69.Общая характеристика элементов VI группы

Шестая группа периодической системы элементов состоит из двух подгрупп: главной — кислород, сера, селен, теллур и полоний — и побочной — хром, молибден и вольфрам. В главной подгруппе выделяют подгруппу селена (селен, теллур и полоний), побочную подгруппу называют подгруппой хрома. Все элементы главной подгруппы, кроме кислорода, могут присоединять по два электрона, образуя электроотрицательные ионы.

Элементы главной подгруппы имеют на внешнем электронном уровне по шесть электронов (s2р4). Атомы кислорода имеют два неспаренных электрона и не имеют d-уровня. Поэтому кислород проявляет в основном степень окисления (2 и только в соединениях со фтором +2. Сера, селен, теллур и полоний тоже имеют на внешнем уровне шесть электронов (s2p4), но у всех у них есть незаполненный d-уровень, поэтому они могут иметь до шести неспаренных электронов и в соединениях проявлять степень окисления — 2, +4 и +6.

Закономерность изменения активности этих элементов такая же, как и в подгруппе галогенов: легче всего окисляются теллуриды, затем селениды и сульфиды. Из кислородных соединений серы наиболее устойчивы соединения серы (VI), а для теллура — соединения теллура (IV). Соединения селена занимают промежуточное положение.

Селен и теллур, а также их соединения с некоторыми металлами (индием, таллием и др.) обладают полупроводниковыми свойствами и широко используются в радиоэлектронике. Соединения селена и теллура очень токсичны. Они применяются в стекольной промышленности для получения цветных (красных и коричневых) стекол.

В элементах подгруппы хрома идет заполнение d-уровня, поэтому на s-уровне их атомов — по одному (у хрома и молибдена) или два (у вольфрама) электрона. Все, они проявляют максимальную степень окисления +6, но для молибдена, и особенно для хрома, характерны соединения, в которых они имеют более низкую степень окисления (+4 для молибдена и +3 или +2 для хрома). Соединения хрома (III) очень устойчивы и похожи на соединения алюминия. Все металлы подгруппы хрома находят широкое применение.

Молибден был впервые получен К. В. Шееле в 1778 г. Он используется в производстве сталей высокой прочности и вязкости, применяющихся для изготовления оружейных стволов, брони, валов и др. Из-за способности испаряться при высокой температуре он мало пригоден для изготовления нитей накала, но обладает хорошей способностью сплавляться со стеклом, поэтому используется для изготовления держателей вольфрамовых нитей в лампах накаливания.

Вольфрам был открыт также К. В. Шееле в 178! г. Он применяется для получения специальных сталей. Добавка вольфрама к стали увеличивает ее твердость, эластичность и прочность. Вместе с хромом вольфрам придает стали свойство сохранять твердость при очень высоких температурах, поэтому такие стали применяются для изготовления резцов к быстрорежущим токарным станкам. Чистый вольфрам обладает наивысшей среди металлов температурой плавления (3370 (С), поэтому применяется для изготовления нитей в лампах накаливания. Карбид вольфрама отличается очень большой твердостью и термостойкостью и является основной составной частью тугоплавких сплавов.

Кислород, его соединения

Кислород — самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47,0% от массы земной коры. Его содержание в воздухе оставляет 20,95% по объему или 23,10% по массе. Кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы.

Физические свойства

В нормальных условиях кислород — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1 л воды при 20°С растворяется 31 мл кислорода). При температуре -183°С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягивается в магнитное поле.

Природный кислород содержит три стабильных изотопа 168O (99,76%), 178О (0,04%) и 188О (0,20%). Искусственным способом получены три нестабильных изотопа — 148О, 158О, 198О.

Химические свойства

Для завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов. Энергично принимая их, кислород проявляет степень окисления -2. Однако в соединениях со фтором (OF2 и O2F2) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1, а фтора -1.

Молекула кислорода состоит из двух атомов О2. Химическая связь ковалентная неполярная.

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и платины. Скорость реакции кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы веществ, температуры и других условий. Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кислороде воздуха уже при комнатной температуре.

С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой — до 250°С, с водородом — более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) — при 700-800°С.

4Р+5О2=2Р2О5

2Н2+O2=2Н2О S+O2=SO2 С+O2=СO2

При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:

Рассмотренные реакции сопровождаются выделением как теплоты, так и света. Такие процессы с участием кислорода называют горением.

По относительной электроотрицательности кислород является вторым элементом. Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он является окислителем, т.к. принимает электроны. Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода. Это окислительно-восстановительные процессы.

Аллотропией называют способность атомов одного элемента формировать разные типы простых веществ. Так образуются соединения, отличные друг от друга.

Аллотропные модификации являются стабильными. В условиях постоянного давления при определенной температуре эти вещества могут переходить одни в другие.

Аллотропные модификации могут образовываться из молекул, имеющих разное количество атомов. Например, элемент Кислород образует озон (О3) и собственно вещество кислород (О2).

Аллотропные модификации могут быть твердыми веществами, имеющими разное строение кристаллов. К таким соединениям можно отнести, например, алмаз и графит. Указанные вещества - аллотропные модификации углерода. Этот химический элемент может образовывать пять простых веществ: гексагональный и кубический алмаз, графит, карбин (в двух формах).

Гексагональный алмаз обнаружен в метеоритах и получен в лабораторных условиях при продолжительном нагревании под воздействием очень высокого давления.

Алмаз, как известно, является самым твердым из всех веществ, существующих в природе. Применяется он при бурении горных пород и резке стекла. Алмаз представляет собой бесцветное прозрачное кристаллическое вещество, которое обладает высокой светопреломляемостью. Кристаллы алмазов имеют кубическую гранецентрированную решетку. Половина атомов кристалла располагается в центрах граней и вершинах одного куба, а остальная половина атомов – в центрах граней и вершинах другого куба, который смещен относительно первого по направлению пространственной диагонали. Атомы формируют тетраэдрическую трехмерную сетку, в которой они имеют ковалентные связи.

Из всех простых веществ только в алмазе присутствует максимальное количество атомов, которые располагаются очень плотно. Поэтому соединение является очень прочным и твердым. Прочные связи в углеродных тетраэдрах обеспечивают высокую химическую стойкость. На алмаз может воздействовать только фтор или кислород при температуре восемьсот градусов.

Без доступа воздуха при сильном нагреве алмаз превращается в графит. Это вещество представлено кристаллами темно-серого цвета. Графит имеет слабый металлический блеск. На ощупь вещество маслянистое. Графит устойчив к нагреванию, обладает сравнительно высокой тепло- и электропроводностью. Вещество применяют при изготовлении карандашей.

Карбин получают синтетическим путем. Это твердое вещество черного цвета со стеклянным блеском. Без доступа воздуха при нагревании карбин превращается в графит.

Cуществует еще одна форма углерода – аморфный углерод. Эту неупорядоченную структуру получают при нагревании углеродосодержащих соединений. Большие залежи угля обнаруживаются в природных условиях. При этом вещество имеет несколько сортов. Уголь может быть представлен в виде сажи, костяного угля или кокса.

Как уже было указано, аллотропные модификации одного элемента характеризуются разной межатомной структурой. Кроме того, они наделены различными химическими и физическими свойствами.

Сера является еще одним элементом, способным к аллотропии. Это вещество применяется человеком с давних времен. Существуют разные аллотропные модификации серы. Наиболее популярной является ромбическая. Она представлена твердым веществом желтого цвета. Ромбическая сера не смачивается водой (плавает на поверхности). Это свойство применяется при добыче вещества. Ромбическая сера растворима в органических растворителях. Вещество обладает плохой электро- и теплопроводностью.

Кроме этого, существует пластическая и моноклинная сера. Первая представляет собой коричневую аморфную (похожую на резину) массу. Она образуется, если в холодную воду вылить расплавленную серу. Моноклинная представлена в виде темно-желтых игл. Под влиянием комнатной (или приближенной к ней) температуре обе эти модификации переходят в ромбическую серу.

70. Общая характеристика элементов 6А группы. Кислород в природе. Фотосинтез. Химизм его транспортировки в организме человека.

Общая характеристика элементов 6А группы: во внешней электронной оболочке атомы элементов содержат 6 электронов -2 на S - обитали, 4 на р - орбитали. У атома кислорода отсутствует d-подуровень. Ковалентность кислорода равна 2 однако в некоторых случаях атом кислорода может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму.

Все элементы данной подгруппы неметаллы. В своих соединениях они проявляют как положительные, так и отрицательные степени окисления. По величине электроотрицательности кислород уступает только фтору ( ). В соединениях со всеми другими элементами степени окисления кислорода равно -2. В ( ).

Кислород в природе. Кислород - самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии он находиться в атмосфере воздухе, в связанном виде входит в состав воды, минералов, горных пород и всех веществах, из которых построены организмы. Массовая доля кислорода в земной коре равно 47%. Кислород необходим всем живым существам. Единственным источником кислорода на нашей планете является зелёные растения, которые под действием солнечного света способны производить его в процессе фотосинтеза. + + . Кислород образуется в световой фазе фотосинтеза при реакции фотолиза воды .

Кислород переносится кровью из лёгких в ткани организма молекулами гемоглобина, которые содержаться в эритроцитах. При вздохе определённое количество кислорода под давлением газа вытесняется в плазму крови, он немедленно поглощается гемоглобином. Гемоглобин способен захватывать кислород из альвеолярного воздуха (соединение называется оксигемоглобином), и освобождать необходимое количество кислорода в тканях.

Общие запасы кислорода в организме обусловлены его количеством, находится в связанном состоянии с в составе органических молекул гемоглобина эритроцитов и миоглобина мышечных клеток. 71. Общая характеристика элемента 6А группы. Сера и её соединения. Трансформация её соединений в биосфере.

Общая характеристика серы: у серы и у остальных элементов 6А группы число неспаренных электронов в атоме может быть увеличено путём перевода s- и p- электронов на d-подуровень внешнего слоя. В связи с этим указанные элементы проявляют ковалентность, равную 2,4,6.

Сера (S) встречается в природе как в свободном состоянии так и в различных соединениях. Очень распространены соединения серы с различными металлами. Из соединения серы в природе распространены сульфаты, главным образом кальция и магния. Соединения содержатся в организмах животных и растений. Важным источником серы служит пирит Fe и полиметаллические руды.

Свойства серы: при обычных условиях сера представляет собой хрупкие кристаллы желтого цвета, нерастворима в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде, бензоле. Если эти жидкости испаряться, то выделяется сера ромбической формы. Если же охладить расплавленную серу, то она будет моноклинной.

Сера – типичный неметалл. Со многими металлами (например; Сu, Fe, Xn) сера соединяется с выделением большого количества теплоты. Она так же соединяется со всеми неметаллами, но не так легко как с металлами.

В виде серного газа серу используют для уничтожения некоторых вредных растений; используется сера для спичек.

Сероводород. Сульфиды. При высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуется сероводород. FeS+2HCl Fe получение на практике. Сероводород - бесцветный газ, запах гниющего белка, горит голубоватым пламенем, образуя S и . Сероводород легко воспламеняется, смесь его с воздухом взрывается. Сероводород очень ядовит. Раствор сероводорода с водой – сероводородная вода. Сероводород - слабая кислота, сильный восстановитель (окисляется до S S ). Сероводород встречается в вулканических газах и минеральных водах, он образуется при разложении белков животных и растении, при гниении пищи.

Сульфиды: их получают соединением металла и серы и другим способом +соли), Некоторые сульфиды растворимы в воде ( . Сульфиды подвергаются гидролизу. Природные сульфиды составляют основу рудных и цветных металлов и широко используются в металлургии. Некоторые из них служат сырьём для получения серной кислоты.

Диоксид серы ( ) образуется при сжигании серы. – бесцветный газ, запах горящей серы, хорошо растворяется в воде, является ангидридом сернистой кислоты ( S ). + S . Диоксид серы применяется для получения серной кислоты, для беления соломы, шерсти, шёлка, для дезинфекции.

Сернистая кислота S – непрочное соединение. Известна только в водных растворах. Раствор сернистой кислоты надо предохранять от воздуха, иначе он окисляется до серной кислоты. Сернистая кислота – хороший восстановитель, но при взаимодействии с сильными восстановителями она может играть роль окислителя. Средние соли – сульфиты, кислые - гидросульфиты - являются восстановителями. Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания некоторых материалов.

Триоксид серы – бесцветная легкоподвижная жидкость, - является ангидридом серной кислоты. Безводная серная кислота – бесцветная, маслянистая жидкость. При её растворении в воде образуются гидраты и большое количество теплоты. Серная кислота жадно поглощает пары воды, поэтому её используют для осушения газов. Концентрированная серная кислота – энергичный окислитель. Средние соли – сульфаты, кислые – гидросульфаты. Большинство солей серной кислоты хорошо растворяются в воде.

Сульфат Na( ). Кристаллизуется из водных ресурсов с 10 молекулами воды. ( )- глауберова соль. Безводную соль применяют при изготовлении стекла.

- бесцветные кристаллы, хорошо растворимы мы воде.

-содержится в морской воде.

-встречается в природе в виде минерала гипса ( *2 )

При нагревании гипс превращается в алебаст (2 * ). Безводный - ангидрит.

Купоросы - так называется сульфаты меди, железа, цинка содержащие кристаллизационную воду.

Медный купорос ( *5 )- синие кристаллы, применяющиеся для электролитического покрытия металлов медью, для приготовления некоторых красок; в качестве исходного вещества для получения других соединений меди. В с/х раствором медного купороса опрыскивают растения.

Железный купорос ( *7 )- светло-зеленый кристалл, растворимый в воде, на воздухе железный купорос выветривается и окисляется, переходя в желто-бурую основную соль.

КРУГОВОРОТ СЕРЫ

Сульфат используется в качестве источника серы почти всеми растениями и микроорганизмами. В результате биосинтеза сера включается в основном в состав серосодержащих аминокислот: цистин, цистеин, метионин.

При минерализации органических серосодержащих соединений сера освобождается в неорганической восстановленной форме в виде H2S. В освобождении серы из органических серосодержащих соединений (продукты метаболизма живых существ, отмершие растительные и животные остатки) принимают участие сапрофитные микроорганизмы, способные к аммонификации. При аммонификации серосодержащие белки и нуклеиновые кислоты разлагаются с образованием СО2 , мочевины, органических кислот, аминов и, что важно для цикла серы, H2S и меркаптанов (тиоспирты). Меркаптаны в аэробных условиях также окисляются с выделением H2S.

Процессы образования в биосфере сероводорода связывают в основном с деятельностью сульфатредуцирующих бактерий, имеющих большое значение для глобального круговорота серы. Сульфатредуцирующие бактерии осуществляют процесс, похожий на анаэробное дыхание, при котором сульфат служит конечным акцептором электронов (вместо кислорода) при окислении органических веществ или молекулярного водорода. Поэтому энергетический тип обмена у сульфатредуцирующих бактерий часто называют сульфатным дыханием.

Деятельность сульфатредуцирующих бактерий особенно заметна в иле на дне прудов и ручьев, в болотах и вдоль побережья моря. Так как концентрация сульфата в морской воде относительно высока, восстановление сульфата - важный фактор минерализации органического вещества на морских отмелях. Признаками такой минерализации служит запах H2S и черный как смоль ил, в котором протекает этот процесс. Черный цвет ила обусловлен присутствием в нем больших количеств сульфида двухвалентного железа. Некоторые береговые области, где накопление органического вещества ведет к особенно интенсивному восстановлению сульфата, практически безжизненны из-за токсического действия H2S.

Сульфатредуцирующие бактерии могут осуществлять рост за счет не только восстановления сульфатов, но и тиосульфата, сульфита, элементной серы и других соединений серы.

Анаэробные фототрофные бактерии - это специфическая группа бактерий, осуществляющая анаэробный (аноксигенный) фотосинтез, использующая в качестве доноров электронов различные восстановленные серные соединения вместо H2O, как это происходит при аэробном (оксигенном) фотосинтезе у растений, цианобактерий. Наиболее часто продуктами окисления восстановленных соединений серы являются и S0.

Бесцветные серобактерии в отличие от других серобактерий могут откладывать элементную серу в периплазме при окислении сульфида и тиосульфата.

О способности некоторых облигатно-гетеротрофных бактерий, дрожжей и микромицетов окислять различные неорганические соединения серы известно довольно давно, хотя значение этих реакций в метаболизме гетеротрофов до сих пор до конца не выяснено. Среди гетеротрофных сероокисляющих бактерий преобладают виды группы псевдомонад, осуществляющие неполное окисление тиосульфата до тетратионата.

Некоторые гетеротрофные бесцветные серобактерии способны окислять соединения серы перекисью водорода, супероксидным радикалом, образующимся в клетках при окислении органических веществ: H2O2 + H2S S0 + 2H2O. Физиологический смысл этого процесса - детоксикация токсичных продуктов неполного восстановления кислорода (H2O2 , O2 -).

В последние десятилетия природный цикл серы подвергается усиливающемуся антропогенному воздействию, приводя к накоплению токсических соединений серы и нарушению баланса природного цикла серы. В частности, в результате крупномасштабных выбросов серных соединений образуются двуокись серы, выделяемая ТЭЦ при сжигании органического топлива, сероводород и летучие органические сульфиды, выделяемые целлюлозно-бумажными и металлургическими предприятиями, а также при разложении муниципальных и сельскохозяйственных стоков. Эти соединения токсичны уже в микрограммовых концентрациях. Они способны отравлять воздух, влиять на атмосферную химию, вызывать дефицит растворенного в воде кислорода.

Поэтому использование прокариот, участвующих в превращении соединений серы, детоксикации токсичных соединений серы, представляется весьма актуальным. Важными факторами являются также высокая скорость их размножения в благоприятных условиях и широкая распространенность по всей биосфере. Однако, несмотря на исключительное значение прокариот в трансформации биогенных элементов, до сих пор масштабы деятельности прокариот в круговороте веществ, и в частности в цикле серы, до конца не оценены.

72. Общая характеристика элементов 6А группы. Селен и Теллур и их соединения. Селен как микроэлемент источники его поступления в организм.

Селен мало распространен в природе. Его соединения встречаются в виде примесей к природный соединениям серы с металлами.

Теллур принадлежит к числу редких элементов. В свободном состоянии он образует несколько аллотропических видоизмененных (аморфный селен (красно-бурый порошок), серый селен (образует хрупкий кристаллы с металлическим блеском)).

Селен – типичный полупроводник, резко увеличивает электропроводимость при освещении. Теллур тоже полупроводник.

Селеноводород и теллуроводород Те – бесцветные газы с плохим запахом. Их водные растворы является кислотами. Они обладают восстановительными свойствами. При нагревании разлагаются. При этом менее стоек, чем Соли селеноводорода – селениды, теллуроводорода – теллуриды, которые растворяются в воде и кислотах. Если на них подействовать сильными кислотами, то можно получить и Те.

При сжигании Se и Те на воздухе или в кислороде получаются диоксиды и , при обычных условиях – твёрдые и является ангидридами селенистой Se и теллуристой Тe кислоты.

Селеноводород и теллуроводород проявляют окислительные свойства, легко восстанавливаясь до Se и Те: + + Se .

Действием сильными окислителями диоксиды селена и теллура может быть переведены в селеновую Se и теллуровую Тe кислоты.

Селеновая кислота Se принадлежит к сильным кислотам, малолетуча, энергично соединяется с водой, обугливает органические вещества и обладает сильными окислительными свойствами. Её соли – селенаты очень похожи на сульфаты. Бариевая и свинцовая соли этой кислоты нерастворимы.

Теллуровая кислота Тe очень слабая кислота. Из раствора она выделяется в виде кристаллов ортотеллуровой кислоты Тe , она образует ряд солей (например Te ), при нагревании отщепляет 2 молекулы и переходит в Тe .

Все соединения Se и Те ядовиты.

Микроэлемент селен (Se)

Селен - важнейший из жизненно необходимых человеку микроэлементов. Он стимулирует процессы обмена веществ. Является мощным иммуностимулирующим, антиоксидантным и антиканцерогенным агентом, обладающим широким спектром воздействия на наш организм.

Дефицит селена

При дефиците селена в рационе питания в организме могут возникать следующие изменения:

• снижение иммунитета;

• повышение склонности к воспалительным заболеваниям;

• снижение функции печени;

• кардиопатия;

• болезни кожи, волос и ногтей;

• заболевания щитовидной железы;

• атеросклероз; катаракта;

• репродуктивная недостаточность;

• замедление роста;

• анемия;

• патология сурфактантной системы легких.

Выявлена зависимость между частотой возникновения рака и дефицитом селена в рационе питания. (Самая высокая корреляция отмечается между дефицитом селена и раком желудка, простаты, толстого кишечника, молочной железы).

Дефицит селена ускоряет развитие атеросклероза, ИБС, вероятность возникновения инфаркта миокарда. Отмечена взаимосвязь между дефицитом селена и частотой внезапной «колыбельной» смерти у детей.

Избыток селена

Избыток селена обычно проявляется при приёме неорганических форм, входящих в состав препаратов. Даже небольшое количество неорганического селена способно оказывать токсическое действие на организм, а при приёме более 800 мкг в сутки могут появиться признаки отравления.

При длительном приёме высоких доз начинает шелушиться кожа, выпадают волосы, расслаиваются ногти и разрушаются зубы, в организме начинают накапливаться канцерогены, возникают многочисленные нервные расстройства и воспаления. Селен содержится в кокосе, фисташках, свином сале, чесноке, морской рыбе, белых грибах, яйцах, пшеничном ржаном хлебе, печени, неочищенном рисе, мясе (говядина, курица), семенах подсолнуха.