Технологическая карта урока химии на тему «Халькогены» (11 класс)

ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ КАРТА УРОКА ХИМИИ В СООТВЕТСТВИИ С ТРЕБОВАНИИ ФГОС

УЧЕБНИК "ХИМИЯ 11 КЛАСС", тема "Халькогены" О.С.Габриелян

Составила учитель химии/географии/биологии Малишевская Светлана Валентиновна

 

ЭТАПЫ УРОКА

 

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

KNO3 → O2 → Na2O2 → O2 → CO → CH3OH → CO2

↓↑

O 3

 

 

 

 

Приложение 1

КИСЛОРОД

Кислоро́д — химический элемент 6-й (А) группы , второго периода периодической системы, с атомным номером 8. Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Как простое вещество при нормальных условиях представляет собой газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2). Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).

История открытия

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).

{\displaystyle {\ce {2HgO ->[t] 2Hg + O2 ^}}}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 Пьера 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. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ .

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Происхождение названия

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygène), предложенного А. Лавуазье.

Нахождение в природе

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов.

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

Получение

1) При разложении соединений марганца (+7) и (+4):

2KMnO4        →  K2MnO4 + MnO2 + O2 
перманганат      манганат
калия                калия 

2MnO2 → 2MnO + O2  

2) При разложении перхлоратов:

2KClO4    → KClO2 + KCl + 3O2
перхлорат
калия      

3) При разложении бертолетовой соли (хлората калия).
При этом образуется атомарный кислород:

2KClO3 → 2 KCl + 6O0
хлорат
калия

4) При разложении на свету солей хлорноватистой кислоты - гипохлоритов:

2NaClO → 2NaCl + O2

Ca(ClO)2 → CaCl2 + O2

5) При нагревании нитратов. 
При этом образуется  атомарный кислород. В зависимости от того, какое положение в ряду активности занимает металл нитрата, образуются различные продукты реакции:  

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2    

Ca(NO3)2 → CaO + 2NO2 + O2

2AgNO3 → 2 Ag + 2NO2 + O2                                                  

6) При разложении пероксидов:

2H2O2 ↔ 2H2O + O2 

7) При нагревании оксидов неактивных металлов: 

2Аg2O ↔ 4Аg + O2 

Данный процесс имеет  актуальное значение в быту. Дело в том, что посуда, изготовленная из меди или серебра, имея естественный слой оксидной плёнки, при нагревании образует активный кислород, что является антибактериальным эффектом. Растворение солей неактивных металлов, особенно нитратов, также приводит к образованию кислорода. Например,  суммарный процесс растворения нитрата серебра можно представить по этапам: 

AgNO3 + H2O → AgOH + HNO3 

2AgOH → Ag2O + O2 

2Ag2O → 4Ag + O2  или в суммарном виде: 

4AgNO3 + 2H2O → 4Ag + 4HNO3 + 7O2 

8) При нагревании солей хрома высшей степени окисления: 

4K2Cr2O7 → 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3 O2
бихромат      хромат
калия           калия                                        

В промышленности кислород получают: 

1) Электролитическим разложением воды:

2Н2О → 2Н2 + О2

2) Взаимодействием углекислого газа с пероксидами:

СО2 + К2О2 →К2СО3 + О2

Данный способ представляет собой незаменимое техническое решение проблемы дыхания в изолированных системах: подводных лодках, шахтах, космических аппаратах.

3) При взаимодействии озона с восстановителями: 

О3 + 2КJ + H2O → J2 + 2KOH + O2 

 

Химические свойства

 

Взаимодействие c металлами

В результате реакции образуется оксид этого металла.

4Al + 3O2 = 2Al2O3;

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Взаимодействие с неметаллами

При этом образуется оксид этого неметалла.

а) Сера взаимодействует с кислородом при 250°С:

S + O2 = SO2.

б) Горение фосфора с образованием оксида фосфора (V) начинается при 60 °С:

4Р + 5О2 = 2Р2О5.

в) Графит реагирует с кислородом при 700-800 °С:

С + О2 = СО2.

г) С водородом кислород взаимодействует при 300 °С:

2Н2 + О2 = 2Н2О.

Взаимодействие с некоторыми сложными веществами

В этом случае образуются оксиды элементов, из которых состоит молекула сложного вещества.

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2;

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О.

Кислород – второй по электроотрицательности элемент, поэтому в окислительно-восстановительных процессах он выступает в качестве окислителя. Горение, гниение, ржавление и дыхание протекают при участии кислорода.

Только при взаимодействии с фтором он проявляет восстановительные свойства:

O2 + F2 = F2O2 (в электрическом разряде).

Дифторид кислорода может быть получен при быстром пропускании фтора через 2 % раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O.

 

Биологическая роль кислорода

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях для улучшения обменных процессов в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном.

Токсичность кислорода

Длительное вдыхание чистого кислорода может иметь опасные последствия для организма. Безопасно длительно дышать при обычном давлении смесями, содержащими до 60 % кислорода. Дыхание 90 % кислородом в течение 3 суток приводит к тахикардии, рвоте, пневмонии, судорогам. При повышении давления токсическое действие кислорода ускоряется и усиливается. Молодые люди более чувствительны к токсическому действию кислорода, чем пожилые.

 

Применение

а) в металлургии

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов

Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

 

б) Компонент  ракетного топлива

В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

в) в медицине

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. 

г) В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ.

д) В химической промышленности

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (спирты, альдегиды, кислоты), диоксид серы в триоксид серы, аммиака в оксиды азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние часто проводят в режиме горения.

е) В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Приложение 2

СЕРА

 

 

Сера

Се́ра — элемент 6-й (А) группы , третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

 

История открытия

Точное время открытия серы не установлено, но этот элемент использовался до нашей эры.

Сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Она 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 века китайцы стали использовать её в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, лёгкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что её считали «принципом горючести» и обязательной составной частью металлических руд.

Пресвитер Теофил (XII век) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, ещё 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 трёх 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 её из пиритов; последний был распространён в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы.

 

Происхождение названия

Слово «сера», известное в древнерусском языке с XV века, заимствовано из старославянского «сѣра» — «сера, смола», вообще «горючее вещество, жир». Этимология слова не выяснена до настоящих времен, поскольку первоначальное общеславянское название вещества утрачено и слово дошло до современного русского языка в искажённом виде.

По предположению Фасмера «сера» восходит к лат. сera — «воск» или лат. serum — «сыворотка».

 

Сера в природе

Большие скопления самородной серы (с содержанием > 25 %) редки, они встречаются в местах вулканической активности. Серные бактерии могут окислять сероводород от гниющих органических остатков до серы и накапливать её.

 Встречается в свободном (самородном) состоянии и в связанном виде.

Важнейшие природные минералы серы: FeS2 — железный колчедан, или пирит, ZnS — цинковая обманка, или сфалерит (вюрцит), PbS — свинцовый блеск, или галенит, HgS — киноварь, Sb2S3 — антимонит, Cu2S — халькозин, CuS — ковеллин, CuFeS2 — халькопирит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обусловливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Получение

Из самородных руд

При нагревании пирита без доступа воздуха

FeS2 = FeS + S.

Окислением сероводорода при недостатке кислорода

2H2S + O2 = 2S + 2H2O.

Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора

H2S + SO2 = 2H2O + 3S.

 

Физические свойства

Сера представляет собой твердое хрупкое вещество желтого цвета, в воде практически нерастворима, не смачивается водой и плавает на ее поверхности. Хорошо растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, плохо проводит тепло и электрический ток. При плавлении сера образует легкоподвижную жидкость желтого цвета, которая при 160 0 С темнеет, ее вязкость повышается, и при 200 0 С сера становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Это объясняется разрушением кольцевых молекул и образованием полимерных цепей. Дальнейшее нагревание ведет к разрыву цепей, и жидкая сера снова становится более подвижной. Пары серы имеют цвет от оранжево-желтого до соломенно-желтого. Пар состоит из молекул состава S8, S6, S4, S2 .При температуре выше 15000 С молекула S2 диссоциирует на атомы.

Физические свойства аллотропных модификаций серы

 

Химические свойства серы

При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.

Взаимодействие с металлами

Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия образуются сульфиды:

Cu + S = CuS.

Взаимодействие с водородом происходит при 150–200 °С:

H2 + S = H2S.

Взаимодействие с кислородом

Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:

S + O2 = SO2;

2S + 3O2 = 2SO3.

Взаимодействие с фосфором и углеродом

При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:

2P + 3S = P2S3;

2S + C = CS2.

Взаимодействие с фтором

В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:

S + 3F2 = SF6.

Взаимодействие со сложными веществами

При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:

S + 2HNO3 = 2NO + H2SO4.

Реакция диспропорционирования

Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со щелочью образуются сульфиды и сульфиты:

3S + 6KOH = K2S+4 O3 + 2K2S-2 + 3H2O.

 

Биологическая роль

Как и элементы органогены, сера в виде отдельного элемента не обладает биологическим значением. Ее биологическая роль состоит в том, что она входит в структуру таких аминокислот, как цистеин и метионин, которые и выполняют в животных организмах (в том числе у человека), ряд незаменимых функций:

придает необходимую для их функционирования пространственную организацию молекулам белков за счет образования дисульфидных мостиков

является компонентом многих ферментов, гормонов (в частности - инсулина), и серосодержащих аминокислот

является компонентом таких активных веществ, как гистамин, витамина биотин, витаминоида липоевой кислоты и др.

сульфгидрильные группы образуют активные центры ряда ферментов

обеспечивает передачу энергии в клетке: атом серы принимает на свободную орбиталь один из электронов кислорода

участвует в переносе метильных групп

входит в состав коэнзимов, включая коэнзим А

Токсические свойства серы

Элементарная сера не обладает выраженным токсическим дей­ствием, но все ее соединения токсичны. Принятая внутрь в ко­личестве 3—5 г, элементарная сера действует как слабительное вследствие образования сероводорода в кишечнике, стимулирующего перистальтику. Однако при ежедневном приеме малых доз серы от 1,0—2,5—10 мг в течение 1—2 недель появляются головные боли, головокружение, утомляемость, потливость, учащение пульса, запоры, боли в животе, изменение в обмене веществ и т. д.

Применение серы и ее соединений

Серу используют для производства серной кислоты, изготовления спичек, черного пороха, бенгальских огней, для борьбы с вредителями сельского хозяйства и лечения болезней, в производстве красителей, взрывчатых веществ, люминофоров.

Сероводород идет на производство серы, сульфитов, тиосульфатов и серной кислоты, в лабораторной практике – для осаждения сульфидов.

Оксид серы (IV) применяется в производстве серной кислоты, сульфитов, тиосульфатов, для отбеливания шелка, шерсти, как средство для дезинфекции, для консервирования фруктов и ягод.

Оксид серы (VI) применяется для получения серной кислоты и олеума, используется в производстве азотной кислоты.

Серная кислота – один из важнейших продуктов основной химической промышленности. Служит электролитом в свинцовых аккумуляторах. Применяется в производстве фосфорной, соляной, борной, плавиковой и др. кислот. Концентрированная серная кислота служит для очистки нефтепродуктов от сернистых и непредельных органических соединений. Разбавленная серная кислота применяется для удаления окалины с проволоки и листов перед лужением и оцинкованием, для травления металлических поверхностей перед покрытием хромом, никелем, медью и др. Серная кислота – необходимый компонент нитрующих смесей и сульфирующее средство при получении многих красителей и лекарственных веществ. Благодаря высокой гигроскопичности применяется для осушки газов, для концентрирования азотной кислоты.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Приложение 3

СЕЛЕН

 

Селен— химический элемент с атомным номером 34. Принадлежит к 6-й (А) группе периодической таблицы химических элементов , находится в четвёртом периоде таблицы. Атомная масса элемента 78,971(8) а. е. м. Обозначается символом Se (от лат. Selenium). Хрупкий блестящий на изломе неметалл серого цвета (устойчивая аллотропная форма, неустойчивые формы — различных оттенков красного цвета). Относится к халькогенам.

 

История открытия

Элемент открыт Й. Я. Берцелиусом в 1817. Сохранился рассказ самого Берцелиуса о том, как произошло это открытие: "Я исследовал в содружестве с Готлибом Ганом метод, который применяют для производства серной кислоты в Грипсхольме. Мы обнаружили в серной кислоте осадок, частью красный, частью светло-коричневый. Этот осадок, опробованный с помощью паяльной трубки, издавал слабый редечный запах и образовывал свинцовый королек. Согласно Клапроту, такой запах служит указанием на присутствие теллура. Ган заметил при этом, что на руднике в Фалуне, где собирается сера, необходимая для производства кислоты, так же ощущается подобный запах, указывающий на присутствие теллура. Любопытство, вызванное надеждой обнаружить в этом коричневом осадке новый редкий металл, заставило меня исследовать осадок. Приняв намерение отделить теллур, я не смог, однако, открыть в осадке никакого теллура. Тогда я собрал все, что образовалось при получении серной кислоты путем сжигания фалюнской серы за несколько месяцев, и подверг полученный в большом количестве осадок обстоятельному исследованию. Я нашел, что масса (осадок) содержит до сих пор неизвестный металл, очень похожий по своим свойствам на теллур. В соответствии с этой аналогией я назвал новое тело селеном (Selenium) от греческого "луна", так как теллур назван по имени Tellus-нашей планеты.

Происхождение названия

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).

 

Нахождение в природе

Содержание селена в земной коре — около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi2(Se, S)3, хастит CoSe2, платинит PbBi2(S, Se)3, ассоциирующие с различными сульфидами, а иногда также с касситеритом. Изредка встречается самородный селен. Главное промышленное значение на селен имеют сульфидные месторождения. Содержание селена в сульфидах колеблется от 7 до 110 г/т. Концентрация селена в морской воде 0,4 мкг/л. На территории Кавказских минеральных вод есть источник с содержанием селена 110 мкг/л.

 

Получение селена

Селен получают из отходов серно-кислотного, целлюлозно-бумажного производств и анодных шламов электролитического рафинирования меди. В шламах селен присутствует вместе с серой, теллуром, тяжелыми и благородными металлами. Для извлечения селена шламы фильтруют и подвергают либо окислительному обжигу (около 700 °С), либо нагреванию с концентрированной серной кислотой. Образующийся летучий Se02 улавливают в скрубберах и электрофильтрах. Из растворов технический селен осаждают сернистым газом:

 

SeO2 + 2 SO2 + 2 H2O → Se ↓ + 2 H2SO4

Применяют также спекание шлама с содой с последующим выщелачиванием селената натрия водой и выделением селена из раствора.

Для получения селена высокой чистоты, используемого в качестве полупроводникового материала, черновой селен рафинируют методами перегонки в вакууме, перекристаллизации и др.

 

Физические свойства селена

Селен — серый, с металлическим блеском хрупкий неметалл.

При атмосферном давлении существует несколько десятков модификаций селена. Наиболее стабилен серый селен, γ-Se, с гексагональной решеткой (a = 0.436388 нм, c = 0.495935 нм). Температура плавления 221°C, кипения 685°C, плотность 4, 807 кг/дм3. Плотность жидкого селена при 221°C — 4, 06 кг/дм3. Серый селен получают из других форм длительным нагреванием и медленным охлаждением расплава или паров селена. Его структура состоит из параллельных спиральных цепей.

Из растворов селена в CS2 выделены три модификации красного кристаллического селена с моноклинной решеткой. α-Se оранжево-красного цвета, a = 0, 9054 нм, b = 0, 9083 нм, c = 1, 1601 нм, угол b = 90, 81°, температура плавления 170°C, плотность 4, 46 кг/дм3.

β-Se темно-красного цвета, a = 1, 285 нм, b = 0, 807 нм, c = 0, 931 нм, угол b = 93, 13°, температура плавления 180°C, плотность 4, 50 кг/дм3.

γ-Se красного цвета, a = 1, 5018 нм, b = 1, 4713 нм, c = 0, 8789 нм, угол b = 93, 61°, плотность 4.33 кг/дм3. Красный селен содержит кольцевые молекулы Se8.

При восстановлении селенистой кислоты или быстром охлаждении паров селена образуется аморфный красный селен. От еще одной модификации аморфного стекловидного селена аморфный красный селен отличается только размером составляющих его микрочастиц. Плотность красного селена 4, 28 кг/дм3.

При 27 МПа получена кубическая модификация селена. Серый γ-Se — полупроводник с дырочной проводимостью, ширина запрещенной зоны 1, 8 эВ. В темноте проводит электрический ток очень плохо. При освещении электропроводимость возрастает в тысячи раз.

 

Химические свойства селена

 

Селен химически активен.

1. При нагревании на воздухе сгорает с образованием бесцветного кристаллического SeO2:

Se +O2 = SeO2.

2. Со фтором, хлором и бромом селен реагирует при комнатной температуре.

3. С иодом селен сплавляется, но иодиды не образует.

4. Выше 200°C селен реагирует с водородом с образованием селеноводорода H2Se.

5. При нагревании реагирует с металлами, образуя селениды.

6. С водой также aзаимодействует при нагревании:

3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3.

7. С неокисляющими и разбавленными кислотами селен не взаимодействует.

8.С концентрированной серной кислотой селен взаимодействует на холоде (цвет растворов, nодержащих полимерные катионы Se8+, зеленый). со временем катионы Se8+ пaреходят в Se42+ и раствор желтеет.

Селен реагирует при нагревании с азотной кислотой, с образованием селенистой кислоты H2SeO3:

3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO­.

8. При кипячении в щелочных растворах селен диспропорционирует:

3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O.

Если селен кипятят в щелочном растворе, через который пропускают воздух или кислород, то образуются красно-коричневые растворы, содержащие полиселениды:

K2Se + 3Se = K2Se4

9. Селен взамодействует с сульфидами и полисульфидами с образованием тиоселенидов. При нагревании селена с растворами Na2SO3 и KCN протекают реакции:

Na2SO3 + Se = Na2SSeO3;

KCN + Se = KSeCN.

10. Сильные окислители (озон О3, фтор F2) окисляют селен до Se+6:

Se + O3 = SeO3,

Se + 3F2 = SeF6.

 

Биологическая роль селена

 

Микроэлемент (массовая доля в организме 10–5–10–7%).

В организм человека селен поступает с пищей (55–110 мг в год). Концентрируется в печени и почках. При больших дозах в первую очередь накапливается в ногтях и волосах, основу которых составляют серосодержащие аминокислоты. Атомы селена замещают атомы серы:

R–S–S_–R + 2Se = R–Se–Se_–R + 2S

В малых количествах селен должен содержаться в пище цыплят, телят, ягнят и кроликов. Селен входит в состав активных центров ферментов: формиатдегидрогеназы, глутатионредуктазы и глутатионпероксидазы, в активном центре которой содержится остаток аминокислоты — селеноцистеина:

Селен способен предохранять организм от отравления ртутью и кадмием, так как связывает их. Существует взаимосвязь между высоким содержанием селена в рационе и низкой смертностью от рака.

 

Токсические свойства селена

Пары селена ядовиты. ПДК аморфного селена в воздухе 2 мг/м3, SeO2, Na2SeO3 — 0, 1 мг/м3. ПДК селена в воде 0, 01 мг/м3. При попадании металлического порошкового селена в количестве 1 грамма перорально вызывает боль в животе в течение двух суток и учащённый стул, со временем симптомы проходят. Соли селена при непосредственном соприкосновении с кожей вызывают ожоги и дерматиты. Диоксид селена при контакте с кожей способен вызывать резкую боль и онемение. При попадании на слизистые оболочки соединения селена могут вызывать раздражение и покраснение, при попадании в глаза резкую боль, слезотечение и конъюнктивит.

 

Применение селена

Селен применяется в электронике и электротехнике, технологии полупроводников, производстве военной техники, как мощный источник гамма-излучения, в медицине – как противоопухолевое средство и лекарство от себореи и кожных воспалений.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Приложение 4

Теллур

 

Теллур- химический элемент 6-й (А) группы , 5-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 52; обозначается символом Te (лат. Tellurium), относится к семейству металлоидов.

 

История открытия

Впервые был найден в 1782 году в золотоносных рудах Трансильвании горным инспектором Францем Йозефом Мюллером (впоследствии барон фон Райхенштейн), 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 (название предложил Мартин Клапрот)

 

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).

 

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.

 

Физические свойства теллура

Теллур — хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвет красно-коричневый, в парах — золотисто-жёлтый. При нагревании приобретает пластичность. Кристаллическая решётка — гексагональная. Коэффициент теплового расширения — 1,68·10−5 K−1. Диамагнетик. Полупроводник.

 

Химические свойства

В химических соединениях теллур проявляет степени окисления −2; +2; +4; +6. Является аналогом серы и селена, но химически менее активен, чем сера.

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.

С кислородом образует соединения TeO, TeO2, TeO3. В виде порошка окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO2. При нагреве на воздухе сгорает, образуя TeO2 — прочное соединение, обладающее меньшей летучестью, чем сам теллур. Это свойство используется для очистки теллура от оксидов, которые восстанавливают проточным водородом при температуре 500—600 °C. Диоксид теллура плохо растворим в воде, хорошо — в кислых и щелочных растворах.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Теллур образует соединение с водородом при нагревании, легко реагирует с галогенами, взаимодействует с серой, фосфором и металлами. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой образует сульфит. Образует слабые кислоты: теллурводородную (H2Te), теллуристую (H2TeO3) и теллуровую (H6TeO6), большинство солей которых плохо растворимы в воде.

Биологическая роль теллура

Микроколичества теллура всегда содержатся в живых организмах, его биологическая роль не выяснена.

 

Токсические свойства теллура

Теллур и его летучие соединения токсичны. Попадание в организм вызывает тошноту, бронхиты, пневмонию. ПДК в воздухе колеблется для различных соединений 0,007—0,01 мг/м³, в воде 0,001—0,01 мг/л. Канцерогенность теллура не подтверждена.

В целом соединения теллура менее токсичны, чем соединения селена.

При отравлениях теллур выводится из организма в виде отвратительно пахнущих летучих теллурорганических соединений .Их запах напоминает запах чеснока, поэтому при попадании в организм даже малых количеств теллура выдыхаемый человеком воздух приобретает этот запах, что является важным симптомом отравления теллуром.

Применение теллура

Теллур применяется в производстве сплавов свинца с повышенной пластичностью и прочностью (применяемых, например, при производстве кабелей). При введении 0,05 % теллура потери свинца на растворение под воздействием серной кислоты снижаются в 10 раз, и это используется при производстве свинцово-кислотных аккумуляторов. Также важно то обстоятельство, что легированный теллуром свинец при обработке пластической деформацией не разупрочняется, и это позволяет вести технологию изготовления токоотводов аккумуляторных пластин методом холодной высечки и значительно увеличить срок службы и удельные характеристики аккумулятора.

В составе сплава CZT (теллурид кадмия-цинка, CdZnTe) применяется в производстве детекторов рентгеновского и гамма- излучений, которые работают при комнатной температуре.

Также велика его роль в производстве полупроводниковых материалов и, в частности, теллуридов свинца, висмута, сурьмы, цезия. Очень важное значение в ближайшие годы приобретёт производство теллуридов лантаноидов, их сплавов и сплавов с селенидами металлов для производства термоэлектрогенераторов с весьма высоким (до 72—78 %) КПД, что позволит применить их в энергетике и в автомобильной промышленности.