Неорганічна хімія_Конспект лекцій - Тема 3 р-Елементи VІ А групи

3.1 Загальна характеристика елементів VІ А групи

До VІ А групи періодичної системи відносяться: Оксиген 8О, Сульфур 16S, Селен 34Se, Телур 52Те та радіоактивний Полоній 84Ро. Загальна назва цих елементів "халькогени" (в перекладі з грецької – ті, що народжують мідні руди) зумовлена тим, що в природі елементи цієї підгрупи (крім Оксигену) зустрічаються найчастіше у вигляді сполук міді: сульфідів, селенідів тощо.

Зі зменшенням енергії іонізації в ряду О – S – Se – Те – Ро властивості халькогенів змінюються від неметалічних до металічних: Оксиген та Сульфур – типові неметали, Селен та Телур – металоїди, Полоній – метал.

В основному стані атоми халькогенів мають електронну конфігурацію зовнішнього шару ns2nр4, з парним числом валентним електронів, з яких два неспарені. І це вже в простих сполуках призводить до альтернативної можливості утворення або кратного зв'язку між двома атомами в молекулі Е2, або одинарного зв'язку в ланцюгових структурах. Внаслідок високої електронної густини, сильного міжелектронного відштовхування спорідненість до електрона Оксигену та міцність одинарного зв'язку Е–Е виявляються меншими, ніж для Сульфуру, Селену та Телуру. Оксиген здатний утворювати міцні рπ–рπ зв'язки з іншими атомами, наприклад, з Оксигеном (О2, О3), Карбоном, Нітрогеном, Фосфором. Для Сульфуру та його аналогів енергетично вигіднішими є одинарні зв'язки. Для них характерне явище катенації (здатність атомів елементів з'єднуватися в кільця або ланцюги).

Оксиген, як і інші елементи другого періоду, відрізняється за властивостями від елементів своєї підгрупи. Властивості Сульфуру більш подібні до властивостей Селену та Телуру, ніж Оксигену та Полонію.

Оксиген, який не має вакантної d-орбіталі, у більшості сполук двовалентний, тоді як інші халькогени здатні утворювати до шести валентних зв'язків. При переході від Оксигену до Полонію розмір атомів та їх можливі координаційні числа збільшуються, а значення енергії іонізації та електронегативність – зменшуються. Електронегативність Оксигену поступається лише Флуору. Сполуки, в яких Оксиген проявляє ступінь окиснення +2 – сильні окисники і дуже нестійкі. Всі інші халькогени проявляють вищий ступінь окиснення (+6). Стійкість Е+6 знижується від Сульфуру до Полонію, для якого стабільними є сполуки зі ступенем окиснення +4, +2 (що пояснюється збільшенням міцності зв'язку 6s2-електронів з ядром).

Оксиген – найбільш розповсюджений елемент земної кори (його вміст складає 49% від її загальної маси). Оксиген входить до складу води, кремнезему, вапняків, мармуру, базальтів, бокситів, гематиту та багатьох інших мінералів та гірських порід. У земній атмосфері міститься близько 21% (за об'ємом) Оксигену у вигляді простої речовини – кисню О2. Кисень атмосфери має біологічне походження та утворюється в зелених рослинах під час фотосинтезу.

Інші халькогени розповсюджені значно менше. Їх вміст (мас.%) зменшується із збільшенням порядкового номера: S – 0,0048; Sе – 8·10-5; Те – 1·10-6; Ро – 2·10-14. Сульфур, Селен та Телур сконцентровані в рудних родовищах, де вони переважно з'єднані з металами. Значна частина Сульфуру знаходиться в самородному стані (вулканічна сірка), або у вигляді сульфідів та сульфатів. Найважливішими мінералами Сульфуру є: FeS2 (пірит або залізний колчедан); ZnS (цинкова обманка); HgS (кіновар); PbS (свинцевий блиск); CuFeS2 (халькопірит), СаSO4·2 H2O (гіпс), Nа2SO4·10H2O (мірабіліт) тощо. Багато Сульфуру міститься в нафті та нафтових газах, що створює техногенні (корозія трубопроводів) та екологічні проблеми. Сульфур входить до складу білків. Селен і телур малопоширені в природі елементи, зустрічаються у вигляді домішок до аналогічних природних сполук сірки. Полоній, як продукт розпаду урану, міститься в урановій руді (період напіврозпаду для 210Ро складає 138,4 доби).

Елемент Оксиген існує у вільному вигляді двох алотропних модифікацій – кисню O2 та менш стійкого озону O3. Кисень – безбарвний газ, без запаху та смаку, трохи важчий за повітря. Температури плавлення та кипіння становлять відповідно -183 оС та -219 оС. Розчинність у воді при 0 оС – 4,89 об'ємів на 100 об'ємів води. Озон утворюється у верхніх шарах атмосфери під дією ультрафіолетового випромінювання та при грозових розрядах. Озон – газ без кольору, Тпл. =-193 оС, Ткип. =-112 оС, малорозчинний у воді (при 0оС – 1,82 об'ємів на 100 об'ємів води. На відміну від кисню озон має характерний різкий запах.

Поліморфізм селену та телуру пов'язаний зі способом пакування молекулярних ланцюгів та циклів у кристалах. Червоні моноклинні модифікації селену (α, β, γ), що утворюються під час кристалізації розчинів селену в сірковуглеці, складаються із циклічних молекул Sе8. Аморфний червоний селен осаджується з його водних розчинів під дією відновників. Найбільш термодинамічно стійка сіра гексагональна модифікація селену, що має металевий блиск (Тпл. = 200 оС). Вона утворюється при нагріванні всіх інших модифікацій та складається із нерозгалужених спіральних полімерних ланцюгів Sеn.

Для телуру відома лише одна гексагональна модифікація (Тпл. = 452 оС), аналогічна селену. Між ланцюгами діють слабкі міжмолекулярні зв'язки, тому селен та телур плавляться за відносно низьких температур. Завдяки подібній будові, селен та телур утворюють безперервний ряд твердих розчинів із випадковим чергуванням атомів Sе та Те в спіральних ланцюгах.

Металевий полоній існує у вигляді двох кристалічних модифікацій: низькотемпературної кубічної та високотемпературної гексагональної. Для обох модифікацій спостерігається типове для металів збільшення електричного опору при нагріванні.

У ряду О – S – Se – Те – Ро із збільшенням радіуса атомів зростає міжмолекулярна взаємодія, що призводить до збільшення температур плавлення та кипіння. Кисень та сірка – типові діелектрики, селен та телур – напівпровідники, а полоній – провідник.

У промисловості кисень добувають електролізом води, а також багатоступінчастою дистиляцією зрідженого повітря (оскільки температура кипіння кисню (-183оС) вища, ніж температура кипіння азоту (-195,8 оС).

Кисень дуже високого ступеня чистоти отримують за реакціями:

Сірку у промисловості найлегше добувати з підземних родовищ шахтним способом або виплавлянням її з породи під дією гарячої водяної пари.

Із природних газів, що містять сірководень, сірку добувають шляхом окиснення його до сірчистого газу SO2 та наступної взаємодії SO2 з Н2S в присутності каталізаторів феруму та алюмінію оксидів:

Важливішим джерелом добування сірки є також пірит:

Основним джерелом селену та телуру є залишки (шлами) після електролітичної очистки міді, відходи сірчанокислого та целюлозно-паперового виробництва, руди, в яких ці елементи знаходяться у вигляді халькогенідів.

У промисловості шлам, який містить селен та телур, піддають окисному випалюванню із содою при 650 оС:

Розділення селену та телуру досягається обробкою розчином сульфатної кислоти, при цьому телур осаджується у вигляді гідратованого оксиду (який розчиняють в лугах та електролітично відновлюють до телуру), а селениста кислота Н2SеО3 залишається в розчині, з якого під дією SO2 осаджують червоний селен.

Металічний полоній отримують термічним розкладанням полонію сульфіду чи полонію діоксиду у вакуумі з наступною возгонкою металу, а також відновленням РоО2 воднем (або відновленням РоВr2 сухим аміаком при 2000С).

3.5 Хімічні властивості Оксигену та його сполук

Більшість металів та неметалів сполучаються з киснем з утворенням оксидів:

Кисень безпосередньо не реагує тільки з інертними газами, галогенами (крім фтору), сріблом, золотом та платиновими металами (за винятком осмію). Реакційна здатність кисню дуже залежить від температури, наявності води. В деяких випадках швидкість взаємодії настільки велика, що відбувається вибух (наприклад, з Н2, СН4, СО). Вибухонебезпечними є суміші повітря з вугільним пилом, борошном та іншими дрібнодисперсними речовинами.

У сполуках Оксиген проявляє ступені окиснення +2, +1, -1, -2.

Найхарактерніша ступінь окиснення: -2. Важливими сполуками оксиґену зі ступенем окиснення -2 є оксиди. Відомі оксиди всіх елементів крім трьох інертних газів – Не, Nе, Аr.

У періодах відбувається поступовий перехід від основних оксидів до кислотних. Так для елементів третього періоду:

Основні оксиди Амфотерний оксид Кислотні оксиди

Основні та кислотні оксиди реагують між собою з утворенням солей:

При взаємодії лужних металів з киснем утворюються пероксиди, в яких оксиген має ступінь окиснення -1:

Серед пероксидів найбільше практичне значення має пероксид водню Н2О2. З водою Н2О2 змішується у будь-яких співвідношеннях. На практиці застосовують 3% та 30% розчин Н2О2 (30% перекис водню називається пергідролем). 80% перекис водню отримують електролізом розчину Н2SO4 з концентрацією не менше 50% або дією розбавленої сульфатної кислоти на пероксид барію при 00С.

Н2О2 у водних розчинах існує у вигляді дигідрату, це слабка кислота, сполука нестійка, розкладається при нагріванні та на світлі з виділенням кисню: 2 Н2О2 → 2 Н2О + О2.

Пероксид водню характеризується окисно-відновними властивостями, але окисні властивості переважають.

Властивість пероксидів взаємодіяти з вуглекислим газом використовується в протигазах та підводних човнах:

Крім того, при взаємодії з лужними металами, а саме: калієм, рубідієм, цезієм, утворюються надпероксиди (наприклад К2O4), де оксиген має ступінь окиснення -1/2. При взаємодії лужних металів з озоном утворюються озоніди (наприклад КО3), де оксиген має ступінь окиснення -1/3. .

Позитивні ступені окиснення +1 та +2 оксиген виявляє тільки при взаємодії з фтором та фторидами (F2O2, OF2).

3.6 Хімічні властивості сірки, селену, телуру та полонію

В ряду від S до Ро підсилюються металеві властивості, збільшується відновлювальна активність.

При кімнатній температурі сірка реагує лише з ртуттю, але її хімічна активність значно збільшується при нагріванні (полегшується розрив S-S зв'язків). За цих умов вона безпосередньо реагує із багатьма простими речовинами. Сірка достатньо сильний окисник, але може виявляти і відновні властивості (по відношенню до елементів із більшою електронегативністю – кисень, галогени).

Розлиту ртуть можна зібрати дрібно розтертою сіркою: Hg + S → HgS.

При нагріванні селен, телур і полоній легко сполучаються з киснем, воднем, галоґенами, а також з металами, аналогічно сірці:

В атмосфері фтору S, Sе, Те згорають з утворенням гексафторидів ЕF6. У результаті взаємодії сірки з хлором, що значно прискорюється при нагріванні, утворюються S2Сl2, SСl2. Для брому відомий тільки S2Вr2, сульфур йодиди нестійкі. Селен та телур в цих умовах утворюють ЕСl4.

Сірка та селен з водою не взаємодіють, телур реагує з водою при температурі 100-1600С:

Сірка, селен, телур взаємодіють при кип'ятінні з лугами (реакція диспропорціонування):

У розплавах лугів вони окиснюються до вищих ступенів окиснення:

Сірка та селен не реагують з водними розчинами кислот, хоча розчиняються в концентрованих сірчаній та азотній кислотах:

Телур також інертний до кислот-неокисників. Розбавлена азотна кислота окиснює його до телуристої кислоти Н2ТеО3, концентрована – до оксогідроксонітрату, а хлорнуватиста – до ортотелурової кислоти Н6ТеО6.

Полоній легко розчиняється в кислотах з утворенням двовалентних солей (мають рожевий колір), які швидко окислюються до чотиривалентних сполук полонію (мають жовте забарвлення).

Характерні ступені окиснення в сполуках: -2, +2, +4, +6.

Ступінь окиснення -2 характерний для водневих сполук халькоґенів, а також їх безкисневих солей.

Відомі гідриди всіх халькогенів, за винятком полоній гідриду, який отриманий лише в залишкових кількостях і практично не охарактеризований.

У ряду H2S–H2Sе–H2Те внаслідок збільшення розміру атомів халькогенів, довжина зв'язку Н–Е зростає, енергія зв'язку, енергія утворення та термодинамічна стабільність молекул H2Е зменшується, збільшується міжмолекулярна взаємодія, і відповідно збільшуються температури плавлення та кипіння.

Всі гідриди H2Е – отруйні гази з неприємним запахом.

На практиці H2S одержують дією розбавлених кислот на сульфіди металів. Наприклад:

Срібні і мідні речі в повітрі або у воді, де міститься сірководень, тьмяніють через утворення відповідних сульфідів:

Селенід і телурід (H2Se, H2Те) водню можна також отримати дією води або кислот на селеніди і телуріди деяких металів:

У водних розчинах вони швидко окиснюються киснем повітря:

Халькогеноводні згорають на повітрі з утворенням діоксидів, а за нестачі окисника можливе утворення і простих речовин.

При розчиненні у воді H2Е утворюють відповідні слабкі двоосновні кислоти. Здатність до дисоціації, сила кислот та відновні властивості збільшуються в ряду H2S, H2Sе, Н2Те.

Сірководнева кислота та її солі поводять себе як відновники, окиснюючись, до вільної сірки, сірчистого газу, політіонатів, сірчаної кислоти.

Для сірки характерне утворення полісульфанів H2Sn (n=2–8), вони є нестійкими та легко окиснюються та диспропорціонують на H2S та S.

Серед сульфідів розчинними є лише солі лужних, лужноземельних металів та амонію. Сульфіди MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS – погано розчинні у воді, розчинні в сильних кислотах-неокисниках; CdS, CuS, PbS, Sb2S3, As2S3, SnS, SnS2 (сусальне золото) – нерозчинні зовсім. Багато сульфідів мають забарвлення. Отримують сульфіди при безпосередній взаємодії простих речовин, дії на метали сірководню або відновленням оксикислот.

Нерозчинні сульфіди можна отримати за реакцією обміну:

Сульфіди, особливо розчинні, є сильними відновниками.

Крім того, сірка, селен та телур здатні утворювати полісульфіди, поліселеніди та політелуриди.

Сульфур (IV) оксид SO2 – сірчистий газ, без кольору, з дуже задушливим запахом. SеО2, ТеО2, РоО2 – тверді речовини. При цьому, SO2, SеО2 – кислотні оксиди, ТеО2 – амфотерний оксид, РоО2 – основний оксид.

SO2, ТеО2, SеО2 проявляють окисно-відновні властивості:

Найбільше промислове значення має SO2, який добувають за реакцією:

SO2 можна також отримати під час спалювання сірки S + O2 → SO2.

У лабораторії – при дії концентрованої Н2SO4 на мідні ошурки:

SO2 – типовий кислотний оксид: взаємодіє з основними оксидами і гідроксидами з утворенням сульфітів: Na2O + SO2.→ Na2SO3.

При розчиненні SO2 у воді утворюється сульфітна (або сірчиста) кислота:

Це двоосновна кислота середньої сили, яка існує лише у розбавлених розчинах, на повітрі окиснюється до Н2SO4.

Сульфітна кислота проявляє окисно-відновні властивості (але більш характерними для неї є відновні властивості):

Н2SO3 утворює середні солі – сульфіти та кислі – гідросульфіти. Сульфіти активних металів при нагріванні розкладаються з утворенням сульфідів і сульфатів: 4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4.

У ряду Н2SO3 → Н2SеO3 →Н2ТеO3 сила кислот зменшується, також зменшуються відновні властивості. Окисні властивості більше за всіх виражені у Н2SеO3.

Серед триоксидів найбільше значення має сульфур (VІ) оксид SO3 – сірчаний ангідрид – прозора рідина, яку одержують окисненням SO2 при температурі 400 – 6000С у присутності каталізатора (V2O5):

Також він утворюється при термічному розкладанні сульфатів та піросульфатів:

SO3 – одна з найбільш реакційно здатних сполук сірки. Виявляє окисні властивості, наприклад:

При розчиненні SO3 у воді утворюється сильна сульфатна (сірчана) кислота.

Безводна сульфатна кислота H2SO4 – один з найважливіших продуктів хімічної індустрії. Це безбарвна оліїста речовина з густиною 1,84 г/см3. Сульфатна кислота змішується з водою в будь яких співвідношеннях, цей процес супроводжується виділенням великої кількості теплоти, суміш навіть може закипіти, розбризкатися (тому необхідно додавати кислоту до води, а не навпаки). Концентрована сірчана кислота використовується як осушувач газів, водовіднімаючий засіб.

Добувають її контактним та нітрозним способами. Під час виробництва сульфатної кислоти SO3 розчиняють не у воді, а в концентрованому розчині сульфатної кислоти, оскільки газоподібний SO3 при розчиненні у воді реагує з водяною парою над поверхнею води, утворюючи значну частину H2SO4 у вигляді туману. Розчин SO3 у H2SO4 носить технічну назву „олеум”. У промисловості добувають олеум, що містить 20-65% SO3. Для добування концентрованої H2SO4 олеум змішують із сульфатною кислотою, що містить деяку кількість води.

При контактному способі виробництва сірчаної кислоти відбуваються наступні процеси:

Концентрована сірчана кислота – досить сильний окисник.

Активні метали (Mg, Zn) здатні відновлювати концентровану H2SO4 до H2S, S або SO2.

При дії концентрованої кислоти на Fе, Мn, Ті, V, Cr, Al тощо відбувається пасивація – утворюються оксидні плівки металів із високим ступенем окиснення.

Бромоводень і йодоводень під дією концентрованої H2SO4 окиснюються до вільних галоґенів:

Розбавлена сірчана кислота не виявляє помітних окислювальних властивостей.

На відміну від концентрованої H2SO4, розбавлена реагує лише з металами, що знаходяться в ряду напруги до водню:

Солі сульфатної кислоти – сульфати, добре розчиняються у воді. Мають схильність до утворення гідратів. Погано розчинними є BaSO4, SrSO4, PbSO4. Сульфати характеризуються високою термічною стійкістю, при сильному нагріванні розкладаються з виділенням оксиду металу, SO2 та O2.

Гідроґенсульфати під час нагрівання утворюють піросульфати або дисульфати, солі дисульфатної кислоти:

Селеновий ангідрид SеO3 – біла гігроскопічна речовина, подібна за багатьма властивостями до SO3. SеO3 – дуже сильний окисник. При розчиненні у воді утворює селенову кислоту H2SеO4. Її добувають окисненням селенистої кислоти концентрованим розчином пероксиду водню:

ТеO3 – біла нестійка тверда сполука, на відміну від SO3 та SеO3 практично не гідратується, але швидко взаємодіє з лугами з утворенням телуратів. Відновні властивості ТеO3 виражені значно менше, ніж у SеO3.

Телурову кислоту синтезують окисненням телуру діоксиду чи телуру, а також обмінними реакціями. Ортотелурова кислота Н6ТеO6 – тверда кристалічна речовина без кольору, добре розчинна у воді.

У ряду SO42- → SеO42- →Н5ТеO6- спостерігається немонотонна зміна термодинамічної стабільності та окисної здатності: селенова кислота та її солі термодинамічно є менш стабільними. Окислювальні властивості більше за всіх виражені у Н2SеO4: вона виділяє хлор з концентрованої НCl, розчиняє без нагрівання мідь і навіть золото:

Сульфур утворює велику кількість оксигенвмісних кислот, де формальна ступінь окиснення Сульфуру складає +2, +5 тощо. Крім розглянутих вище кислот, необхідно відзначити тіосульфатну кислоту Н2S2O3, дітіонову та політіонові кислоти Н2S2O6 та Н2SnOn, пероксодісірчану Н2S2O8, пероксомоносірчану Н2SO5, галогенсульфонові кислоти НSO3Х. Всі ці кислоти зручно розглядати як результат формального заміщення в Н2SO4 кінцевого атому оксигену чи гідроксильної групи на ізоелектронні групи.

Наприклад, тіосульфатна кислота нестійка сполука, яка розкладається за реакцією:

На цій реакції засновано використання натрій тіосульфату в промисловості для зменшення надлишку хлору в процесі відбілювання тканин („антихлор”). Тіосульфат натрію застосовується в йодометричному титруванні:

Халькогени та їхні сполуки широко викотристовуються в промисловості, сільському господарстві, побуті. Основні сфери застосування халькогенів та їхніх сполук наведені в таблиці 3.1.

Таблиця 3.1 – Застосування халькогенів та їхніх сполук*

Сфера застосування	Оксиген		Сульфур	Селен		Телур
1	2		3	4		5
Металургія, обробка металів	для інтенсифікації процесів; випалювання вуглецю при виплавці сталі; зварювання та різання металів (киснево-ацети-ленові пальники)		сульфіди – сировина для одержання металів; у збагаченні металевих руд відокремленням їх від пустої породи флотацією; Н2SO4 – для травлення сталей; виплавляння кольорових металів електрохімічним способом	для створення дрібно-зернистої структури сталі		для легування сплавів свинцю та міді, сталей; для від-білювання чавуну
Хімічна промисловість	для інтенсифікації процесів окиснення; виробництво сульфатної та нітратної кислот тощо		у першу чергу – виробництво сульфатної кислоти, яка використовується для отримання синтетичних волокон, фарбників, вибухових речовин, миючих засобів тощо	у якості каталізатору процесів гідрогенізації та дегідро-генізації
Легка промисловість (текстильна, паперова, шкіряна тощо)	Н2О2, О3 – для відбілювання тканин, деревини, шкіри тощо		сірка – вулканізатор каучуку; SO2 – для відбілювання вовни; Н2SO4 – у виробництві синтетичних волокон, віскози; сульфіди, полісульфіди, мідний купорос; алюмокалієві галуни KAl(SO4)212H2O – у шкіряній промисловості для протравлювання; сульфіти та піросульфіти – у якості відбілювачів паперової маси; Ca(HSO4)2 – у переробці деревини в сульфатну целюлозу, з якої потім отримують папір			у процесі вулка-нізації каучуку
Медицина	O2 – в дихальних апаратах; "кисневі коктейлі" – для покращення процесів обміну; підшкірно вводять при трофічних виразках, гангрені; 3% розчин H2O2 – антисептик		сірка входить до складу протимікробних засобів, використовується для лікування захворювань шкіри (псоріаз, себорея та ін.); входить до складу антибіотиків, радіозахисних засобів; MgSO4 7H2O – седативна, спазмалітична, діуретична дія; Na2S2O35H2O – проти-запальна, протиалергічна, дезінфікуюча дія	як мікродобавки в складі вітамінних препаратів, лікарських засобів; перспективні препарати для лікування онкологічних захворювань
Харчова промисловість	О3 для знезара-жування питної води; як бактери-цидний засіб	SO2 – для знешкодження пліснявих грибків у підвалах, винних діжках, бродильних чанах; для відбілювання борошна, цукру; як консервант; натрію тіосульфат – харчова добавка Е 539		у складі біологічно активних добавок
Будівництво та силікатна промисловість		для отримання сірко- бетону; глауберова сіль Na2SO410H2O – для виробництва скла; в’яжучі матеріали – гіпс CaSO42H2O, алебастр 2CaSO4H2O – у будівництві		у силікатній промисловості, забарвлює скло у червоний колір		в процесах варки спеціального скла (ТеО2); для забарвлення скла і емалей.
Енергетика, атомна енергетика, хімічні джерела енергії	окисник палива, в тому числі ракетного	сульфіди – в сухих батареях Lі/S, Nа/S; сульфатна кислота – як електроліт у свинцевих акумуляторах		телуриди лантаноїдів, їхніх сплавів та сплавів з селенідами металів – виробництво термоелектро-генераторів з високим ККД
					При виробництві свинцево-кисло-тних акумуляторів (телур збільшує строк служби та питомі характер-ристики акуму-ляторів); СdТе – у сонячних батареях
Сільське господарство		Н2SO4 – для отримання добрив; отрутохімікатів, наприклад, CuSO45H2O; FeSO47H2O – для концервації деревини		у складі біологічно активних добавок

* – курсивом у таблиці виділені найбільш поширені сфери застосування елемента та його сполук

Головна сфера застосування селену і телуру – радіотехніка, де вони використовуються як напівпровідники (плюмбуму, бісмуту, сурми, цезію та ін. селеніди та телуриди). На основі селену виготовляють фотоелементи, фоторезистори. Сплави кадмію-меркурію-телуру – вузькозонні напівпровідники, застосовуються для виявлення старту ракет, для спостереження з космосу (одні з найбільш дорогих матеріалів у радіоелектроніці).

Полоній -210 в сплавах з берилієм та бором використовується для виготовлення компактних та дуже потужних нейронних джерел. Самостійно, а також у сплавах зі свинцем, ітрієм – для виробництва потужних та компактних джерел тепла для автономних установок. Його застосовують у медицині як джерело нейтронів для опромінення ракових пухлин. Полоній як ядерний детонатор у сплаві з ізотопом літію є стратегічним матеріалом, його зберігання повинне бути під контролем держави у зв'язку із загрозою ядерного тероризму.

Кисень необхідний для життя – він бере участь у процесах дихання живих організмів. Озон – отруйний газ, має різку подразнюючу дію, може викликати набряк легенів. Пероксиди при утворенні в організмі викликають оксидативний стрес.

Сульфур – важливий біогенний елемент, входить до складу амінокислот, коферментів, вітамінів, приймає участь в окисно-відновних процесах у клітинах. Серед неорганічних сполук сульфуру дуже токсичним є сірководень – сильна нервова отрута. Вдихання викликає запаморочення, головний біль, нудоту, а значні концентрації призводять до коми, судом, набряку легенів і навіть до летального результату. За невеликих концентрацій досить швидко виникає адаптація до неприємного запаху "тухлих яєць", і він перестає відчуватися. Сульфуру оксиди мають подразнюючу, загальнотоксичну дію, порушують вуглеводний і білковий обмін, інгібують ферменти.

Селен входить до складу білків у вигляді амінокислоти селеноцистеїна. Виконує роль каталізатору ряду ферментативних процесів, регулює окисно-відновні процеси, є стабілізатором мембран. Біологічна роль Телуру не з'ясована. Більшість неорганічних сполук селену та телуру є токсичними, в результаті потрапляння в організм викликають нудоту, бронхіти, пневмонію; мають загальнотоксичну дію, в першу чергу призводять до ураження нирок, печінки, центральної нервової системи.

Полоній-210 – високотоксичний, його не можна брати руками – це викличе променеве ураження шкіри і, можливо, всього організму. Він накопичується у тютюні, завдаючи шкоди здоров'ю курця. Подібно гомологам селену та телуру, полоній накопичується в печінці, нирках, кістковому мозку.

1. Як змінюються радіуси, йонізаційні потенціали, спорідненість до електрона та електронегативність у ряду Оксиген – Полоній?

2. Розгляньте будову атомів та валентні стани елементів VІ А групи.

3. Як і чому змінюється агрегатний стан та склад простих молекул у ряду О – Ро?

4. Проілюструйте за допомогою відповідних рівнянь реакцій характер зміни окисно-відновних властивостей у ряду Оксиген – Полоній.

5. Дайте порівняльну характеристику зміни фізичних та хімічних властивостей водневих сполук елементів VІ А групи.

6. Охарактеризуйте властивості Оксигену. Чому вони відрізняються від властивостей інших елементів підгрупи?

7. Проілюструйте за допомогою відповідних рівнянь реакцій окисно-відновні властивості Н2O2. На чому ґрунтується його застосування в медицині?

8. Як змінюється стійкість, кислотні властивості та окисно-відновна здатність у ряду Н2SO3 → Н2SеO3 →Н2ТеO3?

9. Охарактеризуйте властивості сульфатної кислоти. Наведіть методи її добування. Де в промисловості застосовують сульфатну кислоту?

10. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити перетворення: