Физико-химические свойства

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

 

Общая характеристика
элементов главной подгруппы VI группы (подгруппы кислорода)

 

Таблица. Электронное строение и физические свойства.

 

Поряд- ковый №	Элемент	Относитель- ная атомная масса	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	ПИ эВ	Э.О	Степени окисления	t°пл °С	t°кип °С	r г/см3
	Кислород (O)	15,9994	[He] 2s22p4	0,066	14,5	3,5	-2, -1, +1, +2	-218,4	-182,9	1,2 (-183°C)
	Сера (S)	32,06	[Ne] 3s23p4	0,105	10,5	2,6	-2, +2, +3, +4, +5, +6	112,8	444,67	2,07
	Селен (Se)	78,96	[Ar] 3d104s24p4	0,116	9,8	2,01	-2, +4, +6			4,8
	Теллур (Te)	127,60	[Kr] 4d105s25p4	0,143	8,6	1,9	-3, +3, +4, +5			6,68
	Полоний (Po)	208,98	[Xe] 4f145d106s26p4	0,176	7,8	1,76	+2, +4			9,32

 

 

МЕНЮ

ВПЕРЕД

 

 

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

 

КИСЛОРОД

 

Кислород O₂

(К.В. Шееле 1772 г., Дж. Пристли 1774 г.)

 

Самый распространенный элемент на Земле; в воздухе - 21% по объему; в земной коре - 49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе.

 

Строение атома

 

	P11 = 8; n01 = 8; ē = 8
1s22s22p4

 

Физические свойства

 

Газ - без цвета, вкуса и запаха; в 100V H₂O растворяется 3V O₂ (н.у.); t°кип= -183°С; t°пл = -219°C; d по воздуху = 1,1.

 

Способы получения

 

1. Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха).

2. Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ)

 

2KMnO₄ –^t°® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂­

2KClO₃ –^t°;MnO2® 2KCl + 3O₂­

2H₂O₂ –^MnO2® 2H₂O + O₂­

 

Способы собирания

 

Вытеснением воды	Вытеснением воздуха

 

Химические свойства

 

Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением.

С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель.

 

С неметаллами

C + O₂ ® CO₂

S + O₂ ® SO₂

2H₂ + O₂ ® 2H₂O

 

С металлами

2Mg + O₂ ® 2MgO

2Cu + O₂ –^t°® 2CuO

 

Со сложными веществами

4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2H₂S + 3O₂ ® 2SO₂ + 2H₂O

CH₄ + 2O₂ ® CO₂ + 2H₂O

 

Горение в кислороде

 

 

Озон O₃

 

Озон -аллотропная модификация кислорода.

 

Физические свойства

 

Газ, запах свежей хвои, бесцветный, растворим в воде; t°кип= -112°С; t°пл= -193°C.

 

Получение

 

3O₂ ® 2O₃

 

1. Во время грозы (в природе), (в лаборатории) в озонаторе

 

 

2. Действием серной кислоты на пероксид бария

 

3BaO₂ + 3H₂SO₄ ® 3BaSO₄ + 3H₂O + O₃­

 

Химические свойства

 

1. Неустойчив:

O₃ ® O₂ + O

 

2. Сильный окислитель:

2KI + O₃ + H₂O ® 2KOH + I₂ + O₂

 

Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.

 

СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ

 

 

Сера

Сероводород

Оксиды серы

Серная кислота

 

 

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

 

СЕРА

S

Физические свойства

 

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С

 

Аллотропия

 

1) ромбическая (a - сера) - S₈

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см³

Наиболее устойчивая модификация.

 

 

2) моноклинная (b - сера) - темно-желтые иглы

t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см³

Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

 

3) пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

 

 

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

 

Строение атома

 

Размещение электронов по уровням и подуровням

 

	1s22p22p63s23p4
Размещение электронов по орбиталям (последний слой)	Степень окисления	Валентность
	+2, - 2	II
	+4	IV
	+ 6	VI

 

Получение

 

1. Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

 

2H₂S + O₂ ® 2S + 2H₂O

 

3. Реакция Вакенродера

2H₂S + SO₂ ® 3S + 2H₂O

 

Химические свойства

 

Окислительные свойства серы
(S⁰ + 2ē ® S^-2)

 

1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

 

2Na + S ® Na₂S

 

c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t°:

 

2Al + 3S –^t°® Al₂S₃

Zn + S –^t°® ZnS

 

2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

 

H₂ + S ® H₂S

2P + 3S ® P₂S₃

C + 2S ® CS₂

 

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S - 2ē ® S⁺²; S - 4ē ® S⁺⁴; S - 6ē ® S⁺⁶)

 

3) c кислородом:

S + O₂ –^t°® S⁺⁴O₂

2S + 3O₂ –^t°;pt® 2S⁺⁶O₃

 

4) c галогенами (кроме йода):

S + Cl₂ ® S⁺²Cl₂

 

5) c кислотами - окислителями:

S + 2H₂SO₄(конц) ® 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O

S + 6HNO₃(конц) ® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

 

Реакции диспропорционирования:

 

6)

3S⁰ + 6KOH ® K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O

 

7) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

 

S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃ ® Na₂S₂O₃ тиосульфат натрия

 

 

Применение

 

Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.

 

 

НАЗАД

МЕНЮ

МЕНЮ: ПОДРАЗДЕЛ

ВПЕРЕД

 

 

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

 

СЕРОВОДОРОД

 

Физические свойства

 

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 3V H₂S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.

 

Получение

 

1)

H₂ + S ^t°® H₂S

 

2)

FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S­

 

Химические свойства

 

1) Раствор H₂S в воде – слабая двухосновная кислота:

 

H₂S «H⁺ + HS^- «2H⁺ + S^2-

K₁ = ([H⁺] • [HS^-]) / [H₂S] = 1 • 10^-7

K₂ = ([H⁺] • [S^2-]) / [HS^-] = 1,3 • 10^-14

 

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

 

2) Взаимодействует с основаниями:

 

H₂S + 2NaOH ® Na₂S + 2H₂O

 

3) H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

 

H₂S^-2 + Br₂ ® S⁰ + 2HBr

H₂S^-2 + 2FeCl₃ ® 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl

H₂S^-2 + 4Cl₂ + 4H₂O ® H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl

3H₂S^-2 + 8HNO₃(конц) ® 3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O

H₂S^-2 + H₂S⁺⁶O₄(конц) ® S⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

 

(при нагревании реакция идет по - иному:

H₂S^-2 + 3H₂S⁺⁶O₄(конц) –^t°® 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O)

 

4) Сероводород окисляется:

при недостатке O₂

2H₂S^-2 + O₂ ® 2S⁰ + 2H₂O

при избытке O₂

2H₂S^-2 + 3O₂ ® 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

 

5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

 

4Ag + 2H₂S + O₂ ® 2Ag₂S + 2H₂O

 

6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

 

H₂S + Pb(NO₃)₂ ® PbS¯ + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ ® PbS¯ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + S^2- ® PbS¯

 

Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.

 

7) Реставрация:

PbS + 4H₂O₂ ® PbSO₄(белый) + 4H₂O

 

Сульфиды

 

Получение

 

1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

 

Hg + S ® HgS

 

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:

 

H₂S + 2KOH ® K₂S + 2H₂O

 

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

 

CdCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + CdS¯

Pb(NO₃)₂ + Na₂S ® 2NaNO₃ + PbS¯

ZnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + ZnS¯

MnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + MnS¯

2SbCl₃ + 3Na₂S ® 6NaCl + Sb₂S₃¯

SnCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + SnS¯

 

Химические свойства

 

1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:

 

K₂S + H₂O «KHS + KOH

S^2- + H₂O «HS^- + OH^-

 

2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

 

ZnS + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂S­

HgS + H₂SO₄ –\®

 

Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO₃:

 

FeS₂ + 8HNO₃ ® Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O

 

3) Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:

 

Na₂S + nS ® Na₂S_n+1 (1 £ n £ 5)

 

Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:

 

2Na₂S₂ + 3O₂ ® 2Na₂S₂O₃

 

На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

 

 

НАЗАД

МЕНЮ

МЕНЮ: ПОДРАЗДЕЛ

ВПЕРЕД

 

 

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

 

ОКСИДЫ СЕРЫ

 

Оксид серы IV

 

SO₂ (сернистый ангидрид; сернистый газ)

 

Физические свойства

 

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 40V SO₂ при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

 

Получение

 

1) При сжигании серы в кислороде:

S + O₂ ® SO₂

 

2) Окислением сульфидов:

 

4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂­

 

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

 

Na₂SO₃ + 2HCl ® 2NaCl + SO₂­ + H₂O

 

4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

 

Cu + 2H₂SO₄(конц) ® CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

 

Химические свойства

 

1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H₂SO₃ (существует только в водном растворе)

 

SO₂ + H₂O «H₂SO₃ ^K1® H⁺ + HSO₃^{- K2}® 2H⁺ + SO₃^2-

K₁ = ([H⁺] • [HSO₃^-]) / [H₂SO₃] = 1,6 • 10^-2

K₂ = ([H⁺] • [SO₃^2-]) / [HSO₃^-] = 1,3 • 10^-7

 

H₂SO₃ образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).

 

Ba(OH)₂ + SO₂ ® BaSO₃¯(сульфит бария) + H₂O

Ba(OH)₂ + 2SO₂ ® Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария)

 

2) Реакции окисления (S⁺⁴ – 2ē ® S⁺⁶)

 

SO₂ + Br₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HBr

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

 

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

 

2Na₂SO₃ + O₂ ® 2Na₂SO₄; 2SO₃^2- + O₂ ® 2SO₄^2-

 

3) Реакции восстановления (S⁺⁴ + 4ē ® S⁰)

 

SO₂ + С –^t°® S + СO₂

SO₂ + 2H₂S ® 3S + 2H₂O

 

Оксид серы VI

 

SO₃ (серный ангидрид)

 

Физические свойства

 

Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

 

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

 

Твердый SO₃ существует в трех модификациях. SO₃ хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

 

Получение

 

1)

2SO₂ + O₂ ^{кат;450°C}® 2SO₃

 

2)

Fe₂(SO₄)₃ –^t°® Fe₂O₃ + 3SO₃­

 

Химические свойства

 

1) Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

 

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄ «H⁺ + HSO₄^- «2H⁺ + SO₄^2-

 

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):

 

2NaOH + SO₃ ® Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO₃ ® NaHSO₄

 

2) SO₃ - сильный окислитель.

 

 

НАЗАД

МЕНЮ

МЕНЮ: ПОДРАЗДЕЛ

ВПЕРЕД

 

 

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

 

СЕРНАЯ КИСЛОТА

 

H₂SO₄

 

Физические свойства

 

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r= 1,84 г/см³; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

 

Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!

 

 

 

 

Производство серной кислоты

 

1-я стадия. Печь для обжига колчедана.

 

4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

Процесс гетерогенный:

1) измельчение железного колчедана (пирита)

2) метод "кипящего слоя"

3) 800°С; отвод лишнего тепла

4) увеличение концентрации кислорода в воздухе

 

2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V₂O₅):

 

2SO₂ + O₂ «2SO₃

 

3-я стадия. Поглотительная башня:

 

nSO₃ + H₂SO₄(конц) ® (H₂SO₄ • nSO₃)(олеум)

 

Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.

 

Химические свойства

 

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота

 

H₂SO₄ «H⁺ + HSO₄^- «2H⁺ + SO₄^2-

 

Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:

 

K₂ = ([H⁺] • [SO₄^2-]) / [HSO₄^-] = 1,2 • 10^-2

 

1) Взаимодействие с металлами:

 

a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) ® Zn⁺²SO₄ + H₂O­

 

b) концентрированная H₂⁺⁶SO₄ – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S⁺⁴O₂, S⁰ или H₂S^-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):

 

2Ag⁰ + 2H₂⁺⁶SO₄ ® Ag₂⁺¹SO₄ + S⁺⁴O₂­ + 2H₂O

8Na⁰ + 5H₂⁺⁶SO₄ ® 4Na₂⁺¹SO₄ + H₂S^-2­ + 4H₂O

 

2) концентрированная H₂S⁺⁶O₄ реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S⁺⁴O₂):

 

С⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц) ® C⁺⁴O₂­ + 2S⁺⁴O₂­ + 2H₂O

S⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц) ® 3S⁺⁴O₂­ + 2H₂O

2P⁰ + 5H₂S⁺⁶O₄(конц) ® 5S⁺⁴O₂­ + 2H₃P⁺⁵O₄ + 2H₂O

 

3) с основными оксидами:

CuO + H₂SO₄ ® CuSO₄ + H₂O

CuO + 2H⁺ ® Cu²⁺ + H₂O

 

4) с гидроксидами:

H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O

H⁺ + OH^- ® H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ ® CuSO₄ + 2H₂O

2H⁺ + Cu(OH)₂ ® Cu²⁺ + 2H₂O

 

5) обменные реакции с солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2HCl

Ba²⁺ + SO₄^2- ® BaSO₄¯

 

Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

 

MgCO3 + H2SO4 ® MgSO4 +	H2O + CO2­
	H2CO3

 

MgCO₃ + 2H⁺ ® Mg²⁺ + H₂O + CO₂­

 

Полезные свойства селена

Селен (также как и витамин С, витамин А ивитамин Е) является одним из важнейших компонентов антиоксидантной защиты организма от свободных радикалов. О свободных радикалах и их вредоносном воздействии на организм знают уже практически все. Правда, не все осознают насколько губительно и опасно для организма накопление в организме свободных радикалов, а также какие заболевания возникают при систематическом воздействии свободных радикалов на компоненты клеточных мембран и генетический материал клеток. Все заболевания не перечесть: от преждевременного старения кожных покровов до онкологических заболеваний. Именно поэтому нельзя недооценивать важность нашей антиоксидантной защитной системы.

В чем же значимость именно селена?

Селен – важнейший элемент антиоксидантной защиты организма. Витамины, флавоноиды, коэнзимы не могут заменить селен. Он входит в состав глютатионпероксидазы – фермента, обезвреживающего самые опасные и агрессивные свободные радикалы, именно те, с которыми другие антиоксиданты справиться не в состоянии. Если селена недостаточно, то это наиважнейшее звено антиоксидантной защиты просто не работает.

Недостаток селена не только снижает иммунитет и работоспособность, но и приводит к развитию сердечно-сосудистых и онкологических заболеваний, накоплению тяжелых металлов и преждевременному старению, сахарному диабету и болезням суставов, мужскому бесплодию и родовой слабости у женщин.

Датские ученые показали, что селен препятствует развитию болезней сердца и артерий, а его дефицит увеличивает риск коронарной болезни сердца на 70%.

Селен предохраняет от отравлений свинцом, кадмием, ртутью, табачным дымом и выхлопными газами. Он предотвращает разрушение и некроз печени, способствуя выведению из организма тяжелых металлов. Аллергические заболевания и риск развития бронхиальной астмы тесно связаны с обменом селена.

В Финляндии после введения селена в пищевой рацион населения количество сердечно-сосудистых патологий уменьшилось в 2,5 раза, число онкозаболеваний сократилось в 1,8 раза, болезней эндокринной системы – на 77%.

По данным Института питания РАМН и результатам клинических исследований 80% россиян испытывают недостаток селена. В 1994 году Министерство здравоохранения РФ приняло решение об устранении дефицита селена у жителей России.

Свойства селена

· Селенвходит в состав более 200 гормонов и ферментов организма, регулируя работу всех органов и систем.

· При участии селена образуется 80% энергии (АТФ) у человека.

· Прием растительной формы (селен-метионина), не только замедляет процесс старения, но и отодвигает его, т.к. увеличивается активность стволовых клеток.

· Запускается процесс антиоксидантной защиты

· Повышается двигательная активность; появляется бодрость, прекращаются головные боли, головокружения, улучшается сон, настроение, нормализуется аппетит.

· Участвует в синтезе кофермента Q-10, обеспечивает молодость сердца, сосудов, суставов, позвоночника; улучшает состояние кожи, волос, ногтей. Нормализует активность гормонов щитовидной железы.

· Содержится в наибольшем количестве в тканях печени, печек, мозга, сперме (входит в состав мужского полового гормона тестостерона) и т.д.

· Оказывает лечебный эффект при включении в комплексное лечение, при кардиопатиях различной этиологии, при гепатитах, панкреатитах, заболеваниях кожи, уха, горла, носа и т.д. Общеизвестна его роль в профилактике и лечении злокачественных новообразований.

· Является основным компонентом фермента пероксидазы глютатиона (глутатиона), который защищает организм от вредных веществ, образующихся при распаде токсинов. Селен антагонист ртути и мышьяка, способен защитить организм от кадмия, свинца, таллия.

· Показан при планировании семьи – обоим супругам; женщинам в период беременности и кормления грудью, восстановления после родов.

Классификация селена

1. Селен органический натуральный. В виде селен-метионина содержится в растениях.

2. Селен органический искусственный. Селен соединен с искусственно созданным белком (пример «Селен-актив»). Принимают короткими курсами. Противопоказано беременным и кормящим женщинам, детям до 14 лет

3. Селен дрожжевой. Дрожжи помещают в раствор неорганического селена. Полученная БАД содержит до 20-30% органического селена, преобразованного дрожжами, и 70-80% остается в неорганической форме. Принимают короткими курсами. Из-за наличия дрожжевой флоры возможно развитие грибкового дисбактериоза.

4. Селен минеральный (неорганический): Прием только под контролем врача по результатам обследования на селен (пример «Неоселен»). Избыточное поступление в организм приводит к образованию и накоплению токсичной формы – гидроселениданиона.

Усвояемость селена организмом

Природная форма – селенметионин, селенцистеин– наиболее предпочтительна для организма в связи с высокой усвояемостью 95-98%. Животная же форма селена усваивается на 30%, неорганическая форма селена – на 10%.

Суточная норма селена

1. 80-200 мкг – суточная норма селен-метионина, селен-цистеина для взрослого человека.

2. В периоды повышенных нагрузок, а также при различных заболеваниях – суточная норма подлежит корректировке в сторону повышения до 500-1000 мкг.

Какие продукты содержат селен?

· Селен содержится в морской и каменной солях, в почках (свиных, говяжьих и телячьих), в печени и сердце, в яйцах птицы, к тому же в желтке еще есть и витамин Е. Богаты селеном продукты морей — рыба, особенно сельдь, не слишком доступные всем крабы, омары, лангусты, креветки и более доступные кальмары. Селена нет в обработанных продуктах — консервах и концентратах, а во всех вареных, рафинированных продуктах его наполовину меньше, чем в свежих.

· Из продуктов растительного происхождения богаты селеном пшеничные отруби, проросшие зерна пшеницы, зерна кукурузы, помидоры, пивные дрожжи, грибы и чеснок, а также черный хлеб и другие продукты из муки грубого, помола.

· В молоке кормящей матери в 2 раза больше селена и в 5—6 раз больше витамина Е, чем в коровьем молоке. Замечено, что младенцы-мальчики умирают чаще девочек. Известный гематолог-онколог Ю. Алексадрович объясняет это тем, что именно мальчикам требуется гораздо больше селена, чем девочкам, поэтому если вместо материнского молока они получают коровье, в их организме недостает этого микроэлемента.

Последствия хронического дефицита селена:

· Рост мужского и женского бесплодия, падение рождаемости

· Рост патологий беременности и родов, врожденной патологии новорожденных

· Рост частоты психических и физических отклонений здоровья в детском и подростковом возрасте

· Резкое увеличение заболеваемости «болезнями цивилизации», нарастание частоты тяжелого и хронического течения заболеваний, смертности от них, снижение качества и продолжительности жизни, появление новых вирусных болезней и рост агрессивности известных

· теллур

История

Впервые был найден в 1782 году в золотоносных рудах Трансильвании горным 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.

Происхождение названия

От латинского tellus, родительный падеж telluris, Земля.

Нахождение в природе

Содержание в земной коре 1·10⁻⁶ % по массе. Известно около 100 минералов теллура. Наиболее часты теллуриды меди, свинца, цинка, серебра и золота. Изоморфная примесь теллура наблюдается во многих сульфидах, однако изоморфизм Te — S выражен хуже, чем в ряду Se — S, и в сульфиды входит ограниченная примесь теллура. Среди минералов теллура особое значение имеют алтаит PbTe, сильванит AgAuTe₄, калаверит AuTe₂, гессит Ag₂Te, креннерит (Au, Ag)Te, петцит Ag₃AuTe₂, мутманнит (Ag, Au)Te, монбрейит Au₂Te₃, нагиагит [Pb₅Au(Te, Sb)]₄S₅, тетрадимит Bi₂Te₂S. Встречаются кислородные соединения теллура, например ТеО₂ — теллуровая охра.

Встречается самородный теллур и вместе с селеном и серой (японская теллуристая сера содержит 0,17 % Те и 0,06 % Se).

Типы месторождений

Большая часть упомянутых минералов развита в низкотемпературных золото-серебряных месторождениях, где они обычно выделяются после основной массы сульфидов совместно с самородным золотом, сульфосолями серебра, свинца, а также с минералами висмута. Несмотря на развитие большого числа теллуровых минералов, главная масса теллура, извлекаемого промышленностью, входит в состав сульфидов других металлов. В частности, теллур в несколько меньшей степени, чем селен, входит в состав халькопирита медно-никелевых месторождений магматического происхождения, а также халькопирита, развитого в медноколчеданных гидротермальных месторождениях. Теллур находится также в составе пирита, халькопирита, молибденита и галенита месторождений порфировых медных руд, полиметаллических месторождений алтайского типа, галенита свинцово-цинковых месторождений, связанных со скарнами, сульфидно-кобальтовых, сурьмяно-ртутных и некоторых других. Содержание теллура в молибдените колеблется в пределах 8 — 53 г/т, в халькопирите 9 — 31 г/т, в пирите до 70 г/т.

Получение

Основной источник — шламы электролитического рафинирования меди и свинца. Шламы подвергают обжигу, теллур остается в огарке, который промывают соляной кислотой. Из полученного солянокислого раствора теллур выделяют, пропуская через него сернистый газ SO₂.

Для разделения селена и теллура добавляют серную кислоту. При этом выпадает диоксид теллура ТеО₂, а H₂SeO₃ остается в растворе.

Из оксида ТеО₂ теллур восстанавливают углем.

Для очистки теллура от серы и селена используют его способность под действием восстановителя (Al) в щелочной среде переходить в растворимый дителлурид динатрия Na₂Te₂:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na₂Te₂ + 2Na[Al(OH)₄].

Для осаждения теллура через раствор пропускают воздух или кислород:

2Na₂Te₂ + 2H₂O + O₂ = 4Te + 4NaOH.

Для получения теллура особой чистоты его хлорируют

Te + 2Cl₂ = TeCl₄.

Образующийся тетрахлорид очищают дистилляцией или ректификацией. Затем тетрахлорид гидролизуют водой:

TeCl₄ + 2H₂O = TeO₂ + 4HCl,

а образовавшийся ТеО₂ восстанавливают водородом:

TeO₂ + 4H₂ = Te + 2H₂O.

Цены

Теллур — редкий элемент, и значительный спрос при малом объёме добычи определяет высокую его цену (около 200—300 долл. за кг в зависимости от чистоты), но, несмотря на это, диапазон областей его применения постоянно расширяется.

Физико-химические свойства

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.

Полоний