Халькогены

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Содержание

Введение 

I. Теоретическая часть................................................................................................................4

I. 1.Общая характеристика…………………………………………………………………..4

I.2. Кислород. История открытия....................................................................................................6

I.2.1  Физические свойства и химические свойства....................................................................6

I.2.2  Получение и применение…………………………………………………………………….8

I.2.3  Биологическая роль………………………………………………………………………....12

I.3.Сера.....................................................................................................................................13

I.4. Селен……………………………………………………………………………………..19

I.5 . Теллур…………………………………………………………………………………...21

I.6. Полоний………………………………………………………………………………....23

II.Экспериментальная часть……………………………………………………………….24

III. Заключение……………………………………………………………………………..27

IV. Литература………………………………………………………………………………30

   

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

               Зарождение химии.

Трудно сказать, где и когда наши далекие предки впервые стали заниматься химией. Считают, что это случилось примерно пять-шесть тысяч лет тому назад в странах с древней цивилизацией - Китае, Египте, Индии и Месопотамии (междуречье Тигра и Евфрата). Уже в то далекое время в этих странах добывали из руд металлы, готовили краски, обжигали глиняные сосуды, умели находить травы для лечения ран и болезней. 
Термин "химия" появился в IV веке н.э. в греческом языке. Возможно (и к этому склоняется большинство исследователей), это слово происходит от "Кеми" - "Черная страна"; так в глубокой древности называли Египет.

В 332-331 гг. до н.э. в Египте Александром Македонским был основан город Александрия, ставший международным торговым и культурным центром Востока. Здесь существовала академия наук, Александрийский Мусейон, где "священному искусству химии" было отведено особое здание, храм Сераписа - храм жизни, смерти и исцеления. Этот храм был разрушен фанатиками-христианами в 391 г. н.э., а кочевники-арабы, завоевав Александрию в 640 г. н.э., завершили его уничтожение. Они следовали простому правилу: все представления, которых нет в Коране, ошибочны и вредны, и поэтому их надо искоренить. Притом сочинения, которые находятся в согласии с Кораном, тоже следует уничтожить как совершенно излишние.

Арабы-химики ввели в обиход понятие "алхимия". Алхимию считали искусством превращения неблагородных металлов (железе, свинца, меди) в благородные (золото и серебро) с помощью особого вещества - "философского камня". Алхимики несколько веков упорно искали способы получения чудодейственного вещества. Даже английский физик и математик Исаак Ньютон (1623-1727) значительную часть своей жизни посвятил попыткам получить "философский камень".

Алхимиком был и выдающийся английский философ, монах францисканского ордена Роджер Бэкон (1214-1292). Он проделал немало опытов в поисках способов превращения одних веществ в другие. За отказ открыть секреты получения золота (которых он не знал) Бэкон был осужден собратьями по вере и провел в церковной темнице долгие 15 лет. По велению генерала ордена сочинения монаха-естествоиспытателя в наказание были прикованы цепями к столу в монастырской библиотеке в Оксфорде.

Человечество тысячелетиями по крупицам накапливало химические знания. Первый удар по бесплодным поискам алхимиков был нанесен в XVI веке. Немецкий врач и химик Теофраст Парацельс призвал всех алхимиков заниматься синтезом лекарственных средств, а не искать то, чего в природе существовать не может. Парацельс одним из первых начал использовать в медицинской практике препараты ртути, свинца, сурьмы, меди и мышьяка.

Тем не менее в XVII веке еще не существовало привычных нам химических формул и символов элементов. В употреблении были странные значки, причем почти каждый химик пользовался своей собственной системой изображений элементов, соединений и материалов. К этому времени считалось, что в природе существует только восемь элементов-металлов (золото, серебро, железо, медь, олово, свинец, ртуть и сурьма) и два элемента-неметалла (углерод и сера), из которых состоят все остальные веществ

Халькогены

К элементам VI главной подгруппы периодической системы элементов Д.И.Менделеева относятся кислород (О), сера (S), селен (Se), теллур (Te) и полоний (Ро). Групповое название этих элементов - халькогены (термин "халькоген" происходит от греческих слов "chalkos"-медь и "genos"- рожденный ), то есть "рождающие медные руды", обусловлено тем, что в природе они встречаются чаще всего в форме соединений меди (сульфидов, оксидов, селенидов и т.д.).

При переходе от кислорода к полонию размер атомов и их возможные координационные числа увеличиваются, а энергия ионизации (Еион) и электроотрицательность (ЭО) уменьшаются. По электроотрицательности (ЭО) кислород уступает лишь атому фтора, а атомы серы и селена также азоту, хлору, брому; кислород, сера и селен относятся к типичным неметаллам. В соединениях серы, селена, теллура с кислородом и галогенами реализуются степени окисления +6, +4 и +2. С большинством других элементов они образуют халькогениды, где находятся в степени окисления -2. Устойчивость соединений с высшей степенью окисления уменьшается от теллура к полонию, для которого известны соединения со степенью окисления 4+ и 2+ (например, PoC14, PoC12, PoO2).

Элементы этой подгруппы - неметаллы (кроме полония Ро) Химические свойства простых веществ сходны.

Селен Se - от слова "Селена"- Луна. Серое кристаллическое или красное порошкообразное вещество, по свойствам похож на серу: при горении образует оксид SeO2 и далее - селенистую H2SeO3 и селеновую  H2SeO4 кислоты.  Селен имеет значительное биологическое значение: от содержания его в сетчатке глаза зависит острота зрения. Так, у орлов селена в сетчатке в 100 раз больше, чем у человека. В больших дозах селен и его соединения ядовиты.

Техническое применение селена связано с его полупроводниковыми свойствами, поэтому он применяется в фото- и электротехнике.

Теллур Те (от латинского "теллурис" - Земля) - серебристо-белого цвета, внешне похож на металл. По химическим свойствам - аналог серы, но металлические свойства выражены у него сильнее. Теллуровая кислота H2TeO4   слабее серной. Все соединения теллура ядовиты. Чистый теллур добавляют к свинцу для улучшения его свойств.

Полоний Po - радиоактивный химический элемент, мягкий серебристо-белый металл. В химических соединениях он проявляет те же свойства, что и сера. В природе его чрезвычайно мало, получают его путем ядерного синтеза. По свойствам сходен с селеном и теллуром, а также с висмутом и свинцом. Применяется в источниках тока на космических аппаратах. [7],[4],[5],[2]

 

Цель: рассмотреть   важнейшие  физические  и  химические  свойства  халькогенов и их соединений.

Задачи:

1.Сделать  обзор  по истории  открытия,  физическим и химическим свойствам, получению и  применению  халькогенов и их соединений..

2.Проведения  лабораторных  опытов по  исследованию основных  свойств   халькогенов  и  их  соединений.

Объект исследования:  халькогены  и  их  соединения.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

I. Теоретическая часть

I.1.Общая характеристика

  Халькогенами в неорганической химии называют р-элементы VIA группы или подгруппы кислорода периодической системы Д.И. Менделеева. В неё входят пять элементов: кислород О, сера S, селен Se, теллур Te, полоний Po. Название халькогены происходит от греческих слов "chalkos"-медь и "genos"- рожденный (образующие руды).

Характерное для халькогенов строение внешнего электронного уровня и степени окисления элементов. У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня – ns2np4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Для всех элементов (кроме полония и кислорода) характерны степени окисления (+VI), (+IV) и (-II); полоний в соединениях проявляет состояния окисления (+IV), (+II) и (-II); для кислорода типична степень окисления (-II), исключение составляют его фториды OF2 и O2F2 со степенями (+II) и (+I) соответственно и перекись водорода Н2О2, а также её производные, где она равна (-I). Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов:

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т.е. отсутствуют свободные орбитали, хотя иногда он может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцептерному способу. У атомов серы и других элементов подгруппы в невозбужденном состоянии валентность и степени окисления такие же, однако, при подводе энергии (например, при нагревании), число неспаренных электронов может быть увеличено путем перевода s- и р-электронов на d-подуровень внешнего слоя. Устойчивость состояния окисления (+VI) понижается от S к Te, устойчивость состояния (+IV) повышается от S к Po, а устойчивость состояния (-II) понижается от O к Po.

Зависимость физических и химических свойств халькогенов от электронного строения. Физические и химические свойства халькогенов закономерно изменяются с увеличением порядкового номера. Появление новых электронных слоёв влечет за собою увеличение радиусов атомов, уменьшение электроотрицательности, понижение окислительной активности незаряженных атомов и усиление восстановительных свойств атомов со степенью окисления (-II), поэтому с увеличением заряда ядра неметаллические свойства ослабевают, а металлические возрастают от О к Ро. В целом все элементы подгруппы кислорода, кроме полония – неметаллы, хотя и менее активные, чем галогены. Селен и теллур, однако, известны в металлических и аморфных модификациях.

Халькогеноводороды. Водородные соединения элементов подгруппы, они также называются халькогеноводородами (хальководородами), отвечают формуле Н2R: Н2О, Н2S, Н2Se, Н2Те, Н2Ро. Их устойчивость уменьшается от О к Ро. При растворении соединений в воде образуются кислоты (формулы те же), кислотность которых увеличивается в том же порядке, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода Н2О, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом и считается нейтральной. Халькогеноводороды проявляют соответственно большие и меньшие кислотные свойства, чем водородные соединения элементов VА группы и галогеноводороды.

Соединения халькогенов с кислородом (оксиды и гидроксиды). Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RО2 и RО3, кроме того сера встречается в формах R2О3, (RО3)2, (RО3)3 и RО4. Их гидроксидам соответствуют кислоты типа Н2RО3 и Н2RО4, а также в некоторых случаях Н2RО6 и RО2*nН2О. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа Н2RО3 еще и восстановительные. По сравнению с элементами VА группы все указанные гидроксиды более кислотные, а по сравнению с элементами VIIА группы – более основные. Полоний образует амфотерный гидроксид

Таблица 1.Свойства атомов элементов VI группы.

 

Элемент Свойства	O	S	Se	Te	Po
Атомный номер	8	16	34	52	84
Число стабильных изотопов	3	4	6	8	0
Электронная  конфигурация	[He]2s22p4	[Ne]3s23p4	[Ar]3d104s24p4	[Kr]4d105s25p4	[Xe]4f145d106s26p4
Ковалентный радиус, Е	0.74	1.04	1.40	1.60	1.64
Первая энергия ионизации, Еион, кДж/моль	1313.9	999.6	940.9	869.3	812.0
Элекроотрицательность (Полинг)	3.5	2.5	2.4	2.1	2.0
Сродство атома к электрону, кДж/моль	140.98	200.41	195.0	190.2	183

 

 

Таблица 2. Физические свойства элементов VI группы.

 

Элемент		Плотность	Температуры, оС		Теплота атомизации, кДж/моль	Электрическое Сопротивление(25оС), Ом. см
			плавления	кипения
О		1.429. 10-3 1.14(жидк.)	-218.79	-182.97
S		2.05	95.5	446
		1.96	119.3		294.3
Sе	гекс.	4.819	220	685	206.7	1010
		4.389				1.3. 105 (жидк., 400оС)
Те гекс.	гекс.	6.24	449.8	990	192	1
Ро		9.142	254	962	-	4.2. 10-5 -
		9.352	-	-	-	-