Общая характеристика элементов VI-A группы.

Общая характеристика элементов VI-A группы. Элементы VI-A группы - это кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный металл полоний. Кислород и сера – неметаллы. Полоний металл серебристо белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, селен и теллур, занимающие промежуточное положение, являются полупроводниками. Кислород, сера, селен, теллур –        имеют         неметаллический          характер,    называются         «халькогены», т.е.  образующие руды.   На внешнем уровне атомов этих элементов содержится 6 электронов: ns2  np4 . В атомах элементов Se, Te  и Po электроны внешнего уровня экранируются от ядра десятью d-электронами предвнешнего уровня, что ослабляет их связь с ядром и способствует проявлению металлических свойств этих элементов.  

Особенность строения атома кислорода – отсутствие d-подуровня, поэтому валентность кислорода равна 2, но за счѐт неподелѐнных электронных пар кислород может быть донором электронных пар. 

У серы и остальных халькогенов возможен переход p и s-электронов в d– состояние. Поэтому валентность их может быть 2,4,6. 

У теллура радиус атома больше, чем у полония за счѐт лантаноидного сжатия,

т. к. полоний стоит за лантаном. У  Po нет радиуса иона, т.к. это радиоактивный элемент. Электроотрицательность элементов группы больше, чем у элементов V-A гр., от кислорода к теллуру закономерно уменьшается. Неметаллические свойства ослабевают с увеличением порядкового номера элементов. Нет монотонного изменения t0C плавления - обусловлено особенностями кристаллической решѐтки. 

С увеличением порядкового номера халькогенов понижается окислительная активность нейтральных       атомов        и        растѐт         восстановительная активность отрицательных ионов. 

Водородные соединения (гидриды).  При обычных условиях Н2О – жидкость, остальных –газы. Все гидриды обладают восстановительными свойствами. 

Все оксиды ЭО2 и ЭО3 кислотные, им соответствуют кислоты.

Химия кислорода    По электроотрицательности кислород уступает только фтору, степень окисления его в большинстве соединений равна –2, но может проявить +2 и +4, а также +1 и –1 в соединениях со связью –O-O-. Подобно фтору образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). 

Две аллотропные модификации: молекулярный кислород и озон. Наиболее устойчива молекула О2. Однозначного решения в изображении электронной структуры молекулы О2 еще не найдено. 

Однако жидкий кислород – обладает парамагнитными свойствами, втягивается в магнитное поле, значит, у него есть неспареные электроны.

При заполнении одной π·2pу орбитали образуются надпероксиды со связью  O==O, имеющей кратность 1,5. 

О2 + ē → О2- Na + O2  → Na+O2-  надпероксид. 

При заполнении обеих   π*2p орбиталей происходит образование пероксидов с одинарной слабой связью 

:О−О:    :О≡О: + 2ē → [:O – O :]2-  2Na + O2 → Na2+O2-2 - пероксид 

После заполнения 2х π*2p и σ*2p орбиталей четырьмя электронами связи молекулы О2 разрываются и образуются оксиды  со степенями окисления-2. 

:О≡О: + 4ē → 2О-2 

О2 + 4Na → 2Na2O оксид. 

Лабораторные способы получения О2 

1.Термическое разложение солей 

2 KNO3  = 2 KNO2 + O2 2 

 KСlO3  = 2 KCl + 3 O2 

2 KMnO4 = K2 MnO4 + MnO2 + O2 

BaO2 = BaO + ½ O2 

Промышленные способы получения О2

1.   Сжижение воздуха     (tкип(O2)= -183oC), tкип(N2)= - 196oC) 

2.Электролизом водных растворов щелочей, который сводится  к электролизу

H2O  

Химические свойства О2 

1.Плохо растворим в воде 

2.   Реагирует с большинством металлов и неметаллов 

2Са + О2  = 2СаО 

О2 + N2     эл. разряд   2 NO(t ≈ 3000oC) 

4P + O2  = 2P2O5 

H2S + O2  = SO2 + H2O 

2ZnS + 3O2  = 2ZnO + 2SO2 

CH4  + O2  = CO2  + H2O 

K + O2 = K[O2]-  - надпероксид калия 

2Na + O2 = Na2O2  - пероксид натрия

Чем сильнее выражены основные свойства, тем меньше значение энергии Гиббса для реакции с H2O 

Na2O  + H2O = 2 NaOH                  ∆G = -147 кДж/моль 

MgO + H2O = Mg(OH)2                         ∆G = - 17 кДж/моль 

Al2O3 + H2O = Al(OH)3                 ∆G = - 7  кДж/моль Молекула озона О3. 

О3 – голубоватый газ с сильным запахом, означает «пахучий»: в сосновых лесах его много, у морского побережья, после грозы. Образуется из О2 под действием УФ излучения и при грозовых разрядах: 

3О2   hν     2О3   ∆G = - 323 кДж 

 

Озон – сильнейший окислитель, окислительная способность обусловлена нестойкостью его молекул, которые при обычной температуре распадаются с образованием атомарного кислорода, который активнее молекулы кислорода О2, на этом и основано окислительное действие его. 

O3  ↔  O2 + O     ΔH=-142 кДж/моль 

Окисляет почти все металлы, действуют на неметаллы, обесцвечивает красители, убивает микробы. При высоких концентрациях – яд. (Один кислород имеет с.о. равную +4).Молекула имеет угловое строение. 

Связь трехцентровая ( центральный атом О+4 находится в sp2гибридизации, связи его с двумя крайними атомами кислорода неравноценны, одна двойная, одна одинарная). 

Две sp2- гибридные орбитали образуют σ-связи, а 3-я гибридная орбиталь расположена перпендикулярно плоскости молекулы, образуя 3хцентровую 2хэлектронную связь с крайними атомами кислорода. Предполагается что центральный aтом кислорода находится в  возбужденном состоянии и по донорно-акцепторному механизму пара электронов помещается на пустую орбиталь.

Качественная реакция на озон, крахмальная бумага, смоченная раствором KI синеет в присутствии озона в результате выделения I2 ,озон более сильный окислитель, чем О2 с ним эта реакция не протекает.

Земля окружена слоем  озона, располагающегося на высоте 25 км от еѐ поверхности. Он образуется за счѐт поглощения кислородом ультрафиолетового излучения Солнца. Озоновый слой ограничивает поток ультрафиолетового излучения, падающего на землю. Увеличение интенсивности ультрафиолетового излучения, достигающего Землю, могло бы привести к возрастанию заболеваний раком  кожи. Вызывает беспокойство возможное разрушение озонового слоя выхлопными газами реактивных самолѐтов. Сейчас этот вопрос актуален и широко освещается в печати. 

Химичесие свойства О3 

1.     С Металлами Al + O3  → Al2O3 + O2 

2.     Со сложными веществами PbS + 2O3   → PbSO4 + O2 

3.     Со щелочами 2 KOH + 7/3 O3  → O2 + 2KO3 + H2O   озонид калия 

Кроме степени окисления +4, кислород может проявлять степень окисления +2 в соединении со фтором O+2F2  и  +1 О2+1F2 2 F2   + 2 NaOH →  2NaF + O+2F2  + H2O-2 

Окислительно-восстановительная  двойственность пероксида водорода Н2О2 

Степень окисления кислорода равна -1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в Н2О (-2) и в молекуле кислорода (0)

т.е. Н2О2 проявляет свойства и окислителя и восстановителя. С сильными

восстановителями выступает в роли окислителя. 

Производные     Н2О2          надкислоты         и       надоснования (пероксосоединения). Обязательно наличие пероксидной цепочки (− О – О−). Надкислоты получаются при замещении водорода в молекуле Н2О2 на кислотные радикалы. 

При замене одного  атома водорода на металл получаем надоснования К−О−ОН, можно рассматривать как кислые соли пероксида водорода называют гидропероксидами. КО2Н.

Важнейшее применение Na2O2 и К2О2 основано на реакции регенерации кислорода. 2Э2О2  + 2СО2  = 2Э2СО3 + О2 

Пероксиды используют как источники кислорода для дыхания в автономных системах (подводные лодки, летательные аппараты, батискафы). 

Химия серы 

16S    [Ne]  3s23p4

Существует в нескольких аллотропных формах: 

Ø   жѐлтая ромбическая сера (α-сера), при комнатной температуре стабильна. 

Ø   моноклинная (β-сера), состоит из молекул S8, которая имеет циклическое «зубчатое» строение.

Ø   пластическая сера 

При плавлении ромбической серы  цепочки разбиваются и S8 связывается в S6, S4, S∞ . 

Если расплавить ромбическую серу  при t до 119ºС, то это легко подвижная жидкость. При повышении t до 200ºС вязкость резко повышается и образуется смола. Это связано с разрывом S8 и образованием цепочек пластической серы, которые скручиваются друг с другом. При t>250ºC цепочки пластической серы рвутся и опять образуется легко подвижная жидкость, состоящая из колец S4, S2. Т. о. при нагревании состав молекул меняется. t = 444ºC – закипает. Сера -  типичный неметалл. В Н2О не растворима. Взаимодействуют почти со всеми элементами: 

S + C = CS2 

S + F2  = SF6 

S + Fe  = FeS 

S + Na = Na2S 

S + H2 = H2S 

S + HNO3(конц.)  = H2SO4  + NO2 + H2O       

S + NaOH = Na2S + Na2SO3  + H2O  с концентрированными растворами щелочей  при t S – диспропорционирует.

Сероводород H2S – газ, образуется при действии гнилостных бактерий на серусодержащие белки, поэтому его запах ассоциируется с запахом тухлых яиц. Вдыхание чистого сероводорода может привести  к мгновенной смерти; даже его 0,01%-ное содержание  в воздухе опасно для человека, т. к. он может накапливаться в организме, соединяясь с железом, входящим в состав гемоглобина, образуя сульфид - FeS. Это приводит к тяжелому кислородному голоданию и удушью. Причѐм окраска крови становится чѐрно-зелѐной.  

В H2S угол отталкивания меньше, чем у Н2О 

Сера менее электроотрицательна, чем кислород, связь слабее поляризована. 

H2S  в лаборатории получают действуя на суфиды кислотой 

FeS + 2HCl → FeCl2  + H2S↑ 

Различно реагируют с Н2О 

Основн. Na2S + H2O → NaHS + NaOH (гидролиз) 

Амф. Al2S3  + 6H2O → Al(OH)3  + H2S↑ 

Кисл.SiS2 + 3H2O → H2SiO3↓ + 2H2S↑ 

Растворимы в Н2О сульфиды щѐлочных и щелочноземельных металлов 

2NaOH + H2S → Na2S + H2O 

Нерастворимые сульфиды можно получить взаимодействием соответствующей соли с Н2S  

MnSO4 + H2S → MnS↓ + H2SO4    

CuS, PbS- чѐрные  ZnS –белый 

1.            Есть сульфиды, которые можно перевести в растворимое состояние действием кислот             

FeS + 2HCl  → FeCl2 + H2S        

2.            Которые нерастворимы в разбавленных кислотах, но реагируют с окислителями                                                CuS + HNO3 → CuSO4 + NO2 + H2O 

3.            Растворяются в растворах сульфидов щелочных металлов

 As2S3  + 3Na2S = 2Na3AsS3 H2S и сульфиды - сильные восстановители.    

4.Сплавление различных по природе сульфидов 

Na2S + CS2  → Na2CS3 – тиокарбонат натрия 

H2S хорошо растворим в спирте, несколько хуже в воде, придавая раствору слабокислый характер. 

Водный раствор называется  сероводородной кислотой, двухосновна. 

H2S ↔ H+ + HS- ↔ 2H+ + S-2      слабая кислота

Образует средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды) соли. H2S и сульфиды могут окислятся до S, SO2, SO42- 

H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr 

H2S + H2SO4 → S + H2O

 H2S + O2 → S + H2O 

H2S + O2 → SO2 + H2O

 H2S-2 + I2 → HI- + S0

 H2S + HNO3конц → S0↓ + NO2 + H2O 

Сульфаны (полисульфиды водорода) 

Т. к. связь S−S прочна, то существуют полисульфиды водорода (сульфаны) H2S2, H2S3, H2S4 и т. д. В воде проявляют свойства более сильных кислот, чем H2S, поэтому гидролизуются меньше. А их соли полисульфиды используются, как пестициды. 

 H2SX  X=1÷8                    

Na2S+S=Na2S2

Na2S+2S=Na2S3 

Они имеют зигзагообразные цепи. Сульфаны – это жѐлтые, вязкие жидкости с резким запахом, растворимые в растворах  щелочей с  образованием   поли-сульфидов щѐлочных металлов.

Диоксид серы (сернистый газ) SO2 – бесцветный газ, с резким запахом, хорошо растворим в  воде, менее токсичен , чем сероводород. Водный раствор  называется сернистой кислотой, которая не существует в свободном виде.

Кислота средней силы. Образует средние соли сульфиты, кислые – гидросульфиты.

SO2 сернистый газ, ангидрид сернистой кислоты (H2SO3). Один из основных источников загрязнения атмосферы, менее токсичен, чем H2S. 

SO2 – бесцветный газ с резким запахом.  

Получение SO2 

При сгорании серы  S + O2 → SO2↑ 

при сгорании H2S  2H2S + 3O2 → 2SO2↑ + 2H2O                при взаимодействии металлов с конц. H2SO4 : 

Cu + 2H2SO4 kонц = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O при обжиге сульфидов        

2CuS + 3O2  = 2CuO + 2SO2↑ или дисульфида железа     

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

Химические свойства SO2 

1)     Реакции без изменения степени окисления (типичный кислотный оксид)  

SO2 + Ca(OH)2   → CaSO3 +H2O    

  SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O                              

SO2 + NaOH → NaHSO3 

Na2SO3 + SO2 +  H2O → 2 NaHSO3 

2)     реакции с понижением степени окисления 

SO2 + 2H2S → 3S↓ + H2O 

3)     реакции с повышением степени окисления 

Na2SO3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + 2HCl 

В ряду соединений серы H2S-2, S08, S+4O2, S+6O3 -  если сера  в промежуточной степени окисления, то обладает окислительно-восстановительной двойственностью. 

 SO2 -  окислитель:               

SO2 + H2S → S + H2O 

SO2 + C → S + CO2↑ 

SO2 + 2CO → S + 2CO2↑ 

SO2 – восстановитель:       

2SO2 + O2   ↔    2SO3 

SO2  + Br2 + H2O → H2SO4  + 2HBr 

SO2 + HNO3 Kонц → H2SO4 + 2NO2↑

 Pb+4O2 + SO2  →  Pb+2SO4 SO2 – ангидрид сернистой кислоты, при растворении, образует неустойчивую сернистую кислоту 

H2SO3 SO2+Н2О ↔  H2SO3 

H2SO3  в свободном виде не выделена, также как SO2 обладает двойственностью, еѐ растворы при нагревании окисляются.

 2H2SO3 + О2  → 2H2SO4 

H2SO3 + Br2 + H2O → H2SO4 + 2HBr 

H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + H2O Соли получают:  

1)       KOH + SO2  → KHSO3 2KOH + SO2  → K2SO3 + H2O 

2)       CaCl2 + Na2SO3  → CaSO3↓ + NaCl 

3)       Пропусканием SO2 в растворы солей более слабых кислот Na2СO3 + SO2  → Na2SO3 + CO2↑  средние в кислые 

Na2SO3 + SO2 + Н2О  → 2NaHSO3

 Кислые в средние 

NaHSO3 + NaOH  → Na2SO3 + H2O 

Сульфиты и гидросульфиты разлагаются сильными кислотами

NaHSO3 + HCl  → NaCl + H2O + SO2↑  

K2SO3 + H2SO4  → K2SO4 + H2O + SO2↑ 

2Na2SO3 + O2  → 2Na2SO4 

Сульфиты диспропорционируют  

4K2SO3  → K2S + 3K2SO4 

Na2SO3 + S → Na2S2O3 – тиосульфат. 

Подвергаются гидролизу  

SO32- + HOH ↔ HSO-3 + OH- К2SO3   + HOH ↔ КHSO3 + КOH  

Триоксид серы (серный ангидрид) SO3  SO3 – ангидрид H2SO4.

 Бесцветная жидкость при  160С < t <42ºC, затвердевает при t < 160С, в газовой фазе при t > 42ºC, tкип = +45ºС, ядовит, молекула имеет sp2 гибридизацию, форму плоского треугольника, угол между связями - 120º. 

В технике SO3 получают окислением SO2 в присутствии  катализатора (Pt, оксиды ванадия) 

2SO2 + O2  =  2SO3 – ангидрид серной кислоты               

 SO3 + H2O = H2SO4 

В водных растворах H2SO4 – сильная двухосновная кислота. Гидратация H2SO4 сопровождается   выделением         большого   количества теплоты      за       счѐт образования гидратов:         

 H2SO4 хH2O 

H2SO4 х2H2O

 H2SO4х 4H2O 

Поэтому смешивать H2SO4 c водой следует очень осторожно. 

В виде SO3 только в газовой фазе, хорошо полимеризуется в жидком состоянии циклический триммер, в кристаллические – зигзагообразные цепи. Термически нестоек при t>700º разлагается

2SO3  ↔   2SO2 + O2 

SO3 –типичный кислотный оксид, бурно реагирует с водой (Н2О) 

SO3(кр) + H2Oж → H2SO4 ж

 SO3 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + H2O 

SO3 + CaO → CaSO4 

SO3 + NaOHP → NaHSO4 

SO3 + 2NaOHK → Na2SO4 + H2O S+6 (высшая) – поэтому сильнейший

окислитель  

5SO3 + 2P → P2O5 +  5SO2↑ 

3SO3 + H2S → 4SO2↑ + H2O SO3 растворяется в безводной H2SO4 образуя олеум.

 Вливают серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот. 

 Концентрированная H2SO4 поглощает пары воды, поэтому еѐ применяют в качестве осушителя; она отнимает воду и от органических веществ обугливая их. 

Полиамиды (капрон, нейлон), шѐлк быстро разрушаются ею, шерсть более устойчива к еѐ действию. 

Получение H2SO4  

1)                     константный способ. катализатор – Pt, кислота получается любой концентрации.

 SO2  поглощается H2SO4 получается олеум. 

Конценрацию (98%) получают смешиванием олеума с разбавленной H2SO4.        

Схема получения: 

 

FeS2 → SO2 → SO3 → H2SO4 катализ 

2)                     нитрозный способ: катализатор – оксиды азота. Конечный продукт содержит

78% 

H2SO4 2NO + O2 → 2NO2 

SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO 

Химические свойства H2SO4 

Концентрированная H2SO4 (ω=93 – 98%) более сильный окислитель (особенно при нагревании), окисляет даже металлы после Н2; не окисляет Fe(только при нагревании), Au, Pt- новые металлы.  В зависимости от концентрации: 

t (Ag, Cu) Zn + H2SO4 K  →  ZnSO4 + SO2↑ + H2O

 3Zn + 4H2SO4   →  3ZnSO4 + S↓ + 4H2O   ω=50% 

4Zn + 5H2SO4  →  4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O  Конц. H2SO4 окисляет неметаллы: 

2P + H2SO4  →  2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O 

S + 2H2SO4  → 3SO2↑ + 2H2O 

При комнатной t HI, HBr, H2S  8HI +H2SO4  → 4I2 + H2S↑ + 4H2O

 H2S + H2SO4  → S + SO2↑ + 2H2O 

Разбавленная обладает всеми типичными свойствами кислот: 

1)  Изменяет окраску индикаторов.   

2)  Реакции с:       

Oсновными  оксидами  CaO + H2SO4  = CaSO4 + H2O 

Амфотерными оксидами    ZnO + H2SO4  = ZnSO4 + H2O       

 Щѐлочами   KOH + H2SO4 = K2SO4 + H2O        

Нерастворимыми основаниями   Cu(OH)2 + H2SO4  = CuSO4 + 2H2O 

Солями  K2СO3 + H2SO4  = K2SO4 +СО2 + H2O K2SiO3 + H2SO4  = K2SO4 +

H2SiO3↓

 С аммиаком  2NH3 + H2SO4  = (NH4)2SO4 

И его водными растворами NH3∙Н2О + H2SO4  = NH4НSO4 + Н2О 

При взаимодействии с Ме в РСЭП до Н2 разб. H2SO4 обладает

окислительными свойствами за счѐт ионов Н+ 

Fe + H2SO4 p → FeSO4 + H2  (у металлов реализуется низшая степень окисления). 

Важное свойство еѐ нелетучесть, поэтому используют для получения летучих кислот путѐм вытеснения из сухих (крист). 

KClкр. + H2SO4 K → KHSO4 + HCl↑

Безводная H2SO4 – вязкая маслянистая жидкость, требует осторожного обращения во избежание разбрызгивания вливать надо H2SO4 в воду, а не наоборот. 

Тиосоединения. При замене в сульфат-ионе одного атома кислорода на атом серы образуются тиосульфат –ионы S2O32-.

В лаборатории тиосульфаты получают при кипячении раствора сульфита с порошком серы.

Тиосерная кислота неустойчива из-за протекания внутримолекулярного окислительно-восстановительного процесса. Поэтому при подкислении тиосульфатов они начинают выделять свободную серу и SO2. 

Сильные кислоты вытесняют из тиосульфатов  тиосерную кислоту: 

Na2S2O3 + 2HCl = H2S2O3 + 2NaCl =H2O + SO2↑+ S↓ 

Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + SO2↑ + S↓ +H2O 

Наличие в тиосульфатах S-2 придаѐт им восстановительные свойства. 

В фотографии кристаллогидрат Na2S2O3∙5H2O (под названием гипосульфит) является основным компонентом для приготовления закрепляющих растворов, т.к. образует с ионами Ag+ прочные комплексы [Ag+(S2O3)2]3-, удаляет из фотоэмульсии неизрасходованные галогениды серебра. 

Пиросульфаты – соли пиросерной кислоты (двусерной), H2S+62O7. Это смесь SO3 и H2SO4, так называемый олеум (смесь полисерных кислот), состав можно представить H2SO4∙xSO3.

Применение солей 

 Na2SO4х 10H2O – глауберова соль (в производстве соды, стекла) 

2CaSO4 хH2O – алебастр (лепка, шины при переломах)

 MgSO4 х7H2O – (горькая соль) в медицине слабительное. 

CuSO4х 5H2O – для борьбы с вредителями сельского хозяйства. 

FeSO4 х7H2O – для очистки воды, консервирования (предохранение древесины от гниения) 

BaSO4 – медицине рентгеноконтрастное вещество

 ZnSO4х 7H2O – цинковый купорос – протрава при крашении тканей.

Биогенная роль.

Кислород – самый распространенный и самый активный и химически подвижный элемент земной коры. Кислород входит в состав свыше 1200 минералов. Господствуют среди них соли кислородных кислот и оксиды. Кислород образует соединения со всеми химическими элементами (кроме благородных газов) и с большинством из них реагирует непосредственно.

ОН-- составная часть  воды – составляет 70% живого вещества.  

Кислород входит        практически        во      все    жизненно   важные молекулы. Исключительно велика его роль в процессах фотосинтеза. Выделяясь при фотосинтезе, он поступает в атмосферу.  

С содержанием кислорода в воздухе, воде и почве связаны многие жизненные процессы. Например «горная болезнь» вызывается недостатком кислорода в высокогорных условиях.   

Из рыб наименее требователен к содержанию кислорода карась, который спокойно живѐт в заросших прудах, где почти весь кислород расходуется на окисление органических веществ. В то же время карп очень требователен в этом отношении. Ещѐ больше кислорода  требуют форель и другиевиды рыб горных рек и водоѐмов.   

Ежегодно  в мире сжигается 7-8 млрд. т. органического топлива, на что расходуется около 10-12 млрд.т. свободного кислорода  атмосферы. Только один реактивный лайнер при перелете из Америки в Европу за 8 часов расходует 70-75т. кислорода. Примерно такое количество кислорода могут произвести за тоже время 2550 тыс. га леса. Но советский географ Давитал подсчитал, что даже при 5% ежегодного прироста сжигаемого топлива уже примерно  через 150-180 лет содержание кислорода в атмосфере может снизиться до критического для человека предела.  

Уменьшение парциального давления на 1/3 вызывает кислородное голодание, а на 2/3 – смертельный исход. 

Сера – важнейший биофильный элемент, активно захватывается живым веществом, входит в состав белков и других соединений. Сера – относительно распространенный химический элемент. Содержание в земной коре равен 5·10-2 %. В различных количествах сера входит в состав всех растительных и животных организмов. Особенно еѐ много в белках. Еѐ можно назвать «связывающим веществом» белка, поскольку главной функцией серы является обеспечение полипептидных связей  в молекуле белка. Сульфидная сера содержится в крови многих позвоночных животных. Она – важный компонент многих биологически активных веществ (например, витаминов), гормонов инсулина и катализатора глютатиона. В животных организмах сера обнаружена в нервных тканях, в хрящах и костях, в желчи. Животные усваивают этот элемент в основном в виде аминокислот, но всасываться  из пищеварительного тракта могут и неорганические соединения (сульфаты, сероводород и т. д. ) 

Все органические соединения серы – суфамидные препараты: сульфидин, сульфазол, сульгин, сульфодимизин, стрептоцид и др. подавляют активность многочисленных микробов. Многие антибиотики также содержат в своѐм составе серу. 

SO2 и H2SO3 обесцвечивают многие красители, образуя бесцветные соединения, которые могут снова разлагается при нагревании или на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действие их отличается от белящего действия хлора. Обычно SO2 белят шерсть, шѐлк, солому. SO2 убивает многие микроорганизмы. Поэтому для уничтожения плесневых грибков им окуривают сырые подвалы, погреба, винные бочки и др. Используют при перевозке и хранении фруктов и ягод.  

Ca(HSO3)2 – сульфитный щелок – обрабатывают древесину и бумажную массу.

Серный цвет – коллоиднодисперсная сера – используется как инсектицид и фунгицид. 

Важнейшее для сельского хозяйства соединение H2SO4   в огромных количествах расходуется для производства фосфорных удобрений. 

Серу используют в медицине, сельском хозяйстве, как в свободном, так и связанном виде. Молотую серу используют для опыливания растений против вредителей. SO2 окуривают зернохранилища. Растения усваивают еѐ из растворимых в воде сульфатов. В ветеринарии серные мази используют  для лечения кожных заболеваний. Идѐт на изготовление спичек. 

В производстве резины серу (или еѐ соединения) используют для вулканизации каучука, т. е. поперечного «сшивания» его макромолекул. При введении в каучук максимального количества серы  в результате вулканизации получается эбонит -  жѐсткий материал, обладающий электроизоляционными свойствами. Сера используется при изготовления чѐрного пороха, сероуглерода, H2SO4. 

Селен используют для изготовления выпрямителей и фотоэлементов. Многие селениды и теллуриды применяют как полупроводники. Добавка селена к стеклу и эмали окрашивает их в красный цвет.