Общая характеристика р-элементов VI группы. 
Халькогены. 
Аллотропия простых веществ. 
Окислительно-восстановительные свойства халькогенов (отношение к О2, Н2, азотной кислоте, раствору щелочи)

В 16 группу входят O, S, Se, Te, Po. Валентная оболочка элементов этой группы образована двумя электронами на s-орбитали и четырьмя — на р-орбитали (s2p4). Слово «халькоген» происходит от двух греческих слов, означающих «медь» и «рожденный». Большинство медных руд состоит из соединений меди с кислородом и серой, а часть из них содержат также Se и Т. е. Важнейшие методы руды содержат соединения с серой, например, «халькозин» — сульфид меди (I) Cu2S, «халькопирит» — CuFeS2. Элементы, имеющие сродство к сере, называют халькофилами. К их числу относят Cu, Pb, Zn, Hg, As, Sb. Известны руды с этими металлами — «галенит» (свинцовый блеск PbS), «сфалерит» (цинковая обманка ZnS), «киноварь» (HgS), «реальгар» (As4S4), «стибнит» (Sb2S3).

Наличие в атоме двух неспаренных р-электронов обусловливает возможность образования молекул X2с двойной связью (O2, S2, Se2) либо молекул, катионов, анионов цепочечного (O3, S3, Se5,, и др.) или кольцевого строения (напр., S6, S7, S8, S9, S12, Se8,) с простой связью. Способность халькогенов к образованию связей X —X —X… с ростом ат. н. падает.

Существует много аллотропных модификаций халькогенов. Для кислорода известны 2 формы — O2 и O3 (озон), для серы — более 6. Селен образует аморфную, стеклообразную и 6 кристаллич. модификаций, для Те известны аморфная и 3 кристаллич. формы, для полония — 2 кристаллические.

Все халькогеныокислители. Наиб. активен кислород, образующий оксиды со всеми элементами, кроме Не, Ar, Ne, Kr, с фтором дает фториды. Окислит. способность халькогенов с ростом ат. н. уменьшается. С H2 халькогены дают халькогеноводороды H2X, термич. устойчивость к-рых с ростом ат. н. снижается. Жидкие H2X способны к автопротолизу, в водном р-ре являются слабыми двухосновными к-тами. H2X, кроме воды, — типичные восстановители, их восстановит, способность растет в ряду от H2S к H2Po. Халькогены образуют ионно-ковалентные (с элементами Ia, IIа, 16, IIб гр.), ковалентно-металлич. (с dи f-элементами) и ковалентно-ионные (с р-элементами) соед. (халькоге-ниды) разнообразного состава, многие из к-рых обладают полупроводниковыми cв-вами (см. Селениды, Сульфиды неорганические, Теллуриды).

Взаимод. халькогенов с O2получают кислотные оксиды XO2 образующие с водой двухосновные к-ты средней силы H2XO3, где X = S, Se, Т. е. Сила к-т и их восстановит. св-ва убывают в ряду от S к Т. е. Оксидам XO3 отвечают сильные к-ты H2XO4 и слабая к-та H6TeO6. Окислит. св-ва наиб. характерны для H2SeO4. Оксоанионы способны к поликонденсации с образованием цепочек X —О —X—O—… (напр., Na2S2O7), О —X —X—… (Na2S2O3, Na2S4O6), X — О—О — X-… (Na2S2O8). Соед. халькогенов между собой (напр., Se3S5, TeS7) — это гл. обр. продукты замещения атомов одного халькогена другим в циклич. молекулах X8. Р-цией халькогенов с галогенами получают галогениды, а также оксогалогениды (XHal2O, XHal2O2 и др.), к-рые при гидролизе водой дают HHal и халькогенокислород-ные к-ты. Фториды более устойчивы к гидролизу и склонны к образованию комплексов.

В природе широко распространены и встречаются в свободном состоянии O и S, кроме того, S, Se и Те встречаются в виде минералов халькофильных элементов, О — в виде силикатов, прир. карбонатов, фосфатов, оксидов и др.

Одно из характерных свойств атомов халькогенов — их способность связываться друг с другом в кольца или цепи. Это явление называют катенацией. Причина его связана с различной прочностью одинарных и двойных связей.

С катенацией сязаны аллотропия и полиморфизм простых веществ. Аллотропия — это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах. Явление аллотропии относят к молекулам, содержащим разное количество атомов одного и того же элемента, например, О2 и О3, S2 и S8, Р2 и Р4 и т. д. Как и элементы VII группы, халькогены диспропорционируют в воде:

2/n Эn + Н2О Н2Э + Н2ЭО3.

Равновесие существенно смещается в сторону продуктов реакции при кипячении и в присутствии щелочей:

3Э + 6NaOH 2Na2Э + Na2ЭО3 + 3Н2О.

Окислительно-восстановительные свойства халькогенов изменяются следующим образом: при переходе от кислорода к теллуру окислительная активность элемента Э° падает, а восстановительная активность иона Э2- нарастает. Образуют устойчивые водородные соединения общей формулы Н2Э. При обычных условиях вода — жидкость, остальные халькогеноводороды являются газами. При их растворении в воде образуются кислоты, сила которых при переходе от серы к теллуру увеличивается. Сера, селен и теллур образуют кислотные оксиды SО2 и SО3, которым соответствуют кислоты Н2SО3 и Н2SО4. Сила кислородных кислот халь-когенов увеличивается в ряду Те -> Se -> S.