Халкоген

Халкогени
пниктогени ←    → халогени
Групен бр. по МСЧПХ 16 Име по елемент кислородна група Тривијално име халкогени CAS-број (САД, шема A-B-A) VIA Стар групен бр. по МСЧПХ (Европа, шема A-B) VIB
↓ Периода
2	Кислород (O) 8 Друг неметал
3	Сулфур (S) 16 Друг неметал
4	Селен (Se) 34 Друг неметал
5	Телур (Te) 52 Металоид
6	Полониум (Po) 84 Друг метал
7	Ливермориум (Lv) 116 Друг метал
Толкување првобитен елемент природен производ од радиоактивен распад вештачки елемент Боја на атомскиот број: црвена=гас, црна=цврст елемент

Халкогени — хемиски елементи во групата 16 на периодниот систем.^[1] 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).^[2] Кислородот често се изостава од групата бидејќи неговите особености се доста различни. Зборот „халкоген“ е кованица од старогрчкото χαλκός (бакар или воопшто руда)^[3] γεννᾶν (раѓање, создавање), со приближен превод „рудороден“.^[4][5]

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.^[6]

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.^[7] 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.^[8] 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.^[7] 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.^[2]

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:

Сите халкогени имаат шест валентни електрони. Сите цврсти и стабилни халкогени се меки^[10] и не се добри спроводници на топлина.^[6] Електронегативноста се намалува кон халкогените со повисок атомски број. Густината, точката на топење и вриење, атомскиот и јонскиот полупречник^[11] се покачуваат кон халкогените со повисок атомски број.^[6]

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.^[12] 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.^[13] Има дополнителни 28 изомери.^[2] Покрај стабилните изотопи, некои радиоактивни халкогенски изотопи се јавуваат во природата, било како распадни производи (на пр. ²¹⁰Po), бидејќи се првобитни (на пр. ⁸²Se), поради спалација на космички зраци или преку јадрено цепење на ураниумот. Откриени се изотопите на ливермориумот од ²⁹⁰Lv до ²⁹³Lv; најстабилниот од нив е ²⁹³Lv, чиј период на полураспад изнесува 0,061 секунди.^[2][14]

Со исклучок на кислородот и ливермориумот, сите халкогени имаат барем еден природен радиоизотоп — сулфурот го има расеаниот ³⁵S, селенот го има ⁸²Se, телурот ¹²⁸Te и ¹³⁰Te, а полониумот ²¹⁰Po.

Меѓу полесните халкогени (кислородот и сулфурот), неутронски најсиромашните изотоппи претрпуваат протонски распад, умерено неутронски сиромашните изотопи претрпуваат електронски зафат или β⁺-распад, умерено неутронски богатите претрпуваат β⁻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.^[15] Изотопите со ненуларни јадрени спинови се позастапени во природата меѓу халкогените селен и телур отколку што се кај сулфурот.^[16]

Најчест алотроп на кислородот е двоатомскиот кислород (O₂), реактивна парамегнетна молекула која е сеприсутна во аеробните организми и има сина боја во течна состојба. Друг алотроп е озонот (O₃), кој е збир од три сврзани кислородни атоми во свиткан облик. Постои и алотроп наречен тетракислород (O₄),^[17] и шест алотропи на цврст кислород вклучувајќи го т.н. „црвен кислород“ со формула O₈.^[18]

Сулфурот има преку 20 познати алотропи, повеќе од било кој елемент освен јаглеродот.^[19] 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 (S₂) и 8-атомски прстени.^[20]

Селенот има барем 8 одделни алотропи.^[21] 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.^[22] 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 (Se₈).^[2]

Телурот нема ниеден алотроп,^[23] иако неговиот типичен облик е шестаголен. Полониумот има два алотропа, наречени α-полониум и β-полониум.^[24] α-полониумот има коцкеста кристална структура и се претвора во ромбоедарски β-полониум на температура од 36 °C.^[2]

Халкогените имаат различни кристални структури. Кислородот има моноклинска, сулфурот орторомпска, селенот и телурот имаат шестаголна, а полониумот има коцкеста структура.^[6][7]

Кислородот, сулфурот и селенот се неметали, а телурот е металоид, што значи дека неговите хемиски својства се некаде помеѓу оние на металите и неметалите.^[7] Не се знае со сигурност дали полониумот е метал или металоид. Некои извори го нарекуваат металоид,^[2][25] иако има некои метални својства. Воедно, некои алотропи на селенот покажуваат одлики на металоид,^[26] 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.^[16]

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 H
3O+
, 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.^[27] Се јавуваат и други оксидациски броеви како −1 кај пиритот и пероксидот. Највисок формален оксидациски број е +6.^[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, титаниум оксидот и силициум оксидот. Најчестата оксидациска состојба на кислородот е −2, а и −1се среќава релативно често.^[6] 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.^[28] Органските сулфурни соединенија како тиолите имаат силен карактеристичен мирис, и некои од нив наоѓаат употреба во извесни организми.^[2]

Селенот има оксидациски состојби −2, +4 и +6. Како и највеќето халкогени, селенот се сврзува со кислород.^[2] Постојат некои органски селенови соединенија како селенобелковините. Телурот ги има состојбите −2, +2, +4 и +6.^[6] Тој ги образува оксидите телур моноксид, телур диоксид и телур триоксид.^[2] Оксидациските состојби на полониумот се +2 и +4.^[6]

Многу киселини содржат халкогени, вклучувајќи ги сулфурната, сулфурестата, селеновата и телуровата. Сите водородни халкогениди се токсични освен водата.^[29][30] Кислородните јони често се среќаваат во облик на оксидни јони (O²⁻), пероксидни јони (O2−
2) и хидроксидни јони (OH−
). Сулфурните јони се среќаваат во облик на сулфиди (S²⁻), бисулфиди (SH−
), сулфити (SO2−
3), сулфати (SO2−
4) и тиосулфати (S
2O2−
3). Селеновите се во облик на селениди (Se²⁻), селенити (SeO2−
3) и селенати (SeO2−
4). Телуровите се среќаваат како телурати (TeO2−
4).^[6] Молекулите што содржат халогени во метална врска се чести како минерали. на пример, пиритот (FeS₂) е железна руда, а реткиот минерал калаверит е дителуридот (Au, Ag)Te
2.

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.^[31][32][33]

Со исклучок на полониумот, сите хлакогени се прилично слични еден на друг во хемиски поглед. Сите образуваат X²⁻ јони кога реагираат со електропозитивни метали.^[27]

Сулфидните минерали и аналогните соединенија испуштаат гасови кога реагираат со кислород.^[34]

• Халкогенид
• Халоген
• Пниктоген

• Халкоген на Ризницата ^?