Kiseonik O nemetal

Sumpor S nemetal

Selen Se semimetal

Telur Te semimetal

Polonijum Po metal

Opšta konfiguracija: ns2 np4 (halkogeni – oni koji grade rude)

VI GRUPA PERIODNOG SISTEMA

(16. GRUPA)

Rasprostranjenost Izvori elemenata

O - 49,5% zemljine kore vazduh i voda

23%(21 vol %) atmosfere

86% hidrosfere

S - 16. po rasprostranjenosti sulfati, sulfidi,

u litosferi disulfidi, H2S

Se - redak element selenidi

Po - radioaktivan u rudama urana

Formiranje molekula

O - molekul O2 (1 i 1π), na običnoj temperaturi

S - S8

Se - Se8 i Sen

Te - Ten

Alotropske modifikacije

• kiseonik, O2 i O3

• sumpor, rombičan i monokliničan

Hemijske osobine

O S Se Te Po

Energija jonizacije

Elektronegativnost 3,5 2,5 2,4 2,1 2,0

Redoks potencijal

O P A D A

Jedinjenja elemenata VI grupe

-2 +4 +6

Stepen oksidacije - 2

• Sa elementima manje elektronegativnosti - sa vodonikom (hidridi)

H2O > H2S > H2Se > H2Te

opada stabilnost

• Samo je voda u tečnom agregatnom stanju svi ostali hidridi su

gasoviti i otrovni.

• Stabilnost vode se objašnjava vodoničnim vezama koje se grade između molekula H2O.

Voda slabo disosuje i ponaša se kao amfolit:

H2O ⇄ H+ + OH– K1 = 1,8 x 10-16 mol/dm3

• Ostali su rastvorni u vodi i grade kiseline:

H2S H2Se H2Te

raste jačina kiseline (opada energija veze između vodonika i halkogenih

elemenata)

• H2S ⇄ H+ + HS¯ ⇄ H+ + S2- K1 = 8,7 x 10-8 mol/dm3

K2 = 10-13 mol/dm3

• H2Se ⇄ H+ + HSe¯ ⇄ H+ + Se2- K1 = 1,3 x 10-4 mol/dm3

• H2Te ⇄ H+ + HTe¯ ⇄ H+ + Te2- K1 = 2,3 x 10-3 mol/dm3

• Rastvori ovih kiselina grade dva niza soli:

1. hidrokside, hidrogensulfide, hidrogenselenide i hidrogenteluride

2. okside, sulfide, selenide i teluride

Rastvorni u vodi:

oksidi, sulfidi, selenidi i teluridi alkalnih i zemnoalkalnih metala

Stepen oksidacije - 1

∙ X X ∙

- polisulfidi, poliselenidi, politeluridi

∙ X X X X X ∙

X X X X

Stepen oksidacije 0

O2 slobodan u vazduhu

S u elementarnom stanju

Stepen oksidacije + 4

- Svi osim kiseonika – halogenidi, oksidi, kiseline i njihove soli

1. Oksidi, XO2

Samo je SO2 gas, ostali su u čvrstom

stanju

- SeO2 ima lančanu strukturu

- TeO2 trodimenzionalna rešetka

2. Kiseline

SO2 i SeO2 se rastvaraju u vodi dajući odgovarajuće kiseline:

SO2(g) + H2O ⇄ H+ + HSO3¯ (sulfitna)

HSO3¯ ⇄ H+ + SO32- K1 = 1,7 x 10-2 mol/dm3

SeO2(s) + H2O ⇄ H+ + HSeO3¯ (selenitna)

HSeO3¯ ⇄ H+ + SeO32- K1 = 4 x 10-3 mol/dm3

TeO2(s) – amfoteran

teško rastvoran

rastvor reaguje slabo kiselo od H2TeO3 (teluritna)

K1 = 6 x 10-4 mol/dm3

• Sulfiti, seleniti i teluriti imaju i oksidacione i redukcione osobine

Najjače oksidaciono sredstvo – selenitna kiselina:

HSO3¯ + 5H+ + 4e ¯ ⇄ S(s) + 3H2O E = + 0,43 V

H2 SeO3 + 4H+ + 4e ¯ ⇄ Se(s) + 3H2O E = + 0,74 V

TeO2(s) + 4H+ + 4e ¯ ⇄ Te(s) + 2H2O E = + 0,53 V

Stepen oksidacije +6

- oksidi, kiseline i njima odgovarajuće soli i heksafluoridi.

Oksidi

SO3 i TeO3 su stabilni

SeO3 teško se gradi ali je postojana selenatna kiselina

Kiseline

jake: slabe

H2SO4 sulfatna H2 SeO4 selenatna H6TeO6 teluratna

• Sulfatna i selenatna kiselina su dvoprotonske i grade dva tipa soli:

- kisele –hidrogensulfate i hidrogenselenate

- neutralne - sulfate i selenate

Najjače oksidaciono dejstvo ima selenatna kiselina:

HSO4¯ + 2H+ + 2e ¯ ⇄ HSO3¯ + H2O E = + 0,20 V

HSeO4¯ + 3H+ + 2e ¯ ⇄ H2SeO3 + H2O E = + 1,15 V

H6TeO6 + 2H+ + 2e ¯ ⇄ TeO2(s) + 4H2O E = + 1,02 V

Koncentrovanjem i zagrevanjem ovi potencijali rastu!