Степень халькогенов

Элементы главной подгруппы VI группы — кислород, сера, селен, теллур и полоний - называются халькогенами. Наружный энергетический уровень имеет конфигурацию ns np . Кислород в соединениях может проявлять только степень окисления —2 (кроме OF2), а остальные эле- [c.192]

Как меняются свойства оксидов халькогенов в степени окисления +6 Почему изменения менее отчетливо выражены, чем в соединениях со степенью окисления +4 [c.529]

Какие химические свойства халькогенов в отрицательной степени окисления проявляются в этих реакциях [c.101]

Окислительно-восстановительные потенциалы кислородных кислот халькогенов (табл. В.29) зависят от pH. Для протекания окислительно-восстановительной реакции необходимо присутствие кислоты в недиссоциированной форме, хотя бы в минимальной концентрации. Чем сильнее кислота, тем ниже должно быть значение pH, при котором идет окислительно-восстановительная реакция. Для кислородных соединений селена и теллура наиболее характерна степень окисления +4. [c.520]

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 соединениях со фтором +2 н+1. Такие значения степеней окисления вытекают из электронного строения атомов халькогенов [c.239]

Халькогены — окислители, но более слабые, чем галогены. Для завершения октета атомы халькогенов присоединяют по два недостающих электрона и в соединениях с металлами и водородом имеют отрицательную степень окисления —2 Э +2е=Э [c.353]

Если металл дает с данным халькогеном несколько соединений, то в конце названия ставится в круглых скобках римская цифра, указываю цая степень окисления металла. Например, FeS (Fe = S)—сульфид же- [c.8]

Атомы халькогенов имеют па внешнем энергетическом уровне по 6 электронов. Этим объясняется сходство их химических свойств. Присоединяя по 2 электрона, они превращаются в двухзарядные ионы. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления, равную —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. [c.219]

Проблема окисления металлов в газовых средах, содержащих сильные окислители — кислород, халькогены и галогены, представляет собой одну из важнейщих задач физикохимии твердого тела, поскольку она связана с практической задачей повышения коррозионной устойчивости металлов, а следовательно, и с основами современной металлургической технологии. Достаточно корректная теория таких процессов была предложена Вагнером в начале 30-х годов. В данном разделе мы изложим основное содержание этой теории, которая в современной литературе обычно именуется теорией окисления металлов Вагнера. Под окислением здесь понимается в широком смысле взаимодействие металлов не только с кислородом, но и с халькогенами или галогенами, приводящее к образованию окалины — бинарного соединения МХг, химическая связь в котором в значительной степени носит ионный характер. Вместо термина окисление часто также используется термин о к а л и н о о б р а 3 о в а н и е [21]. [c.274]

Вторая часть книги, двадцать две ее главы (т. 2 и 3 в русском переводе), содержит систематическое описание строения молекул, молекулярных, олигомерных или бесконечно-полимер-ных ионов и кристаллов соединений разных химических классов. Очередность изложения материала можно назвать классической это именно тот порядок, который принят в большинстве учебников по неорганической химии. Просмотрев оглавление, читатель убедится, что автор движется по группам периодической таблицы Д. И. Менделеева последовательно рассматриваются соединения с участием водорода, галогенов, кислорода, серы и других халькогенов, азота, фосфора и их аналогов по группе и т. д. Такой порядок расположения материала делает монографию, с одной стороны, очень удобным и нужным дополнением к учебникам по неорганической химии (особенно полезным для аспирантов и соискателей степени кандидата наук), с другой стороны, хорошим источником сведений о структурных основах для научных работников — специалистов в той или иной области неорганической химии. Каждая глава (или группа глав) книги может служить фундаментом для разработки углубленных концепций о связи между реакционной способностью, строением и физико-химическими свойствами соответствующих классов соединений. [c.6]

Эта реакция приводит к образованию фаз, богатых халькогеном. Применяемый оксид должен быть максимально реакционноспособен, лучше всего, если он получен низкотемпературным разложением оксалата, В случае Се, Рг и ТЬ можно использовать и высшие оксиды (степень окисления >3), так как сульфидирование всегда сопровождается восстановлением. [c.1189]

Хотя все электронно-дефицитные элементы могут существовать в соединениях, по крайне мере, в двух степенях окисления (не считая простых веществ), окислительно-восстановитель-ные реакции в водных растворах для этих элементов гораздо менее разнообразны, чем для электронно-избыточных галогенов или халькогенов. Это обусловлено тем, что Оа и 1п уже на холоду восстанавливают воду с выделением водорода, а РЬ(1У), как и В1(У), не образуют водорастворимых соединений. Например, для ионов индия восстановительные потенциалы (Е°, В, pH = 0) равны [c.330]

В своих соединениях индий обычно положительно трехвалентен. Наряду с этим он может быть положительно одно- и двухвалентным, особенно в соединениях с галогенами и халькогенами. Для соединений индия, происходящих от его низших степеней окисления, характерен распад в водной среде на соединения трехвалептного индия и свободный металл. [c.414]

Наиболее характерные степени окисления халькогенов указаны в табл. 18.5. Чаще других встречаются соединения, в которых степень окисления халькогена —2, -)-6 и +4. Весьма характерны [c.16]

Некоторые обычные степени окисления халькогенов [c.17]

Такие значения степеней окисления вытекают из электронного строения халькогенов [c.208]

Рассмотрим другое соединение, для которого энергия ионизации катиона, например переходного или р-элемента (особенно в высоких степенях окисления), больше, а обратный процесс — возвращение электрона — энергетически более выгоден. Неметалл в качестве аниона (или лиганда) имеет низкое сродство к электрону (халькоген, тяжелый галоген), так что энергетические затраты на удаление электрона от аниона невелики. Энергия процесса ионизации аниона станет меньше или сравняется с энергией фотона в видимой или ближней УФ-области. Такой [c.315]

Заключительной стадией процессов очистки серы и селена является ректификация, а в случае теллура — ректификация или зонная перекристаллизация. Степень чистоты серы, селена и теллура. очищенных ректификацией, близка к предельному значению, обусловленному загрязняющим действием материала аппаратуры и наличием в халькогенах твердых микрочастиц. [c.138]

Большое число электронов на внешнем энергетическом уровне атома обусловливает высокую электроотрнцательность халькогенов и их неметаллический характер и придает им в той или другой степени свойства окислителей. В соединениях с водородом или металлами атомы этих элементов легко принимают два электрона, достраивая внешний уровень до устойчивой конфигурации из 8 электронов. Следовательно, эти элементы проявляют в таких случаях степень окисления — 2. Сюда относятся соединения с водородом — вода НгО, сероводород НаЗ, селеноводород НаЗе и теллуроводород НаТе и с металлами — оксиды, сульфиды, селениды и теллуриды металлов, например, ЫааО, N328 и Г ЗгЗе и ЫзаТе. [c.140]

Для остальных халькогенов в соединениях характерны степени окисления ( + 1УУи ( +VI), а также ( — II). По электроотрицательности О и 8-неметаллы, а 8е, Те и Ро-амфотерные элементы с преобладанием неметаллических (8е и Те) или металлических свойств (Ро). [c.121]

Элементы главной подгруппы VI группы — кислород, сера, селен, теллур и полоний — называются халькогенами. Наружный энгагетический уровень имеет конфигурацию ns np. Кислород в соединениях может проявлять только степень окисления —2 (кроме OF2), а остальные элементы не только —2, но и +4 и +6. Это объясняется наличием вакантных -подуровней наружных уровней. [c.213]

Помимо названных соединений известны сульфиды Ро5, РозЗз, нитрат, сульфат, хромат, иодат полония (+3). Таким образом, химия полония укладывается в один ряд с халькогенами, однако нарастание металлических свойств и появление стабильной степени окисления (+3) определяет дополнительную аналогию с лантаноидами и его соседом — висмутом. В настоящее время основную массу полония получают облучением висмута нейтронами [c.429]

VIA группы периодической системы сера, селен, теллур, полоний — объединяются п(д общим названием халькогены, В двойных соединениях с металлическими элементами они проявляют степень окисления —2. Название соединений металлов с халькогенами—халько-гениды (сульфиды, селениды, тел1уриды, полониды) селенид цинка ZnSe, или селенистый цинк теллурид кадмия dTe, или теллуристый i адмий. Наибольшее распространение имеют нормальные халькогениды, в которых атомы металла непосредственно соединены лишь с атомами халькогена. [c.8]

K. H. подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей ф-лы Н,ЭО , где Э-кислотообразующий элемент, и бескислороллые Н, х, где X - галоген, халькоген или неорг. бескислородный радикал ( N, N S, N3 и др.). Оксокислоты характерны лля мн. хим. элементов, особенно для элементов в высоких (-1-3 и выше) степенях окисления. [c.396]

СЕЛЁН (от греч. selene-Луна лат. Selenium), Se, хим. элемент VI гр. периодич. системы, относится к халькогенам, ат. н. 34, ат. м. 78,96. Природный С. состоит из шести изотопов Se(0,87%), Se(9,02%), Se(7,58%), Se(23,52%), Se(49,82%) и "Se(9,I9%). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов для прир. смеси 2,3 Ю " м". Конфигурация внещ. электронной оболочки атома 4р степени окисления —2, 4-4 и -1-6, редко -1-2 энергии ионизации при последоват. переходе от Se к Se -" равны 9,752, 21,2, 32,0, 42,9, 68,3, 81,7 эВ сродство к электрону 2,020 эВ электроотрицательность по Полингу 2,40 йтомный радиус 0,160 нм, ионные радиусы (нм, в скобках даны координац. числа) Se" 0,184 (6), Se -" 0,064 (6), Se -" 0,04 (4), 0,056 (6). [c.311]

ТЕЛЛУР (от лат. tellus, род. падеж telluris-Земля лат. Tellurium) Те, хим. элемент VI гр. периодич. системы, относится к халькогеном, ат. н. 52, ат. м. 127,60. Природный Т. состоит из восьми изотопов Те (0,089%), Те (2,46%), Те (0,89%), Те (4,74%), Те (7,03%), Те (18,72%), " Те (31,75%) и Че (34,27%). Конфигурация внеш. злектронной оболочки Ss Sp степени окисления —2, + 4, +6, редко +2 энергия ионизации при последоват. переходе от Те к Те " 9,010, 18,6, 28,0, 37,42, 58,8, 72,0 эВ сродство к электрону 2 эВ электроотрицательность по Полингу 2,10 атомный радиус 0,17 нм, ионные радиусы, нм (в скобках указаны координац. числа) Те 0,207(6), Те 0,066(3), 0,80(4), 0,111(Q, Те -" 0,057(4), 0,070(6). [c.513]

Разнообразие физико-химических свойств примесей обусловливает сложность и трудность различных способов получения халькогенов высокой степени чистоты и неизбежно приводит к мно-гостадийности процессов глубокой очистки. [c.138]

Элемент 2-го периода и У1А-группы Периодической системы, порядковый номер 8, относится к халькогенам (но чаще рассматривается отдельно). Электронная формула атома [2He]2s 2/7 характерные степени окисления чаще — И, реже —I и +П, состояние О " считается устойчивым. Высокоэлектроотрицательный элемент (второй после Р, не считая благородных газов Не и Ме). Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства образует соединения со всеми элементами (кроме Не, Ые, Аг), в том числе все оксиды, анионы гидроксидов, многих кислот и солей. Известны соединения с катионом диоксигенила и фторид 0+"р2. Природный кислород содержит изотоп 0 с примесью изотопов О и 0. В химии большинство соединений природного кислорода рассматривается как изотопно-чистые соединения кислорода-16 ввиду близости их химических свойств. [c.157]

Смотреть страницы где упоминается термин Степень халькогенов: [c.132] [c.159] [c.383] [c.173] [c.208] [c.321] [c.340] [c.480] [c.100] [c.223] [c.201] [c.321] [c.340] [c.480] [c.498] [c.100] [c.190] [c.190] [c.205] [c.460] [c.9]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология