Общая характеристика р - элементов VI А - группы. Халькогены.

 

В VIА-группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева входят кислород, сера, селен, теллур, полоний. Первые четыре из них имеют неметаллический характер. Общее название элементов этой группы халькогены, что в переводе с греч. означает «образующие руды», указывая на их нахождение в природе.

Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VIА-группы.

Атомы этих элементов имеют по 6 валентных электронов на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них две р-орбитали заполнены наполовину.

Атом кислорода отличается от атомов других халькогенов отсутствием низколежащего d-подуровня. Поэтому кислород, как правило, способен образовывать только две связи с атомами других элементов. Однако в некоторых случаях наличие неподеленных пар электронов на внешнем энергетическом уровне по­зволяет атому кислорода образовывать дополнительные связи по донорно-акцепторному механизму.

У атомов остальных халькогенов при поступлении энергии извне число неспаренных электронов может увеличиваться в результате перехода s- и р-электронов на d-подуровень. Поэтому атомы серы и других халькогенов способны образовывать не только 2, но также и 4, и 6 связей с атомами других элементов. Например, у атома серы в возбужденном состоянии электроны внешнего энергетического уровня могут приобретать электронную конфигурацию 3s²3р³3d¹ и 3s¹3р³3d²:

 

В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО). В соединениях с металлами и водородом элементы этой группы проявляют СО = —2. В соединениях же с кислородом и неметаллами сера, селен и теллур могут иметь СО = +4 и СО = +6. В некоторых соединениях они проявляют СО = +2.

Кислород уступает по электроотрицательности только фтору. Во фтороксиде F₂О степень окисления кислорода положительна и равна +2. С остальными элементами кислород проявляет обычно в соединениях степень окисления -2, за исключением пероксида водорода Н₂О₂ и его производных, в которых кислород имеет степень окисления —1. В живых организмах кислород, сера и селен входят в состав биомолекул в степени окисления —2.

В ряду О — S — Sе—Те — Ро увеличиваются радиусы атомов и ионов. Соответственно в этом же направлении закономерно понижается энергия ионизации и относительная электроотрицательность.

С увеличением порядкового номера элементов VIА-группы окислительная активность нейтральных атомов понижается и увеличивается восстановительная активность отрицательных ионов. Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру.

С увеличением порядкового номера халькогенов возрастают характерные координационные числа. Это связано с тем, что при переходе от р-элементов четвертого периода к р-элементам пятого и шестого периодов в образовании σ- и π-связей все большую роль начинают играть d - и даже f-орбитали. Так, если для серы и селена наиболее характерны координационные числа 3 и 4, то для теллура — 6 и даже 8.

В нормальных условиях водородные соединения H₂Э элементов VIА-группы, за исключением воды, — газы с очень неприятным запахом. Термодинамическая стабильность этих соединений уменьшается от воды к водородтеллуриду Н₂Те. В водных растворах они проявляют слабокислотные свойства. В ряду H₂О—H₂S—H₂Sе— H₂Те сила кислот возрастает.

Это объясняется увеличением радиусов ионов Э^2- и соответствующим ослаблением связей Э—Н. В том же направлении растет восстановительная способность H₂Э.

Сера, селен, теллур образуют два ряда кислотных оксидов: ЭO₂ и ЭО₃. Им соответствуют кислотные гидроксиды состава H₂ЭО₃ и H₂ЭО₄. Кислоты H₂ЭО₃ в свободном состоянии неустойчивы. Соли этих кислот и сами кислоты проявляют окислительно-восстановительную двойственность, так как элементы S, Sе и Те имеют в этих соединениях промежуточную степень окисления + 4.

Кислоты состава Н₂ЭО₄ более устойчивы и в реакциях ведут себя как окислители (высшая степень окисления элемента +6).

Химические свойства соединений кислорода. Кислород — самый распространенный элемент в земной коре (49,4%). Высокое содержание и большая химическая активность кислорода определяют преобладающую форму существования большинства элементов Земли в виде кислородсодержащих соединений. Кислород входит в состав всех жизненно важных органических веществ — белков, жиров, углеводов.

Без кислорода невозможны многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы, например дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие растения, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

У высших животных (рис. 8.7) кислород проникает в кровь, соединяется с гемоглобином, образуя легко диссоциирующее соединение оксигемоглобин. С потоком крови это соединение поступает в капилляры различных органов. Здесь кислород отщепляется от гемоглобина и через стенки капилляров диффундирует в ткани. Связь между гемоглобином и кислородом непрочная и осуществляется за счет донорно-акцепторного взаимодействия с ионом Fе²⁺.

В состоянии покоя человек вдыхает примерно 0,5м³ воздуха в час. Но лишь 1/5 ч. вдыхаемого с воздухом кислорода удерживается в организме. Однако избыток кислорода (⁴/₅) необходим для создания высокой его концентрации в крови. Это в соответствии с законом Фика обеспечивает достаточную скорость диффузии кислорода через стенки капилляров. Таким образом, за сутки человек фактически использует около 0,1м³ кислорода.

В тканях кислород расходуется. на окисление различных веществ. Эти реакции в конечном счете приводят к образованию углерода диоксида, воды и созданию запаса энергии.

Кислород расходуется не только в процессе дыхания, но и в процессе гниения растительных и животных остатков. В результате процесса гниения сложных органических веществ образуются их продукты окисления: СО₂, Н₂О и др. Регенерация кислорода совершается в растениях.

Таким образом, в результате круговорота кислорода в природе поддерживается его постоянное содержание в атмосфере. Естественно, что круговорот кислорода в природе тесно связан с круговоротом углерода (рис. 8.8).

Элемент кислород существует в виде двух простых веществ (аллотропные модификации): дикислорода (кислорода) О₂ и трикислорода (озона) О₃. В атмосфере практически весь кислород содержится в виде кислорода О₂, содержание же озона очень мало. Максимальная объемная доля озона на высоте 22км составляет всего лишь 10^-6%.

Молекула кислорода О₂ в отсутствие других веществ очень стабильна. Наличие в молекуле двух неспаренных электронов обусловливает ее высокую реакционную способность. Кислород — один из самых активных неметаллов. С большинством простых веществ он реагирует непосредственно, образуя оксиды Э_xO_y Степень окисления кислорода в них равна —2. В соответствии с изменением структуры электронных оболочек атомов характер химической связи, а следовательно, структура и свойства оксидов в периодах и группах системы элементов изменяются закономерно. Так, в ряду оксидов элементов второго периода Li₂О—ВеО—B₂О₃—СО₂—N₂O₅ полярность химической связи Э—О от I к V группе постепенно уменьшается. В соответствии с этим ослабляются основные и усиливаются кислотные свойства: Li₂О — типичный основной оксид, ВеО — амфотерный, а B₂О₃, СО₂ и N₂O₅ — кислотные оксиды. Аналогично изменяются кислотно-основные свойства и в других периодах.

В главных подгруппах (А-группах) с увеличением порядкового номера элемента ионность связи Э—О в оксидах обычно увеличивается.

Соответственно основные свойства оксидов в группе Li—Nа—К—Rb—Сs и других А-группах возрастают.

Свойства оксидов, обусловленные изменением характера химической связи, представляют собой периодическую функцию заряда ядра атома элемента. Об этом свидетельствует, например, изменение по периодам и группам температур плавления, энтальпий образования оксидов в зависимости от заряда ядра.

Полярность связи Э—ОН в гидроксидах Э(ОН)_n, а следовательно, и свойства гидроксидов закономерно изменяются по группам и периодам системы элементов.

Например, в IА-, IIА- и IIIА-группах сверху вниз с увеличением радиусов ионов полярность связи Э—ОН возрастает. В результате в воде легче идет ионизация Э—ОН → Э⁺ + ОН^-. Соответственно усиливаются основные свойства гидроксидов. Так, в группе IА основные свойства гидроксидов щелочных металлов усиливаются в ряду Li—Nа—К—Rb—Сs.

В периодах слева направо с уменьшением ионных радиусов и увеличением заряда иона полярность связи Э—ОН уменьшается. В результате в воде легче идет ионизация ЭОН ⇄ ЭО^- + Н⁺. Соответственно в этом направлении усиливаются кислотные свойства. Так, в пятом периоде гидроксиды RbОН и Sr(ОН)₂ являются основаниями, In(ОН)₃ и Sn(ОН)₄ — амфотерными соединениями, а Н[Sb(ОН)₆] и Н₆ТеО₆ — кислотами.

Наиболее распространенный на земле оксид — водород оксид или вода. Достаточно сказать, что она составляет 50—99% массы любого живого существа. В организме человека содержится 70—80% воды. За 70 лет жизни человек выпивает около 25 000 кг воды.

Благодаря своей структуре вода обладает уникальными свойствами. В живом организме она является растворителем органических и неорганических соединений, участвует в процессах ионизации молекул растворенных веществ. Вода является не только средой, в которой протекают биохимические реакции, но и сама интенсивно участвует в гидролитических процессах.

Жизненно важна способность кислорода к образованию оксигенильных комплексов с различными веществами. Ранее рассмотрены примеры оксигенильных комплексов О₂ с ионами металлов — переносчиков кислорода в живых организмах — оксигемоглобин и оксигемоцианин:

НbFе²+ + О₂ → НbFе²⁺∙О₂

НсСu²⁺ + О₂ → НсСu²⁺∙О₂

где Нb — гемоглобин, Нc — гемоцианин.

Имея две неподеленные пары электронов, кислород выступает в качестве донора в этих координационных соединениях с ионами металлов. В других соединениях кислород образует различные водородные связи.

В настоящее время большое внимание уделяется получению оксигенильных комплексов переходных металлов, которые могли бы выполнять функции, сходные с функциями соответствующих бионеорганических комплексных соединений. Состав внутренней координационной сферы этих комплексов аналогичен природным активным центрам. В частности, перспективными по способности обратимо присоединять и отдавать элементный кислород являются комплексы кобальта с аминокислотами и некоторыми другими лигандами. Эти соединения в известной степени можно рассматривать как заменители гемоглобина.

Одной из аллотропных модификаций кислорода является озон О₃. По своим свойствам озон сильно отличается от кислорода О₂ — имеет более высокие температуры плавления и кипения, обладает резким запахом (отсюда его название).

Образование озона из кислорода сопровождается поглощением энергии:

3О₂ ⇄2О₃,

Озон получают при действии электрического разряда в кислороде. Образуется озон из О₂ и под действием ультрафиолетового излучения. Поэтому при работе бактерицидных и физиотерапевтических ультрафиолетовых ламп чувствуется запах озона.

Озон — сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует с органическими веществами, при низкой температуре окисляет соединения, с которыми кислород не реагирует:

О₃ + 2Аg = Аg₂О + О₂

РbS + 4О₃ = РbSО₄ + 4O₂

Широко известна качественная реакция:

2КI + О₃ + Н₂О = I₂ + 2КОН + О₂

Окислительное действие озона на органические вещества связано с образованием радикалов:

RН + О₃ → RО₂ ^∙ + ОН ^∙

Радикалы инициируют радикально-цепные реакции с биоорганическими молекулами — липидами, белками, ДНК. Такие реакции приводят к повреждению и гибели клеток. В частности, озон убивает микроорганизмы, содержащиеся в воздухе и воде. На этом основано применение озона для стерилизации питьевой воды и воды плавательных бассейнов.

Химические свойства соединений серы. По своим свойствам сера близка к кислороду. Но в отличие от него она проявляет в соединениях не только степень окисления —2, но и положительные степени окисления +2, +4 и +6. Для серы, как и для кислорода, характерна аллотропия — существование нескольких элементных веществ — ромбической, моноклинной, пластической серы. Вследствие меньшей электроотрицательности по сравнению с кислородом способность к образованию водородных связей у серы выражена слабее. Для серы характерно образование устойчивых полимерных гомоцепей, имеющих зигзагообразную форму.

Образование гомоцепей из атомов серы характерно и для ее соединений, выполняющих существенную биологическую роль в процессах жизнедеятельности. Так, в молекулах аминокислоты — цистина имеется дисульфидный мостик —S—S—:

Эта аминокислота играет важную роль в формировании белков и пептидов. Благодаря дисульфидной связи S—S полипептидные цепи оказываются скрепленными между собой (дисульфидный мостик).

Характерно для серы и образование водородсульфидной (сульфгидрильной) тиоловой группы —SН, которая присутствует в аминокислоте цистеине, белках, ферментах.

Очень важной в биологическом отношении является аминокислота метионин.

Донором метильных групп в живых организмах служит S-аденозилметионин Аd—S—СН₃ — активированная форма метионина, в которой метильная группа соединена через S с аденином Аd. Метильная группа метионина в процессах биосинтеза переносится на различные акцепторы метильных групп RН:

Аd—S—СН₃ + RН → Аd—SН + R—СН₃

Сера довольно широко распространена на Земле (0,03%). В природе присутствует в виде сульфидных (ZnS, НgS, РbS и др.) и сульфатных (Nа₂SО₄∙10Н₂О, СаSО₄∙2Н₂О и др.) минералов, а также в самородном состоянии. Порошок «серы осажденной» применяют наружно в виде мазей (5—10—20%) и присыпок при лечении кожных заболеваний (себореи, псориаза). В организме образуются продукты окисления серы — политионовые кислоты с общей формулой H₂S_xO₆ (х = 3—6)

S + O₂ → H₂S_xO₆

Эти продукты обладают противомикробной и противопаразитарной активностью. Таков же механизм действия серы очищенной, применяемой в качестве противоглистного средства.

Сера — довольно активный неметалл. Даже при небольшом нагревании она окисляет многие простые вещества, однако и сама легко окисляется кислородом и галогенами (окислительно-восстановительная двойственность).

Степень окисления —2 сера проявляет в сероводороде и его производных — сульфидах.

Сероводород (диводородсульфид) часто встречается в природе. Содержится в так называемых серных минеральных водах. Это бесцветный газ с неприятным запахом. Образуется при гниении растительных и, в особенности, животных остатков под действием микроорганизмов. Некоторые фотосинтезирующие бактерии, например зеленые серные бактерии, в качестве донора водорода используют диводородсульфид. Эти бактерии вместо кислорода О₂ выделяют элементную серу — продукт окисления Н₂S.

Диводородсульфид — весьма токсичное вещество, так как является ингибитором фермента цитохромоксидазы — переносчика электронов в дыхательной цепи. Он блокирует перенос электронов с цитохромоксидазы на кислород О₂.

Водные растворы Н₂S дают слабокислую реакцию по лакмусу. Происходит ионизация по двум ступеням:

Н₂S ⇄ Н⁺ + НS^- (I ступень)

НS^- ⇄ Н⁺ + S^2- (II ступень)

Сероводородная кислота очень слабая. Поэтому ионизация по второй ступени протекает только в очень разбавленных растворах.

Соли сероводородной кислоты называются сульфидами. В воде растворимы сульфиды только щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. Кислые соли — гидросульфиды Э⁺НS и Э²⁺(НS)₂ — известны только для щелочных и щелочноземельных металлов

Являясь солями слабой кислоты, сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов многозарядных катионов металлов (Аl³⁺, Сr³+ и др.) часто доходит до конца, он практически необратим.

Сульфиды, в особенности сероводород, являются сильными восстановителями. В зависимости от условий они могут окисляться до S, SО₂ или Н₂SО₄:

2Н₂S + 3О₂ = 2SО₂ + 2Н₂О (на воздухе)

2Н₂S + О₂ = 2Н₂О + 2S   (на воздухе)

3Н₂S + 4НСlO₃ = 3Н₂SО₄ + 4НСl       (в растворе)

Некоторые белки, содержащие цистеин НSСН₂СН(NН₂)СООН и важный метаболит кофермент А, имеющие водородсульфидные (тиоловые) группы —SН, в ряде реакций ведут себя как бионеорганические производные диводородсульфида. Белки, содержащие цистеин, так же, как и диводородсульфид, можно окислить иодом. При помощи дисульфидного мостика, образующегося при окислении тиоловых групп, цистеиновые остатки полипептидных цепей соединяют эти цепи поперечной связью (образуется сшивка).

Многие серосодержащие ферменты Е—SН необратимо отравляются ионами тяжелых металлов, такими, как Сu²⁺ или Аg+. Эти ионы блокируют тиольные группы с образованием меркаптанов, бионеорганических аналогов сульфидов:

Е—SН + Аg⁺→ Е—S—Аg + Н⁺

В результате фермент теряет активность. Сродство ионов Аg⁺к тиольным группам настолько велико, что АgNО₃ можно использовать для количественного определения —SН-групп методом титрования.

Оксид серы (IV) SO₂ является кислотным оксидом. Его получают сжиганием элементной серы в кислороде или обжигом пирита FеS₂:

S + О₂ = SО₂

4FеS₂ + 11О₂ = 2Fе₂О₃ + 8SО₂

SО₂ — газ с удушливым запахом; весьма ядовит. При растворении SО₂ в воде образуется сернистая кислота Н₂SО₃. Эта кислота средней силы. Сернистая кислота, будучи двухосновной, образует соли двух типов: средние — сульфиты (Nа₂SО₃, К₂SО₃ и др.) и кислые — гидросульфиты (NаНSО₃, КНSО₃ и др.). В воде растворимы лишь соли щелочных металлов и гидросульфиты типа Э²⁺(НSО₃)₂, где Э — элементы различных групп.

Для оксида SО₂, кислоты Н₂SОз и ее солей характерна окислительно-восстановительная двойственность, так как сера имеет в этих соединениях промежуточную степень окисления +4:

2Nа₂SО₃ + О₂ = 2Nа₂SО₄

SО₂ + 2Н₂S = 3S° + 2Н₂O

Однако восстановительные свойства у соединений серы (IV) преобладают. Так, сульфиты в растворах окисляются даже дикислородом воздуха при комнатной температуре.

На высших животных оксид SO₂ действует прежде всего как раздражитель слизистой оболочки дыхательных путей. Токсичен этот газ и для растений. В промышленных районах, где сжигается много угля, содержащего небольшое количество соединений серы, в атмосферу выделяется сера диоксид. Растворяясь во влаге, находящейся на листьях, SО₂ образует раствор сернистой кислоты, который, в свою очередь, окисляется до серной кислоты Н₂SО₄:

SО₂ + Н₂О = Н₂SО₃

2Н₂SО₃ + О₂ = 2Н₂SО₄

Атмосферная влага с растворенными SО₂ и Н₂SО₄ выпадает нередко в виде кислотных дождей, приводящих к гибели растительности.

При нагревании раствора Nа₂SО₃ с порошком серы образуется натрий тиосульфат:

Nа₂SО₃ + S = Nа₂S₂О₃

Из раствора выделяется кристаллогидрат Nа₂S₂О₃∙5Н₂О. Натрий тиосульфат — соль тиосерной кислоты Н₂S₂О₃.

Тиосерная кислота очень неустойчива и разлагается на Н₂О, SО₂ и S. Натрий тиосульфат Nа₂S₂О₃∙5Н₂О применяют в медицинской практике как противотоксическое, противовоспалительное и десенсибилизирующее средство. Как противотоксическое средство, натрий тиосульфат используют при отравлениях соединениями ртути, свинца, синильной кислотой и ее солями. Механизм действия препарата, очевидно, связан с окислением тиосульфат-иона до сульфит-иона и элементной серы:

S₂О₃^2- → SО₃^2- + S°

Ионы свинца и ртути, попадающие в организм с пищей или воздухом, образуют плохо растворимые нетоксичные сульфиты:

Рb²⁺ + SO₃^2- = РbSO₃

Цианид-ионы взаимодействуют с элементной серой, образуя менее ядовитые тиоцианаты:

СN^- + S° = NСS^-

Применяют натрий тиосульфат и для лечения чесотки. После втирания в кожу раствора делают повторные втирания 6%-ного раствора НСl. В результате реакции с НСl натрий тиосульфат распадается на серу и диоксид серы:

Nа₂S₂О₃ + 2НСl = 2NaСl + SО₂ + S + Н₂О

которые и оказывают губительное действие на чесоточных клещей.

Оксид серы (VI) SО₃ — летучая жидкость. При взаимодействии с водой SО₃ образует серную кислоту:

SО₃ + Н₂О = Н₂SО₄

Структура молекул серной кислоты соответствует сере в s р³- гибридном состоянии.

Серная кислота — сильная двухосновная кислота. По первой ступени она ионизирована практически полностью:

Н₂SО₄ ⇄ Н⁺ + НSО₄^-,

Ионизация по второй ступени протекает в меньшей степени:

НSО₄^- ⇄ Н⁺ + SО₄^2-,

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Она окисляет металлы и неметаллы. Обычно продуктом ее восстановления является SО₂, хотя в зависимости от условий проведения реакции (активности металла, температуры, концентрации кислоты) могут получаться и другие продукты (S, Н₂S).

Будучи двухосновной кислотой, Н₂SО₄ образует два типа солей: средние — сульфаты (Na₂SO₄ и др.) и кислые — гидросульфаты (NаНSО₄, КНSО₄ и др.). Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде Многие сульфаты выделяются из растворов в виде кристаллогидратов: FеSО₄∙7Н₂О, СuSО₄∙5Н₂О. К практически нерастворимым относятся сульфаты ВаSО₄, SrSО₄ и РbSО₄. Малорастворим кальций сульфат СаSО₄. Барий сульфат нерастворим не только в воде, но и в разбавленных кислотах.

В медицинской практике сульфаты многих металлов применяют в качестве лекарственных средств Na₂SO₄∙10Н₂О — как слабительное, MgSО₄∙7Н₂О — при гипертонии, как слабительное и как желчегонное средство, медный купорос СuSО₄∙5Н₂О и ZnSО₄∙7Н₂О — как антисептические, вяжущие, рвотные средства, барий сульфат ВаSО₄ — как контрастное вещество при рентгенологическом исследовании пищевода и желудка

Соединения селена и теллура. По химическим свойствам теллур и в особенности селен похожи на серу. Однако усиление металлических свойств у Sе и Те повышает их склонность к образованию более прочных ионных связей. Сходство физико-химических характеристик: радиусов ионов Э^2-, координационных чисел (3, 4) — обусловливает взаимозамещаемость селена и серы в соединениях. Так, селен может замещать серу в активных центрах ферментов. Замена водородсульфидной группы —SН на водородселенидную группу —SеН изменяет течение биохимических процессов в организме. Селен может выступать как синергистом, так и антагонистом серы.

С водородом Sе и Те образуют аналогичные Н₂S очень ядовитые газы Н₂Sе и Н₂Те. Диводородселенид и диводородтеллурид являются сильными восстановителями. В ряду Н₂S—Н₂Sе—Н₂Те восстановительная активность растет.

Для Н₂Sе выделены как средние соли — селениды (Nа₂Sе и др.), так и кислые соли — гидроселениды (NaНSе и др.). Для Н₂Те известны только средние соли — теллуриды.

Соединения Sе (IV) и Те (IV) с кислородом в отличие от SО₂ — твердые кристаллические вещества SеО₂ и ТеО₂.

Селенистая кислота Н₂SеО₃ и ее соли селениты, например Nа₂SеО₃, — окислители средней силы. Так, в водных растворах они восстанавливаются до селена такими восстановителями, как SО₂, Н₂S, НI и др.:

Н₂SеО₃ + 2SО₂ + Н₂О = Sе + 2Н₂SО₄

Очевидно, что легкость восстановления селенитов до элементного состояния обусловливает образование в организме биологически активных селенсодержащих соединений, например селеноцистеина.

SеО₃ и ТеО₃ — кислотные оксиды. Кислородные кислоты Sе (VI) и Те (VI) — селеновая Н₂SеО₄ и теллуровая Н₆ТеО₆ — кристаллические вещества с сильными окислительными свойствами. Соли этих кислот называются соответственно селенатами и теллуратами.

В живых организмах селенаты и сульфаты — антагонисты. Так, введение сульфатов приводит к выведению из организма избыточных селенсодержащих соединений.