Общая характеристика элементов viа группы Нахождение в природе

В VIА группу входят следующие элементы: кислород O, сера S, селен Se, теллур Te и полоний Po, (последний является радиоактивным, период полураспада наиболее стабильного изотопа равен ≈ 140 суток). Все эти элементы (за исключением полония) носят общее название «халькогены», что означает «образующие руды». Халькогены относятся к семейству р-элементов.

Кислород и сера широко распространены в природе и встречаются как в свободном состоянии, так и в связанном виде. Селен и теллур представлены гораздо реже (их массовая доля в земной коре составляет, соответственно, 6 ∙ 10^-5% и 1 ∙ 10^-6%) и существуют, главным образом, в связанном виде.

Каждый халькоген состоит из нескольких нерадиоактивных нуклидов, причем их число у элементов в группе возрастает сверху вниз. Так, для кислорода известны 3 стабильных нуклида, а для теллура – 8.

Строение атомов, химические и физические свойства халькогенов

Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня для атомов элементов VI A группы выглядит следующим образом.

Атомы кислорода отличаются от атомов всех остальных элементов VIА группы тем, что у них на внешнем слое отсутствует d-подуровень.

В невозбужденном состоянии атомы халькогенов имеют на внешнем слое по два неспаренных электрона, поэтому они могут образовать две ковалентные связи по обменному механизму. Их валентность в этом случае равна 2.

При возбуждении число неспаренных электронов увеличивается до 4 или 6 за счет распаривания электронных пар.

Соответственно, и возможные значения валентности также будут равны при этом 4 или 6.

Кислород, в отличие от всех остальных халькогенов, в соединениях обычно проявляет только валентность 2, так как у его атомов на внешнем слое нет вакантных d-орбиталей и электронные пары не могут распариться. Однако в некоторых соединениях (Н₃О⁺) валентность кислорода может быть равна 3. Дополнительная третья связь образуется не по обменному, а по донорно-акцепторному механизму, причем атомы О выступают в роли донора электронной пары.

Все элементы VIА группы (кроме полония) – типичные неметаллы, хотя и менее активные, чем галогены. Поэтому в своих соединениях они могут проявлять как положительную, так и отрицательную степень окисления.

Положительную степень окисления халькогены проявляют при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, чем сами. В этом случае они выступают в роли восстановителей и отдают другим атомам с внешнего слоя свои неспаренные электроны. Величина степени окисления при этом может быть равна +2 (в невозбужденном состоянии), +4 или +6 (в возбужденном состоянии).

Степень окисления +2 для халькогенов мало характерна. Такие их соединения обычно неустойчивы, и в момент образования легко превращаются в соединения, где степень окисления данных элементов равна +4. Однако с увеличением атомного номера элемента в группе устойчивость этих соединений несколько возрастает.

Кислород, как второй по электроотрицательности элемент, только в соединениях со фтором (F₂O⁺², F₂О₂⁺¹) проявляет положительную степень окисления +2 или +1.

Отрицательную степень окисления атомы элементов VIА группы проявляют при взаимодействии с атомами менее электроотрицательных элементов, чем сами. В этом случае они выступают в роли окислителей и забирают от других атомов 2 недостающих до завершения своего внешнего слоя электрона. Величина их степени окисления при этом равна -2.

С водородом халькогены образуют соединения вида H₂R. При обычных условиях это газообразные вещества. Исключение составляет Н₂О, которая за счет межмолекулярных водородных связей находится в жидком агрегатном состоянии.

Термическая устойчивость водородных соединений в группе уменьшается сверху вниз.

При растворении в Н₂О халькогеноводороды проявляют слабые кислотные свойства, отщепляя ионы Н⁺. Причем диссоциация протекает преимущественно по первой стадии:

H₂R H⁺ + HR⁻

В группе сверху вниз сила этих кислот возрастает, что объясняется уменьшением прочности связи R-H из-за увеличения радиусов атомов халькогенов (табл. 14).

Так, Н₂S является одной из самых слабых минеральных кислот (K_{1 дисс.} = 6 ∙ 10^-8), а для Н₂Те величина K_{1 дисс.} = 2 ∙ 10^-3.

С кислородом халькогены могут образовать 3 вида оксидов: RO, RO₂, RO₃.

Оксид RO является для большинства халькогенов неустойчивым оксидом и в момент образования превращается в RO₂. Так, выделенный SO уже при обычных условиях быстро распадается:

2SO → SO₂ + S.

Оксиды RO₂ и RO₃ являются кислотными оксидами, которым соответствуют кислоты общего вида H₂RO₃ и H₂RO₄. Сила этих кислот в подгруппе сверху вниз закономерно уменьшается, что объясняется увеличением в аналогичном направлении металлических свойств у элементов и, как следствие этого, возрастанием основности их кислородсодержащих соединений. Причем для каждого элемента кислота H₂RO₄ является более сильной, чем кислота H₂RO₃, так как в первом случае халькогены имеют большую степень окисления (+ 6), чем во втором (+ 4).

Таблица 14. Некоторые физические свойства атомов элементов VI А группы и образуемых ими наиболее устойчивых аллотропных модификаций

Символ элемента	O	S	Se	Te
Радиус атома, нм	0,066	0,104	0,117	0,137
Энергия ионизации атома, кДж/моль	1300	1000	940	870
Энергия сродства к электрону, кДж/моль	140	200	195	190
Относительная электроотрицательность	3,5	2,6	2,5	2,1
Плотность простого вещества, г/см3	0,0014	2,06	4,82	6,25
Агрегатное состояние простого вещества при н.у.	газ	тв. тело	тв. тело	тв. тело
Температура плавления простого вещества, оС	-218,9	119,3	220	450

Как следует из таблиц 13 и 14, величины энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности у элементов VI А группы меньше, чем у галогенов, но, как и для галогенов, значения этих величин в группе сверху вниз уменьшаются, что свидетельствует об ослаблении неметаллических свойств элементов и их простых веществ (а, значит, и их окислительной и реакционной способности) при переходе от кислорода к теллуру.