Халкоген

Халкогени — хемиски елементи во групата 16 на периодниот систем. Наречена е и кислородно семејство. Се состои од елементите кислород (O), сулфур (S), селен (Se), телур (Te) и радиоактивните елементи полониум (Po) и ливермориум (Lv). Кислородот често се изостава од групата бидејќи неговите особености се доста различни. Зборот „халкоген“ е кованица од старогрчкото ''grc'' (бакар или воопшто руда)''грц'' (раѓање, создавање), со приближен превод „рудороден“.
Сулфурот е познат уште од антиката, а кислородот е признаен како елемент во XVIII век. Селенот, телурот и полониумот се откриени во XIX век, а ливермориумот во 2000 г. Сите халкогени имаат по шест валентни електрони, со кусок од електрона помалку за полна надворешна обвивка. Нивните најчестии оксидациски состојби се −2, +2, +4 и +6. Имаат релативно мали атомски полупречници, особено најлесните меѓу нив.
Сите природно застапени халкогени имаат некаква улога во биолошките функции, било како хранлива материја или како токсин. Селенот е важна хранлива материја, но знае да биде и токсичен. Телурот често има непријатни дејства (иако некои организми го користат), а полониумот (особено изотопот полониум-210) е секогаш штетен поради неговата радиоактивност.
Сулфурот има преку 20 алотропи, кислородот има 9, селенот барем 8, полониумот 2, а досега е откриена само една кристална структура на телурот. Постојат голем број на органски халкогенски соединенија. Не сметајќи го кислородот, органосулфурните соединенија се најчести, проследени од органоселенските и органотелурските. Овој тренд се јавува и кај халкогенските пниктиди и соединенијата со халкоген и елементи од јаглеродната група.
Кислородот се добива со двоење на воздухот на азот и кислород. Сулфурот се добива од нафта и земен гас. Селенот и телурот се добиваат како споредни производи при рафинирањето на бакар. Полониумот е најзастапен во природните минерали што содржат актиноиди. Ливермориумот е добиен по вештачки пат во забрзувачи на честички. Главна употреба на елементниот кислород е во челичарство. Сулфурот претежно се претвора во сулфурна киселина, која пак наоѓа широка примена во хемиската индустрија. Селенот највеќе се користи во стакларството. Соединенијата на телурот се применуваат во изработката на оптички дискови, електронски уреди и сончеви полочи. Примената на полониумот е тесно поврзана со неговата радиоактивност.
1 Својства
1.1 Атомски и физички
Халкогените покажуваат слични обрасци на електронска конфигурација, особено во надворешните обвивки, каде сите имаат ист број на валентни електрони, што доведуваат до слични трендови на хемиско поведение:
Z, Елемент, Електрони по обвивка
8, кислород, 2, 6
16, сулфур, 2, 8, 6
34, селен, 2, 8, 18, 6
52, телур, 2, 8, 18, 18, 6
84, полониум, 2, 8, 18, 32, 18, 6
116, ливермориум, 2, 8, 18, 32, 32, 18, 6 (''предвидено'')<ref
Елемент, Точка на топење(°C), Точка на вриење(°C), Густина при СТП(г/см<sup>3</sup>)
кислород, −219, −183, 0,00143
сулфур, 120, 445, 2,07
селен, 221, 685, 4,3
телур, 450, 988, 6,24
полониум, 254, 962, 9,2
ливермориум, 220 (''предвидено''), 800 (''предвидено''), 14 (''предвидено'')<ref
Сите халкогени имаат шест валентни електрони. Сите цврсти и стабилни халкогени се меки и не се добри спроводници на топлина. Електронегативноста се намалува кон халкогените со повисок атомски број. Густината, точката на топење и вриење, атомскиот и јонскиот полупречник се покачуваат кон халкогените со повисок атомски број.
1.2 Изотопи
Од шесте познати халкогени, еден (кислородот) има атомски број еднаков на јадрен волшебен број, што значи дека нивните атомски јадра имаат зголемена стабилност кон радиоактивниот распад. Кислородот има 3 стабилни изотопи и 14 нестабилни. Сулфурот има 4 стабилни изотопи, 20 радиоактивни и еден изомер. Селенот има 6 забележливо стабилни или речиси стабилни изотопи, 26 радиоактивни изотопи и 9 изомери. Телурот има 8 стабилни или речиси стабилни изотопи, 31 нестабилен и 17 изомери. Полониумот има 42 изотопи, од кои ниеден не е стабилен. Има дополнителни 28 изомери. Покрај стабилните изотопи, некои радиоактивни халкогенски изотопи се јавуваат во природата, било како распадни производи (на пр. <sup>210</sup>Po), бидејќи се првобитни (на пр. <sup>82</sup>Se), поради спалација на космички зраци или преку јадрено цепење на ураниумот. Откриени се изотопите на ливермориумот од <sup>290</sup>Lv до <sup>293</sup>Lv; најстабилниот од нив е <sup>293</sup>Lv, чиј период на полураспад изнесува 0,061 секунди.
Со исклучок на кислородот и ливермориумот, сите халкогени имаат барем еден природен радиоизотоп — сулфурот го има расеаниот <sup>35</sup>S, селенот го има <sup>82</sup>Se, телурот <sup>128</sup>Te и <sup>130</sup>Te, а полониумот <sup>210</sup>Po.
Меѓу полесните халкогени (кислородот и сулфурот), неутронски најсиромашните изотоппи претрпуваат протонски распад, умерено неутронски сиромашните изотопи претрпуваат електронски зафат или β<sup>+</sup>-распад, умерено неутронски богатите претрпуваат β<sup>−</sup>распад, а најбогатите со неутрони подлежат на неутронски распад. Средните халкогени (селенот и телурот) имаат слични распадни склоности како полесните, но не се забележани изотопи што излачуваат протони, а некои неутронски сиромашни изотопи на телурот претрпуваат алфа-распад. Изотопите на полониумот се распаѓаат со алфа- или бета-распад. Изотопите со ненуларни јадрени спинови се позастапени во природата меѓу халкогените селен и телур отколку што се кај сулфурот.
1.3 Алотропи
Најчест алотроп на кислородот е двоатомскиот кислород (O<sub>2</sub>), реактивна парамегнетна молекула која е сеприсутна во аеробните организми и има сина боја во течна состојба. Друг алотроп е озонот (O<sub>3</sub>), кој е збир од три сврзани кислородни атоми во свиткан облик. Постои и алотроп наречен тетракислород (O<sub>4</sub>), и шест алотропи на цврст кислород вклучувајќи го т.н. „црвен кислород“ со формула O<sub>8</sub>.
Сулфурот има преку 20 познати алотропи, повеќе од било кој елемент освен јаглеродот. Најзастапените алотропи се во облик на осуматомски прстени, но познати се молекулски алотропи со различен број атоми, од 2 до 20. Други значајни алотропи на сулфурот се ромпскиот и моноклински сулфур. Ромпскиот е постабилниот. Моноклинскиот има облик на долги игли и се образува кога течниот сулфур ќе се разлади малку под точката на топење. Атомите во течниот сулфур се врзани во долги ланци, но над 190 °C тие почнуваат да се распаѓаат. Ако имаме течен сулфур над 190 °C и бргу го замрзнеме, добиениот сулфур е аморфен или „пластичен“ сулфур. Гасовитиот сулфур е мешавина од двоатомски сулфур (S<sub>2</sub>) и 8-атомски прстени.
Селенот има барем 8 одделни алотропи. Сивиот алотроп, наречен „метален“ иако не е метал, е стабилен и има шетаголна кристална структура. Тој е мек, со Мосова тврдост од 2 и е кршлив. Четири други алотропи на селенот се метастабилни. Тука спаѓаат два моноклински црвени алотропи и два аморфни алотропи, од кои еден е црвен, а еден црн. Црвениот алотроп се претвора во црн во присуство на топлина. Сивиот е направен од спирали на селенови атоми, а еден од црвените алотропи е направен од пластови на селенови прстени (Se<sub>8</sub>).
Телурот нема ниеден алотроп, иако неговиот типичен облик е шестаголен. Полониумот има два алотропа, наречени α-полониум и β-полониум. α-полониумот има коцкеста кристална структура и се претвора во ромбоедарски β-полониум на температура од 36 °C.
Халкогените имаат различни кристални структури. Кислородот има моноклинска, сулфурот орторомпска, селенот и телурот имаат шестаголна, а полониумот има коцкеста структура.
1.4 Хемиски својства
Кислородот, сулфурот и селенот се неметали, а телурот е металоид, што значи дека неговите хемиски својства се некаде помеѓу оние на металите и неметалите. Не се знае со сигурност дали полониумот е метал или металоид. Некои извори го нарекуваат металоид, иако има некои метални својства. Воедно, некои алотропи на селенот покажуваат одлики на металоид, иако самиот селен се смета за неметал. Иако кислородот е халкоген, неговите хемиски својства се поинакви од оние на другите халкогени. Една причина за ова е фактот што потешките халкогени имаат непополнети d-орбитали. Електронегативноста на кислородот исто така е многу повисока од онаа на другите халкогени. Ова значи дека неговата електрична поларизабилност е неколкукратно пониска од онаа на останатите халкогени.
За ковалентното сврзување, халкогенот може да прифати два електрона согласно октетно правило, оставајќи два слободни парови. Кога еден атом образува две единечни врски тие образуваат агол помеѓу 90° и 120°. Во 1+ катјони, како , халкогенот образува три молекулски орбитали распоредени на триаголен пирамидален начин и еден слободен пар. Двојните врски се исто така чести кај халкогените, на пример кај халкогенатите.
Оксидацискиот број на најзастапените халкогенски соединенија со позитивни метали е −2. Меѓутоа, склоноста на халкогените да образуваат соединенија во состојбата −2 се намалува кон потешките халкогени. Се јавуваат и други оксидациски броеви како −1 кај пиритот и пероксидот. Највисок формален оксидациски број е +6. Овој број се среќава кај сулфатите, селенатите, телуратите, полонатите и нивните киселини, како што е сулфурната.
Кислородот е најелектронегативниот елемент со исклучок на флуорот, и образува соединенија со речиси сите хемиски елементи, па дури и со некои благородни гасови. Често се сврзува со многу метали и металоиди создавајќи оксиди како железните оксиди, титан оксидот и силициум оксидот. Најчестата оксидациска состојба на кислородот е −2, а и −1се среќава релативно често. Со водородот образува вода и водород пероксид. Органските кислородни соединенија се сеприсутни во органската хемија.
Оксидациските состојби на сулфурот се −2, +2, +4 и +6. Аналозите на кислородните соединенија кои содржат сулфур ја носат претставката ''тио-''. Сулфурот во многу нешта има слична хемија на кислородната. Една разлика е тоа што двојните врски сулфур-сулфур се далеку послаби од двојните врски кислород-кислород, но единечните врски сулфур-сулфур се посилни од нивните кислородни пандани. Органските сулфурни соединенија како тиолите имаат силен карактеристичен мирис, и некои од нив наоѓаат употреба во извесни организми.
Селенот има оксидациски состојби −2, +4 и +6. Како и највеќето халкогени, селенот се сврзува со кислород. Постојат некои органски селенови соединенија како селенобелковините. Телурот ги има состојбите −2, +2, +4 и +6. Тој ги образува оксидите телур моноксид, телур диоксид и телур триоксид. Оксидациските состојби на полониумот се +2 и +4.
Многу киселини содржат халкогени, вклучувајќи ги сулфурната, сулфурестата, селеновата и телуровата. Сите водородни халкогениди се токсични освен водата. Кислородните јони често се среќаваат во облик на оксидни јони, пероксидни јони и хидроксидни јони. Сулфурните јони се среќаваат во облик на сулфиди, бисулфиди, сулфити, сулфати и тиосулфати. Селеновите се во облик на селениди, селенити и селенати. Телуровите се среќаваат како телурати. Молекулите што содржат халогени во метална врска се чести како минерали. на пример, пиритот (FeS<sub>2</sub>) е железна руда, а реткиот минерал калаверит е дителуридот .
Иако сите елементи од групата 16 на периодниот систем, вклучувајќиго кислородот, можат да се дефинираат како халкогени, кислородот и оксидите обично се сметаат за посеби од халкогените и халкогенидите. Поимот ''халкогенид'' почесто е наменет за сулфидите, селенидите и телуридите, наместо за оксидите.
Со исклучок на полониумот, сите хлакогени се прилично слични еден на друг во хемиски поглед. Сите образуваат X<sup>2−</sup> јони кога реагираат со електропозитивни метали.
Сулфидните минерали и аналогните соединенија испуштаат гасови кога реагираат со кислород.
2 Поврзано
* Халкогенид
* Халоген
* Пниктоген