ШЕСТАЯ ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ ПСЭ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

В главную подгруппу шестой группы ПСЭ входят элементы кислород, сера, селен, теллур, полоний.

Кислород (Oxygenium) O – химический элемент шестой группы ПСЭ с порядковым номером 8 и атомной массой 15,9994 а.е.м. Природный кислород образован тремя стабильными изотопами: кислород-16 (99,759 %), кислород-17 (0,037 %), кислород-18 (0,204 %). Молекула кислорода двухатомна; аллотропным видоизменением кислорода является озон.

Впервые чистый кислород был получен англичанином Дж. Пристли в 1774 году нагреванием оксида ртути и шведом К. Шееле в 1777 году; в 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью атмосферного воздуха, кислот, других многих веществ.

Кислород - вторая по количеству и важнейшая для жизни составная часть воздуха, в котором на долю кислорода приходится 21 % по объему и 23 % по весу. Количество свободного кислорода в атмосфере земного шара оценивается в 1×10¹⁵ с лишним тонн. Столько же весит миллиард пирамид Хеопса - наиболее крупное сооружение древности (для перевозки материала одной пирамиды понадобилось бы 9000 товарных поездов). Несмотря на громадность этой величины, вес свободного кислорода не превышает и 0,0001 содержания его в земной коре. Кислород обязателен для существования жизни.

Из всех веществ природы кислород наиболее распространен. Земная кора до глубины 10-15 км почти на 50 % ее веса состоит из кислорода. Песок содержит 53 % кислорода, в глине его - 56 %, в человеческом организме - 65 %, в составе воды - около 89 %, а ведь одна только вода покрывает 2/3, поверхности земного шара.

Кислород - газ, сравнительно плохо растворимый в воде: в 100 объемах воды при температуре, близкой к нулю, растворяется около пяти объемов кислорода (4,89). Растворение кислорода имеет огромное значение для дыхания животных организмов, населяющих водоемы.

Литр кислорода весит (1,4289) немного больше равного объема воздуха (1,293). При охлаждении до минус 183 °С кислород превращается в голубую жидкость, притягивающуюся магнитом, тяжелее воды (пл.1,124).

Кислород в технике получают из жидкого воздуха, пользуясь более высокой температурой кипения жидкого кислорода (-183 °С) в сравнении с жидким азотом (-195,8 °С). Получают также и электролизом воды, но это значительно дороже. Источником кислорода может быть также перекись водорода, второе соединение водорода с кислородом, в котором в отличие от воды содержится не один, а два атома кислорода. Перекись водорода - вязкая, сиропообразная бесцветная жидкость, в которой, по выражению Менделеева, "заключается кислород, сжатый, так сказать, втиснутый (внутренними) силами элементов в другое вещество, легко выделяющийся из соединения и поэтому действующий как кислород в момент выделения". Кислород находит широкое применение в технике как активатор химических процессов (производство серной и азотной кислот, в металлургии).

Большое сродство кислорода и водорода используется для восстановления металлов водородом из окислов. Преимущества этого способа перед другими (восстановление углем, окисью углерода и др.) заключается в том, что металл получается свободным от углевода и его соединений (карбидов). Кислород применяется при получении высоких температур. Для этого различные горючие газы водород, светильный газ, ацетилен) сжигают в смеси с кислородом. Высокая температура, достигаемая в пламени специальных горелок (до 3000 °С), используется для сварки и резки металлов.

Жидкий кислород, как это в свое время предвидел "отец ракетоплавания" К.Э. Циолковский, применяется в реактивных двигателях. Широкое применение находит кислород в медицине при лечении тяжелых заболеваний легких, сердца, почек, а также при некоторых отравлениях, в частности газами (окисью углерода, боевыми отравляющими веществами).

При прохождении электрических разрядов через кислород он превращается в новое, газообразное вещество, названное швейцарским химиком Шенбейном озоном (от греч. "озо", что значит "пахну"). Обнаружен озон был в 1785 г. голландским физиком Ван-Марумом.

В чистом виде озон был получен только в 1922 г. немецкими химиками Е. Ризенфельдом и Г. Швабом. При высоком давлении (150 атм.) и сильном охлаждении (-112,3 °С) озон превращается в темно-фиолетовую жидкость, затвердевающую при дальнейшем охлаждении в темно-фиолетовую кристаллическую массу.

По химическим свойствам озон во много раз активнее кислорода. Он легко обесцвечивает краски, разрушает органические вещества; фосфор, сера переводятся в соответствующие окислы. Даже серебро легко соединяется с озоном.

Окислительные свойства озона определяют и значимость его в практике, где он применяется для отбелки и уничтожения запаха жиров и масел, дезинфекции воздуха, стерилизации воды, поступающей в городской водопровод, и т.д. Озон постоянно находится в воздухе в незначительных количествах (0,000001 % по объему). В воздухе полей, хвойных лесов и океанов озона больше, чем вблизи жилищ. У поверхности воздушного океана (на высоте 15-30 км) озон образуется под действием на кислород ультрафиолетовых лучей.

В жизни человека и животных озон играет важную роль, о которой многие и не подозревают. Озон спасает от слепоты. А она неизбежно бы поражала животные организмы вскоре после рождения, если бы в атмосфере отсутствовал озон, общее содержание которого соответствует слою газа вокруг земного шара толщиною всего лишь в три миллиметра.

Дело в том, что из общей массы лучей, посылаемых Солнцем на Землю, озон поглощает главным образом ультрафиолетовые, которые чрезвычайно вредны для сетчатой оболочки глаза. В обычных условиях оставшиеся ультрафиолетовые лучи поглощаются целиком хрусталиком, однако помощь хрусталика стала бы недостаточной, если бы количество ультрафиолетовых лучей увеличилось. Это было бы неизбежным при уменьшении содержания озона в воздухе, не говоря уже об его исчезновении.

Однако и увеличение количества озона грозит опасностью не менее страшной, чем первая. Ультрафиолетовые лучи, необходимые для образования витамина Д, важнейшего из витаминов при формировании организма, целиком поглощаясь озоном, не достигали бы Земли, и образования витамина не происходило бы. Отсутствие этого витамина привело бы к вымиранию животных и человека.

Животные и человек всю свою жизнь находятся в воздухе, в котором 23 % по весу свободного кислорода. Пребывание же в атмосфере с содержанием озона порядка 1:1000000 уже вызывает чувство усталости, головную боль; при более высоких концентрациях к этим симптомам добавляется тошнота, кровотечение из носа, воспаление глаз, перерождение сердечной мышцы, смерть.

Кислород – самый распространенный элемент на Земле: в атмосфере содержится 23,1 % по массе (по объему 20,95 %) свободного кислорода, а в гидросфере и литосфере – соответственно 85,82 и 47 % (масс.) связанного кислорода. Человечеству известно более 1400 минералов, содержащих кислород. Снижение концентрации кислорода в атмосфере по причине окислительных процессов (горения, гниения, дыхания и т.д.) возмещается выделением кислорода растениями при фотосинтезе. Кислород является составной частью всех веществ, из которых построены живые организмы (в организме человека кислорода содержится ~ 65 %).

Кислород является одним из четырёх важнейших биогенных элементов. Он входит в состав белков, нуклеиновых кислот, углеводов, липидов. Наряду с функциональной активностью и структурообразующей способностью, кислород окисляет углероды и жиры и обеспечивает растворимость биомолекул в воде.

Большая электроотрицательность и неподеленные пары электронов позволяют атомами кислорода образовывать водородную связь с катионом водорода наподобие связи в катионе оксония.

Кислород в биомолекулах обладает следующими основными свойствами: водород гидроксильной группы замещается с образованием новых связей О-С, О^…С, О=С. Это способствует синтезу многих биомолекул; за счет реакции декарбоксилирования образуются молекулы СО₂, в которых связь С=О прочнее, чем в карбонильной группе. Названной реакцией заканчивается многостадийный процесс окисления углеводов и жиров; неподеленные электронные пары кислорода образуют водородную связь с молекулами воды, придают значительные электрические дипольные моменты функциональным группам. Это дает возможность хорошо растворяться биомолекулам в воде, что необходимо для прохождения биохимических процессов в растворах; все кислородсодержащие группы способы присоединять катионы водорода с образованием короткоживущих ионов ОН⁺₂ и =ОН⁺, наподобие катиону Н₃О⁺. Этим катионам принадлежат важные роли в механизмах биохимических реакций; полидентантные лиганды, содержащие гидроксильные, карбонильные, простые эфирные, карбоксильные и сложноэфирные группы, являются активными кислорододонорными лигандами, которые способны вступать в реакции координации с катионами магния и кальция, а также многими катионами переходных металлов со степенью окисления (+2).

По физическим свойствам кислород представляет собой бесцветный газ без запаха и вкуса с температурой кипения 90,188 К; жидкий кислород окрашен в голубой цвет.

Быстрый круговорот кислорода охватывает биосферу, атмосферу и гидросферу, а литосфера практически не участвует в этом процессе. Основными реакциями круговорота кислорода является фотосинтез и дыхание. Полный обмен кислорода биомассы всей Земли происходит примерно за 20–30 лет.

Много кислорода используется в качестве окислителя: в металлургии – во время выплавки чугуна и стали, в процессах шахтной, взвешенной и конвертерной плавки цветных металлов; в прокатном производстве; при огневой зачистке металлов; в литейном производстве; при термитной сварке и резке металлов; в химической и нефтехимической промышленности – при производстве азотной и серной кислот, метанола, ацетилена, формальдегида, оксидов, пероксидов и других веществ. Кислород применяют в медицине, в кислородно-дыхательных аппаратах в космических кораблях, на подводных судах, при высотных полетах, подводных и спасательных работах. Жидкий кислород служит окислителем для ракетных топлив; кислород также используют при взрывных работах, а в лабораторной практике - в качестве хладагента. Кислород не обладает токсичностью; смеси жидкого кислорода со всеми углеводородами являются взрывоопасными материалами; наиболее опасны малорастворимые горючие примеси, которые переходят в жидком кислороде в твердое состояние (в частности ацетилен, пропилен, сероуглерод); предельно допустимое содержание в жидком кислороде: ацетилена составляет 0,04 см³/л, сероуглерода – 0,04 см³/л, масла – 0,4 мг/л.

Газообразный кислород хранят и перевозят в стальных баллонах различной емкости при давлениях (в зависимости от давления) от 15 до 40 МПа; жидкий кислород – в сосудах Дьюара или в специальных цистернах. Кислородные баллоны окрашены в голубой цвет и имеют надпись черными буквами «кислород».

Экологические проблемы, связанные с кислородом, заключаются в загрязнении атмосферы продуктами деятельности человека и угроза нормальному содержанию озона на границе тропосферы и стратосферы.

Сера (Sulfur) S - химический элемент ПСЭ Д.И. Менделеева, относится к халькогенам, занимает в таблице место под номером 16 и имеет атомную массу 32,066 а.е.м. Природная сера состоит из 4 изотопов: ³²S (95,084 %), ³³S (0,74 %), ³⁴S (4,16 %), ³⁶S (0,016 %). Чаще всего сера проявляет степени окисления минус 2, +4, +6.

Сера представляет собой лимонно-желтые кристаллы; в природе распространенный элемент: содержание в земной коре оценивается в 0,05 % по массе, в воде морей и океанов 0,09 %; сера встречается в самородном виде, а из многочисленных ее минералов наиболее распространенными являются пирит FeS₂, антимонит Sb₂S₃, галенит PbS, киноварь HgS, сфалерит и вюрцит ZnS, ковеллин CuS, халькозин Cu₂S, аргентит Ag₂S, висмутин Bi₂S₃, халькопирит CuFeS₂, барит BaSO₄, ангидрит CaSO₄, гипс CaSO₄×2H₂O, мирабилит Na₂SO₄×10H₂O и т.д.

Сера известна человеку со времен глубокой древности. Встречаясь в виде серных жил в трещинах земли вулканических местностей (в Италии, на о. Мелосе, в Греции и др.), а также внутри кратеров вулканов, сера издавна считалась продуктом деятельности подземного бога Вулкана. Красивое сине-голубое пламя серы, удушливый запах вблизи огнедышащих гор укрепляли представление о божественном происхождении серы. В представлении древних натуралистов, особенно алхимиков, сера играла особую роль. Мысль, высказанная в VIII в. арабским алхимиком и врачом Джабир-ибн-Хайяном (Гебером), о том, что все металлы состоят из серы и ртути, стала основным принципом алхимического "учения" о металлах.

Сера относится к весьма распространенным элементам. В земной коре содержание серы достигает 0,03 %. Сера встречается в самородном состоянии в Америке (штат Луизиана, США), в Италии (Сицилия), в Японии. На территории бывшего СССР месторождения серы были открыты в Каракумской пустыне. Есть сера на Кавказе, Урале, в Поволжье. Особенно широко распространена сера в виде многочисленных и разнообразных соединений с металлами (минералы - колчеданы, обманки, блески), а также в виде солей (ангидрит, астраханит, вантгоффит, гипс, кругит, леонит и др.). На холоду сера взаимодействует только с фтором, при нагревании легко реагирует с водородом, кислородом и со всеми металлами, исключая золото и платину. Жерла действующих вулканов часто окаймлены скоплениями алунита. Некоторые астрономы полагают, что белые ореолы и светлые лучи, которые так хорошо видны на диске Луны вокруг кратеров лунных гор, состоят из алунита. Замечательная устойчивость серы к воде и воздуху находит применение в скреплении металлов с камнем.

Сера входит в состав белков. При анализе различных белков количество серы, в пересчете на сухое вещество, колеблется от 0,3 до 2,5 %. Большое количество серы находится в белках покровных тканей, из которых образованы копыта, ногти, волосы, перья. Сера входит в состав некоторых гормонов (например, в инсулин), витаминов и ряда других органических соединений, играющих большую роль в обмене веществ.

Сейчас трудно перечислить отрасли техники и промышленности, где бы можно было обойтись без серы; она входит в состав спичечной зажигательной массы, широко используется в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями виноградников, хлопчатника и других растений. В мелко раздробленном состоянии очищенная сера применяется в медицине при энтеробиозе (заражение острицами), при лечении кожных заболеваний, в психиатрии для пирогенной (температурной) терапии.

Сера - незаменимый материал в производстве резины. Ценнейшие свойства каучука - упругость, эластичность - могут сохраняться в узком интервале температуры. Летом, в жару, изделия из каучука размягчаются и липнут. Зимой, в мороз, становятся хрупкими и ломкими. Было установлено, что каучук, соединяясь с серой при нагревании, дает резину (от французского слова - древесная смола). Жара и мороз ей не страшны. Процесс получения резины называется вулканизацией (лат. "вулканус" - огонь).

В больших масштабах сера применяется для получения многочисленных производных - сероуглерода, сульфитной целлюлозы, фармацевтических препаратов, некоторых сортов синтетических каучуков, серной кислоты.

Важнейшим производным серы является серная кислота, которую получают при взаимодействии серного ангидрида с водой. В свою очередь серный ангидрид получают из сернистого газа. Сернистый газ под названием "паров горящей серы" известен со времен Гомера. Однако собрать эти "пары" в сосуд в чистом виде удалось спустя несколько столетий после Гомера англичанину Пристли. Он сделал это с помощью изобретенной им ртутной ванны. Сернистый газ хорошо растворяется в воде (1 объем воды при 0 °С растворяет 80 объемов газа). Сернистый газ бесцветен, ядовит, обладает резким запахом. Жертвой сернистого газа стал знаменитый естествоиспытатель античного мира Плиний Старший. Сернистый газ является одним из наиболее часто встречающихся газообразных продуктов вулканических извержений. Среди действующих вулканов больше всего сернистого газа выбрасывает самый высокий и наиболее труднодоступный вулкан Камчатки - Ключевская сопка. Сернистый газ встречается и на давно потухших вулканах. Например, по свидетельству альпинистов, запах сернистого газа ощущается на северном склоне Эльбруса - высочайшего потухшего вулкана Европы.

Сернистый газ соединяет в себе свойства окислителя и восстановителя. Обладая способностью обесцвечивать в присутствии влаги органические краски, сернистый газ применяется в текстильной промышленности для отбеливания шерсти и шелка. В некоторых случаях реакция отбеливания является обратимой, и окраска с течением времени возобновляется. Этим объясняется восстановление цвета соломенных шляп, отбеленных сернистым газом. От солнечных лучей и сухого воздуха они приобретают свою прежнюю грязно-желтую окраску.

В медицинской и ветеринарной практике сернистый газ употребляется как превосходное дезинфицирующее средство. В бумажно-целлюлозной промышленности сернистый газ используется для получения целлюлозы из древесины. При пропускании смеси сернистого газа с кислородом воздуха над нагретым катализатором образуется серный ангидрид. При температуре 44,8 °С серный ангидрид превращается в бесцветную летучую жидкость, затвердевающую при 16,8 °С.

Соединение серного ангидрида с водой сопровождается большим выделением тепла. В результате образуется серная кислота. Огромные количества серной кислоты расходуются в производстве минеральных удобрений, применяются для очистки поверхности железа от окислов перед нанесением металлических покрытий (цинка, олова и др.). Серная кислота используется для получения медного и цинкового купороса, сернокислого алюминия, некоторых кислот, а также для очистки органических продуктов и особенно нефтепродуктов.

Большие количества серной кислоты требуются для свинцовых аккумуляторов.

Успехи современной химии, знаменующиеся возникновением и развитием новых областей знания, сопровождаются и повышением спроса на серную кислоту. Не случайно мировое производство серной кислоты неуклонно увеличивается, превысив к 1957 г. 30 млн. т в год.

Многие думают, что серная кислота получается только искусственно. Это неправильно. Серная кислота найдена в некоторых водах вулканического происхождения. Так, например, вода реки Рио-Винагре, или Пазамбио" берущей начало у вулкана Пураче в Кордильерах (Южная Америка), содержит до 0,1 % серной кислоты. Река ежедневно выносит в море около 20 т серной кислоты. В СССР серная кислота была открыта академиком А.Е. Ферсманом в Каракумских песках.

Если нахождение серной кислоты в природе является редкостью, ее соли - сульфаты широко распространены в природе. Из них особого упоминания заслуживает сернокислый натрий, содержащийся в морской воде или в минеральных озерах и заливах.

На дне залива Кара-Богаз-Гол в 1847 г. лейтенант И.А. Жеребцов обнаружил огромные запасы водного сульфата натрия. Название заливу - Кара-Богаз-Гол - было дано туркменскими рыбаками и в переводе означает "Залив черной пасти". В течение многих столетий вода из Каспийского моря беспрепятственно и со значительной скоростью попадала в залив через узкий и сравнительно длинный пролив. Однако уровень воды в заливе всегда сказывался ниже уровня моря. Таинственное исчезновение воды и породило представление о наличии на дне залива дыры в недра земли - "черной пасти". На самом деле исчезновение воды объясняется ее испарением. С поверхности залива, имеющей почти 18 тыс. квадратных километров, ежегодно испаряется около 18 км³ воды. В заливе при этом остается 200-240 тыс. т различных солей, в том числе и сульфата натрия.

В истории химии сульфат натрия (он кристаллизуется с 10 молекулами воды) играл видную роль. Он был открыт и искусственно получен химиком Иоганном Глаубером, за что и назван глауберовой солью. За ряд своеобразных свойств (слабительное действие, легкость выветривания, способность давать пересыщенные растворы и др.) сульфат натрия был назван Глаубером "удивительной солью". От латинского названия этой соли ("саль мирабилис") произошло и ее минералогическое название - мирабилит.

Другая кислота серы - сероводородная - в больших количествах содержится во многих источниках вулканических местностей. В небольших количествах она присутствует в минеральных грязях, образующихся на дне неглубоких соляных озер. Сероводородная кислота - водный раствор сероводорода - бесцветного, с характерным запахом газообразного соединения серы с водородом. Сероводород очень ядовит. Он относится к числу аккумулятивных ядов, т. е. таких, которые, постепенно накапливаясь в организме, вызывают отравление даже в тех случаях, когда их концентрация в воздухе сама по себе не должна вызывать отравлений у человека, если он не находится в этом помещении сравнительно долго.

В природе сероводород в свободном состоянии встречается в составе вулканических газов. В растворенном и отчасти в свободном состоянии сероводород содержится в Черном море, начиная с глубины 200 и более метров. В небольших количествах он образуется всюду, где происходит разложение или гниение органических веществ.

Для некоторых микроорганизмов (серобактерии) сероводород не яд, а питательное вещество. Усваивая сероводород они выделяют свободную серу. Такие залежи образуются на дне озер северного побережья Африки, в Киренаике близ г. Бенгази.

Сера является одним из важных биогенных элементов - она входит в состав белков, витаминов. Сера была известна со времен глубокой древности, а использовать ее начали около 2000 до н.э. (например, в Египте ее использовали для дезинфекции, беления тканей и других целей). Русское название серы происходит от древнеиндусского «сира», что означает «светло-желтый».

В белках третичную структуру создают дисульфидные связи за счет H-S-групп цистеина – серосодержащей аминокислоты.

Во многих биохимических процессах, например, перенос электронов при фотосинтезе, фиксация азота с помощью фермента нитрогеназы, активную роль играют некоторые серосодержащие белки, получившие название ферредоксинов (железосодержащие протеины).

Благодаря хорошей растворимости большинства сульфатов сера имеет интенсивный естественный круговорот: сульфаты уходят с атмосферными осадками и грунтовыми водами в Мировой океан и возвращаются на сушу в виде аэрозоля из морской пены во время штормов. Свой вклад в круговорот серы вносят вулканы, выделяющие сернистый газ, а также серовосстанавливающие бактерии суши и морей, которые являются поставщиками сероводорода. Антропогенная деятельность сопровождается выбросом оксида серы четырехвалентного в атмосферу в количестве более 200 млн. т в год, что сильно нарушает естественный круговорот серы.

Примерно половина всей производимой серы идет на получение серной кислоты, четвертая часть - на производство сульфитов, 10–15 % - для борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур, около 10 % - как вулканизующий агент в резиновой промышленности; сера также используют в производстве красителей, взрывчатых веществ, искусственного волокна, люминофоров, сероуглерода, сульфидов, в органическом синтезе, спичек.

Сера широко используется в медицинской практике: в виде мазей и присыпок (5 %, 10 %, 20 %) при лечении кожных заболеваний, например, себореи, сикоза, псориаза и других); в качестве противоглистного средства при энтеробиозе, а также в психиатрии для пирогенной терапии (шизофрения, прогрессивный паралич и т.д.). Тиосульфат натрия оказывает на организм противотоксическое, противовоспалительное и десенсибилизирующее действие; этот факт позволил его использовать в медицинской практике при аллергических заболеваниях, артритах, невралгиях, отравлениях соединениями мышьяка, ртути, свинца, синильной кислоты и ее солями, солями йода, брома, а также при чесотке наружно в виде 60 %-ного водного раствора.

Одним из основных загрязняющих окружающую среду компонентов являются соединения серы; главный источник загрязнения окружающей среды серосодержащими веществами - сжигание угля и нефтепродуктов; большая часть серы (96 %) поступает в атмосферу в виде ее диоксида, остальное количество приходится на сульфаты, сероводород, сероуглерод, тиокарбонил и другие ее производные.

Диоксид серы в атмосфере окисляется кислородом воздуха до триоксида, который, взаимодействуя с водой, образует серную кислоту, в результате чего выпадают «кислотные» дожди с рН = 3,5–4,5, что приводит к закислению почв. Сам диоксид серы не менее опасен: он токсичен, т.к. при фотосинтезе конкурирует с диоксидом углерода; растения гибнут при содержании этого газа в воздухе в количестве 10^-4 объемных процентов.

В пылевидном состоянии простое вещество сера раздражает органы дыхания, слизистые оболочки, может вызывать экземы и другие заболевания. Предельно допустимая ее концентрация в воздухе 0,07 мг/м³. Многие соединения серы относятся к весьма токсичным веществам.

Селен (Selenium) Se - химический элемент ПСЭ элементов, относится к т.н. халькогенам, занимает в таблице порядковый номер 34 и имеет атомную массу 78,96 а.е.м. Природный селен состоит из 6 изотопов: селен-74 (0,87 %), селен-76 (9,02 %), селен-77 (7,58 %), селен-78 (23,52 %), селен-80 (49,82 %), селен-82 (9,19 %). Степени окисления могут быть минус 2, +4, +6 (редко +2).

Греческое слово "селене" означает луна. Свое название селен получил потому, что, подобно Луне, сопровождающей Землю в ее бесконечном путешествии во Вселенной, он всегда сопровождает другой химический элемент, теллур, названный так в честь Земли: "теллус" - земля. Селен был открыт и назван в 1817 г. шведским химиком Й. Берцелиусом.

Основным источником получения селена являются отходы сернокислотного производства и осадки, образующиеся при очистке меди электролизом. Содержание селена в земной коре составляет ~1,4×10^-5 % (мас.), в воде морей и океанов 4×10^-3 мг/л. В природе селен встречается в виде самородного селена и в виде его минералов (их более 50). Наиболее распространенные минералы селена таковы: берцелианит Cu₂Se, науманнит Ag₂Se, халькоменит CuSeO₃×2H₂O. Селен является микроэлементом и входит в состав некоторых ферментов. Так, он обнаружен в сетчатке глаз животных, в том числе человека, и птиц. Интересно отметить, что содержание этого элемента в сетчатке орла в 100 раз больше, чем у человека. По-видимому, это и обусловливает остроту зрения названной птицы.

Селен - сильный яд, действующий в организме, подобно мышьяку. При селеновом отравлении появляется головная боль, затяжной насморк, сыпь, выпадают волосы, размягчаются ногти и пр. Одно из профессиональных заболеваний, которому подвержены химики, работающие с соединениями селена, получило специальное название - "селеновый насморк". При хроническом отравлении организма селеном возникает запах селеноводорода отвратительный и трудно переносимый.

В чистом виде селен - твердое, серое, с металлическим блеском вещество. Существует несколько модификаций селена. Селен устойчив при обычных условиях и по химическим свойствам похож на серу. Например, он энергично взаимодействует с фтором, хлором, при нагревании - с кислородом. В отличие от серы "металлическая" форма селена, хотя и слабо, но проводит электрический ток, причем электропроводность зависит от освещения. Этим свойством селена пользуются в электро- и радиотехнике. Большие количества селена расходуются на изготовление выпрямителей переменного тока. Селен используется при вулканизации каучука, в стекольной промышленности для обесцвечивания стекла, окрашенного солями железа. Требуется селен и в фотопромышленности, в физике и астрофизике для постройки точных приборов.

Применение селена основано на том, что его аморфная модификация входит в состав светочувствительных слоев в ксерографии, серый селен является полупроводниковым материалом, пигментом для стекла, присадкой к стали, добавкой к сере при вулканизации; селен также используют для получения различных катализаторов, гербицидов, инсектицидов, лекарственных препаратов (в малых количествах селенит натрия применяется при лечении животных), пигментов и т.д.

Соединения селена относятся к сильным ядам, но сам селен менее токсичен, хотя пары его также ядовиты. Предельно допустимая концентрация аморфного селена в воздухе составляет 2 мг/м³, оксида селена (IV), селенита натрия (Na₂SeO₃) - 0,1 мг/м³, а в воде - 0,01 мг/л.

Теллур (Tellurium) Te - химический элемент ПСЭ, относится к халькогенам, имеет порядковый номер 52 и атомную массу 127,6 а. е. м. Природный теллур состоит из 8 изотопов: теллур-120 (0,089 %), теллур-122 (2,46 %), теллур-123 (0,89 %), теллур-124 (4,74 %), теллур-125 (7,03 %), теллур-126 (18,72 %), теллур-128 (31,75 %), теллур-130 (34,27 %). Степени окисления минус 2, +4, +6 (редко +2).

К открытию теллура причастны несколько исследователей: в 1782 году его выделил венгерский исследователь Ф. Мюллер фон Райхенштейн из золотоносной руды; в 1789 году - П. Китабейль; в 1798 году немецкий химик М. Клапрот сумел доказать, что это вещество действительно новый элемент, и дал ему название «теллур» - от латинского «теллурис», что означает «земля».

Содержание теллура в земной коре 1×10^-6 % по массе. В природе теллур встречается как в самородном состоянии, так и в составе сложных веществ; известно около 100 теллуросодержащих минералов, наиболее распространенными из которых являются: алтаит PbTe, гессит Ag₂Te, сильванит AuAgTe₄, калаверит AuTe₂, тетрадимит Bi₂Te₂S.

Чистый теллур по внешнему виду весьма напоминает металл, хотя по большинству других свойств он, конечно, металлоид. Металлоид в буквальном переводе означает металловидный, подобный металлу, хотя обычно этому слову придается совершенно противоположное значение.

Теллур - твердое кристаллическое вещество, светло-серого цвета с металлическим блеском. Высокие температуры плавления и кипения увеличивают его сходство с металлами. Теллур проводит электрический ток, причем электропроводность его увеличивается по мере увеличения освещения.

Теллур применяется, главным образом, в производстве свинцовых кабелей. От добавки его (0,1 %) свинец становится более твердым и эластичным. В то же время повышается устойчивость сплава к различным химическим воздействиям. Некоторые соединения теллура используется для окраски стекла и фарфора в коричневый, бурый и розовый цвета, в фотографии - для тонирования отпечатков и в бактериологии - для окраски микроорганизмов.

Соединения теллура ядовиты. При отравлении теллуром он медленно выделяется из организма с образованием летучих, обладающих неприятным запахом соединений. Для характеристики этого запаха трудно подобрать подходящее слово: ужасный, нестерпимый, непереносимый. Просто - невероятно противный, человеком не выносимый.

В связи с широкими исследованиями в области новых материалов установлено, что полупроводниковыми свойствами обладают некоторые жидкие и стеклообразные теллуристые вещества, особенно такие, в которых находятся не окислы, а сульфиды. Однако из подобных стеклообразных веществ представляет интерес только сплав, содержащий теллурид мышьяка.

Теллур представляет собой серебристо-серое вещество с металлическим блеском, в тонких слоях на просвет имеет красно-коричневую окраску, в парообразном состоянии - золотисто-желтую окраску; теллур плавится при температуре 449,8 °С и кипит при температуре 990 °С.

Биологическая активность у теллура не выявлена. Он и все его соединения, сильно ядовитые вещества. Теллур активно поглощается почками, селезенкой и печенью. Накаливаясь в печени, данный элемент в значительной мере фиксируется в митохондриях.

Важнейшей областью применения теллура является получение различных теллуридов, обладающих полупроводниковыми свойствами; много теллура идет в металлургии на легирование чугуна и стали, а также свинца и меди для повышения их механо- и химстойкости; теллур и его соединения также нашли применение в производстве катализаторов, специальных стекол, инсектицидов, гербицидов и других продуктов.

Полоний (Polonium) Po - радиоактивный химический элемент ПСЭ, занимает в ней место под № 84, имеет атомную массу 208,9824 а.е.м. Стабильных изотопов полония в природе нет; известно 27 изотопов с массовыми числами 192–218. Наиболее долгоживущими из них являются полоний-209 (Т_1/2 = 102 годам), полоний-208 (Т_1/2 = 2,9 года) и полоний-210 (Т_1/2 = 138,3 дня). Принимает степени окисления минус 2, +2, +4 (наиболее устойчивая) и +6. Полоний в земной коре содержится в количестве ~ 2×10^-14 % (мас.).

Впервые полоний был выделен из урановой смоляной руды супругами П. Кюри (фр. физик) и М. Склодовской-Кюри (пол. физик) в 1898 году. Элемент назван в честь Польши – родины Марии Склодовской-Кюри.

Полоний - это мягкий серебристо-белый металл, плавящийся при температуре 254 °С и с температурой кипения 949 °С. Его получают в малых количествах облучением изотопа висмута-209 нейтронами в ядерных реакторах.

Полоний относится к наименее распространенным в природе элементам. Содержание полония в земной коре не превышает такой доли процента, в которой первая значащая цифра находится на пятнадцатом месте после запятой. В свободном состоянии полоний был выделен электролизом растворимой соли, плотность 9,4.

За 28 лет до открытия Кюри-Склодовской существование полония в природе было предсказано на основе периодического закона Д.И. Менделеева. Ныне промышленными "месторождениями" полония стали атомные реакторы, в которых путем нейтронного облучения висмута получают полоний в значительных количествах. Особый интерес представляет полоний как источник альфа-частиц. Изотоп полония с массовым числом 210 излучает только альфа-частицы, причем в четыре с лишним тысячи раз интенсивнее, чем радий.

Известно, что альфа-частицы вызывают ионизацию воздуха, а ионизированный воздух обладает более высокой химической активностью. Советский изобретатель А.Г. Пресняков предложил оригинальный вариант использования ионизирующей способности полония. Его проект состоит в том, что пластинку, покрытую полонием-210, необходимо помещать в воздухопроводе перед мартеновской или доменной печью. Ионизированный воздух будет способствовать полноте и интенсивности горения топлива. Полоний-210 хотя и является самым бурным из естественных радиоактивных веществ, но пластинка со слоем изотопа может работать как ионизатор много месяцев.

Установлено, что Ро образует огромное количество комплексных соединений, является сильнейшим коллоидообразователем, прочно адсорбируясь на стенках химической посуды и фильтрах.

Полоний-210 используют в качестве источника энергии в атомных батареях, т.к. 1 см³ данного изотопа выделяет 1210 Вт тепловой энергии; названные батареи применяют в космических аппаратах и в переносных устройствах. Полоний в смеси с бериллием и бором используют для изготовления ампульных источников нейтронов.

Полоний является высокотоксичным веществом (относится к элементам первой группы токсичности). При попадании в организм полония в таких органах, как почки, печень, селезенка, возникают необратимые радиационные повреждения по причине полного поглощения ими энергии α-частиц. Есть сведения о том, что данный радиоактивный элемент обнаружен в золе табака – это еще один весомый аргумент против курения. Предельно допустимая концентрация полония в открытых водоемах и воздухе рабочих помещений равна 1,11×10^-3 и 7,4×10^-3 Бк/л соответственно.

Побочную подгруппу шестой группы образуют элементы хром, молибден, вольфрам, сиборгий.

Хром (Chromium) Cr - химический элемент ПСЭ, в которой расположен под номером 24, имеет Ar = 51,9961 а. е. м. Природный хром образован смесью четырех стабильных изотопов: хрома-50 (4,35 %), хрома-52 (83,79 %), хрома-53 (9,5 %) и хрома-54 (2,36 %).

В соединениях хром проявляет степени окисления чаще всего +2, +3, +6