Химия и биологическая роль элементов VIA - группы

Химия и биологическая  роль элементов VIA – группы

Содеражание:

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

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

3. Сравнение свойств простых веществ. Свойства пероксидов и супероксидов.

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

5. Политионовые кислоты,  пероксосерные кислоты  и их соли.

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

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

8.Соединения  элементов VIA-группы как лекарственные средства.

9. Медико-биологическое  значение элементов  VIA-группы.

10. Селен как элемент,  способствующий проявлению  кариеса.

11.Список, используемой литературы. 
 

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

1.1 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 

1.2 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

1.3 История открытия селена.

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

1.4 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.

1.5 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). 

1.6 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.

3.Сравнение  свойств простых веществ. Свойства пероксидов и супероксидов.

3.1Свойства  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 

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:   

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.