Халкоген

Халкогени
Име елемента	кисеонична група
Тривијално име	халкогени
CAS број групе; (САД, патерн А-Б-А)	VIA
стари IUPAC број; (Европа, патерн А-Б)	VIB
↓ Периода
2	Кисеоник (O); 8 Неметал
3	Сумпор (S); 16 Неметал
4	Селен (Se); 34 Неметал
5	Телур (Te); 52 Металоид
6	Полонијум (Po); 84 Постпрелазни метал
7	Ливерморијум (Lv); 116 Постпрелазни метал
	примордијални нуклид
	који се природно јавља радиоактивним распадом
	синтетички елемент
	Боја атомског броја :
	црвено=гас, црно=чврста материја
	п; р; у;

Халкогени (енгл. Chalcogen — „који стварају руду”) су 16. група (од 18) хемијских елемената у периодном систему елемената. У овој групи се налазе: кисеоник, сумпор, селен, телур, полонијум, и ливерморијум. У овој групи се налазе три неметала, два металоида и један слаб метал. Сви елементи ове групе се јављају у природи сем Унунхексијума који је вештачки добијен. У овој групи сви елементи су у чврстом агрегатном стању. Атомске масе ових елемената крећу се између 16 и 293. Ова група носи називе: кисеоникова група хемијских елемената и VIА група хемијских елемената.

Група	16
Периода
2	8 O
3	16 S
4	34 Se
5	52 Te
6	84 Po
7	116 Lv

Предвиђено је да ће хемијски некарактеристични синтетички елемент ливерморијум (Lv) бити и халкоген.^[1] Често се кисеоник третира одвојено од осталих халкогена, понекад је чак и потпуно искључен из опсега појма „халкоген“, због веома различитог хемијског понашања од сумпора, селена, телура и полонијума. Реч „халкоген“ потиче од комбинације грчке речи khalkόs (χαλκός) која превасходно значи бакар (израз се такође користио за бронзу/месинг, било који метал у поетском смислу, руду или кованицу),^[2] и латинизоване грчке речи genēs, што значи рођен или произведен.^[3]^[4]

Сумпор је познат од давнина, а кисеоник је у 18. веку препознат као елемент. Селен, телур и полонијум откривени су у 19. веку, а ливерморијум 2000. Сви халкогени имају шест валентних електрона, остављајући им два електрона мање од пуне спољне љуске. Њихова најчешћа оксидациона стања су −2, +2, +4 и +6. Они имају релативно ниске атомске полупречнике, посебно они лакши.^[5]

Лакши халкогени су типично нетоксични у свом елементарном облику и често су критични за живот, док су тежи халкогени типично токсични.^[1] Сви природни халкогени имају одређену улогу у биолошким функцијама, било као хранљиви састојци или као токсини. Селен је важан нутријент (између осталог и као градивни елемент селеноцистеина), али је такође обично токсичан.^[6] Телур често има непријатне ефекте (иако га неки организми могу користити), а полонијум (посебно изотоп полонијум-210) је увек штетан због своје радиоактивности.

Сумпор има више од 20 алотропа, кисеоник има девет, селен има најмање осам, полонијум има два, а до сада је откривена само једна кристална структура телура. Постоје бројна органска једињења халкогена. Не рачунајући кисеоник, органска једињења сумпора су генерално најчешћа, затим органска једињења селена и органска једињења телура. Овај тренд се такође јавља код халкогених пництида и једињења која садрже халкогене и елементе угљеничне групе.

Кисеоник се генерално добија раздвајањем ваздуха на азот и кисеоник. Сумпор се вади из нафте и природног гаса. Селен и телур се производе као нуспроизводи прераде бакра. Полонијум и ливерморијум су најдоступнији у акцелераторима честица. Примарна употреба елементарног кисеоника је у производњи челика. Сумпор се углавном претвара у сумпорну киселину, која се увелико користи у хемијској индустрији.^[6] Најчешћа примена селена је производња стакла. Једињења телурија се углавном користе у оптичким дисковима, електронским уређајима и соларним ћелијама. Неке од примена полонијума су последица његове радиоактивности.^[1]

Особине

Атомски и физички

Халкогени показују сличне обрасце у конфигурацији електрона, посебно у најудаљенијим љускама, где сви имају исти број валентних електрона, што резултира сличним трендовима у хемијском понашању:

Z	Елемент	Бр. електрона/љусци
8	Кисеоник	2, 6
16	Сумпор	2, 8, 6
34	Селенијум	2, 8, 18, 6
52	Телур	2, 8, 18, 18, 6
84	Полонијум	2, 8, 18, 32, 18, 6
116	Ливерморијум	2, 8, 18, 32, 32, 18, 6 (предвиђено)^[7]

Елемент	Тачка топљења (°C)^[5]	Тачка кључања (°C)^[5]	Густина при СТП (g/cm³)^[5]
Кисеоник	−219	−183	0.00143
Сумпорт	120	445	2.07
Селенијум	221	685	4.3
Телур	450	988	6.24
Полонијум	254	962	9.2
Ливерморијум	220 (предвиђено)	800 (предвиђено)	14 (предвиђено)^[7]

Сви халкогени имају шест валентних електрона. Сви чврсти, стабилни халкогени су меки^[8] и не проводе топлоту добро.^[5] Електронегативност се смањује према халкогенима са већим атомским бројевима. Густина, тачке топљења и кључања, атомски и јонски радијуси^[9] имају тенденцију повећања према халкогенима са већим атомским бројевима.^[5]

Изотопи

Од шест познатих халкогена, један (кисеоник) има атомски број једнак нуклеарном магијском броју, што значи да њихова атомска језгра имају тенденцију повећане стабилности према радиоактивном распаду.^[11] Кисеоник има три стабилна изотопа и 14 нестабилних. Сумпор има четири стабилна изотопа, 20 радиоактивних и један изомер. Селен има шест опсервационо стабилних или скоро стабилних изотопа, 26 радиоактивних изотопа и 9 изомера. Телур има осам стабилних или скоро стабилних изотопа, 31 нестабилан и 17 изомера. Полонијум има 42 изотопа, од којих ниједан није стабилан.^[12] Он има додатних 28 изомера.^[1] Поред стабилних изотопа, у природи се јављају и неки радиоактивни изотопи халкогена, било зато што су производи распадања, попут ²¹⁰Po, зато што су примордијални, попут ⁸²Se, због спалације космичких зрака, или преко нуклеарне фисије уранијума. Откривени су изотопи ливерморијума од ²⁹⁰Lv до ²⁹³Lv; најстабилнији изотоп је ²⁹³Lv, са полуживотом од 0,061 секунде.^[1]^[13]

Међу лакшим халкогенима (кисеоник и сумпор), већина изотопа сиромашних неутронима пролази кроз емисију протона, изотопи умерено сиромашни неутронима пролазе кроз хватање електрона или β⁺ распад, изотопи умерено богати неутронима пролазе кроз β⁻распадање, а већина неутронима богатих изотопа пролази кроз емисију неутрона. Средњи халкогени (селен и телур) имају сличне тенденције распада као лакши халкогени, али њихови изотопи не подлежу емисији протона, и неки од изотопа телура са највећим бројем неутрона подлежу алфа распаду. Изотопи полонијума имају тенденцију распадања са алфа или бета распадом.^[14] Изотопи са нуклеарним спиновима су чешћи међу халкогенима селеном и телуром него код сумпора.^[15]

Алотропи

Најчешћи алотроп кисеоника је двоатомни кисеоник или O₂, реактивни парамагнетни молекул који је свеприсутан аеробним организмима и има плаву боју у течном стању. Други алотроп је O₃ или озон, што је три атома кисеоника повезана заједно у савијеној формацији. Постоји и алотроп зван тетракисеоник, или O₄,^[16] и шест алотропа чврстог кисеоника, укључујући „црвени кисеоник“, који има формулу O₈.^[17]

Референце

Литература

Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd изд.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
Steudel, R., ур. (2004). Elemental sulfur and sulfur-rich compounds I (Topics in current chemistry). Springer. ISBN 3-540-40191-1.

Спољашње везе

Медији везани за чланак Халкоген на Викимедијиној остави

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

[17]

Search