоний в Иран. Това доведе до подозрението, че може да се използва в източник на берилий, за да "започне" с помощта на неутрони ядрена верижна реакция в уран, водеща до ядрена експлозия.

Полоният, когато влезе в тялото, може да се счита за едно от най-токсичните вещества: за 210 Rho максимално допустимото съдържание във въздуха е само 40 милиардни от микрограма на 1 m3 въздух, т.е. Полоният е 4 трилиона пъти по-токсичен от циановодородната киселина. Алфа-частиците, излъчвани от полония (и в по-малка степен и гама-лъчите), причиняват увреждане, което разрушава тъканите и причинява злокачествени тумори. Атомите на полоний могат да се образуват в белите дробове на човека в резултат на разпадането на газ радон в тях. В допълнение, металният полоний е в състояние лесно да образува най-малките аерозолни частици. Следователно цялата работа с полоний се извършва дистанционно в запечатани кутии.

Откриването на полоний.Съществуването на елемент с атомно число 84 е предсказано от Д. И. Менделеев през 1889 г. - той го нарича дителурий (на санскрит - "вторият" телур) и предполага, че неговата атомна маса ще бъде близка до 212. Разбира се, Менделеев не може предвидете, че този елемент е нестабилен. Полоният е първият радиоактивен елемент, открит през 1898 г. от семейство Кюри в търсене на източник на силна радиоактивност в определени минерали. Когато се оказало, че рудата от уранова смола излъчва по-силно от чистия уран, Мария Кюри решила да изолира химически нов радиоактивен химичен елемент от това съединение. Преди това бяха известни само два слабо радиоактивни химически елемента – уран и торий. Кюри започва с традиционния качествен химичен анализ на минерала по стандартната схема, която е предложена от немския аналитичен химик К. Р. Фрезениус (1818–1897) още през 1841 г. и според която много поколения ученици в продължение на почти век и една наполовина определени катиони по така наречения "метод на сероводород". В началото тя имаше около 100 г от минерала; след това американски геолози дават на Пиер Кюри още 500 г. Извършвайки систематичен анализ, М. Кюри всеки път проверява отделни фракции (утайки и разтвори) за радиоактивност с помощта на чувствителен електрометър, изобретен от съпруга й. Неактивните фракции се изхвърлят, активните се анализират допълнително. Помогна й един от ръководителите на химическата работилница в Училището по физика и индустриална химия Густав Бемон.

Първо, Кюри разтваря минерала в азотна киселина, изпарява разтвора до сухо, разтваря остатъка във вода и пропуска поток от сероводород през разтвора. В същото време се утаява утайка от метални сулфиди; според метода на Фрезениус тази утайка може да съдържа неразтворими сулфиди на олово, бисмут, мед, арсен, антимон и редица други метали. Утайката е радиоактивна, въпреки факта, че уранът и торият остават в разтвор. Тя третира черната утайка с амониев сулфид, за да отдели арсена и антимона, които при тези условия образуват разтворими тиосоли като (NH4)3 AsS4 и (NH4)3 SbS3. Разтворът не откри радиоактивност и беше изхвърлен. В утайката са останали олово, бисмут и медни сулфиди.

Частта от утайката на Кюри, която не се разтваря в амониев сулфид, отново се разтваря в азотна киселина, към разтвора се добавя сярна киселина и се изпарява на пламък на горелка до появата на гъсти бели SO3 пари. При тези условия летливата азотна киселина се отстранява напълно и металните нитрати се превръщат в сулфати. След охлаждане на сместа и добавяне на студена вода в утайката се оказва неразтворим оловен сулфат PbSO4 - в нея няма радиоактивност. Тя изхвърли утайката и добави силен разтвор на амоняк към филтрирания разтвор. В същото време отново изпадна утайка, този път - бяла; съдържаше смес от основен бисмутов сулфат (BiO)2 SO4 и бисмутов хидроксид Bi(OH)3. В разтвора остава комплексен меден амоняк SO4 с ярко син цвят. Бялата утайка, за разлика от разтвора, се оказва силно радиоактивна. Тъй като оловото и медта вече са били разделени, бялата утайка съдържа бисмут и примес от новия елемент.

Кюри отново превръща бялата утайка в тъмнокафяв сулфид Bi2S3, изсушава я и я нагрява в евакуирана ампула. Бисмутовият сулфид не се промени едновременно (той е устойчив на топлина и се топи само при 685 ° C), но от утайката се отделят някои пари, които се утаяват под формата на черен филм върху студената част на ампулата . Филмът е радиоактивен и очевидно съдържа нов химичен елемент - аналог на бисмута в периодичната таблица. Това е полоний – първият открит радиоактивен елемент след уран и торий, вписан в периодичната таблица (в същата 1898 г. е открит радий, както и група благородни газове – неон, криптон и ксенон). Както се оказа по-късно, полоният лесно сублимира при нагряване - неговата летливост е приблизително същата като тази на цинка.

Семейство Кюри не бързаха да наричат ​​черното покритие на стъклото нов елемент. Една радиоактивност не беше достатъчна. Колегата и приятел на Кюри, френският химик Юджийн Анатол Демарс (1852–1903), специалист в областта на спектралния анализ (открива европия през 1901 г.), изследва спектъра на излъчване на черната плака и не открива в него нови линии, които биха могли показват наличието на нов елемент. Спектралният анализ е един от най-чувствителните методи, позволяващ откриването на много вещества в микроскопични количества, невидими за окото. Въпреки това, в статия, публикувана на 18 юли 1898 г., Кюри пише: „Смятаме, че веществото, което изолирахме от уранова смола, съдържа метал, който все още не е известен, който е аналогичен на бисмута по аналитични свойства. Ако съществуването на нов метал се потвърди, предлагаме да го наречем полоний, след родното място на един от нас ”(Polonia на латински - Полша). Това е единственият случай, когато нов химичен елемент, който все още не е идентифициран, вече е получил име. Въпреки това, не беше възможно да се получат тегловни количества полоний - имаше твърде малко от него в урановата руда (по-късно полоний беше получен изкуствено). И не този елемент прослави съпрузите Кюри, а радий.

Селенът не е широко разпространен в природата. Съдържанието на селен в земната кора е . Неговите съединения се намират като примеси в естествени серни съединения с метали и. Следователно селенът се получава от отпадъчни продукти, генерирани при производството на сярна киселина, при електролитно рафиниране на мед и в някои други процеси.

Телурът е един от редките елементи: съдържанието му в земната кора е само .

В свободно състояние селенът, подобно на сярата, образува няколко алотропни модификации, от които най-известните са аморфният селен, който е червено-кафяв прах, и сивият селен, който образува крехки кристали с метален блясък.

Телурът е известен също под формата на аморфна модификация и под формата на светлосиви кристали с метален блясък.

Селенът е типичен полупроводник (виж § 190). Важно свойство на него като полупроводник е рязкото повишаване на електрическата проводимост при осветяване. На границата на селена с метален проводник се образува бариерен слой - участък от веригата, който може да пропуска електрически ток само в една посока. Във връзка с тези свойства селенът се използва в полупроводниковата технология за производство на токоизправители и фотоклетки с бариерен слой. Телурът също е полупроводник, но използването му е по-ограничено. Селенидите и телуридите на някои метали също имат полупроводникови свойства и се използват в електрониката. В малки количества телурът служи като легираща добавка към оловото, подобрявайки неговите механични свойства.

Водородният селенид и водородният телурид са безцветни газове с отвратителна миризма. Техните водни разтвори са киселини, константите на дисоциация на които са малко по-големи от константата на дисоциация на сероводорода.

Химически водородният селенид и водородният телурид са изключително подобни на сероводорода. Подобно на сероводорода, те са силно редуциращи свойства. При нагряване и двете се разлагат. В същото време той е по-малко стабилен от: точно както се случва в серията от халогеноводороди, силата на молекулите намалява по време на прехода. Солите на водородния селенид и водородния телурид - селениди и телуриди - са подобни на сулфидите по отношение на разтворимост във вода и киселини. Чрез действие върху селениди и телуриди със силни киселини могат да се получат водороден селенид и водороден телурид.

При изгаряне на селен и телур на въздух или в кислород се получават диоксиди и, които при нормални условия са в твърдо състояние и представляват анхидриди на селеновата и телорната киселини.

За разлика от серен диоксид и проявява предимно окислителни свойства, лесно се възстановява до свободен селен и телур, например:

Под действието на силни окислители селенът и телуровите диоксиди могат да се превърнат съответно в селенова и телурова киселина.