Grade jedinjenja sa ox.br.od -2 do +6, osim kiseonika ( -2 i -1) Elementi VIa grupe p.s. O, S, Se, Te, Po ns2 np4 Grade jedinjenja sa ox.br.od -2 do +6, osim kiseonika ( -2 i -1) ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

Fizičke osobine elemenata VIa grupe O i S – nemetali Se iTe– metaloidi Po – metal Simbol eleme-nta Ato-mski broj Kova-lentni radijus nm Jonski radijus Van der Valsov radijus T.T. T.K. E-ja joniza-cije I Ele-ktro-nega-tivno-st redoks potencijal- E0 X → H2X O 8 0,074 0,14 -219 -184 1312 3,5 +1,23 S 16 0,101 0,184 0,185 119 444,6 998 2,5 +0,14 Se 34 0,117 0,198 0,20 220 685 940 2,4 -0,4 Te 52 0,137 0,221 0,22 450 1390 869 2,1 -0,72 Po 84 0,153 - 813 2,0 -0,1 nm X2- kJ/mol V °C °C

Izgled halkogenih elemenata Rombicni sumpor Selen Telur

Svojstva elemenata VIa grupe Kiseonik jedini može da gradi dvoatomni molekul,O2, (zbog malog poluprečnika),ili O3 Ostali elementi grade prstenaste ili lančane molekule ( S8, Se8,Sen, Ten ) Polonijum se javlja u dve metalne modifikacije Građenje alotropskih modifikacija je karakteristika cele VIa grupe

Jedinjenja sa ox.br.-2 nastaju sa elementima manje Χ Najvažniji su hidridi: H2O, H2S, H2Se, H2Te Odstupanja kod O,N,F su zbog vodonične veze

Jedinjenja sa pozitivnim ox.br. Stabilna su jedinjenja sa +4, +6 Najznačajniji su oksidi i njihove kiseline Oksidi sa +4 su XO2(samo je SO2 gas, a ostali su čvrsti) Svi oksidi su kiseli, osim TeO2 koji je amfoteran Rastvaranjem oksida u vodi nastaje kiselina tipa H2XO3. Kiseline su diprotonske i grade 2 tipa soli Sve soli u vodenom rastvoru reaguju bazno

Sa ox.br. +6 pomenućemo, takođe, okside i kiseline Oksidi su tipa XO3 Kiseline su tipa H2XO4, takođe su diprotonske i grade dve vrste soli Nalaženje u prirodi Kiseonik je najrasprostranjeniji element u zemljinoj kori (49,50%) Ostali elementi su znatno ređi(w(S)=0,05%, Se i Te su retki) Svi elementi ove grupe se nalaze u slobodnom stanju

Primena halkogenih elemenata Selen se koristi za izradu ćelija za merenje intenziteta svetlosti (povećava se provodljivost na svetlosti i do 1000 puta) U proizvodnji TV uređaja U industriji stakla (uklanja zelenu boju koja potiče od Fe, sam daje crvenu boju ako se doda u većoj količini) U industriji gume (pri vulkaniziranju) Selen je biogeni element Telur se koristi:u industriji gume i keramike Pri bojenju svile Dodaje se bakru i olovu pri izradi legura

Kiseonik, O To je gas, bez boje, mirisa i ukusa, Teži je od vazduha Ne gori, ali potpomaže goranje Javlja se kao O2 i kao O3 molekul U vazduhu je maseni udeo, w(O2)= 23%, a zpreminski, w(O2)= 21% Vrlo je rasprostranjen u vidu jedinjenja

Laboratorijsko dobijanje kiseonika Zagrevanjem oksidacionih sredstava: 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 2HgO → 2Hg + O2 2KClO3 → 2KCl + 3O2

Industrijsko dobijanje Frakcionom destilacijom tečnog vazduha (t.k.(O2)= -184°C ) Elektrolizom vode Hoffman-ov aparat za elektrolizu vode

Jedinjenja kiseonika Najčešći oksidacioni broj kiseonika je -2 Oksidi su jedinjenja kiseonika sa drugim elementima (svi osim He, Ne, Ar, i Kr) Okside delimo na: - neutralne ( N2O, NO, CO ) - kisele ( SO2, CO2, N2O5…) - bazne ( Na2O, CaO, MgO..) - amfoterne ( ZnO, PbO, Sb4O6 …)

Peroksidi To su jedinjenja kiseonika sa ox.br. -1 Sadrže peroksidnu vezu, - O - O – Ova veza se lako raskida na povišenoj temperaturi Najpoznatiji je vodonik-peroksid, H2O2 On se dobija dejstvom kiseline na čvrste perokside BaO2(s) + 2H3O+ → Ba2+ + H2O2 + 2H2O Vodonik-peroksid se lako razlaže na toploti: 2H2O2 → 2H2O + O2 Koristi se kao oksidaciono sredstvo, za beljenje(vune, kose, svile, slame, hartije…), kao antiseptik u medicini ¨ ¨ ¨ ¨

Ozon Dobija se dejstvom elktričnog praznjenja, električnog luka , varnice ili UV-zračenjem 3O2(g) ⇄ 2O3(g) Nalazi se u gornjim slojevima atmosfere i ima zaštitnu ulogu od UV-zračenja Najjače je oksidaciono sredstvo (posle F) O3(g) + 2H3O+ + 2e- ⇄ 3H2O + O2(g) Koristi se za sterilizaciju vode, vazduha Za izbeljivanje organskih boja Za određivanje položaja dvostuke veze