تشتمل مجموعة الأكسجين الفرعية على خمسة عناصر: الأكسجين ، والكبريت ، والسيلينيوم ، والتيلوريوم ، والبولونيوم (معدن مشع). هذه هي العناصر p للمجموعة السادسة من النظام الدوري لـ D.I. Mendeleev. لديهم اسم مجموعة - chalcogens ، مما يعني "تشكيل الخامات".
خصائص عناصر مجموعة الأكسجين الفرعية
|
الخصائص |
أولئك |
رو |
|||
|
1. رقم الطلب |
|||||
|
2. إلكترونات التكافؤ |
2 ثانية 2 2 ص 4 |
Z s 2 3p 4 |
4 ق 2 4 ص 4 |
5s 2 5p 4 |
6 s 2 6p 4 |
|
3. الطاقة تأين الذرة ، فولت |
13,62 |
10,36 |
9,75 |
9,01 |
8,43 |
|
4. نسبي كهرسلبية |
3,50 |
2,48 |
2,01 |
1,76 |
|
|
5. حالة الأكسدة فيروابط |
1, -2, |
2, +2, +4, +6 |
4, +6 |
4, +6 |
2, +2 |
|
6. نصف القطر الذري ، نانومتر |
0,066 |
0,104 |
0,117 0,137 |
0,164 |
|
ذرات الكالكوجين لها نفس بنية مستوى الطاقة الخارجية -عدد 2 عدد 4 . هذا ما يفسر تشابه خواصها الكيميائية. تظهر جميع المواد الكيميائية الموجودة في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين والمعادن حالة أكسدة تبلغ -2 ، وفي المركبات التي تحتوي على الأكسجين وغيره من المعادن النشطة غير الفلزية ، عادةً +4 و +6. بالنسبة للأكسجين ، وكذلك بالنسبة للفلور ، فإن حالة الأكسدة التي تساوي رقم المجموعة ليست نموذجية. يُظهر حالة أكسدة عادة -2 وبالاقتران مع الفلور +2. تتبع هذه القيم لحالات الأكسدة من البنية الإلكترونية للكالكوجينات
تحتوي ذرة الأكسجين على إلكترونين غير مزدوجين في المستوى الفرعي 2p. لا يمكن فصل إلكتروناتها ، نظرًا لعدم وجود مستوى فرعي d على المستوى الخارجي (الثاني) ، أي لا توجد مدارات حرة.لذلك ، فإن تكافؤ الأكسجين دائمًا يساوي اثنين ، وحالة الأكسدة هي -2 و +2 (على سبيل المثال ، في H 2 O و 2). هذه هي نفس التكافؤات وحالات الأكسدة لذرة الكبريت في الحالة غير المستثارة. عند الانتقال إلى حالة الإثارة (التي تحدث أثناء إمداد الطاقة ، على سبيل المثال ، أثناء التسخين) ، عند ذرة الكبريت ، فإن 3 ص- ثم الإلكترونات الثلاثية (موضحة بالسهام). عدد الإلكترونات غير المزاوجة ، وبالتالي ، التكافؤ في الحالة الأولى هو أربعة (على سبيل المثال ، في SO 2) ، وفي الحالة الثانية - ستة (على سبيل المثال ، في SO 3). من الواضح ، حتى التكافؤات 2 و 4 و 6 هي خصائص نظائر الكبريت - السيلينيوم والتيلوريوم والبولونيوم ، ويمكن أن تكون حالات الأكسدة الخاصة بها مساوية لـ -2 و +2 و +4 و +6.
مركبات الهيدروجين لعناصر المجموعة الفرعية للأكسجين مسؤولةالصيغة H 2 R (R - رمز العنصر): H 2 O، H 2 S ، H 2 ق ه ، ح 2 تي. يسمونهنكون كالسيدات الهيدروجين. عندما تذوب في الماء ، فإنها تتشكلالأحماض. تزداد قوة هذه الأحماض مع الزيادة العدد الذري للعنصر ، والذي يفسره انخفاض الطاقةروابط في سلسلة المركبات H 2ص . يتفكك الماء إلى أيونات H + و O له المنحل بالكهرباء مذبذب.
الكبريت ، يشكل السيلينيوم والتيلوريوم نفس أشكال المركبات مع الأكسجين من النوع R O 2 و R. حوالي 3- . تتوافق مع الأحماض من النوع H 2 R O 3 و H 2 R حوالي 4-. مع زيادة الرقم الترتيبي للعنصر ، تقل قوة هذه الأحماض.فيت. كل منهم يحمل خصائص مؤكسدة ، وأحماض من النوع H 2 R حوالي 3 هي أيضا التصالحية.
تتغير خصائص المواد البسيطة بشكل طبيعي: مع زيادة فيشحنة النواة ، وتضعف اللافلزية وتزداد شحنة النواة. الخصائص. لذا ، فإن الأكسجين والتيلوريوم غير معادن ، لكن هذا الأخير يحتوي علىبريق معدني وتوصيل الكهرباء.
تعتبر مركبات الكبريت عبر الأرجونويد أكثر استقرارًا من مركبات الكلور المقابلة ، كما أن مركبات الفوسفور أكثر استقرارًا. حمض البيركلوريك والبيركلورات عوامل مؤكسدة قوية ، في حين أن حامض الكبريتيك والكبريتات عوامل مؤكسدة ضعيفة ، وحمض الفوسفوريك والفوسفات أضعف. يتوافق هذا الاختلاف في الخصائص مع قيم الكهربية X= 3 لـ Cl و 2.5 لـ S و 2.1 لـ P و Δх(بالنسبة للأكسجين) هي 0.5 لـ Cl ، 1.0 لـ S ، 1.4 لـ P. درجات الحرارة المميزة للتفاعل الواردة أدناه تعكس الزيادة في القيم Δх:
Hcl (g.) + 2O 2 (g.) → HclO 4 (لتر) + 8 كيلوجول مول -1
H 2 S (g.) + 2O 2 (g.) → H 2 SO 4 (l.) + 790 kJ mol -1
H 3 P (g.) + 2O 2 (g.) → H 3 PO 4 (l.) + 1250 كيلو جول مول -1
تتوافق المركبات المستقرة من الكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم مع العديد من حالات الأكسدة من -2 إلى +6 ، كما هو موضح في الرسم البياني المرفق:
6 SO 3، H 2 SO 4، SF 6 H 2 SeO 4، SeF 6 TeO 3، Te (OH) 6، TeF 6
4 SO 2، H 2 SO 3 SeO 2، H 2 SeO 3 TeO 2
0 S 8، S 2 Se Te
2 H 2 S، S 2- H 2 Se H 2 Te
أكاسيد الكبريت
التكافؤ العادي أكسيد الكبريت(أول أكسيد) SO أقل استقرارًا بكثير من أكاسيد الترانسارجونويد SO 2 و SO 3. درجات حرارة تكوينها لها القيم التالية:
1 / 8S 8 (c.) + 1 / 2O 2 (g.) → SO (g.) - 7 kJ mol -1
1 / 8S 8 (c.) + O 2 (g.) → SO 2 (g.) + 297 kJ mol -1
1/8 ق 8 (ف) + 3/2 س 2 (ز) → SO 3 (ز) + 396 كيلوجول مول -1
ويترتب على المعادلتين الأوليين أن تحلل أكسيد الكبريت إلى ثاني أكسيد الكبريت والكبريت يكون مصحوبًا بإطلاق كمية كبيرة من الحرارة
2SO (g.) → 1/8S 8 (c.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1
لذلك ، ليس من المستغرب أن أكسيد الكبريت ليس معروفًا بأنه مركب مستقر ، ولكنه موجود فقط كجزيئات شديدة التفاعل في حالة غازية نادرة جدًا أو في مصفوفات مجمدة. هذا الأكسيد له الهيكل
مع إلكترونين لهما دوران متوازي ، ويشبه جزيئات O 2 و S 2.
ثاني أكسيد الكبريت (ثاني أكسيد)يتكون SO 2 أثناء احتراق الكبريت أو الكبريتيدات ، مثل البيريت (FeS 2)
S + O 2 → SO 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
وهو غاز عديم اللون له رائحة نفاذة مميزة. نقاط انصهار وغليان ثاني أكسيد الكبريت هي -75 و -10 درجة مئوية على التوالي.
في المختبر ، يُنتج ثاني أكسيد الكبريت عادةً بفعل حمض قوي على سلفيت هيدروجين الصوديوم الصلب.
H 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaHSO 4 + H 2 O + SO 2
يمكن تنظيفها وتجفيفها عن طريق الفقاعات من خلال حامض الكبريتيك المركز. يحتوي ثاني أكسيد الكبريت على الهيكل الإلكتروني التالي:
يستخدم هذا الهيكل واحد 3 د- مداري ، وكذلك 3 س- مداري وثلاثة 3 صمداري. يبلغ طول رابطة الكبريت والأكسجين المُثبت تجريبياً 143 م ؛ هذا أقل إلى حد ما من قيمة 149 م التي يمكن توقعها لسند مزدوج. زاوية O-S-O هي 119.5 درجة.
تستخدم كميات كبيرة من ثاني أكسيد الكبريت لإنتاج حامض الكبريتيك وحمض الكبريتيك والكبريتات. يقتل SO 2 الفطريات والبكتيريا ويستخدم في تعليب وتجفيف الخوخ والمشمش والفواكه الأخرى. يستخدم محلول من كبريتات الكالسيوم الحمضي Ca (H SO 3) 2 الذي يتم الحصول عليه عن طريق تفاعل ثاني أكسيد الكبريت مع هيدروكسيد الكالسيوم في إنتاج لب الورق من الخشب. يذوب اللجنين ، المادة التي تربط ألياف السليلوز معًا ، وتطلق هذه الألياف ، والتي يتم معالجتها بعد ذلك في الورق.
ثلاثي أكسيد (ثالث أكسيد)يتكون الكبريت SO 3 بكميات صغيرة جدًا أثناء احتراق الكبريت في الهواء. عادة ما ينتج عن طريق أكسدة ثاني أكسيد الكبريت مع الهواء في وجود محفز. يكون تكوين هذا المركب من مواد بسيطة طاردًا للحرارة ، ولكنه أقل طاردًا للحرارة (لكل ذرة أكسجين) من تكوين ثاني أكسيد الكبريت. ميزة التوازن
SO 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) → SO 3 (g)
يكمن في حقيقة أنه يمكن الحصول على عائد مُرضٍ من ثاني أكسيد الكبريت 3 في درجات حرارة منخفضة ؛ يستمر التفاعل بشكل كامل تقريبًا. ومع ذلك ، في درجات الحرارة المنخفضة ، يكون معدل التفاعل بطيئًا جدًا بحيث لا يمكن أن يكون التوليف المباشر للمواد المتفاعلة أساسًا لعملية صناعية. في درجات الحرارة العالية ، عندما يتم الوصول إلى معدل تفاعل مرضٍ ، يكون الناتج منخفضًا بسبب وضع التوازن غير المواتي.
كان حل هذه المشكلة هو اكتشاف المحفزات المناسبة (البلاتين ، خامس أكسيد الفاناديوم) ، والتي تسرع التفاعل دون التأثير على توازنه. لا يحدث التفاعل التحفيزي في خليط الغازات ، ولكن على سطح المحفز عندما تتلامس الجزيئات معه. في الممارسة العملية ، يتم خلط ثاني أكسيد الكبريت الناتج عن حرق الكبريت أو البيريت مع الهواء وتمريره على محفز عند درجة حرارة 400-450 درجة مئوية. في ظل هذه الظروف ، يتم تحويل ما يقرب من 99٪ من ثاني أكسيد الكبريت إلى ثالث أكسيد الكبريت. تستخدم هذه الطريقة بشكل رئيسي في إنتاج حامض الكبريتيك.
ثالث أكسيد الكبريت هو غاز شديد التآكل ؛ يتحد بقوة مع الماء ليعطي حامض الكبريتيك
SO 3 (g.) + H 2 O (l.) → H 2 SO 4 (l.) + 130 kJ mol -1
أرز. 8.3ثالث أكسيد الكبريت وبعض أوكسييدات الكبريت.
يذوب ثالث أكسيد الكبريت بسهولة في حامض الكبريتيك أوليوم، أو دخان حامض الكبريتيك، تتكون أساسًا من حامض الكبريتيك H 2 S 2 O 7 (ويسمى أيضًا حمض الكبريتيك)
SO 3 + H 2 SO 4 ⇔ H 2 S 2 O 7
عند 44.5 درجة مئوية ، يتكثف ثالث أكسيد الكبريت في سائل عديم اللون ، والذي يتجمد عند 16.8 درجة مئوية ليشكل بلورات شفافة. هذه المادة متعددة الأشكال ، والبلورات المتكونة عند 16.8 درجة مئوية هي شكل غير مستقر (شكل ألفا). الشكل المستقر عبارة عن بلورات شبيهة بالأسبستوس حريرية تتشكل عندما يتم الاحتفاظ ببلورات ألفا أو السائل لفترة قصيرة في وجود آثار رطوبة (الشكل 8.3). هناك أيضًا العديد من الأشكال الأخرى لهذه المادة ، ولكن يصعب دراستها بسبب التحول البطيء للغاية لشكل إلى آخر. عند درجات حرارة أعلى من 50 درجة مئوية ، تتبخر بلورات تشبه الأسبستوس ببطء ، مكونة أبخرة SO 3.
جزيئات ثالث أكسيد الكبريت في الطور الغازي ، في السائل وفي بلورات ألفا لها بنية إلكترونية
للجزيء بنية مستوية بنفس طول الرابطة (143 م) كما في جزيء ثاني أكسيد الكبريت.
يمكن تفسير خصائص ثالث أكسيد الكبريت إلى حد كبير من خلال انخفاض ثبات الرابطة المزدوجة للكبريت والأكسجين مقارنة بالرابطين الفرديين بينهما. لذلك ، نتيجة للتفاعل مع الماء ، يتم استبدال رابطة مزدوجة واحدة في ثالث أكسيد الكبريت برابطتين منفردتين في حمض الكبريتيك الناتج.
يتضح الاستقرار المتزايد للمنتج من خلال كمية الحرارة الكبيرة المنبعثة أثناء التفاعل.
حمض السلفوراس
يتم الحصول على محلول حمض الكبريتيك H 2 SO 3 بإذابة ثاني أكسيد الكبريت في الماء. كل من حامض الكبريت وأملاحه ، كبريتات ، عوامل اختزال قوية. تشكل حامض الكبريتيك H 2 SO 4 والكبريتات عندما تتأكسد بالأكسجين والهالوجينات وبيروكسيد الهيدروجين وعوامل مؤكسدة مماثلة.
حمض الكبريتيك له هيكل
حامض الكبريتيك والكبريتات
حمض الكبريتيك H 2 SO 4 هو أحد أهم المنتجات الكيميائية المستخدمة في الصناعة الكيميائية والصناعات ذات الصلة. هذا سائل زيتي ثقيل (كثافة 1.838 جم سم -3) ، يدخن قليلاً في الهواء بسبب إطلاق آثار ثلاثي أكسيد الكبريت ، والذي يتحد بعد ذلك مع بخار الماء لتكوين قطرات من حامض الكبريتيك. يعطي حامض الكبريتيك النقي ، عند تسخينه ، بخارًا غنيًا بثالث أكسيد الكبريت ، ثم يغلي عند 338 درجة مئوية ، ويحافظ على تركيبة ثابتة (98٪ H 2 SO 4 و 2٪ H 2 O). هذا هو "حمض الكبريتيك المركز" الصناعي المعتاد.
حمض الكبريتيك المركز مادة أكالة للغاية. تتواصل مع الماء بشراهة ؛ ويصاحب الاختلاط بالماء إطلاق كمية كبيرة من الحرارة نتيجة تكوين أيون الهيدرونيوم
H 2 SO 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + SO 4 2-
لتخفيف حامض الكبريتيك المركز يجب سكبه في الماء في مجرى رفيعأثناء تحريك المحلول ؛ لا يمكن إضافة الماء إلى الحمض، لأن هذا سيؤدي إلى غليان الحمض وتناثره بعنف. يحتل الحمض المخفف حجمًا أصغر من مكوناته ، ويكون تأثير تقليل الحجم بحد أقصى بنسبة H 2 SO 4: H 2 O = 1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-] .
الخواص والتطبيقات الكيميائية لحمض الكبريتيك
يتم تحديد استخدام حامض الكبريتيك من خلال خصائصه الكيميائية - يتم استخدامه كحامض ، كعامل تجفيف وعامل مؤكسد.
يحتوي حمض الكبريتيك على درجة غليان عالية (330 درجة مئوية) ، مما يجعله مناسبًا لمعالجة أملاح الأحماض المتطايرة للحصول على هذه الأحماض. يمكن الحصول على حمض النيتريك ، على سبيل المثال ، عن طريق تسخين نترات الصوديوم بحمض الكبريتيك.
NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3
يتم تقطير حامض النيتريك عند 86 درجة مئوية. يستخدم حمض الكبريتيك أيضًا في صناعة الأسمدة الفوسفاتية القابلة للذوبان ، وكبريتات الأمونيوم المستخدمة كسماد ، وكبريتات أخرى ، والعديد من المواد الكيميائية والأدوية. عادة ما يتم نزع تقشير الصلب عن طريق الغمر في حمام حامض الكبريتيك ("التخليل") قبل طلاؤه بالزنك أو القصدير أو المينا. يعمل حامض الكبريتيك كإلكتروليت في بطاريات حمض الرصاص التقليدية.
يتمتع حامض الكبريتيك بقدرة قوية على امتصاص الماء بحيث يمكن استخدامه كعامل تجفيف فعال. يمكن تجفيف الغازات التي لا تتفاعل مع حامض الكبريتيك عن طريق تمريرها من خلاله. قوة حمض الكبريتيك في التجفيف كبيرة جدًا لدرجة أن المركبات العضوية ، مثل السكر ، تفقد تحت تأثيره الهيدروجين والأكسجين في شكل ماء.
$ C_ (12) H_ (22) O_ (11) \ rightarrow 12C + 11H_ (2) O $
سكر (سكروز) H 2 SO 4
يتم تصنيع العديد من المتفجرات ، مثل النتروجليسرين ، عن طريق تفاعل المركبات العضوية مع حمض النيتريك لتكوين مادة متفجرة وماء ، مثل
ج 3 H 5 (OH) 3 + 3 HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3 H 2 O
الجلسرين H 2 SO 4 النتروجليسرين
لجعل هذه التفاعلات العكسية تنتقل من اليسار إلى اليمين ، يتم خلط حمض النيتريك بحمض الكبريتيك ، والذي ، بسبب تأثيره في التجفيف ، يعزز تكوين نواتج التفاعل. (يوجد مثالان آخران في القسم 7.7.)
حامض الكبريتيك المركز الساخن هو عامل مؤكسد قوي. منتج الاختزال هو ثاني أكسيد الكبريت. يذوب حمض الكبريتيك النحاس ويمكنه حتى أكسدة الكربون
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
يوضح انحلال النحاس في حامض الكبريتيك المركز الساخن التفاعل العام - انحلال معدن غير نشط في حمض مع العمل المتزامن لعامل مؤكسد. تتأكسد المعادن النشطة إلى كاتيونات تحت تأثير أيون الهيدروجين ، والذي يتحول بعد ذلك إلى عنصر الهيدروجين ، على سبيل المثال
Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (g.)
لا يحدث تفاعل مماثل مع النحاس. ومع ذلك ، يمكن أن يتأكسد النحاس إلى أيون Cu 2+ بفعل عامل مؤكسد قوي ، مثل الكلور أو حمض النيتريك ، أو ، كما هو موضح أعلاه ، بحمض الكبريتيك الساخن المركز.
كبريتات
يتحد حامض الكبريتيك مع القواعد لتكوين كبريتات متوسطة ، مثل K 2 SO 4 (كبريتات البوتاسيوم) ، وكبريتات الحمض (تسمى أحيانًا ثنائي كبريتات) ، مثل كبريتات هيدروجين البوتاسيوم KHSO 4.
توجد كبريتات قابلة للذوبان قليلاً في شكل معادن ، والتي تشمل CaSO 4 2H 2 O (الجبس) ، SrSO 4 ، BaSO 4 (الباريت) و PbSO 4. كبريتات الباريوم هي الأقل ذوبانًا بين جميع الكبريتات ؛ لذلك ، فإن تكوينه على شكل راسب أبيض بمثابة رد فعل نوعي على أيون الكبريتات.
تشمل الكبريتات القابلة للذوبان الأكثر شيوعًا: Na 2 SO 4 10H 2 O ، (NH 4) 2 SO 4 ، MgSO 4 7H 2 O (ملح مر) ، CuSO 4 5H 2 O (كبريتات النحاس) ، FeSO 4 7H 2 O ، ( NH4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O (ملح متبلور جيدًا ومنقى بسهولة يستخدم في الكيمياء التحليلية لتحضير المحاليل القياسية من الحديدوز) ، ZnSO 4 7H 2 O ، KAl (SO 4) 2 12H 2 O (الشب) ، (NH 4) Al (SO 4) 2 12H 2 O (الألومنيوم - الشب الأمونيوم) و KCr (SO 4) 2 12H 2 O (شب الكروم).
أحماض ثيو- أو سلفونيك
ثيوسلفات الصوديوم Na 2 S 2 O 3 5H 2 O (تسمى بشكل غير صحيح "هيبوسلفيت الصوديوم") هي مادة مستخدمة في التصوير الفوتوغرافي. يتم الحصول عليها عن طريق غليان محلول كبريتيت الصوديوم مع الكبريت النقي.
SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-
أيون بيسلفيت أيون ثيوسلفات
حامض الكبريتيك H 2 S 2 O 3 غير مستقر ؛ عند معالجة الثيوسلفات بالحامض ، يتشكل ثاني أكسيد الكبريت والكبريت.
هيكل ثيوسلفات S 2 O 3 2- أيون مثير للاهتمام حيث أن ذرتين من الكبريت غير متكافئتين. هذا الأيون عبارة عن أيون كبريتات SO 4 2- ، حيث يتم استبدال إحدى ذرات الأكسجين بذرة كبريت (الشكل 8.4). يمكن تعيين حالة أكسدة لذرة الكبريت المركزية بمقدار +6 ، ويمكن تعيين حالة أكسدة لذرة الكبريت المرفقة بمقدار -2.
يتأكسد أيون الثيوسلفات بسهولة ، خاصة مع اليود ، إلى أيون رباعي السلفات S 4 O 6 2-
2S 2 O 3 2- → S 4 O 6 2- +2 ه
2S 2 O 3 2- + I 2 → S 4 O 6 2- + 2I -
يستخدم هذا التفاعل بين أيون الثيوسلفات واليود على نطاق واسع في التحليل الكمي للمواد ذات الخصائص المؤكسدة أو المختزلة.
أرز. 8.4أيونات الثيوسلفات ورباعي تراثيونات.
السيلينيوم والتيلوريوم
تشبه مركبات الأرجونويد العابرة للسيلينيوم عن كثب مركبات الكبريت المقابلة. السيلينات وأملاح حمض السيلينيك H 2 SeO 4 تشبه إلى حد بعيد الكبريتات. من ناحية أخرى ، يمتلك حمض التيلوريك الصيغة Te (OH) 6 ، والذرة المركزية الكبيرة لها رقم تنسيق ليس 4 ، ولكن 6 ، تمامًا مثل ذرة اليود في جزيء H 5 IO 6.
كيمياء العناصر غير الفلزية للمجموعة الفرعية VIA
عناصر مجموعة VIA الفرعية هي غير فلزية ، باستثناء Po.
يختلف الأكسجين كثيرًا عن عناصر المجموعة الفرعية الأخرى ويلعب دورًا خاصًا في الكيمياء. لذلك ، تم تسليط الضوء على كيمياء الأكسجين في محاضرة منفصلة.
الكبريت هو الأهم من بين العناصر الأخرى. كيمياء الكبريت واسعة جدًا ، حيث يشكل الكبريت مجموعة كبيرة ومتنوعة من المركبات. تستخدم مركباتها على نطاق واسع في الممارسة الكيميائية وفي مختلف الصناعات. عند مناقشة اللافلزات الخاصة بمجموعة VIA الفرعية ، سيتم إيلاء أكبر قدر من الاهتمام لكيمياء الكبريت.
القضايا الرئيسية التي تم تناولها في المحاضرة
الخصائص العامة للفلزات من مجموعة VIA الفرعية. مركبات طبيعية كبريت
مركبات الكبريت مادة بسيطة
كبريتيد الهيدروجين ، كبريتيد ، polysulfides
ثاني أكسيد الكبريت. كبريتيت
ثالث أكسيد الكبريت
حامض الكبريتيك. خصائص مؤكسدة. كبريتات
مركبات الكبريت الأخرى
السيلينيوم ، التيلوريوم
مواد بسيطة مركبات السيلينيوم والتيلوريوم
سيلينيديس وتيلورايد
مركبات Se و Te في حالة الأكسدة (+4)
أحماض السيلينيك والتيلوريك. خصائص مؤكسدة.
عناصر مجموعة VIA الفرعية |
|||||||||
الخصائص العامة |
|||||||||
تنتمي العناصر p إلى مجموعة VIA الفرعية: حمض- |
|||||||||
جنس O ، كبريت S ، سيلينيوم سي ، تيلوريوم تي ، بولونيوم بو. |
|||||||||
الصيغة العامة لإلكترونات التكافؤ |
|||||||||
عروش - ns 2 np 4. |
|||||||||
الأكسجين |
|||||||||
الأكسجين والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم من غير المعادن. |
|||||||||
غالبًا ما يتم تجميعها تحت الاسم الشائع "chalcogens" ، |
|||||||||
وهو ما يعني "تشكيل الخامات". كثير في الواقع |
|||||||||
توجد المعادن في الطبيعة على شكل أكاسيد وكبريتيدات ؛ |
|||||||||
في خامات الكبريتيد |
بكميات صغيرة مع |
||||||||
هناك selenides و tellurides. |
|||||||||
البولونيوم عنصر مشع نادر جدًا |
|||||||||
وهو معدن. |
|||||||||
الموليبدينوم |
|||||||||
لإنشاء ثمانية إلكترون مستقر |
|||||||||
تفتقر ذرات الكالكوجين إلى عنصرين كهربائيين فقط |
|||||||||
الجديد أدنى حالة أكسدة (-2) هي |
|||||||||
التنغستن |
مقاومة لجميع العناصر. هذه هي درجة الأكسدة |
||||||||
تظهر العناصر في المركبات الطبيعية - حسنًا- |
|||||||||
الجوانب والكبريتيدات والسيلينيدات والتيلورايد. |
|||||||||
تظهر جميع عناصر مجموعة VIA الفرعية ، باستثناء O ، |
|||||||||
سيبورجيوم |
حالات الأكسدة الإيجابية +6 و +4. معظم- |
||||||||
أعلى حالة أكسدة للأكسجين هي +2 ، كما يظهر |
|||||||||
فقط بالتزامن مع F. |
|||||||||
أكثر حالات الأكسدة المميزة لـ S ، Se ، Te هي
xia: (–2)، 0، +4، +6، للأكسجين: (–2)، (–1)، 0.
في الانتقال من S إلى Te ، يكون استقرار أعلى حالة أكسدة هو +6
ينخفض ، ويزيد استقرار حالة الأكسدة +4.
بالنسبة إلى Se ، Te ، Po ، - حالة الأكسدة الأكثر استقرارًا هي +4.
بعض خصائص ذرات العناصر ViB - المجموعات الفرعية
نسبي |
الطاقة الأولى |
|||
الكتروتري- |
التأين |
|||
القيمة |
كيلوجول / مول |
|||
(حسب الاستطلاع) |
||||
زيادة في عدد |
||||
طبقات العرش |
||||
زيادة حجم الذرة. |
||||
انخفاض في الطاقة io- |
||||
انخفاض في الكهرباء |
||||
القيم |
كما يتضح من البيانات أعلاه ، الأكسجين مختلف تمامًا عن العناصر الأخرى للمجموعة الفرعيةقيمة عالية لطاقة التأين ، أماه
نصف قطر مداري كبير للذرة وطاقة كهربية عالية ، فقط F لديها قدرة كهربية أعلى.
تم اعتبار الأكسجين ، الذي يلعب دورًا خاصًا جدًا في الكيمياء
بشكل معقول. من بين العناصر الأخرى في مجموعة فيا ، الكبريت هو الأكثر أهمية.
يشكل الكبريت عددًا كبيرًا جدًا من العناصر المختلفة |
|||
وصلات مختلفة. مركباته معروفة من الجميع تقريبًا |
|||
عناصر mi ، باستثناء Au و Pt و I والغازات النبيلة. كرو- |
|||
لي من المركبات واسعة الانتشار S في القوى |
|||
3s2 3p4 |
|||
الأكسدة (-2) ، +4 ، +6 ، كقاعدة عامة ، |
|||
مركبات مستقرة في حالات الأكسدة: +1 (S2 O) ، +2 |
|||
(SF2، SCl2)، +3 (S2 O3، H2 S2 O4). تم تأكيد تنوع مركبات الكبريت أيضًا من خلال حقيقة أنه لا يُعرف سوى حوالي 20 حمضًا محتويًا على الأكسجين S.
تبين أن قوة الرابطة بين ذرات S.
روابط S مع غير المعادن الأخرى: O ، H ، Cl ، لذلك ، يتميز S بـ
بما في ذلك البايرايت المعدني الشائع جدًا ، FeS2 ، والأحماض متعددة الأثيونات (مثل H2 S4 O6) ، وبالتالي فإن كيمياء الكبريت واسعة جدًا.
أهم مركبات الكبريت المستخدمة في الصناعة
مركب الكبريت الأكثر استخدامًا في الصناعة والمختبر هو حمض الكبريتيك. حجم إنتاج العالم من ser-
حمض 136 مليون طن. (لا يتم إنتاج حمض آخر بكميات كبيرة). تشمل المركبات الشائعة
سواء حامض الكبريتيك - كبريتات وكذلك أملاح حامض الكبريتيك - كبريتات.
كبريتيدات طبيعيةتستخدم للحصول على أهم المعادن غير الحديدية
الذال: النحاس ، والزنك ، والرصاص ، والنيكل ، وما إلى ذلك. تشتمل مركبات الكبريت الشائعة الأخرى على: حمض الكبريتيد الهيدروجين H2 S ، وثنائي وثلاثي أكسيد الكبريت: SO2
و SO3 ، ثيوسلفات Na2 S2 O3 ؛ الأحماض: ثنائي الكبريت (حامض الكبريتيك) H2 S2 O7 ، بيروكس-
كودسلفات H2 S2 O8 وبيروكسوديسلفات (بيرسلفات): Na2 S2 O8 و
(NH4) 2 S2 O8.
الكبريت في الطبيعة
شاي على شكل مادة بسيطةوتشكيل رواسب كبيرة تحت الأرض ،
وفي شكل معادن كبريتيد وكبريتات ، وكذلك في شكل مركبات ،
وهي شوائب في الفحم والنفط. يتم الحصول على الفحم والنفط نتيجة
تلك التحلل للمواد العضوية ، والكبريت هو جزء من الحيوانات والنباتات
بروتينات الجسم. لذلك ، عندما يتم حرق الفحم والنفط ، تتشكل أكاسيد الكبريت ،
تلوث البيئة.
مركبات الكبريت الطبيعية
أرز. البايرايت FeS2 هو المعدن الرئيسي المستخدم في إنتاج حامض الكبريتيك.
الكبريت الأصلي
معادن الكبريتيد:
FeS2 - بيريت أو بيريت الحديد
FeCuS2 - كالكوبايرايت (كمية النحاس-
FeAsS - الزرنيوبيريت
PbS - غالينا أو بريق الرصاص
ZnS - سباليريت أو مزيج الزنك
HGS - سينابار
Cu2 S- كالكوسايت أو بريق النحاس
Ag2 S - لمعان أرجنتيت أو فضي
MoS2 - الموليبدينيت
Sb2 S3 - تألق الستبنيت أو الأنتيمون
As4 S4 - ريغار ؛
كبريتات:
Na2 SO4. 10 H2 O - ميرابيليت
CaSO4. 2H2 O - الجبس
CaSO4 - الأنهيدريت
BaSObarite أو الصاري الثقيل
SrSO4 هو سيليستين.
أرز. الجبس CaSO4. 2H2O
مادة بسيطة
في مادة بسيطة ، ترتبط ذرات الكبريت بذرتين متجاورتين.
الأكثر استقرارًا هو الهيكل المكون من ثماني ذرات كبريتية ،
متحدون في حلقة مموجة تشبه التاج. هناك العديد من التعديلات على الكبريت: الكبريت المعيني ، الكبريت الأحادي والبلاستيك. في درجة الحرارة العادية ، يكون الكبريت على شكل بلورات صفراء هشة.
شكل معيني (-S) ، يتكون من
الجزيئات الأيونية S8. تعديل آخر - يتكون الكبريت أحادي الميل (-S) أيضًا من حلقات ثمانية أعضاء ، ولكنه يختلف في الموقع
ترتيب جزيئات S8 في البلورة. عندما ديس-
ذوبان حلقات الكبريت ممزقة. في نفس الوقت ، مو-
يمكن أن تشكل الخيوط المتشابكة ، والتي
أرز. كبريت
جعل تذوب لزج ، مع مزيد
مع ارتفاع درجة الحرارة ، يمكن أن تنكسر سلاسل البوليمر وتنخفض اللزوجة. يتكون الكبريت البلاستيكي أثناء التبريد الحاد للمصهور
الكبريت ويتكون من سلاسل متشابكة. بمرور الوقت (في غضون أيام قليلة) ، سيتم تحويله إلى كبريت معيني.
يغلي الكبريت عند 445 درجة مئوية. يحدث الاتزان في بخار الكبريت:
450 درجة مئوية |
650 درجة مئوية |
900 درجة مئوية |
1500 درجة مئوية |
ق 8 ق 6 |
ق 4 |
ق 2 |
S. |
جزيئات S2 لها هيكل مشابه لـ O2.
يمكن أن يتأكسد الكبريت (عادةً إلى SO2) ويمكن تقليله
تمت ترقيته إلى S (-2). في درجات الحرارة العادية ، تُثبط جميع التفاعلات التي تشتمل على الكبريت الصلب تقريبًا ؛ وتجري فقط التفاعلات مع الفلور والكلور والزئبق.
يستخدم هذا التفاعل لربط أصغر قطرات الزئبق المنسكب.
الكبريت السائل والبخار شديد التفاعل . يحرق بخار الكبريت الزنك والحديد والنحاس. عند اجتياز H. 2 يتكون الكبريت المنصهر
H 2 S. في التفاعلات مع الهيدروجين والمعادن ، يعمل الكبريت كمؤكسد
يمكن أن يتأكسد الكبريت بسهولة تحت تأثير الهالوجينات.
والأكسجين. عند تسخينه في الهواء ، يحترق الكبريت بلهب أزرق مؤكسد
حتى SO2.
S + O2 = SO2
يتأكسد الكبريت بأحماض النيتريك والكبريتيك المركزة:
S + 2H2 SO4 (conc.) = 3SO2 + 2H2 O ،
S + 6HNO3 (conc.) = H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2 O
في المحاليل القلوية الساخنة ، الكبريت غير متناسب.
3S + 6 هيدروكسيد الصوديوم = 2 Na2 S + Na2 SO3 + 3 H2 O.
عندما يتفاعل الكبريت مع محلول كبريتيد الأمونيوم ، أصفر أحمر أيونات بولي كبريتيد(–S – S–) n أو Sn 2–.
عندما يتم تسخين الكبريت بمحلول من الكبريتيت ، يتم الحصول على ثيوسلفات ، و
عند تسخينها بمحلول السيانيد - ثيوسيانات:
S + Na 2 SO3 = Na2 S2 O3 ، S + KCN = KSCN
يستخدم ثيوسيانات البوتاسيوم أو ثيوسيانات للكشف التحليلي عن أيونات Fe3 +:
3+ + SCN - = 2+ + H2O
المركب الناتج له لون أحمر الدم ،
حتى عند التركيز المنخفض من أيونات Fe3 + المائية في
يتم استخراج حوالي 33 مليون طن من الكبريت المحلي سنويًا في العالم. تتم معالجة الكمية الرئيسية من الكبريت المستخرج وتحويلها إلى حمض الكبريتيك واستخدامها
تستخدم في صناعة المطاط لفلكنة المطاط. أضف الكبريت
يتحد مع الروابط المزدوجة لجزيئات المطاط الكبيرة ، ويشكل جسور ثاني كبريتيد
ki -S- S- ، وبالتالي ، كما لو كان "يخيط" لهم ، مما يعطي المطاط القوة والمرونة. عندما يتم إدخال كمية كبيرة من الكبريت في المطاط ،
الصئبان ، وهو مادة عازلة جيدة تستخدم في الهندسة الكهربائية. يستخدم الكبريت أيضًا في المستحضرات الصيدلانية لصنع مراهم الجلد وفي الزراعة لمكافحة الآفات النباتية.
مركبات الكبريت
كبريتيد الهيدروجين ، كبريتيد ، polysulfides
يوجد كبريتيد الهيدروجين H 2 S بشكل طبيعي في المياه المعدنية الكبريتية ،
موجود في البراكين والغاز الطبيعي ، والتي تشكلت أثناء اضمحلال اللون الأبيض
جثث كوف.
كبريتيد الهيدروجين غاز عديم اللون برائحة البيض الفاسد وهو شديد السمية.
إنه قابل للذوبان في الماء بشكل طفيف ؛ عند درجة حرارة الغرفة ، تذوب ثلاثة أحجام غازية H2S في حجم واحد من الماء. تركيز H2S في المشبعة
محلول نوم هو ~ 0.1 مول / لتر . عندما يذوب في الماء ، يتشكل
حمض الكبريتيد وهو من أضعف الأحماض:
H2 S H + + HS - ، K1 = 6. 10 –8 ، |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
HS - H + + S 2– ، |
K2 = 1.10 –14 |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
المنفذ: |
العديد من الكبريتيدات الطبيعية معروفة (انظر قائمة معادن الكبريتيد). الكبريتيدات للعديد من المعادن الثقيلة غير الحديدية (النحاس ، الزنك ، الرصاص ، النيكل ، الكادميوم ، الموليبدنم) هي هي خامات مهمة صناعيا. يتم تحويلها إلى أكاسيد عن طريق إطلاقها في الهواء ، على سبيل المثال ، 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 ثم غالبًا ما يتم تقليل الأكاسيد بالفحم: ZnO + C = Zn + CO في بعض الأحيان يتم إحضار الأكاسيد إلى المحلول بفعل حمض ، ثم يخضع المحلول للتحليل الكهربائي لتقليل المعدن. من الناحية العملية ، تكون كبريتيدات الفلزات القلوية والقلوية المركبات الأيونية كيميائيا. كبريتيدات المعادن الأخرى - الميزة المركبات التساهمية الوريدية ، كقاعدة عامة ، من تكوين غير متكافئ. تشكل العديد من اللافلزات أيضًا كبريتيدات تساهمية: B ، C ، Si ، Ge ، P ، As ، Sb. الكبريتيدات الطبيعية As و Sb معروفة. كبريتيدات الفلزات الأرضية القلوية والقلوية ، وكذلك الكبريتيدات تغذية الأمونيوم عالية الذوبان في الماء ، وبقية الكبريتيدات غير قابلة للذوبان القوافي. يتم عزلها عن المحاليل على شكل رواسب ملونة مميزة ، فمثلا، Pb (NO3) 2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 يستخدم هذا التفاعل للكشف عن محلول H2 S و S2.
يمكن إحضار بعض الكبريتيدات غير القابلة للذوبان في الماء إلى محلول بواسطة الأحماض ، بسبب تكوين حمض الكبريتيك المائي ضعيف جدًا ومتطاير. حمض الأم ، على سبيل المثال ، NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 يمكن إذابة الكبريتيدات في الأحماض: FeS ، NiS ، CoS ، MnS ، ZnS. كبريتيدات المعادن وقيم العلاقات العامة
لا يمكن للكبريتيدات ، التي تتميز بقيمة منخفضة جدًا لمنتج القابلية للذوبان ، أن تذوب في الأحماض بتكوين H2 S. لا تذوب الكبريتيدات في الفتحات: CuS ، PbS ، Ag2 S ، HgS ، SnS ، Bi2 S3 ، Sb2 S3 ، Sb2 S5 ، CdS ، As2 S3 ، As2 S5 ، SnS2. إذا كان رد فعل انحلال الكبريتيد بسبب تكوين H2S مستحيلاً ، ثم يمكن نقله إلى محلول عن طريق عمل حمض النيتريك المركز فتحات أو أكوا ريجيا. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O أنيون الكبريتيد S 2 - هو متقبل قوي للبروتون (OS- الابتكار وفقًا لـ Brønsted). لذاكبريتيدات عالية الذوبان | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
§8 العناصر السادس والجماعات.
الأكسجين والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم والبولونيوم.
معلومات عامة عن العناصر سادسا مجموعة:
تسمى عناصر المجموعة السادسة أ (باستثناء البولونيوم) الكالكوجينيدات. توجد ستة إلكترونات تكافؤ (ns2 np4) على المستوى الإلكتروني الخارجي لهذه العناصر ، وبالتالي فهي تظهر التكافؤ 2 في الحالة الطبيعية ، و -4 أو 6 في حالة الإثارة (باستثناء الأكسجين). تختلف ذرة الأكسجين عن ذرات العناصر الأخرى للمجموعة الفرعية بسبب عدم وجود المستوى الفرعي d في طبقة الإلكترون الخارجية ، مما يتسبب في ارتفاع تكاليف الطاقة لـ "الاقتران" بين إلكتروناتها ، والتي لا يتم تعويضها بواسطة طاقة تكوين روابط تساهمية جديدة. لذلك ، فإن تكافؤ الأكسجين هو اثنان. ومع ذلك ، في بعض الحالات ، يمكن لذرة الأكسجين ، التي تحتوي على أزواج إلكترونية غير مشتركة ، أن تعمل كمتبرع للإلكترون وتشكل روابط تساهمية إضافية وفقًا لآلية متلقي المتبرع.
تتناقص الكهربية لهذه العناصر تدريجياً بالترتيب O-S-Se-Te-Rho. درجة الأكسدة من -2 ، +2 ، +4 ، +6. يزيد نصف قطر الذرة ، مما يضعف الخصائص غير المعدنية للعناصر.
تشكل عناصر هذه المجموعة الفرعية مركبات على شكل H2 R مع الهيدروجين (H2 O، H2 S، H2 Se، H2 Te، H2 Po) ، وهذه المركبات تتحلل في الماء وتشكل أحماض. تزداد خصائص الحمض في الاتجاه H2 O → H2 S → H2 Se → H2 Te → H2 Po. تشكل S و Se و Te مركبات من النوع RO2 و RO3 مع الأكسجين. من هذه الأكاسيد ، يتم تكوين أحماض من النوع H2 RO3 و H2 RO4. مع زيادة العدد الذري ، تقل قوة الأحماض. كل منهم له خصائص مؤكسدة. تظهر الأحماض مثل H2 RO3 أيضًا خصائص مختزلة.
الأكسجين
المركبات والمستحضرات الطبيعية:الأكسجين هو العنصر الأكثر وفرة في القشرة الأرضية. في الحالة الحرة ، يوجد في الهواء الجوي (21٪) ؛ في شكل مقيد ، هو جزء من الماء (88.9٪) ، والمعادن والصخور وجميع المواد التي تتكون منها الكائنات الحية النباتية والحيوانية. الهواء الجوي عبارة عن مزيج من العديد من الغازات ، الجزء الرئيسي منها عبارة عن النيتروجين والأكسجين ، وكمية صغيرة من الغازات النبيلة وثاني أكسيد الكربون وبخار الماء. يتكون ثاني أكسيد الكربون في الطبيعة أثناء احتراق الخشب والفحم وأنواع الوقود الأخرى ، وتنفس الحيوانات ، والانحلال. في بعض أجزاء العالم ، يتم إطلاق ثاني أكسيد الكربون في الهواء من خلال النشاط البركاني وكذلك من مصادر تحت الأرض.
يتكون الأكسجين الطبيعي من ثلاثة نظائر مستقرة: 816 O (99.75٪) ، 817 O (0.04) ، 818 O (0.20). تم الحصول على النظائر 814 O ، 815 O ، 819 O أيضًا بشكل مصطنع.
حصل KW Scheele على الأكسجين لأول مرة في صورة نقية في عام 1772 ، ثم في عام 1774 بواسطة D.Yu Priestley ، الذي عزله عن HgO. ومع ذلك ، لم يكن بريستلي يعلم أن الغاز الذي تلقاه كان جزءًا من الهواء. بعد بضع سنوات فقط ، أثبت لافوازييه ، الذي درس خصائص هذا الغاز بالتفصيل ، أنه الجزء الرئيسي من الهواء.
يتم الحصول على الأكسجين في المختبر بالطرق التالية:
ه
التحليل الكهربائي للماء.لزيادة التوصيل الكهربائي للماء ، يضاف إليه محلول قلوي (عادةً 30٪ KOH) أو كبريتات فلز قلوي:
بشكل عام: 2H2 O → 2H2 + O2
عند الكاثود: 4H2 O + 4e¯ → 2H2 + 4OH¯
عند الأنود: 4OH − 4е → 2H2 О + 2
- تحلل المركبات المحتوية على الأكسجين:
التحلل الحراري لملح برتوليت تحت تأثير محفز MnO2.
KClO3 → 2KCl + 3O2
التحلل الحراري لبرمنجنات البوتاسيوم
KMnO4 → K2 MnO4 + MnO2 + O2.
التحلل الحراري لنترات الفلزات القلوية:
2KNO3 → 2KNO2 + О2.
تحلل البيروكسيدات:
2H2 O2 → 2H2 O + O2.
2ВаО2 → 2ВаО + 2.
التحلل الحراري لأكسيد الزئبق (II):
2HgO → 2HgO + 2.
تفاعل بيروكسيدات الفلزات القلوية مع أول أكسيد الكربون (IV):
2Na2 O2 + 2CO2 → 2Na2 CO3 + O2.
التحلل الحراري للمبيض في وجود عامل مساعد - أملاح الكوبالت:
2Ca (OCl) Cl → 2CaCl2 + O2.
أكسدة بيروكسيد الهيدروجين مع برمنجنات البوتاسيوم في وسط حمضي:
2KMnO4 + H2 SO4 + 5H2 O2 → K2 SO4 + 2Mn SO4 + 8H2 O + 5O2.
في الصناعة:في الوقت الحاضر ، يتم إنتاج الأكسجين في الصناعة عن طريق التقطير الجزئي للهواء السائل. مع التسخين الضعيف للهواء السائل ، يتم فصل النيتروجين عنه أولاً (الغليان (N2) = -196 درجة مئوية) ، ثم يتم إطلاق الأكسجين (الغليان (O2) = -183 درجة مئوية).
يحتوي الأكسجين الذي يتم الحصول عليه بهذه الطريقة على شوائب من النيتروجين. لذلك ، للحصول على أكسجين نقي ، يتم إعادة تقطير الخليط الناتج والحصول في النهاية على 99.5٪ أكسجين. بالإضافة إلى ذلك ، يتم الحصول على بعض الأكسجين عن طريق التحليل الكهربائي للماء. المنحل بالكهرباء هو محلول 30٪ KOH.
يتم تخزين الأكسجين عادة في اسطوانات زرقاء عند ضغط 15 ميجا باسكال.
الخصائص الفيزيائية والكيميائية:الأكسجين غاز عديم اللون والرائحة والمذاق وأثقل قليلاً من الهواء وقابل للذوبان في الماء قليلاً. الأكسجين عند ضغط 0.1 ميجا باسكال ودرجة حرارة -183 درجة مئوية ينتقل إلى الحالة السائلة ، عند -219 درجة مئوية يتجمد. في الحالة السائلة والصلبة ، ينجذب بواسطة المغناطيس.
وفقًا لطريقة روابط التكافؤ ، فإن بنية جزيء الأكسجين ممثلة بالمخطط -: Ö :: Ö: , لا يفسر القوة الكبيرة للجزيء الذي له خصائص بارامغناطيسية ، أي الإلكترونات غير المزدوجة في الحالة الطبيعية.
نتيجة الترابط بين إلكترونات ذرتين ، يتم تكوين زوج إلكترون واحد مشترك ، وبعد ذلك يشكل الإلكترون غير المزاوج في كل ذرة رابطة متبادلة مع زوج غير مشترك من ذرة أخرى ، ويتم تكوين رابطة ثلاثية الإلكترونات بينهما . في حالة الإثارة ، يُظهر جزيء الأكسجين خصائص نفاذية مغناطيسية تتوافق مع الهيكل وفقًا للمخطط: Ö = Ö: ,
ينقص إلكترونان لملء مستوى الإلكترون في ذرة الأكسجين. لذلك ، يمكن للأكسجين في التفاعلات الكيميائية أن يضيف إلكترونين بسهولة ويعرض حالة أكسدة -2. يُظهر الأكسجين فقط في المركبات التي تحتوي على عنصر فلور كهربائي أكثر سلبيًا حالة الأكسدة +1 و +2: O2 F2 ، OF2.
الأكسجين عامل مؤكسد قوي. لا يتفاعل فقط مع الغازات الخاملة الثقيلة (Kr ، Xe ، He ، Rn) ، مع الذهب والبلاتين. تتشكل أكاسيد هذه العناصر بطرق أخرى. يتم تضمين الأكسجين في تفاعلات الاحتراق والأكسدة ، مع كل من المواد البسيطة والمواد المعقدة. عندما تتفاعل غير الفلزات مع الأكسجين ، تتشكل أكاسيد مكونة للحمض أو الملح ، وعندما تتفاعل المعادن ، تتشكل أكاسيد مذبذبة أو مختلطة. وهكذا يتفاعل الأكسجين مع الفوسفور عند درجة حرارة ~ 60 درجة مئوية ،
4P + 5O2 → 2P2 O5
مع المعادن - أكاسيد المعادن المقابلة
4Al + 3O2 → 2Al2O3
3Fe + 2O2 → Fe3O4
عندما يتم تسخين المعادن القلوية في الهواء الجاف ، يشكل الليثيوم فقط أكسيد Li2 O ، والباقي عبارة عن بيروكسيدات وأكسيد فائق:
2Na + O2 → Na2 O2 K + O2 → KO2
يتفاعل الأكسجين مع الهيدروجين عند 300 درجة مئوية:
2H2 + O2 = 2H2 O.
عند التفاعل مع الفلور ، فإنه يظهر خصائص مختزلة:
O2 + F2 = F2 O2 (في التفريغ الكهربائي) ،
بالكبريت - عند درجة حرارة حوالي 250 درجة مئوية:
يتفاعل الأكسجين مع الجرافيت عند 700 درجة مئوية
C + O2 = CO2.
يبدأ تفاعل الأكسجين مع النيتروجين فقط عند 1200 درجة مئوية أو في التفريغ الكهربائي:
N2 + O22NO - س.
يتفاعل الأكسجين أيضًا مع العديد من المركبات المعقدة ، على سبيل المثال ، مع أكسيد النيتريك (II) ، يتفاعل حتى في درجة حرارة الغرفة:
2NO + O2 = 2NO2.
أثناء أكسدة كبريتيد الهيدروجين ، عند تسخينه ، يتشكل الكبريت ، أو أكسيد الكبريت (IV) ، اعتمادًا على النسبة بين الأكسجين وكبريتيد الهيدروجين:
2H2 S + O2 = 2S + 2H2 O
2Н2 S + 2 = 2SO2 + 2Н2 О
في معظم تفاعلات الأكسدة التي تتضمن الأكسجين ، يتم إطلاق الحرارة والضوء - وتسمى هذه العمليات بالاحتراق.
الأوزون
أوزون- O3 هو ثاني تعديل مؤثر لعنصر الأكسجين. جزيء O3 له بنية زاويّة (الزاوية بين الروابط 116º ، طول الرابطة O = O ، l = 0.1278 نانومتر) إنه غاز أزرق. الأوزون السائل أزرق غامق. مادة سامة ومتفجرة خاصة في الحالة السائلة والصلبة). يتكون الأوزون في الغلاف الجوي أثناء تصريفات البرق ، وله رائحة نضارة خاصة.
عادة ، يتم إنتاج الأوزون في أجهزة الأوزون عن طريق تمرير تفريغ كهربائي هادئ عبر الأكسجين (يكون التفاعل ماصًا للحرارة وقابلًا للانعكاس بدرجة عالية ؛ مردود الأوزون هو 5٪):
3О22О3 ΔН = -285 كيلوجول. في ظل ظروف المختبر ، يتم الحصول على الأوزون عن طريق تحميض بيرسلفات بحمض النيتريك.
(NH4) 2 S2 O8 → H2 S2 O8 + 2NH4 +
H2 S2 O8 → 2SO2 + O3 + H2O
يتكون O3 بإنتاجية منخفضة نتيجة التفاعل:
3F2 + H2 O (g) → 6HF + O3
O3 هو أقوى عامل مؤكسد ، يؤكسد جميع المعادن (باستثناء الذهب والبلاتين) ومعظم المعادن غير الفلزية. إنه يحول الأكاسيد السفلية إلى أكاسيد أعلى ، وكبريتيدات المعادن إلى كبريتاتهم. في التفاعلات التي تشتمل على O3 ، يتشكل O2 عادةً ، على سبيل المثال:
2Ag + O3 → Ag2O + O2
PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2
NH2 + 3O3 → HNO2 + H2O
Pb (OH) 2 + O3 → PbO2 + H2O + O2
عند التعرض لـ O3 على المعادن القلوية ، يمكن الحصول على الأوزون - مركبات غير مستقرة تتحلل:
2KO3 → 2KO2 + O2
كعامل مؤكسد قوي ، الأوزون يقتل البكتيريا وبالتالي يستخدم لتطهير الهواء. توجد طبقة أوزون مستقرة في الغلاف الجوي على ارتفاع ~ 22 كم. طبقة الأوزون هذه تحمي الأرض من الأشعة فوق البنفسجية النقية المدمرة للحياة.
عندما يتفاعل الأوزون مع محلول يوديد البوتاسيوم ، يتم إطلاق اليود ، بينما لا يحدث هذا التفاعل مع الأكسجين:
2KI + O3 + H2 O \ u003d I2 + 2KOH + O2.
غالبًا ما يستخدم التفاعل كتفاعل نوعي للكشف عن I- أو أيونات الأوزون. للقيام بذلك ، يضاف النشا إلى المحلول ، والذي يعطي مركبًا أزرق مميزًا مع اليود المنطلق ، كما أنه ذو جودة عالية لأن الأوزون لا يؤكسد Cl - و Br- أيونات.
ماء
الخصائص الفيزيائية والكيميائية للماء:الماء النقي سائل شفاف عديم اللون ، عديم الطعم والرائحة. كثافة الماء عند الانتقال لهامن الحالة الصلبة إلى الحالة السائلة لا تنخفض ، كما هو الحال مع جميع المواد الأخرى تقريبًا ، ولكنها تزداد.
الماء مادة مألوفة وغير عادية. لا توجد مادة على الأرض أكثر أهمية لنا من الماء العادي ، وفي نفس الوقت لا توجد مادة أخرى لها خصائصها العديد من التناقضات والشذوذ مثل خصائصها.
ما يقرب من نصف سطح كوكبنا تشغلها المحيطات والبحار. تغطي المياه الصلبة - الثلج والجليد - 20٪ من مساحة الأرض. يعتمد مناخ الكوكب على الماء. يقول الجيوفيزيائيون إن الأرض كانت ستبرد منذ فترة طويلة وتتحول إلى قطعة حجر هامدة ، لولا الماء. لديها قدرة حرارية عالية جدا. عندما يسخن ، يمتص الحرارة ، وعندما يبرد ، يطلقها. تمتص المياه الأرضية وتعيد الكثير من الحرارة ، وبالتالي تساوي المناخ. الأرض محمية من البرد الكوني من خلال تلك الجزيئات المنتشرة في الغلاف الجوي - في السحب وفي شكل أبخرة.
يختلف الماء في الخواص الفيزيائية اختلافًا كبيرًا عن المذيبات الأخرى: عند 4 درجات مئوية ، يكون للماء أقصى كثافة ، وفقط مع مزيد من التسخين تنخفض كثافته. إذا تغير الماء بشكل مشابه لمواد أخرى مع انخفاض درجة الحرارة وأثناء الانتقال من الحالة السائلة إلى الحالة الصلبة ، فعند اقتراب الشتاء ، ستبرد الطبقات السطحية للمياه الطبيعية إلى 0 درجة مئوية وتغرق في القاع حتى ستكتسب الكتلة الكاملة للخزان درجة حرارة 0 درجة مئوية. سيتجمد الماء ، وستغرق طبقات الجليد الطافية في القاع ، وتتجمد البركة حتى عمقها الكامل. قد تكون العديد من أشكال الحياة في الماء مستحيلة. في الواقع ، تبقى الطبقة المبردة ، ذات الكثافة المنخفضة ، على السطح ، وتتجمد ، وبالتالي تحمي الطبقات الأساسية من التبريد.
يتمتع الماء بسعة حرارية عالية بشكل غير طبيعي (4.18 J / g K) ، لذلك في الليل ، وكذلك أثناء الانتقال من الصيف إلى الشتاء ، يبرد الماء ببطء. وأثناء النهار ، أو أثناء الانتقال من الشتاء إلى الصيف ، ترتفع درجة حرارته أيضًا ببطء ، وبالتالي فهو منظم درجة الحرارة على الكرة الأرضية.
الماء في حالته الطبيعية سائل ، بينما H2 S ، H2 Se ، H2 Te هي غازات. درجات حرارة التبلور وتبخر الماء أعلى بكثير من درجات الحرارة المقابلة لهذه المركبات.
يحتوي الماء على ثابت عازل مرتفع جدًا (78.5 عند 298 كلفن).
الماء مذيب جيد للسوائل القطبية والمركبات ذات الروابط الأيونية ؛ فهو يشكل هيدرات بلورية مع العديد من المركبات الكيميائية.
لفترة طويلة ، كانت الخصائص غير العادية للمياه لغزا للعلماء. تعود بشكل رئيسي إلى الأسباب التالية:
الطبيعة القطبية للجزيئات ؛
وجود أزواج إلكترونية غير مشتركة في ذرة الأكسجين ؛
روابط هيدروجينية.
تعتبر الرابطة بين ذرات الهيدروجين والأكسجين قطبية ، مما يؤدي إلى عدم تناسق في توزيع الشحنات الإلكترونية ، وبالتالي إلى قطبية الجزيء. طول الرابطة 96 نانومتر ، والزاوية بين الروابط ~ 105 درجة.
يتسبب وجود أزواج وحيدة من الإلكترونات في الأكسجين وتحول أزواج الإلكترونات المشتركة من ذرات الهيدروجين إلى الأكسجين في تكوين روابط هيدروجينية. طاقة الربط 25 كيلو جول / مول. تكون ذرة الأكسجين في جزيء الماء في حالة تهجين sp3. لذلك ، فإن زاوية رابطة HOH قريبة من الزاوية الرباعية السطوح (109.5 درجة).
الوزن الجزيئي للماء البخاري هو 18 ويتوافق مع أبسط صيغة له. ومع ذلك ، فإن الوزن الجزيئي للسائل أعلى. يشير هذا إلى أن ارتباط الجزيئات يحدث في المرحلة السائلة ؛ توليفها في مجاميع أكثر تعقيدًا ، بسبب تكوين روابط هيدروجينية بين الجزيئات.
في الماء الصلب (الجليد) ، تشارك ذرة الأكسجين لكل جزيء في تكوين رابطتين هيدروجينيتين مع جزيئات الماء المجاورة.
ينتمي هيكل الجليد إلى الهياكل الأقل كثافة ؛ توجد فراغات فيه ، أبعادها أكبر إلى حد ما من أبعاد جزيء الماء. عندما يذوب الجليد ، يتم تدمير هيكله ، ولكن تبقى الروابط الهيدروجينية في الطور السائل ، يتم تكوين روابط ، ولكنها موجودة لفترة قصيرة: تدمير بعضها وتكوين الركام الأخرى يحدث باستمرار. في فراغات مثل هذه التجمعات "الجليدية" ، يمكن وضع جزيئات الماء المفردة ، في حين أن حزم جزيئات الماء تصبح كثيفة. هذا هو السبب في أنه عندما يذوب الجليد ، يقل الحجم الذي يشغله الماء ، وتزداد كثافته. عندما يتم تسخين الماء ، يتم إنفاق جزء من الحرارة على تكسير الروابط الهيدروجينية. هذا يفسر السعة الحرارية العالية للماء. تنكسر الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء تمامًا فقط عندما يمر الماء في بخار.
على الأرض ، توجد ذرة ديوتيريوم واحدة لكل 6800 ذرة بروتيوم ، وفي الفضاء بين النجوم توجد ذرة ديوتيريوم واحدة بالفعل لـ 200 ذرة بروتيوم.
الماء مادة شديدة التفاعل.
يتفاعل الماء مع الكثير المعادنمع تطور الهيدروجين:
2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (بعنف)
2K + 2H2O = H2 + 2KOH (بعنف)
3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (فقط عند التسخين)
ليس كل شيء ، ولكن فقط المعادن النشطة بدرجة كافية يمكنها المشاركة في تفاعلات الأكسدة والاختزال من هذا النوع. تتفاعل معادن الأرض القلوية والقلوية بسهولة أكبر.
من غير المعادنعلى سبيل المثال ، يتفاعل الكربون ومركب الهيدروجين (الميثان) مع الماء. هذه المواد أقل نشاطًا بكثير من المعادن ، لكنها تظل قادرة على التفاعل مع الماء في درجات حرارة عالية:
C + H2 O ® H2 + CO
CH4 + 2H2 O ® 4H2 + CO2
يتحلل الماء إلى هيدروجين وأكسجين تحت تأثير تيار كهربائي. إنه أيضًا تفاعل الأكسدة والاختزال ، حيث يكون الماء عامل مؤكسد وعامل اختزال:
2H2O 
2H2 + O2
يتفاعل الماء مع الكثير أكاسيد غير المعادن. على عكس التفاعلات السابقة ، هذه التفاعلات ليست الأكسدة والاختزال ، ولكنها تفاعلات مركبة:
P2 O5 + 3H2 O → 2H3 PO4 ؛ N2 O5 + H2 O → 2HNO3
تتفاعل أكاسيد الفلزات القلوية والقلوية مع الماء لتشكيل القلويات المقابلة:
CaO + H2O → Ca (OH) 2
ليست كل أكاسيد المعادن قادرة على التفاعل مع الماء. بعضها غير قابل للذوبان عمليًا في الماء وبالتالي لا يتفاعل مع الماء. هذه هي ZnO و TiO2 و Cr2 O3 ، والتي يتم منها ، على سبيل المثال ، تحضير الدهانات المقاومة للماء. كما أن أكاسيد الحديد غير قابلة للذوبان في الماء ولا تتفاعل معها. تتفاعل العديد من مركبات المعادن مع غير المعادن بسهولة مع الماء لتكوين هيدروكسيدات المعادن ومركبات الهيدروجين من غير المعادن:
PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
Al2 S3 + 6H2 O → 2Al (OH) 3 + 3H2 S
Ca3 P2 + 6H2 O → 3Ca (OH) 2 + 2PH3
Na3 N + 3H2 O → 3NaOH + NH3
KH + H2O → KOH + H2
يشكل الماء العديد من المركبات التي يتم فيها الحفاظ على جزيئه تمامًا. هذه هي ما يسمى ب الهيدرات. إذا كانت الهيدرات بلورية ، فيتم تسميتها هيدرات بلورية، فمثلا:
CuSO4 +5 H2O → CuSO4 . 5H2O
H2 SO4 + H2 O = H2 SO4 . H2O (هيدرات حامض الكبريتيك)
هيدروكسيد الصوديوم + H2O = هيدروكسيد الصوديوم . H2 O (هيدرات الصودا الكاوية)
تستخدم المركبات التي تربط الماء بالهيدرات والهيدرات البلورية كمجففات. بمساعدتهم ، على سبيل المثال ، قم بإزالة بخار الماء من الهواء الجوي الرطب.
تفاعل خاص للماء - التمثيل الضوئي - تخليق النشا (C6 H10 O5) n والمركبات المماثلة الأخرى (الكربوهيدرات) بواسطة النباتات ، والتي تحدث مع إطلاق الأكسجين:
6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5) n + 6n O2 (تحت تأثير الضوء)
الماء له نشاط محفز. في حالة عدم وجود آثار للرطوبة ، لا تحدث تفاعلات عادية عمليًا ، على سبيل المثال ، لا يتأكسد الصوديوم والفوسفور الأبيض ، ولا يتفاعل الكلور مع المعادن ، ولا يقطع فلوريد الهيدروجين الزجاج.
بيروكسيد الهيدروجين
بيروكسيد الهيدروجين H2 O2 هو مركب هيدروجين-أكسجين يحتوي على كمية قياسية من الأكسجين - 94٪ من الكتلة. تحتوي جزيئات H2O2 على مجموعات بيروكسيد – О- والتي تحدد بشكل كبير خصائص هذا المركب.
نظرًا للتوزيع غير المتماثل لسندات H O ، فإن جزيء H2O2 قطبي للغاية. تنشأ رابطة هيدروجينية قوية إلى حد ما بين جزيئات H2O2 ، مما يؤدي إلى ارتباطها. لذلك ، في ظل الظروف العادية ، يكون بيروكسيد الهيدروجين عبارة عن سائل شراب أزرق شاحب (كثافة 1.44) مع نقطة غليان عالية إلى حد ما (150 درجة مئوية). عند تخزين H2 O2 يتحلل.
يتم الحصول على السيلينيوم من نفايات حامض الكبريتيك وإنتاج اللب والورق وحمأة الأنود من التكرير الكهربائي للنحاس. يوجد السيلينيوم في الحمأة مع الكبريت والتيلوريوم والمعادن الثقيلة والنبيلة. لاستخلاص السيلينيوم ، يتم ترشيح الحمأة وتعريضها إما لتحميص مؤكسد (حوالي 700 درجة مئوية) أو تسخين بحمض الكبريتيك المركز. يتم التقاط ثاني أكسيد الكربون المتطاير الناتج في أجهزة غسل الغازات والمرسبات الكهروستاتيكية. من المحاليل ، يتم ترسيب السيلينيوم التجاري بثاني أكسيد الكبريت. كما يتم استخدام تلبيد الحمأة بالصودا ، يليها ترشيح سيلينات الصوديوم بالماء وعزل السيلينيوم عن المحلول. للحصول على السيلينيوم عالي النقاء المستخدم كمواد شبه موصلة ، يتم تكرير السيلينيوم الخام عن طريق التقطير الفراغي وإعادة التبلور وغيرها.
الخصائص الفيزيائية والكيميائية للسيلينيوم.تكوين غلاف الإلكترون الخارجي لذرة Se 4s2 4p4 ؛ يتم إقران دوران اثنين من الإلكترونات p ، بينما لا يتم إقران الاثنين الآخرين ، لذلك فإن ذرات السيلينيوم قادرة على تكوين جزيئات Se2 أو سلاسل من ذرات Sen. يمكن إغلاق سلاسل ذرات السيلينيوم في جزيئات حلقة Se8. يحدد تنوع التركيب الجزيئي وجود السيلينيوم في مختلف التعديلات المتآصلة: غير متبلور (مسحوق ، غرواني ، زجاجي) وبلوري (أشكال α- و β أحادية الميل وأشكال سداسية). يتم الحصول على السيلينيوم المسحوق غير المتبلور (الأحمر) والغرواني (كثافة 4.25 جم / سم 3 عند 25 درجة مئوية) عن طريق الاختزال من محلول حمض السيلينيوس H2 SeO3 والتبريد السريع لبخار السيلينيوم وطرق أخرى. يتم الحصول على السيلينيوم الزجاجي (الأسود) (كثافة 4.28 جم / سم 3 عند 25 درجة مئوية) عن طريق تسخين أي تعديل للسيلينيوم فوق 220 درجة مئوية متبوعًا بالتبريد السريع. السيلينيوم الزجاجي له بريق زجاجي وهش. من الناحية الديناميكية الحرارية ، فإن الأكثر استقرارًا هو السيلينيوم السداسي (الرمادي). يتم الحصول عليه من أشكال أخرى من السيلينيوم عن طريق التسخين إلى الذوبان مع التبريد البطيء إلى 180-210 درجة مئوية والتثبيت عند درجة الحرارة هذه. تم بناء شبكتها من سلاسل حلزونية متوازية من الذرات. الذرات داخل السلاسل مرتبطة تساهميًا. جميع تعديلات السيلينيوم لها خصائص كهروضوئية. السلينيوم السداسي حتى درجة حرارة الانصهار هو أشباه موصلات ذات شوائب مع التوصيل بالثقب. السيلينيوم عبارة عن مادة مغناطيسية (أزواجها مغناطيسية).
السيلينيوم مستقر في الهواء. الأكسجين والماء والهيدروكلوريك وأحماض الكبريتيك المخففة لا تؤثر عليه ، فهو قابل للذوبان بدرجة عالية في حمض النيتريك المركز والأكوا ريجيا ، ويذوب بشكل غير متناسب في القلويات:
Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2O
3Se + 6KOH → K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O
يحتوي السيلينيوم في المركبات على حالات أكسدة -2 ، +2 ، +4 ، +6. مع الأكسجين ، يشكل السيلينيوم عددًا من الأكاسيد: SeO و Se2 O3 و SeO2 و SeO3. الأخيران هما أنهيدريد من سيلينوس H2 SeO3 وأحماض سيلينيك H2 SeO4 (أملاح - سيلينيت وسيلينات). SeO2 هو الأكثر استقرارًا. SeO2 و H2 SeO3 مع عوامل مؤكسدة قوية تظهر خصائص مختزلة:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + حمض الهيدروكلوريك
مع الهالوجينات ، يعطي السيلينيوم مركبات SeF6 و SeF4 و SeCl4 و SeBr4 و Se2 Cl2 وغيرها. يشكل الكبريت والتيلوريوم سلسلة مستمرة من المحاليل الصلبة مع السيلينيوم. مع النيتروجين ، يعطي السيلينيوم Se4 N4 ، مع الكربون - CSe2. المركبات التي تحتوي على الفوسفور P2 Se3 و P4 Se3 و P2 Se5 معروفة. يتفاعل الهيدروجين مع السيلينيوم عند t> = 200 درجة مئوية ، مكونًا H2 Se ؛ يسمى محلول H2Se في الماء حمض الهيدروسيلينيك. عند التفاعل مع المعادن ، يشكل السيلينيوم السلينيدات. تم الحصول على العديد من المركبات المعقدة من السيلينيوم. جميع مركبات السيلينيوم سامة.
تطبيق السيلينيوم .نظرًا لرخص ثمنها وموثوقيتها ، يتم استخدام السيلينيوم في تقنية المحول في الثنائيات شبه الموصلة ، وكذلك في الأجهزة الكهروضوئية (سداسية) ، وآلات التصوير الكهروضوئي (السلينيوم غير المتبلور) ، وتوليف السلينيدات المختلفة ، مثل الفوسفور في التلفزيون والأجهزة البصرية والإشارة ، الثرمستورات ، إلخ. يستخدم السيلينيوم على نطاق واسع لتبييض الزجاج الأخضر والحصول على أكواب الياقوت ؛ في علم المعادن - لإعطاء الفولاذ المصبوب بنية دقيقة الحبيبات ، وتحسين الخواص الميكانيكية للفولاذ المقاوم للصدأ ؛ في الصناعة الكيميائية - كمحفز ؛ يستخدم السيلينيوم أيضًا في صناعة الأدوية والصناعات الأخرى.
8.4 التيلوريوم
المركبات الطبيعية والحصول عليها.أساسي. مصادر التيلوريوم هي الحمأة من التكرير الكهربائي للنحاس والحمأة من إنتاج حامض الكبريتيك ، وكذلك الخبث القلوي من تكرير الرصاص. أثناء معالجة حمأة حامض الكبريتيك بطريقة التحميص (انظر السيلينيوم) ، يبقى التيلوريوم في الجمرة ، والذي يتم ترشيحه بحمض الهيدروكلوريك. يترسب Se من محلول حمض الهيدروكلوريك عن طريق تمرير SO2 ، وبعد ذلك يتم تخفيف المحلول إلى محتوى حمضي بنسبة 10-12٪ وعند تسخينه بفعل SO2 ، يترسب التيلوريوم.
أثناء تلبيد الحمأة بالصودا والترشيح اللاحق ، يمر التيلوريوم إلى محلول ، وعند التحييد ، يترسب في شكل TeO2. يتم الحصول على التيلوريوم إما عن طريق الاختزال المباشر لـ TeO2 بالفحم ، أو عن طريق الترسيب عن طريق عمل SO2 على محاليل حمض الهيدروكلوريك لـ TeO2. أثناء معالجة الحمأة بطريقة الكبريتيد (الترشيح بمحلول Na2S) ، يتم عزل التيلوريوم من المحلول (بعد ترسيب Se عن طريق التهوية) عن طريق عمل Na2 S2 O3 الجاف:
Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S
أثناء معالجة حمأة الإلكتروليت النحاسية ، يتم تحويل التيلوريوم بشكل أساسي إلى خبث الصودا ، الناتج عن إعادة صهر البقايا إلى سبيكة من الذهب والفضة ("معدن دوري"). عند استخدام الكبريتة ، يمر جزء من التيلوريوم في محاليل الكبريتات مع النحاس. من بين هؤلاء ، يترسب التيلوريوم بفعل النحاس المعدني:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Cu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O
يتم استخلاص التيلوريوم من خبث الصودا بعد الذوبان في الماء أو بالتعادل مع ترسيب TeO2 (يتم تنقيته عن طريق التكاثر من محلول الكبريتيد أو الحمضي ، ويتم إذابته في القلويات ويتم عزل التيلوريوم عن طريق التحليل الكهربائي) ، أو يتم ترسيب التيلوريوم الخام مباشرة من محلول الصودا بواسطة التحليل الكهربائي. يتم تقليله بواسطة A1 في محلول قلوي:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. ثم يتم ترسيب التيلوريوم عن طريق التهوية:
2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH
للحصول على التيلوريوم عالي النقاء ، يتم استخدام مركباته المتطايرة ، على وجه الخصوص TeCl4 ، الذي يتم تنقيته بالتقطير أو التصحيح والاستخراج من محلول حمض الهيدروكلوريك. بعد التحلل المائي لكلوريد TeO2 ، يتم تقليل H2. في بعض الأحيان يتم استخدام H2Te أيضًا للتنقية. في المراحل النهائية من التنقية ، يتم استخدام التسامي الفراغي أو التقطير أو تصحيح التيلوريوم ، وكذلك ذوبان المنطقة أو التبلور الاتجاهي.
الخصائص الفيزيائية والكيميائية.التيلوريوم مادة رمادية فضية ذات لمعان معدني ، في طبقات رقيقة بنية ضاربة إلى الحمرة في ضوء ، أصفر ذهبي في أزواج. ذوبان التيلوريوم فوق ~ 700 درجة مئوية له موصلية معدنية. التيلوريوم مغناطيسي مغناطيسي. القابلية للإصابة - 0.31 10-9. صلابة موس 2.3 ، برينل 180-270 ميجا باسكال ؛ مقاومة التمزق 10.8 ميجا باسكال. التيلوريوم هش ويصبح مطيلًا عند تسخينه.
بالنسبة للتيلوريوم ، فإن جهد القطب العادي هو 0.56 فولت. يكون التيلوريوم ، حتى مشتتًا ، مستقرًا في الهواء ، ولكن عند تسخينه ، يحترق (لهب أزرق بهالة خضراء) لتشكيل TeO2. يتفاعل التيلوريوم البلوري مع الماء فوق 100 درجة مئوية ، غير متبلور - فوق 50 درجة مئوية. تعمل المحاليل القلوية المركزة على إذابة التيلوريوم لتشكيل تيلورايد وتيلوريت. لا يؤثر حمض الهيدروكلوريك و H2 SO4 المخفف على التيلوريوم ، conc. H2 SO4 يذوبها ، المحاليل الحمراء الناتجة تحتوي على الكاتيون. يؤكسد HNO3 التيلوريوم إلى حمض التيلوروس H2 TeO3 (أملاح التيلوريت):
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2O
العوامل المؤكسدة القوية (HClO3 ، KMnO4 ، إلخ) تتأكسد لتصل إلى حمض التيلوريك H2 TeO4 (أملاح التيلورات):
4Te + 3HClO4 + 4H2O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O
يذوب التيلوريوم في محاليل الكبريتيدات وعديد الكبريتيدات من الفلزات القلوية (مع تكوين ثيوتيللوريدات وثيوتيل لوريت). يتفاعل مع محاليل ملح Ag. لا يذوب في CS2. يتفاعل مع Cl2 و F2 و Br2 في درجة حرارة الغرفة ، مع I2 - عند تسخينه ، تتفاعل السبائك مع S ، P (لا تشكل مركبات) ، مثل (تعطي As2 Te3) ، مع Si (مع تكوين Si2 Te3 و SiTe) ، مع Se (تشكيل محاليل صلبة أثناء التبلور). لا يتفاعل مباشرة مع البورون والكربون ؛ عند تسخينه ، فإنه يشكل غازي تيكو كربونيل غير مستقر. عندما تنصهر مع المعادن ، يتم الحصول على التيلورايد.
هيدروجين تيلورايد H2 Te غاز عديم اللون ذو رائحة كريهة ؛ في الحالة السائلة أصفر مخضر ، بلوري ليمون أصفر ؛ تي كيب. - 2 درجة مئوية ، لذلك رر. - 51 درجة مئوية ؛ كثيف 5.81 جم / لتر ؛ للغاز وفي الهواء الجاف عند درجة حرارة الغرفة تتحلل ببطء ، وتتأكسد في الهواء الرطب لتلوريوم ؛ عند تسخينه في الهواء ، يحترق ، ويعطي TeO2 ؛ الذوبان في الماء 0.1 م ، محلول مائي ضعيف حمض ، K1 2 10-3 ؛ عامل اختزال قوي تم الحصول عليها عن طريق تفاعل Al2 Te3 مع حمض الهيدروكلوريك ، وكذلك عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول H2 SO4 مع كاثود التيلوريوم عند 0 درجة مئوية ؛ تستخدم لإنتاج التيلوريوم عالي النقاء.
سداسي فلوريد TeF6 غاز عديم اللون ؛ النائب - 37.8 درجة مئوية ، درجة الحرارة. -38.6 درجة مئوية ؛ كثيف 10.7 جم / لتر ؛ مستقر في الهواء الجاف ، لا يؤثر على الزجاج ؛ يذوب في الماء ، يتحلل بالماء تدريجياً مع تكوين أحماض الفلوروتيلوريك TeFn (OH) 6-n ، حيث n من 1 إلى 4 ، وفي النهاية حمض التيلوريك ؛ تشكل مركبات مع فلوريد الفلورايد ، على سبيل المثال. حج وبا ؛ يتم الحصول عليها عن طريق فلورة التيلوريوم عند تسخينها. Tetrafluoride TeF4 - بلورات لتقويم العظام ؛ النائب 129.6 درجة مئوية ، ص. 194 درجة مئوية (مع التحلل) ؛ الكثافة 4.22 جم / سم 3 ؛ استرطابي للغاية ، يتحلل بسهولة ؛ مع الفلوريدات الفلزية القلوية تشكل خماسي فلوروتيللورات M ؛ تم الحصول عليها بفعل SeF4 على TeO2. عوامل الفلورايد المفلورة.
رباعي كلوريد TeCl4 - بلورات صفراء ؛ النائب 224 درجة مئوية ، ص. 381.8 درجة مئوية ؛ كثيف 3.01 جم / سم 3 ؛ ur- نشوئها من الاعتماد على درجة الحرارة لضغط البخار \ u003d 8.791 - - 3941 / T (497-653) ؛ استرطابي للغاية ، يتحلل بالماء ؛ في محلول HC1 المركز ، مكونًا حمض الكلوروتيلوريك H2 TeC16 ؛ من محاليل حمض الهيدروكلوريك يتم استخراجه مع فوسفات ثلاثي بوتيل ومذيبات عضوية أخرى ؛ مع كلوريدات الفلزات القلوية فإنه يشكل hexa-M2 [TeCl6] و pentachlorotellurates M [TeC15] ، مع كلوريدات Al ، Fe (III) ، Zr ومجمعات أخرى مع الكاتيونات ، على سبيل المثال ، TeC13 ؛ تم الحصول عليها عن طريق كلورة التيلوريوم ؛ TeCl4 هو مادة البداية لإنتاج التيلوريوم عالي النقاء. ثنائي كلوريد TeCl2 البني مستقر في الأبخرة ويمكن تكثيفه في سائل. تم الحصول أيضًا على اثنين من الكلوريدات السفلية المتبلورة - رمادي فضي Te2 Cl3 و Te2 Cl أسود ثابت مع لمعان معدني.
يمكن الحصول على كبريتيدات TeS2 و TeS3 ، التي تتحلل عند تسخينها ، عن طريق الترسيب من المحاليل المائية ؛ إن TeS7 و Te7 S10 معروفان. يمكن الحصول على Thiotellurates (على سبيل المثال ، Na2 TeS3) عن طريق إذابة التيلوريوم في محلول من polysulfides الفلزية القلوية أو الكبريت في محاليل polytellurides ، وكذلك عن طريق الاندماج. Thiotellurates هي مواد وسيطة في بعض عمليات استعادة التيلوريوم.
طلب.إن أهم مجال لتطبيق التيلوريوم هو تخليق تحلل التيلورايد بخصائص أشباه الموصلات. يستخدم التيلوريوم أيضًا في علم المعادن لسبائك الحديد الزهر والصلب والرصاص والنحاس (لزيادة مقاومتهم الميكانيكية والكيميائية). يستخدم التيلوريوم ومركباته في إنتاج المواد الحفازة ، المواصفات. النظارات والمبيدات الحشرية ومبيدات الأعشاب وما إلى ذلك.
بولونيوم
المركبات الطبيعية والحصول على البولونيوم.عنصر كيميائي مشع من المجموعة السادسة من النظام الدوري ، نظير التيلوريوم. العدد الذري 84. ليس له نظائر مستقرة. يوجد 27 نظيرًا مشعًا معروفًا للبولونيوم بأعداد كتلتها من 192 إلى 218 ، منها سبعة (بأعداد كتلية من 210 إلى 218) توجد في الطبيعة بكميات صغيرة جدًا كأعضاء في السلسلة المشعة لليورانيوم والثوريوم والأكتينيوم ، تم الحصول على النظائر المتبقية بشكل مصطنع. يتم إنتاج نظائر البولونيوم الأطول عمراً صناعياً 209 Rho ( ر 1/2 = 102 سنة) و 208 رو ( ر 1/2 \ u003d 2.9 سنة) ، وكذلك 210 رو الموجودة في خامات الراديوم واليورانيوم ( ر 1/2 = 138.4 يومًا). محتوى 210 رو في القشرة الأرضية هو فقط 2 10-14٪؛ يحتوي 1 طن من اليورانيوم الطبيعي على 0.34 جم من الراديوم وجزء من ملليغرام من البولونيوم 210. أقصر نظير معروف للبولونيوم هو 213 Po ( ر 1/2 = 3 10-7 ث). أخف نظائر البولونيوم هي بواعث ألفا نقية ، بينما تبعث النظائر الأثقل في نفس الوقت أشعة ألفا وغاما. تتحلل بعض النظائر عن طريق التقاط الإلكترون ، وتظهر أثقلها أيضًا نشاط بيتا ضعيفًا جدًا. النظائر المختلفة للبولونيوم لها أسماء تاريخية تم تبنيها في وقت مبكر من بداية القرن العشرين ، عندما تم الحصول عليها نتيجة لسلسلة من الاضمحلال من "العنصر الأصلي": RaF (210 Po)، AcC "(211 Po)، ThC "(212 Po)، RaC" (214 Po)، AcA (215 Po)، ThA (216 Po)، RaA (218 Po).
يتم تصنيع البولونيوم 210 عن طريق الإشعاع النيوتروني للبزموت الطبيعي (يحتوي فقط على 208 ثنائية) في المفاعلات النووية (يتشكل النظير النشط بيتا للبزموت 210 على الفور): 208 Bi + n → 210 Bi → 210 Po + e. عندما يتم تشعيع البزموت بالبروتونات المتسارعة ، يتشكل البولونيوم -208 ، ويتم فصله عن البزموت عن طريق التسامي في الفراغ - كما فعل إم. كوري. في الاتحاد السوفياتي ، طورت Zinaida Vasilievna Ershova (1905-1995) طريقة لعزل البولونيوم. في عام 1937 تم إرسالها إلى باريس إلى معهد الراديوم في مختبر إم كوري (كانت ترأسها في ذلك الوقت إيرين جوليو كوري). نتيجة لرحلة العمل هذه ، بدأ زملاؤها يطلقون عليها اسم "مدام كوري الروسية". بتوجيهات علمية من Z.V. Ershova ، تم إنشاء إنتاج دائم وصديق للبيئة للبولونيوم في البلاد ، مما أتاح تنفيذ البرنامج الوطني لإطلاق مركبات قمرية ، حيث تم استخدام البولونيوم كمصدر للحرارة.
لم تتلق نظائر البولونيوم طويلة العمر بعد تطبيق عملي كبير بسبب تعقيد تركيبها. يمكن استخدام التفاعلات النووية للحصول عليها.
207Pb + 4He® 208Po + 3n ،
208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n ،
208 Bi + 2D® 208 Po + 3n ،
208 Bi + 2D® 208 Po + 2n ،
حيث 4 هي جسيمات ألفا ، 1 H بروتونات متسارعة ، 2 D هي ديوتيرونات متسارعة (نوى الديوتيريوم).
خصائص البولونيوم.يظهر التيلوريوم جزئيًا بالفعل خصائص معدنية ، في حين أن البولونيوم معدن ناعم أبيض فضي. نظرًا للنشاط الإشعاعي القوي ، يضيء في الظلام ويسخن جدًا ، لذا يلزم إزالة الحرارة باستمرار. تبلغ درجة انصهار البولونيوم 254 درجة مئوية (أعلى قليلاً من تلك الخاصة بالقصدير) ، ونقطة الغليان هي 962 درجة مئوية ، وبالتالي ، حتى مع تسخين طفيف ، يتصاعد البولونيوم. كثافة البولونيوم هي تقريبا نفس كثافة النحاس - 9.4 جم / سم 3. في الأبحاث الكيميائية ، يتم استخدام البولونيوم 210 فقط ؛ والنظائر الأطول عمراً لا تُستخدم عمليًا بسبب صعوبة الحصول عليها بنفس الخصائص الكيميائية.
الخواص الكيميائية للبولونيوم المعدني قريبة من تلك الخاصة بأقرب نظير لها ، التيلوريوم ؛ يعرض حالات الأكسدة –2 ، +2 ، +4 ، +6. في الهواء ، يتأكسد البولونيوم ببطء (بسرعة عند تسخينه إلى 250 درجة مئوية) مع تكوين ثاني أكسيد أحمر PoO2 (عند تبريده ، يصبح أصفر نتيجة إعادة ترتيب الشبكة البلورية). كبريتيد الهيدروجين من محاليل أملاح البولونيوم يترسب كبريتيد أسود PoS.
ينعكس النشاط الإشعاعي القوي للبولونيوم في خصائص مركباته. لذلك ، في حمض الهيدروكلوريك المخفف ، يتحلل البولونيوم ببطء مع تكوين المحاليل الوردية (لون أيونات Po2 +):
Po + 2HCl ® PoCl2 + H2 ،
ومع ذلك ، تحت تأثير الإشعاع الخاص به ، يتحول ثنائي كلوريد إلى أصفر PoCl4. يعمل حمض النيتريك المخفف على تخميل البولونيوم ، بينما يعمل حمض النيتريك المركز على إذابته بسرعة:
Po + 8HNO3 → Po (NO3) 4 + 4NO2 + 4H2O
مع غير الفلزات من المجموعة السادسة ، يرتبط البولونيوم بالتفاعل مع الهيدروجين لتكوين هيدريد PoH2 المتطاير (درجة مئوية. -35 درجة مئوية ، bp +35 درجة مئوية ، يتحلل بسهولة) ، التفاعل مع المعادن (عند تسخينه) لتشكيل بولونيدات صلبة سوداء (Na2Po ، MgPo ، CaPo ، ZnPo ، HgPo ، PtPo ، إلخ) والتفاعل مع القلويات المنصهرة لتكوين البولونيدات:
3Po + 6NaOH ® 2Na2Po + Na2PoO3 + H2O.
يتفاعل البولونيوم مع الكلور عند تسخينه لتكوين بلورات PoCl صفراء زاهية ، ويتم الحصول على بلورات PoBr4 الحمراء مع البروم ، ويتفاعل البولونيوم مع اليود بالفعل عند 40 درجة مئوية لتكوين يوديد أسود متطاير PoI4. ومن المعروف أيضًا أن البولونيوم الأبيض رباعي فلوريد PoF4. عند تسخينها ، تتحلل رباعي الهاليدات لتشكيل ثنائي هاليدات أكثر ثباتًا:
PoCl4 ® PoCl2 + Cl2.
في المحاليل ، يوجد البولونيوم في شكل Po2 + ، Po4 + كاتيونات ، PoO32– ، PoO42- الأنيونات ، بالإضافة إلى أيونات معقدة مختلفة ، على سبيل المثال ، PoCl62–.
استخدام البولونيوميصدر البولونيوم 210 أشعة ألفا بطاقة 5.3 ميغا إلكترون فولت ، والتي تتباطأ في المادة الصلبة ، حيث تمر فقط بألف من المليمتر وتتخلى عن طاقتها في هذه العملية. يتيح عمرها الافتراضي استخدام البولونيوم كمصدر للطاقة في البطاريات الذرية للمركبة الفضائية: 7.5 غرام فقط من البولونيوم تكفي للحصول على طاقة 1 كيلو واط. في هذا الصدد ، يتفوق على مصادر الطاقة "الذرية" الأخرى المدمجة. يعمل مصدر الطاقة هذا ، على سبيل المثال ، في Lunokhod-2 ، حيث يقوم بتسخين المعدات أثناء ليلة مقمرة طويلة. بالطبع ، تتناقص قوة مصادر طاقة البولونيوم بمرور الوقت - بمقدار النصف كل 4.5 شهر ، لكن نظائر البولونيوم الأطول عمراً باهظة الثمن. يستخدم البولونيوم أيضًا بشكل ملائم لدراسة تأثيرات إشعاع ألفا على المواد المختلفة. بصفته باعث ألفا ، يستخدم البولونيوم الممزوج بالبريليوم لصنع مصادر نيوترونية مضغوطة:
9 كن + 4 هو ® 12 ج + ن.
يمكن استخدام البورون بدلاً من البريليوم في مثل هذه المصادر. في عام 2004 ، أفادت الأنباء أن مفتشين من الوكالة الدولية للطاقة الذرية اكتشفوا برنامجًا لإنتاج البولونيوم في إيران. أدى ذلك إلى الشك في أنه يمكن استخدامه في مصدر البريليوم "لبدء" بمساعدة النيوترونات تفاعل نووي متسلسل في اليورانيوم ، مما يؤدي إلى انفجار نووي.
يمكن اعتبار البولونيوم ، عندما يدخل الجسم ، أحد أكثر المواد سمية: بالنسبة لـ 210 Rho ، يكون الحد الأقصى المسموح به في الهواء هو 40 جزء من المليار ميكروغرام لكل 1 م 3 من الهواء ، أي البولونيوم أكثر سمية بـ 4 تريليون مرة من حمض الهيدروسيانيك. تسبب جسيمات ألفا المنبعثة من البولونيوم (وبدرجة أقل أيضًا أشعة جاما) أضرارًا تدمر الأنسجة وتسبب أورامًا خبيثة. يمكن أن تتكون ذرات البولونيوم في رئة الإنسان نتيجة تحلل غاز الرادون فيها. بالإضافة إلى ذلك ، فإن البولونيوم المعدني قادر على تكوين أصغر جزيئات الهباء بسهولة. لذلك ، يتم تنفيذ جميع الأعمال المتعلقة بالبولونيوم عن بُعد في صناديق محكمة الغلق.
اكتشاف البولونيوم.تنبأ DI Mendeleev بوجود عنصر بالرقم الذري 84 في عام 1889 - وأطلق عليه اسم ditellurium (في السنسكريتية - التيلوريوم "الثاني") واقترح أن كتلته الذرية ستكون قريبة من 212. بالطبع ، لم يستطع مندلييف نتوقع أن هذا العنصر غير مستقر. البولونيوم هو أول عنصر مشع ، اكتشفه الكوريون عام 1898 بحثًا عن مصدر للنشاط الإشعاعي القوي في بعض المعادن. عندما اتضح أن خام راتنج اليورانيوم يشع بقوة أكبر من إشعاع اليورانيوم النقي ، قررت ماري كوري عزل عنصر كيميائي مشع جديد من هذا المركب. قبل ذلك ، لم يُعرف سوى عنصرين كيميائيين ضعيفي النشاط الإشعاعي - اليورانيوم والثوريوم. بدأ كوري بالتحليل الكيميائي النوعي التقليدي للمعادن وفقًا للمخطط القياسي ، والذي اقترحه الكيميائي التحليلي الألماني ك. نصف الكاتيونات المحددة بواسطة ما يسمى "طريقة كبريتيد الهيدروجين". في البداية كان لديها حوالي 100 غرام من المعدن. ثم أعطى الجيولوجيون الأمريكيون لبيير كوري 500 جرام أخرى ، وأجروا تحليلًا منهجيًا ، وفحصت إم. كوري في كل مرة الكسور الفردية (الرواسب والمحاليل) بحثًا عن النشاط الإشعاعي باستخدام مقياس كهربي حساس اخترعه زوجها. تم تجاهل الكسور غير النشطة ، وتم تحليل الكسور النشطة بشكل أكبر. ساعدها أحد قادة ورشة العمل الكيميائية في مدرسة الفيزياء والكيمياء الصناعية ، غوستاف بيمون.
بادئ ذي بدء ، قام كوري بحل المعدن في حمض النيتريك ، وتبخر المحلول حتى يجف ، وأذابت البقايا في الماء ، ومرر تيارًا من كبريتيد الهيدروجين عبر المحلول. في الوقت نفسه ، ترسبت ترسبات كبريتيدات المعادن ؛ وفقًا لطريقة فريزينيوس ، يمكن أن يحتوي هذا الراسب على كبريتيدات غير قابلة للذوبان من الرصاص والبزموت والنحاس والزرنيخ والأنتيمون وعدد من المعادن الأخرى. كان الراسب مشعًا ، على الرغم من بقاء اليورانيوم والثوريوم في المحلول. عالجت الراسب الأسود بكبريتيد الأمونيوم لفصل الزرنيخ والأنتيمون ، والتي في ظل هذه الظروف تشكل ثيوسالتات قابلة للذوبان مثل (NH4) 3 AsS4 و (NH4) 3 SbS3. لم يكتشف المحلول النشاط الإشعاعي وتم التخلص منه. بقي الرصاص والبزموت وكبريتيدات النحاس في الرواسب.
تم إذابة جزء الراسب الذي لم يذوب في كبريتيد الأمونيوم مرة أخرى بواسطة كوري في حمض النيتريك ، تمت إضافة حمض الكبريتيك إلى المحلول ، وتبخر على لهب الموقد حتى ظهرت أبخرة بيضاء كثيفة SO3. في ظل هذه الظروف ، يتم إزالة حمض النيتريك المتطاير تمامًا ، ويتم تحويل نترات المعدن إلى كبريتات. بعد تبريد الخليط وإضافة الماء البارد ، تبين أن كبريتات الرصاص غير القابلة للذوبان PbSO4 موجودة في الراسب - لم يكن هناك نشاط إشعاعي فيه. تخلصت من الراسب ، وأضافت محلولًا قويًا من الأمونيا إلى المحلول المرشح. في الوقت نفسه ، سقط راسب مرة أخرى ، هذه المرة - أبيض ؛ احتوت على خليط من كبريتات البزموت الأساسية (BiO) 2 SO4 وهيدروكسيد البزموت Bi (OH) 3. في المحلول ، بقيت الأمونيا النحاسية المعقدة SO4 ذات اللون الأزرق الفاتح. تبين أن الراسب الأبيض ، على عكس المحلول ، شديد النشاط الإشعاعي. منذ أن تم فصل الرصاص والنحاس بالفعل ، احتوى الراسب الأبيض على البزموت ومزيج من العنصر الجديد.
قام كوري مرة أخرى بتحويل الراسب الأبيض إلى كبريتيد بني داكن Bi2 S3 ، وجففه ، وسخنه في أمبولة مفرغة. كبريتيد البزموت لم يتغير في نفس الوقت (إنه مقاوم للحرارة ويذوب فقط عند 685 درجة مئوية) ، ومع ذلك ، تم إطلاق بعض الأبخرة من الراسب ، والتي استقرت على شكل فيلم أسود على الجزء البارد من الأمبولة . كان الفيلم مشعًا ويبدو أنه يحتوي على عنصر كيميائي جديد - نظير البزموت في الجدول الدوري. كان البولونيوم - أول عنصر مشع تم اكتشافه بعد اليورانيوم والثوريوم ، مدرج في الجدول الدوري (في نفس العام 1898 ، تم اكتشاف الراديوم ، بالإضافة إلى مجموعة من الغازات النبيلة - النيون والكريبتون والزينون). كما اتضح لاحقًا ، يتصاعد البولونيوم بسهولة عند تسخينه - تقلبه مماثل لتقلبات الزنك.
لم يكن الكوريون في عجلة من أمرهم لتسمية الطلاء الأسود على الزجاج كعنصر جديد. لم يكن نشاط إشعاعي واحد كافياً. قام زميل وصديق كوري ، الكيميائي الفرنسي يوجين أناتول ديمارس (1852–1903) ، المتخصص في مجال التحليل الطيفي (اكتشف اليوروبيوم في عام 1901) ، بدراسة طيف انبعاث اللويحة السوداء ولم يعثر على أي خطوط جديدة فيه يمكنها تشير إلى وجود عنصر جديد. يعد التحليل الطيفي من أكثر الطرق حساسية ، حيث يسمح باكتشاف العديد من المواد بكميات مجهرية غير مرئية للعين. ومع ذلك ، في مقال نُشر في 18 يوليو 1898 ، كتب كوريس: "نعتقد أن المادة التي عزلناها من راتنج اليورانيوم تحتوي على معدن غير معروف بعد ، وهو مشابه للبزموت في الخصائص التحليلية. إذا تأكد وجود معدن جديد ، نقترح تسميته بولونيوم ، على اسم مسقط رأس أحدنا "(بولونيا باللاتينية - بولندا). هذه هي الحالة الوحيدة التي يكون فيها عنصر كيميائي جديد ، لم يتم تحديده بعد ، قد تلقى اسمًا بالفعل. ومع ذلك ، لم يكن من الممكن الحصول على كميات وزن من البولونيوم - كان هناك القليل جدًا منه في خام اليورانيوم (فيما بعد تم الحصول على البولونيوم صناعياً). ولم يكن هذا العنصر هو الذي يمجد أزواج كوري ، بل الراديوم.
السيلينيوم ليس منتشرًا على نطاق واسع في الطبيعة. محتوى السيلينيوم في قشرة الأرض. تم العثور على مركباته كشوائب في مركبات الكبريت الطبيعية مع المعادن و. لذلك ، يتم الحصول على السيلينيوم من النفايات الناتجة عن إنتاج حامض الكبريتيك ، في التكرير الكهربائي للنحاس ، وفي بعض العمليات الأخرى.التيلوريوم من العناصر النادرة: محتواه في قشرة الأرض فقط.
في الحالة الحرة ، يشكل السيلينيوم ، مثل الكبريت ، العديد من التعديلات المتآصلة ، وأشهرها السيلينيوم غير المتبلور ، وهو مسحوق بني أحمر ، والسيلينيوم الرمادي ، الذي يشكل بلورات هشة مع لمعان معدني.
يُعرف التيلوريوم أيضًا في شكل تعديل غير متبلور وفي شكل بلورات رمادية فاتحة ذات بريق معدني.
السيلينيوم هو أحد أشباه الموصلات النموذجية (انظر الفقرة 190). من الخصائص المهمة لها كأشباه موصلات الزيادة الحادة في التوصيل الكهربائي عند الإضاءة. عند حدود السيلينيوم مع موصل معدني ، تتشكل طبقة حاجزة - جزء من الدائرة يمكنه تمرير التيار الكهربائي في اتجاه واحد فقط. فيما يتعلق بهذه الخصائص ، يستخدم السيلينيوم في تكنولوجيا أشباه الموصلات لتصنيع المقومات والخلايا الضوئية بطبقة حاجزة. التيلوريوم هو أيضًا أحد أشباه الموصلات ، لكن استخدامه محدود بدرجة أكبر. تحتوي السيلينيدات والتيلورايد لبعض المعادن أيضًا على خصائص أشباه الموصلات وتستخدم في الإلكترونيات. بكميات صغيرة ، يعمل التيلوريوم كإضافة في صناعة السبائك للرصاص ، مما يحسن خواصه الميكانيكية.
سيلينيد الهيدروجين وتيلوريد الهيدروجين من الغازات عديمة اللون ذات الرائحة الكريهة. محاليلها المائية عبارة عن أحماض ، وثوابت تفككها أكبر إلى حد ما من ثابت تفكك كبريتيد الهيدروجين.
كيميائيًا ، يتشابه سيلينيد الهيدروجين وتيلوريد الهيدروجين إلى حد كبير مع كبريتيد الهيدروجين. مثل كبريتيد الهيدروجين ، فهي ذات خصائص مخفضة للغاية. عند تسخينهما ، كلاهما يتحلل. في الوقت نفسه ، فهو أقل استقرارًا من: تمامًا كما يحدث في سلسلة هاليدات الهيدروجين ، تقل قوة الجزيئات أثناء الانتقال. تتشابه أملاح سيلينيد الهيدروجين وتيلوريد الهيدروجين - سيلينيدات وتيلورايد - مع الكبريتيدات من حيث القابلية للذوبان في الماء والأحماض. من خلال العمل على السلينيدات والتيلورايد مع الأحماض القوية ، يمكن الحصول على سيلينيد الهيدروجين وتيلوريد الهيدروجين.
عندما يتم حرق السيلينيوم والتيلوريوم في الهواء أو في الأكسجين ، يتم الحصول على ثنائي أكسيد ، والتي تكون في حالة صلبة في ظل الظروف العادية وهي أنهيدريدات من الأحماض السيلنية والتلورية.
على عكس ثاني أكسيد الكبريت ، وتظهر خصائص مؤكسدة في الغالب ، تتعافى بسهولة لتحرير السيلينيوم والتيلوريوم ، على سبيل المثال:
من خلال عمل العوامل المؤكسدة القوية ، يمكن تحويل ثاني أكسيد السيلينيوم والتيلوريوم إلى أحماض سيلينيك وتيلوريك ، على التوالي.
