Химия и биологическая роль элементов VIA-группы

Размещено на http://www.allbest.ru/

ГБОУ ВПО ОрГМА МИНЗДРАВСОЦРАЗВИТИЯ РОССИИ

Кафедра химии и фармацевтической химии

Реферат

Химия и биологическая роль элементов VIA - группы

Выполнила: студентка 1 курса

11 группы педиатрического факультета

Гайсина Айгуль

Проверила: Ковалева Фаина Фоатовна,

кандидат медицинских наук

Оренбург, 2013

1. Общая характеристика, краткие сведения об этом истории открытия и их распространенности в природе

История открытия кислорода

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

2HgO (t) > 2Hg + O2^

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Петра Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химиифлогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазь

История открытия серы

Сера (англ. Sulfur, франц. Sufre, нем. Schwefel) в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с самых древнейших времен. С запахом горящей серы, удушающим действием сернистого газа и отвратительным запахом сероводорода человек познакомился, вероятно, еще в доисторические времена. Именно из-за этих свойств сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов. Очень давно сера стала применяться в составе различных горючих смесей для военных целей. Уже у Гомера описаны "сернистые испарения", смертельное действие выделений горящей серы. Сера, вероятно, входила в состав "греческого огня", наводившего ужас на противников. Около VIII в. китайцы стали использовать ее в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, легкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что ее считали "принципом горючести" и обязательной составной частью металлических руд. Пресвитер Теофил (XI в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, еще в древнем Египте. В период арабской алхимии возникла ртутно-серная теория состава металлов, согласно которой сера почиталась обязательной составной частью (отцом) всех металлов. В дальнейшем она стала одним из трех принципов алхимиков, а позднее "принцип горючести" явился основой теории флогистона. Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию. С введением пороха в Европе началось развитие добычи природной серы, а также разработка способа получения ее из пиритов; последний был распространен в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Происхождение лат. Sulfur неясно. Полагают, что это название заимствовано от греков. В литературе алхимического периода сера часто фигурирует под различными тайными названиями. У Руланда можно найти, например, названия Zarnec (объяснение "яйца с огнем"), Thucios (живая сера), Terra foetida, spiritus foetens, Scorith, Pater и др. Древнерусское название "сера" употребляется уже очень давно. Под ним подразумевались разные горючие и дурно пахнущие вещества, смолы, физиологические выделения (сера в ушах и пр.). По-видимому, это название происходит от санскритского сirа (светло-желтый). С ним связано слово "серый", т. е. неопределенного цвета, что, в частности, относится к смолам. Второе древнерусское название серы - жупел (сера горючая) - тоже содержит в себе понятие не только горючести, но и дурного запаха. Как объясняют филологи, нем. Schwefel имеет санскритский корень swep (спать, англо-саксонское sweblan - убивать), что, возможно, связано с ядовитыми свойствами сернистого газа

История открытия селена

Название происходит от греч. уелЮнз -- Луна. Элемент назван так в связи с тем, что в природе он является спутником химически сходного с ним теллура (названного в честь Земли).

История открытия теллура

Впервые был найден в 1782 году в золотоносных рудах Трансильваниигорным инспектором Францом Иозефом Мюллером (впоследствии барон фон Рейхенштейн), на территории Австро-Венгрии. В 1798 году Мартин Генрих Клапрот выделил теллур и определил важнейшие его свойства.

История открытия полония

Элемент открыт в 1898 году супругами Пьером Кюри и Марией Склодовской-Кюри в смоляной обманке[2]. Элемент был назван в честь родины Марии Склодовской-Кюри -- Польши (лат. Polonia).

Общая характеристика

В подгруппу кислорода входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный металл). Это р-элементы VI группы периодической системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название - халькогены, что означает «образующие руды».

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня -- ns2nр4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами -- обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно -2 и в соединении со фтором +2. 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. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и +2 (например, в Н2О и ОF2). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Числонеспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO2), а во втором -- шести (например, в SO3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы -- селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, +2, +4 и +6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н2R (R - символ элемента): Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом.

2. Изменения в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации

Сходство и различие свойств элементов VI группы, главной подгруппы с точки зрения строения атома.

В подгруппе кислорода с возрастанием атомного номера увеличивается радиус атомов, уменьшается энергия ионизации, характеризующая металлические свойства элементов. Поэтому в ряду 0--S--Se--Te--Ро свойства элементов изменяются от неметаллических к металлическим. В обычных условиях кислород - типичный неметалл (газ), а полоний -- металл, похожий на свинец.

С увеличением атомного, номера элементов значение электроотрицательности элементов в подгруппе уменьшается. Отрицательная степень окисления становится все менее характерной. Окислительная степень окисления становится все менее характерной. Окислительная активность простых веществ в ряду 02--S--Se--Те снижается. Так, если сера и значительно слабее, селен непосредственно взаимодействует с водородом, то теллур с ним в реакцию не вступает.

По значению электроотрицательности кислород уступает только фтору, поэтому в реакциях со всеми остальными элементами проявляет исключительно окислительные свойства. Сера, селен и теллур по своим свойствам. относятся к группе окислителей-восстановителей. В реакциях с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, а при действии сильных окислителей. они окисляются, то есть проявляют восстановительные свойства.

Свойства	O	S	Se	Те	Ро
1. Порядковый номер	8	16	34	52	84
2. Валентные электроны	2s22р4	Зs23р4	4s24р4	5s25p4	6s26p4
3. Энергия ионизации атома, эВ	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
4.Относительная электроотрицательность	3,50	2,6	2,48	2,01	1,76
5. Степень окисления в соединениях	-1, -2, +2	-2, +2, +4, +6	-2, +4, +6	-2, +4, +6	-2, +2
6. Радиус атома, нм	0,066	0,104	0,117 0,137	0,164

3. Сравнение свойств простых веществ. Свойства пероксидов и супероксидов

кислород сера атом ионизация

Свойства кислорода

S + О2 = SO2.

С графитом кислород реагирует при 700 °С

С + О2 = СО2.

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде

N2 + О2 2NО - Q.

Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например с оксидом азота (II)он реагирует уже при комнатной температуре:

2NО + О2 = 2NО2.

Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу

2Н2S + О2 = 2S + 2Н2О

или оксид серы (IV)

2Н2S + ЗО2 = 2SО2 + 2Н2О

в зависимости от соотношения между кислородом и сероводородом.

В приведенных реакциях кислород является окислителем. В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется тепло и свет - такие процессы называются горением.

Еще более сильным окислителем, чем кислород О2, является озон О3.Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах, объясняется специфический запах свежести после грозы. Обычноозон получают пропусканием разряда через кислород (реакция эндотермическая и сильно обратимая;выход озона около 5%):

ЗО2 2О3 - 284 кДж

При взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется йод, тогда как с кислородом эта реакция не идет:

2КI + О3 + Н2О = I2 + 2КОН + О2.

Реакция часто используется как качественная для обнаружения ионов I- или озона. Для этого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс с выделившимся иодом.Реакция качественная еще и потому, что озон не окисляет ионы Сl- и Br-.

При пропускании газообразного озона через раствор какого-либо алкена в тетрахлорметане при температуре ниже20°С образуется озонид соответствующего алкена:

			O
	/				\
H2C = CH2 + O3 > H2C						CH2
	\				/
		O		O
	озонид этилена

Озониды - неустойчивые соединения. Они подвергаются гидролизу с образованием альдегидов или кетонов, например:

			O
	/				\
H 2C					CH2	+ H2O > CH2 = O+H2O2
	\				/
		O		O

В этом случае часть метаналя (формальдегида) реагирует с пероксидом водорода, образуя метановую (муравьиную)кислоту:

НСНО + Н2О2 > НСООН + Н2О

Свойства серы

Атом 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 (например, Na2S и Н2S).

При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.

Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) SО2 и частично оксид серы (VI) SO3:

S + O2 = SO2 и 2S + 3O2 = 2SO3

Это наиболее важные оксиды серы.

При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:

S + Н2 = Н2S; 3S + 2Р = Р2S3; S + Cl2 = SСl2; 2S + С = СS2; S + Fе = FеS

Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, - восстановителем.

Свойства селена

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления ?2 (H2Se), +4 (SeO2) и +6 (H2SeO4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество -- селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно[5]. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленного горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO2. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно) только будучи расплавленным[6].

В отличие от SO2, SeO2 -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO2 + H2O > H2SeO3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO3), получают селеновую кислоту H2SeO4, почти такую же сильную, как серная.

Свойства теллура

Теллур -- хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвет красно-коричневый, в парах -- золотисто-жёлтый.

Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 °C, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO2.

При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя TeO2. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500 -- 600 °C.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Свойства полония

В разбавленной соляной кислоте полоний медленно растворяется, образуя розовые растворы (цвет ионов Po2+):Po + 2HCl > PoCl2 + Н2, однако под действием собственной радиации дихлорид превращается в жёлтый тетрахлорид PoCl4. Разбавленная азотная кислота пассивирует полоний, а концентрированная быстро его растворяет. С неметаллами VI группы полоний роднят реакция с водородом, при которой образуется летучий гидрид PoН2 (т. пл. -35°С, т. кип. +35°С, легко разлагается), реакция с металлами (при нагревании) с образованием твёрдых полонидов черного цвета (Na2Po, Ag2Po, BePo, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PbPo, NiPo, PtPo) и реакция с расплавленными щелочами с образованием полонидов и солей полониевой кислоты:3Po + 6NaOH > 2Na2Po + Na2PoO3 + Н2O. С хлором полоний реагирует при нагревании, образуя ярко-жёлтыекристаллы PoCl4, с бромом получаются красные кристаллы PoBr4, с иодом уже при 40°С -- чёрный летучий иодид PoI4. Известен и белый тетрафторид полония PoF4. При нагревании тетрагалогениды разлагаются с образованием более стабильных дигалогенидов -- рубиново-красного PoCl2 и фиолетово-коричневого PoBr2. Известны комплексные галогениды, например (NH4)2PoBr6. В растворах полоний существует в виде катионов Po2+, Po4+, анионов PoO32-, PoO42-, а также разнообразных комплексных ионов, например PoCl62-.

4. Сера: свойства соединений в отрицательных степенях окисления (сульфиды и полисульфиды); свойства соединений, содержащих серу в положительных степенях окисления (галогенды и оксогалогениды)

Свойства сульфидов

Физико-химические свойства сульфидов представлены в таблице

№ п/п	Формула	М, г/моль	плотность,	Тпл, 0С	Ткип, 0С
1	2	3	4	5	6
1	Ag2S	247,82	7,2ё7,3	825	разлагается
2	As2S3	246,0	3,43	310	707
1	2	3	4	5	6
3	As4S4	427,88	a 3,5 ьb 3,25	превр.в b 267 307	565
4	BaS	169,43	4,25	-	- 8H2O, 780
5	Bi2S3	514,18	7,4	685, разл.	-
6	CdS	144,47	4,82	1750	Возгоняется в среде азота, 980
7	Cu2S	159,20	5,6ё5,8	>1100	-
8	CuS	95,63	4,6	разл.220	-
9	FeS	87,90	4,7	1193	разлагается
10	FeS2	119,96	4,9	1171	разлагается
11	HgS	232,67	8,1	Возгоняется при 583,5	-
12	K2S	110,25	1,80	840	-
13	MoS2	160,07	4,6ё4,8	1185	-
14	NaHS	56,07	1,79	350	-
15	Na2S	78,05	1,86	>978	-
16	NiS	90,75	5,2ё5,7	797	-
17	P2S5	222,34	2,03	290	514
18	PbS	239,27	7,5	1114	-
19	Sb2S3	339,70	4,1ё4,6	550	-
20	Sb2S5	403,82	4,12	разлагается	-
21	SnS2	150,70	6,95	>1990	Возгоняется при 1800-1900
22	ZnS	97,44	4,0ё4,1	>1800	Возгоняется при 1180

Соединения серы с более электроположительными элементами называются сульфидами. Большинство сульфидов, а именно сульфиды металлов, по способу образования и химическому поведению следует рассматривать как соли сероводородной кислоты. Сера в этих соединениях имеет отрицательную степень окисления -2.

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов бесцветны.

Сульфидов тяжелых металлов имеют следующие окраски:

черные - HgS, Ag2S, PbS, CuS;

оранжевые - Sb2S3, Sb2S5;

коричневые - SnS, Bi2S3;

желтые - As2S3, As2S5, SnS2,CdS

розовый - MnS;

белый - ZnS.

Многие сульфиды при нагревании без доступа воздуха не претерпевают разложения. Но некоторые из них теряют серу. Так, например, пирит FeS2 уже при сильном нагревании распадается на сульфид железа (II) и серу; сульфидолова (IV) распадается при нагревании на сульфид олова (II) и серу. Устойчивые к нагреванию сульфиды в большинстве случаев можно нагревать в токе водорода: при этом они не изменяются. Напротив, при нагревании в токе кислорода или воздуха («обжиге») большинство сульфидов переходит в окислы, а иногда частично и в сульфаты. Сульфиды , выпавшие из водного раствора, уже при обычных температурах в значительной степени подвергаются окислению, если они во влажном состоянии долгое время находятся в контакте с током воздуха. При этом происходит или выделение серы или образование сульфата:

Fe2S3 + aq + 3/2O2 = Fe2O3*aq + 3S

CuS + 2O2 = CuSO4

Легко окисляются и растворенные сульфиды; при этом они действуют как сильные восстановители.

Сильное восстановительное сероводорода и сульфидов в растворе обусловлено незначительным сродством образования ионов S2-. В гальваническом элементе, составленном из нормального водородного электрода и платиновой фольги, погруженной в раствор сульфида, «серный электрод» вследствие тенденции ионов S2- разряжаться, становится отрицательным, а водородный электрод- положительным полюсом.

Полисульфиды

Растворы щелочных металлов способны растворять значительные количества серы, и при этом образуются окрашенные в цвета от желтого до коричнево-красного полисульфиды, т.е. соединения общей формулы M2Sn, где n обычно имеет значения от 2 до 5, но в некоторых случаях может принимать и еще большие значения. Известные полисульфиды щелочных металлов представлены в таблице 5.

Полисульфиды щелочных металлов образуются также при стоянии растворов щелочных сульфидов на воздухе вследствие медленного окисления гидросульфид-ионов кислородом воздуха:

2HS- + Ѕ O2 = H2O + S2-

Полисульфиды щелочных металлов получают также сплавлением сульфидов щелочных металлов с серой. Кроме того, их можно получить, сплавляя гидроокиси или карбонаты щелочных металлов с серой. Однако в последнем случае получающиеся полисульфиды бывают загрязнены одновременно образующимся тиосульфатом, а при доступе воздуха и сульфатом.

Кроме полисульфидов щелочных металлов, известны также полисульфиды щелочноземельных металлов. Самыми устойчивыми являются, по-видимому, полисульфиды с четырьмя атомами серы.

Известные полисульфиды щелочных металлов

Na2S2

Na2S4

Na2S5

K2S2

K2S3

K2S4

K2S5

K2S6

Rb2S2

Rb2S3

Rb2S4

Rb2S5

Rb2S6

Cs2S2

Cs2S3

Cs2S4

Cs2S5

Cs2S6

Гидролитическое расщепление полисульфидов происходит в значительно меньшей степени, чем обычных сульфидов. Например, в отличие от нормального сульфида аммония (NH4)2S полисульфиды аммония при обычных температурах устойчивы. Кислоты разлагают полисульфиды с отщеплением серы:

Na2S2 + 2HCI = 2NaCI + H2S.

Галогениды и оксогалогениды

Галогениды серы.

Газы либо легколетучие жидкости с резким запахом. Все фториды, кроме серы гексафторида, легко гидролизуются водой и ее парами. Основной метод их получения - взаимодействие F2 с жидкой или парообразной S, реже-с суспензией или р-рами S в инертных растворителях с послед. разделением смеси. Тетрафторид SF4 устойчив до 700 °С, выше 300 °С окисляется О2 до SOF4, в присутствии катализаторов с F2 дает SF6; растворы в жидком HF и бензоле; получают взаимодействием F2 с хлоридами S в присутствии. катализаторов, а также смеси Сl2 и HF с S или ее хлоридами. Дитиодекафторид S2F10 при нагревании разлагается до SF4 и SF6. Дитиодифторид S2F2 существует в виде двух изомеров: FSSF и SSF2; при нагревании разлагается до SF4 и S; получают взаимодействием фторидов металлов с S или хлоридами S.

Хлоропентафторид SClF5 при 200-300°С разлагается с выделением SF6 и С12; получают взаимодействием хлоридов S с HF, гидрофторидами оранических оснований, реакцией SF4 с Сl2. Дитиодихлорид C1SSC1: промежуточный продукт зеленовато-желтоватого цвета, бывает также желтого цвета (с примесью S) и красного (с примесью SCl2); около 137°С разлагается на S и Сl2; водой гидролизуется до SO2, H2S, HCl, взаимодействие которых приводит к образованию S и политионовых кислот; растворением до 66% по массе S, хорошо растворением. в этаноле, бензоле, диэтиловом эфире, CS2; с оксидами и сульфидами мн. металлов образует хлориды и S, с сульфатами-SO2 Cl2, хлориды металлов, S, с SbCl3, HgCl2 и др.-аддукты; получают взаимод. S с С12 при 130°С (очищают перегонкой), как побочный продукт при производстве СНСl3, промежуточный продукт в производстве некоторых инсектицидов. S2Cl2- первый член ряда дихлорсульфанов 8nСl2 (n достигает 100), при n -- 3-8 SnСl2-оранжевые маслянистые жидкости;, кДж/моль: -51,9 (n = 3), -42,7 (4), -36,8 (5), -29,3 (6), -22, 2 (7), -14,7 (8); плотн., г/см3: 1,7441 (п = 3), 1,7774 (4), 1,8018 (5), 1,8219 (6), 1,84 (7), 1,85 (8); получают SnСl2 при нагр. S2Cl2 в токе Н2 либо S2 С12 с Н2 S и (или) Н2 SB. При действии С12 на S2C12 получают дихлорид SC12, а при дальнейшем хлорировании-тетрахлорид SC14-бесцв. или бледно-желтые кристаллы при -- 35 °С, т. пл. -- 31°С; ок. -- 15°С разлагается; --56,1 кДж/моль; водой гидролизуется до SO2 и НС1. Дитиодибромид S2Вr2 разлагается ок. 90°С; 2,6288; получают при нагревании S с Вr2; гидролизуется водой. Получены также малоустойчивые дибромсульфаны SnВr2.

5. Политионовые кислоты, пероксосерные кислоты и их соли

При замещении мостикового кислорода в дисерной кислоте на один или цепочку атомов серы возникают ди- , три- и другие политионовые кислоты

H2SnO6

где 2 n.

Благодаря возникновению связи S-S степень окисления атомов серы в дитионовой кислоте HO3S-SO3H считается пониженной до +5. Кислота в свободном виде не выделена, однако обменным взаимодействием

Ba2S2O6 + H2SO4 BaSO4 + H2S2O6

получены ее достаточно концентрированные растворы. Соли, дитионаты, синтезируют окислением водных растворов SO2 суспензиями порошков оксидов марганца или железа

(MnO2, Fe2O3): MnO2 + 2 SO2 MnS2O6

При nі 3 степень окисления серы в политионовых кислотах H2SnO6 уменьшается ниже +4 и т.д.).

Сложные политионаты, содержащие до 23 атомов серы, получены из тиосульфатов с помощью SCl2 или S2Cl2, например,

K2S2O3+ +S2Cl2 K2SnO6 + 2KCl (3 n 22)

Сера благодаря способности к катенации и разнообразию степеней окисления образует множество оксокислот различной устойчивости.

Из этой диаграммы следует, что Н2S термодинамически может восстанавливать все оксокислоты до свободной серы.

Кроме того, поскольку вольтэквиваленты оксокислот промежуточных степеней окисления лежат выше линии, соединяющей вольтэквиваленты и S, то указанные оксокислоты могут диспропорционировать на серную кислоту и серу. Окислителями средней силы их можно окислять до H2SO4, а сильными восстановителями (Zn+H+, Al+OH-) - восстановить до сероводорода или его солей. В соответствии с диаграммой окислительных состояний дитионаты сильными окислителями (KMnO4, K2Cr2O7) окисляются до сульфатов

а сильными восстановителями (например, амальгама натрия, Na/Hg) восстанавливаются до сульфитов и дитионитов

:

Пероксосерные кислоты.

Это кислородные кислоты серы, характеризующиеся наличием пероксогруппы -О-О-. Известны три П. к.: пероксомоносерная H2SO5, пероксодисерная H2S2O8 и пероксотрисерная H2S3O11. Наиболее изучены H2SO5 (наз. также кислота Кар о) и H2S2O8(наз. также надсерная кислот а) и их соли - пероксосулъфаты. В свободном виде H2SО5 и H2S2О8- бесцветные кристаллы, плавящиеся соответственно при 45 оС и 65 ОС. Их водные растворы получают электролизом растворов серной кислоты. H2SO5- сильный окислитель, применяемый в органич. синтезе. H2S2O8 и её соли - также окислители; служат исходными продуктами при получении Н2О2.

6. Свойства селена и теллура и их соединений: селеноводород, теллуроводород, оксиды, кислородосодержащие кислоты

Химические свойства селена

На воздухе Селен устойчив; кислород, вода, соляная и разбавленная серная кислоты на него не действуют, хорошо растворим в концентрированной азотной кислоте и царской водке, в щелочах растворяется с окислением.

Селен в соединениях имеет степени окисления -2, + 2, + 4, +6. Энергия ионизации Se0 > Se1+ > Se2+ > Se3+соответственно 0,75; 21,5; 32 эв.

С кислородом Селен образует ряд оксидов: SeO, Se2O3, SeO2, SeO3. Два последних являются ангидридами селенистой H2SeO3 и селеновой H2SeО4 кислот (соли -селениты и селенаты). Наиболее устойчив SeO2. С галогенами Селен дает соединения SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2Cl2 и другие. Сера и теллур образуют непрерывный ряд твердых растворов с Селеном. С азотом Селен дает Se4N4, с углеродом -CSe2. Известны соединения с фосфором Р2Sе3, Р4Sе3, P2Se5. Водород взаимодействует с Селеном при t>=200 °С, образуя H2Se; раствор H2Se в воде называется селеноводородной кислотой. При взаимодействии с металлами Селен образует селениды. Получены многочисленные комплексные соединения Селена. Все соединения Селена ядовиты

Химические свойства селеноводорода схожи со свойствами сероводорода, хотя H2Se обладает большей кислотностью (pKa = 3,89 при 25 °C), чем H2S (pKa = 11,0 при 25 °C). Учитывая высокую кислотность, селеноводород растворим в воде.

При горении селеноводорода в воздухе или кислороде образуется оксид селена и вода.

Химические свойства теллура

Конфигурация внешней электронной оболочки атома Те 5s25p4. В соединениях проявляет степени окисления -2; +4; + 6, реже +2. Теллур - химический аналог серы и селена с более резко выраженными металлическими свойствами. С кислородом Теллур образует оксид (II) ТеО, оксид (IV) ТеО2 и оксид (VI) ТеО3. ТеО существует выше 1000 °С в газовой фазе. ТеО2 получается при сгорании Те на воздухе, обладает амфотерными свойствами, трудно растворим в воде, но легко - в кислых и щелочных растворах. ТеО3 неустойчив, может быть получена только при разложении теллуровой кислоты. При нагревании Теллур взаимодействует с водородом с образованием теллуроводорода Н2Те - бесцветного ядовитого газа с резким, неприятным запахом. С галогенами реагирует легко; для него характерны галогениды типа ТеХ2 и ТеХ4 (где X - Cl и Вг); получены также TeF4, TeF6; все они легколетучи, водой гидролизуются. Теллур непосредственно взаимодействует с неметаллами (S, Р), а также с металлами; он реагирует при комнатной температуре с концентрированными азотной и серной кислотами, в последнем случае образуется TeSO3, окисляющаяся при нагревании до TeOSO4. Известны относительно слабые кислоты Те: теллуроводородная (раствор Н2Те в воде), теллуристая Н2ТеО3 и теллуровая Н6ТеО6; их соли (соответственно теллуриды, теллуриты и теллураты) слабо или совсем нерастворимы в воде (за исключением солей щелочных металлов и аммония). Известны некоторые органические производные Теллура, например RTeH, диалкилтеллуриды R2Te - легкокипящие жидкости с неприятным запахом

Теллуроводород Н2Те-бесцв. газ с неприятным запахом; в жидком состоянии зеленовато-желтый, кристаллический-лимонно-желтый; теллур кип. -- 2°С, теллур пл. -- 51 °С; плотн. 5,81 г/л; для газа 35,6 Дж/(моль · К), 99,7 кДж/моль, 222,8 Дж/(моль · К); DHпл 4,2 кДж/моль, 23 кДж/моль; а сухом воздухе при комнатной температуре медленно разлагается, во влажном окисляется до теллур; при нагревании на воздухе горит, давая ТеО2; растворимость в воде 0,1 М, водный раствор-слабая кислота, К1 2·10-3; сильный восстановитель. получают взаимодействием Аl2Те3 с соляной кислотой, а также электролизом раствора H2SO4 с теллуровым катодом при 0°С; применяют для получения теллура высокой чистоты.

7. Качественные реакции на сульфат-ионы и сульфид-ионы

Н2SО4 + ВаСl2=BaSO4 +2HCl

2H+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 + 2Н+ + 2Сl-

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Выпадает белый осадок, который не растворяется ни в воде, ни в концентрированной азотной кислоте.

В качестве группового реагента на анионы I аналитической группы применяют хлорид бария BaCl2 или нитрат бария Ba(NO3)2

При взаимодействии анионов первой группы с катионом бария в растворе образуются осадки соответствующих бариевых солей:

Ba2+ + SO42- = BaSO4v

белый

Ba2+ + SO32- = BaSO3v

белый

Осадки бариевых солей анионов I аналитической группы растворимы в соляной и азотной кислотах, кроме осадка сульфата бария BaSO4. В серной кислоте осадки бариевых солей, кроме BaSO4, растворяются с одновременным образованием сульфата бария:

BaSO3 + H2SO4 = BaSO4v + H2SO3.

Гидрофосфат бария, карбонат бария и метаборат бария растворимы в уксусной кислоте. Осадок тиосульфата бария растворяется в минеральных кислотах и в кипящей воде с выделением осадка серы:

BaS2O3 + 2HCl = BaCl2 + H2S2O3

H2S2O3 > H2O + Sv + SO2^.

8. Соединения элементов VIA-группы как лекарственные средства

Применение кислорода

Медицина

Кислород используется в:

-В оксибарокамерах;

-Для заправки оксигенераторов (кислородных масок, подушек и т.д.);

-Для создания дыхательных смесей и для дыхания чистым кислородом;

-Смеси для наркоза и для выведения из наркоза;

-В палатах со специальным микроклиматом;

-Изготовление кислородных коктейлей;

-При выращивании микроорганизмов на парафинах нефти;

-Создание нейтральной среды при проведении лапароскопических (полостных) операций и при лечении ожоговых больных;

Применение серы

В медицинской практике находят применение серный цвет, очищенная сера и серное молоко. Серный цвет назначается при болезнях кожи, главным образом, против чесотки и в некоторых случаях экземы; очищенная cepa назначается также внутрь несколько раз в день как слабительное средство, в порошках; серное молоко обладает более сильным слабительным действием. С., оставаясь продолжительное время в мелкораздробленном виде на воздухе и во влажном пространстве, окисляется в сернистую кислоту, которая и проявляет антипаразитарное действие на некоторые микроорганизмы.

Слабительное действие объясняется также превращением благодаря щелочам кишечного канала в растворимую сернистую щелочь и сероводород. Эти продукты вызывают усиленную перистальтику, благодаря которой и наблюдается слабительный эффект.

После введения С. в желудок наблюдается значительное увеличение серной кислоты в моче. Часть С. выводится в виде фенилсерной кислоты и других парных соединений серной кислоты.

Обмен веществ под влиянием С., по-видимому, незначительно повышается, и этим объясняется наблюдаемое в некоторых случаях исхудание после лечения натуральными серными водами. Следует упомянуть еще о некоторых сложных препаратах С. для наружного употребления: 1) раствор С. в льняном и терпентинном маслах, гарлемский бальзам -- снаружи для втирания и для перевязок при подагрических страданиях, при паразитарных заболеваниях кожи, при ознобах. 2) Серное мыло -- смесь 35 частей мыльного порошка, 5 частей серного цвета и соответствующего количества спирта (парфюмируется бергамотным маслом) -- против чесотки.

Применение селена

В фармакологии применяются препараты селена: Селенит натрия, Селен-актив, Витабаланс 2000, Ультраклиа 20, Фитоселен, Опунции КриО для мужчин, Опунции КриО для женщин, Астрагал и др.

Действует в комплексе с витамином Е как антиоксидант, нейтрализуя свободные радикалы и предупреждая развитие хронических сердечно-сосудистых и онкологических заболеваний; стимулирует кроветворение; улучшает функцию нервной системы; входит в состав ферментов, участвующих в детоксикации тяжелых металлов; является основным элементом фермента глутатионпероксидазы.

Один из редких и важнейших элементов, необходимых нашему организму. В сочетании с витаминами А, С, Е он предохраняет от возникновения онкологических заболеваний, помогает при артрите, разрушает вредные для организма вещества, увеличивает иммунитет, выносливость организма, благодаря увеличению поступления кислорода сердечной мышцы. Селен нужен для образования белков в нашем организме, он поддерживает нормальную работу печени, щитовидной железы, поджелудочной железы, для спокойствия нервной системы. Является важным для поддержания репродуктивной функции. Замедляет процесс старения организма.

Кроме того, препараты селена обладают бактериостатическим, фунгицидным, противоопухолевым, антигистаминным, антидепрессивным действием, нормализуют антитоксическую функцию печени и др. Эти свойства, в конечном итоге, также объясняются антиоксидантными свойствами селена и его способностью стабилизировать клеточные мембраны. Селенсодержащие препараты во много раз активнее своих тиоаналогов. Препараты селена используются для ликвидации селенового дефицита. В то же время, большинство предлагаемых препаратов приготовлено из селенита натрия или при их приготовлении использовалась эта соль, что также не исключает наличие остаточных количеств этого высокотоксического продукта. Имеются селенсодержащие аминокислоты, токсичность которых находится на уровне селенита натрия. Вышесказанное диктует поиск новых менее токсичных препаратов селена с высокой антиоксидантной активностью и положительным влиянием на иммунную систему организма. По современным представлениям процесс образования и нейтрализации свободных радикалов можно отнести к ведущему процессу, принимающему самое непосредственное и активное участие в регуляции обмена веществ в организме здорового человека и животного. Эта же всеобщность свободнорадикальных процессов может рассматриваться как единый, унифицированный патогенетический механизм лежащий и у истоков, и в основе развития огромного количества их процессов в любой клетке, ткани и органе безотносительно причин вызвавших патологию.

9. Медико-биологическое значение элементов VIA-группы

По содержанию в организме человека (62%) кислород относится к макроэлементам. Он незаменим и относится к числу важнейших элементов, составляющих основу живых систем, т. е. является органогеном. Кислород входит в состав огромного числа молекул, начиная от простейших и кончая биополимерами. Велика роль кислорода в процессах жизнедеятельности, так как окисление кислородом питательных веществ (углеводов, белков, жиров) служит источником энергии, необходимой для работы органов и тканей живых организмов. Большинство окислительно-восстановительных реакций в организме протекает при участии кислорода и его активных форм.

Фагоцитарные (защитные) функции организма также связаны с наличием кислорода, и уменьшение содержания кислорода в организме понижает его защитные свойства. В фагоцитах (клетках, способных захватывать и переваривать посторонние тела) кислород 02 восстанавливается до супероксид-иона. В медицинской практике кислород применяют для вдыхания при болезненных состояниях, сопровождающихся кислородной недостаточностью (гипоксией), заболеваниях дыхательных путей, сердечно-сосудистой системы, отравлениях оксидом углерода (II) СО, синильной кислотой HCN, а также при заболеваниях с нарушениями функций дыхания.

Широко используется в клинической практике гипербарическая оксигенация - применение кислорода под повышенным давлением.

Аллотропную модификацию кислорода - озон О3 как очень сильный окислитель используют для дезинфекции помещений, обеззараживания воздуха и очистки питьевой воды.

По содержанию в организме человека (0,16%) сера относится к макроэлементам. Как и кисло-род, она жизненно необходима. Суточная потребность взрослого человека в сере - около 4--5 г. Сера входит в состав многих биомолекул - белков, аминокислот (цистина, цистеина, метионина и др.), гормонов (инсулина), витаминов (витамин B1 ). Много серы содержит-ся в каротине волос, костях, нервной ткани.

В живых организмах сера, входящая в состав амино-кислот, окисляется. Конечными продуктами этого процесса преимущественно являются сульфаты. Кроме того, образуются тиосульфаты, цементная сера и политионовые кислоты.

По содержанию в организме (10?5--10?7%) селен относится к микроэлементам. Некоторые исследователи относят его к жизненно необходимым элементам.

Селен поступает с пищей - 55--110 мг в год. Селен в основном концентрируется в печени и почках. Концентрация селена в крови составляет 0,001--0,004 ммоль/л.

Несомненна связь селена с серой в живых организмах. При больших дозах селен в первую очередь накапливается в ногтях и волосах, основу которых составляют серосодержащие аминокислоты.

Известна и способность селена предохранять организм от отравления ртутью Hg и кадмием Cd. Селен способствует связыванию этих токсичных металлов с другими активными центрами, с теми, на которые их токсическое действие не влияет. Интересен факт взаимосвязи меж-ду высоким содержанием селена в рационе и низкой смертностью от рака.

В больших дозах селен токсичен. Распад соединений селена в организме животных приводит к выделению высокотоксичного диметилселена, имеющего чесночный запах.

10. Селен как элемент, способствующий проявлению кариеса

Высокий уровень селена способствует кариесу зубов (есть некоторые свидетельства, полученные при эпидемиологических исследованиях на людях)

Практически весь селен, потребляемый человеком, содержится в продуктах питания. Содержание селена в продуктах питания в первую очередь зависит от некоторых факторов:

1) род продуктов питания: в продуктах морского происхождения, почках, мясе, рисе и злаках содержится значительное количество селена - обычно значительно выше 0,2 мг/кг сырой массы, овощи являются довольно бедным источником селена.

2) происхождение продуктов, то есть химический состав почвы содержание в ней селена.

3) приготовление пищи: более очищенные и(или) обработанные продукты содержат меньше селена.

Биологическая активность селена зависит от той химической формы, в которой он содержится в пище и в организме. Элементарный селен практически инертен в отношении питания и токсичности, а вот в органических соединениях селен в организме превращается в так называемый фактор3 (биологически активная форма).Концентрация селена в продуктах, необходимая для предупреждения недостаточности селена, зависит от содержания в пище витамина Е.

Список литературы

1. Химия. Для школьников ст. классов и поступающих в вузы: Учеб. Пособие Н. Е. Кузьменкою, В. В. Еремин, В. А. Попков -- 4-е изд., стереотип. -- М.: Дрофа, 2001. -- 544 с.:ил.

2. Книга для чтения по неорганической химии. Кн. для учащихся. В 2 ч. Ч. 1 / сост. В. А. Крицман -- 3-е изд. -- М.: Просвещение, 1993. -- 192 с., 8 л ил.: ил. -- ISBN 5-09-002972-5

3. Химия. Учеб. для 9 кл. сред. шк. / Ф. Г. Фельдман, Г. Е. Рудзитис -- М.: Просвещение, 1990. -- 176 с.: ил. ISBN 5-09-002624-6

4. Химия: Учеб. для 8-9 кл. общеобразоват. Учреждений / Р. Г. Иванова. -- 3-е изд., М.: Просвещение, 2001. -- 270 с.: ил. -- ISBN 5-09-010278-3

5. Путешествие по шестой группе. Элементы VI группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие для учащихся. / Г. Л. Немчанинова -- М., «Просвещение», 1976 -- 128 с.: ил.

Размещено на Allbest.ru