Химия и биологическая роль элементов VIA - группы

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

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

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

НСНО + Н₂О₂ → НСООН + Н₂О.

3.2 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.

3.3 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.

3.4 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.

3.5 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 PoO₃^2–, PoO₄^2–, а также разнообразных комплексных ионов, например PoCl₆^2–.

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

4.1 Свойства сульфидов.

 Физико-химические свойства сульфидов представлены в  таблице  

 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. 

   4.2 Полисульфиды.