زیر گروه اکسیژن شامل پنج عنصر است: اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم و پولونیوم (فلز رادیواکتیو). اینها عناصر p گروه VI از سیستم تناوبی D.I. مندلیف هستند. آنها یک نام گروهی دارند - chalcogens که به معنای "تشکیل سنگ معدن" است.
خواص عناصر زیر گروه اکسیژن
|
خواص |
آن ها |
رو |
|||
|
1. شماره سفارش |
|||||
|
2. الکترون های ظرفیت |
2 s 2 2 p 4 |
Z s 2 3p 4 |
4 s 2 4r 4 |
5s 2 5p 4 |
6s 2 6p 4 |
|
3. انرژی یونیزاسیون اتم، eV |
13,62 |
10,36 |
9,75 |
9,01 |
8,43 |
|
4. نسبی الکترونگاتیوی |
3,50 |
2,48 |
2,01 |
1,76 |
|
|
5. حالت اکسیداسیون دراتصالات |
1, -2, |
2, +2, +4, +6 |
4, +6 |
4, +6 |
2, +2 |
|
6. شعاع اتمی، نانومتر |
0,066 |
0,104 |
0,117 0,137 |
0,164 |
|
اتم های کالکوژن دارای ساختار یکسان سطح انرژی خارجی هستند - ns 2 nr 4 . این شباهت خواص شیمیایی آنها را توضیح می دهد. همه کالکوژن ها در ترکیبات با هیدروژن و فلزات حالت اکسیداسیون 2- و در ترکیبات با اکسیژن و سایر غیرفلزات فعال معمولاً +4 و +6 را نشان می دهند. برای اکسیژن، و همچنین برای فلوئور، حالت اکسیداسیون برابر با شماره گروه معمولی نیست. حالت اکسیداسیون معمولاً 2- و در ترکیب با فلوئور +2 را نشان می دهد. چنین مقادیری از حالت های اکسیداسیون از ساختار الکترونیکی کالکوژن ها ناشی می شود
اتم اکسیژن دارای دو الکترون جفت نشده در سطح فرعی 2p است. الکترون های آن را نمی توان از هم جدا کرد، زیرا در سطح بیرونی (دوم) زیرسطح d وجود ندارد، یعنی هیچ اوربیتال آزاد وجود ندارد.بنابراین، ظرفیت اکسیژن همیشه برابر با دو است و حالت اکسیداسیون 2- و +2 است (مثلاً در H 2 O و OF 2). اینها همان ظرفیت ها و حالت های اکسیداسیون اتم گوگرد در حالت تحریک نشده هستند. پس از انتقال به حالت برانگیخته (که در حین تامین انرژی، به عنوان مثال، در حین گرم شدن اتفاق می افتد)، در اتم گوگرد، 3 آر- و سپس الکترونهای 3s (با فلش نشان داده شده است). تعداد الکترون های جفت نشده و در نتیجه ظرفیت در حالت اول چهار است (به عنوان مثال در SO 2) و در دومی - شش (مثلاً در SO 3). بدیهی است که حتی ظرفیت های 2، 4، 6 مشخصه آنالوگ های گوگرد - سلنیوم، تلوریم و پلونیوم هستند و حالت های اکسیداسیون آنها می تواند برابر با -2، +2، +4 و +6 باشد.
ترکیبات هیدروژنی عناصر زیر گروه اکسیژن مسئول هستندفرمول H 2 R (R - نماد عنصر): H 2 O، H 2 S , H 2 S e، H 2 Te. آنها صدا میزنندهستند کلسیدهای هیدروژنی. وقتی در آب حل می شوند، تشکیل می شونداسیدها قدرت این اسیدها با افزایش بیشتر می شود عدد اتمی عنصر که با کاهش انرژی توضیح داده می شودپیوندهای سری ترکیبات H 2آر . آب به یون های H + و O تجزیه می شود خود الکترولیت آمفوتریک.
گوگرد، سلنیوم و تلوریم ترکیبات مشابهی را با اکسیژن از نوع خود تشکیل می دهند R O 2 و R حدود 3- . آنها با اسیدهای نوع H 2 مطابقت دارند R O 3 و H 2 R حدود 4- . با افزایش تعداد ترتیبی عنصر، قدرت این اسیدها کاهش می یابد.vaet همه آنها خواص اکسید کننده و اسیدهایی از نوع خود را نشان می دهند H 2 R حدود 3 مورد نیز ترمیمی هستند.
خواص مواد ساده به طور طبیعی تغییر می کند: با افزایش دربار هسته، غیرفلزی ضعیف شده و فلزی افزایش می یابد. خواص بنابراین، اکسیژن و تلوریم غیرفلز هستند، اما دومی غیرفلز استدرخشش فلزی و رسانای الکتریسیته.
ترکیبات گوگردی ترانس آرگونوئید پایدارتر از ترکیبات کلر مربوطه هستند و ترکیبات فسفر حتی پایدارتر هستند. اسید پرکلریک و پرکلرات ها عوامل اکسید کننده قوی هستند، در حالی که اسید سولفوریک و سولفات ها عوامل اکسید کننده ضعیف هستند و اسید فسفریک و فسفات ها حتی ضعیف تر هستند. این تفاوت در خواص مربوط به مقادیر الکترونگاتیوی است ایکس= 3 برای Cl، 2.5 برای S، 2.1 برای P، و Δх(نسبت به اکسیژن) 0.5 برای Cl، 1.0 برای S، 1.4 برای P است. گرمای مشخصه واکنش نشان دهنده افزایش مقادیر است. Δх:
Hcl (g.) + 2O 2 (g.) → HclO 4 (l.) + 8 kJ mol -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 kJ mol -1
ترکیبات پایدار گوگرد، سلنیوم و تلوریم با چندین حالت اکسیداسیون از 2- تا 6+ مطابقت دارد، همانطور که در نمودار پیوست نشان داده شده است:
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
اکسیدهای گوگرد
ظرفیت معمولی اکسید گوگرد(مونوکسید) SO بسیار پایدارتر از اکسیدهای ترانس آرگونوئید SO 2 و SO 3 است. گرمای تشکیل آنها دارای مقادیر زیر است:
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
1/8S 8 (q.) + 3/2O 2 (g.) → SO 3 (g.) + 396 kJ mol -1
از دو معادله اول برمی آید که تجزیه اکسید گوگرد به دی اکسید گوگرد و گوگرد با آزاد شدن مقدار زیادی گرما همراه است.
2SO (g.) → 1/8S 8 (c.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1
بنابراین، جای تعجب نیست که اکسید گوگرد به عنوان یک ترکیب پایدار شناخته نشده است، بلکه تنها به عنوان مولکول های بسیار واکنش پذیر در حالت گازی بسیار کمیاب یا در ماتریس های یخ زده وجود دارد. این اکسید دارای ساختار است
با دو الکترون که اسپین های موازی دارند و شبیه مولکول های O 2 و S 2 است.
دی اکسید گوگرد (دی اکسید) SO 2 در طی احتراق گوگرد یا سولفیدها مانند پیریت (FeS 2) تشکیل می شود.
S + O 2 → SO 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
این گاز بی رنگ با بوی تند مشخص است. نقطه ذوب و جوش دی اکسید گوگرد به ترتیب 75- و 10- درجه سانتی گراد است.
در آزمایشگاه، دی اکسید گوگرد معمولاً از اثر یک اسید قوی بر روی سدیم هیدروژن سولفیت جامد تولید می شود.
H 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaHSO 4 + H 2 O + SO 2
می توان آن را با حباب زدن از طریق اسید سولفوریک غلیظ تمیز و خشک کرد. دی اکسید گوگرد دارای ساختار الکترونیکی زیر است:
این ساختار از یک 3 استفاده می کند د- مداری و همچنین 3 س- مداری و سه 3 پ-اوربیتال ها طول پیوند سولفور-اکسیژن به طور تجربی ایجاد شده 143 pm است. این مقدار کمی کمتر از مقدار 149 بعد از ظهر است که برای یک باند مضاعف انتظار می رود. زاویه O-S-O 119.5 درجه است.
مقادیر زیادی از دی اکسید گوگرد برای تولید اسید سولفوریک، اسید سولفور و سولفیت ها استفاده می شود. SO 2 قارچ ها و باکتری ها را از بین می برد و در کنسرو کردن و خشک کردن آلو، زردآلو و سایر میوه ها استفاده می شود. محلول اسیدی سولفیت کلسیم Ca(HSO 3) 2 که از واکنش دی اکسید گوگرد با هیدروکسید کلسیم به دست می آید در تولید خمیر کاغذ از چوب استفاده می شود. لیگنین، ماده ای که الیاف سلولز را در کنار هم نگه می دارد، حل می کند و این الیاف را آزاد می کند و سپس به کاغذ تبدیل می شود.
تری اکسید (تری اکسید)گوگرد SO 3 در مقادیر بسیار کمی در طی احتراق گوگرد در هوا تشکیل می شود. معمولاً از اکسیداسیون دی اکسید گوگرد با هوا در حضور کاتالیزور تولید می شود. تشکیل این ترکیب از مواد ساده گرمازا است، اما گرمازای کمتری (به ازای هر اتم اکسیژن) نسبت به تشکیل دی اکسید گوگرد است. ویژگی تعادل
SO 2 (g) + 1/2O 2 (g) → SO 3 (g)
در این واقعیت نهفته است که بازده رضایت بخشی SO3 را می توان در دماهای پایین به دست آورد. واکنش تقریباً به طور کامل ادامه می یابد. با این حال، در دماهای پایین، سرعت واکنش به قدری آهسته است که ترکیب مستقیم واکنش دهنده ها نمی تواند اساس یک فرآیند صنعتی باشد. در دماهای بالا، هنگامی که یک سرعت واکنش رضایت بخش به دست می آید، به دلیل موقعیت تعادل نامطلوب، بازده پایین است.
راه حل این مشکل کشف کاتالیزورهای مناسب (پلاتین، پنتوکسید وانادیم) بود که واکنش را بدون تأثیر بر تعادل آن تسریع می کنند. واکنش کاتالیزوری در مخلوط گاز انجام نمی شود، بلکه در سطح کاتالیزور زمانی که مولکول ها با آن تماس می گیرند، انجام می شود. در عمل، دی اکسید گوگرد به دست آمده از سوزاندن گوگرد یا پیریت با هوا مخلوط می شود و در دمای 400-450 درجه سانتیگراد از روی کاتالیزور عبور می کند. در این شرایط تقریباً 99 درصد از دی اکسید گوگرد به تری اکسید گوگرد تبدیل می شود. این روش عمدتاً در تولید اسید سولفوریک استفاده می شود.
تری اکسید گوگرد یک گاز بسیار خورنده است. به شدت با آب ترکیب می شود و اسید سولفوریک می دهد
SO 3 (g.) + H 2 O (l.) → H 2 SO 4 (l.) + 130 kJ mol -1
برنج. 8.3.تری اکسید گوگرد و برخی از اسیدهای اکسی گوگرد.
تری اکسید گوگرد به راحتی در اسید سولفوریک حل می شود و تشکیل می شود اولئوم، یا اسید سولفوریک گازدارکه عمدتاً از اسید دی سولفوریک H 2 S 2 O 7 (همچنین اسید پیروسولفوریک نامیده می شود) تشکیل شده است.
SO 3 + H 2 SO 4 ⇔ H 2 S 2 O 7
در دمای 44.5 درجه سانتیگراد، تری اکسید گوگرد به مایع بی رنگ تبدیل می شود که در دمای 16.8 درجه سانتیگراد جامد می شود و بلورهای شفاف تشکیل می دهد. این ماده چندشکلی است و بلورهایی که در دمای 16.8 درجه سانتیگراد تشکیل می شوند شکل ناپایدار (α-form) هستند. شکل پایدار، کریستال‌های آزبست‌مانند ابریشمی است که وقتی کریستال‌های آلفا یا مایع برای مدت کوتاهی در حضور آثاری از رطوبت نگهداری می‌شوند، تشکیل می‌شوند (شکل 8.3). چندین شکل دیگر از این ماده نیز وجود دارد، اما به دلیل تبدیل بسیار آهسته یک شکل به شکل دیگر، مطالعه آنها دشوار است. در دماهای بالاتر از 50 درجه سانتی گراد، بلورهای آزبست مانند به آرامی تبخیر می شوند و بخارات SO 3 را تشکیل می دهند.
مولکول های تری اکسید گوگرد در فاز گاز، در مایع و در کریستال های آلفا ساختار الکترونیکی دارند.
مولکول دارای ساختاری مسطح با طول پیوند (143 pm) مانند مولکول دی اکسید گوگرد است.
خواص تری اکسید گوگرد را می توان تا حد زیادی با پایداری کمتر پیوند دوگانه گوگرد-اکسیژن در مقایسه با دو پیوند منفرد بین آنها توضیح داد. بنابراین، در نتیجه واکنش با آب، یک پیوند دوگانه در تری اکسید گوگرد با دو پیوند منفرد در اسید سولفوریک حاصل جایگزین می شود.
افزایش پایداری محصول با مقدار زیادی گرمای آزاد شده در طول واکنش نشان می دهد.
اسید سولفور
محلولی از اسید سولفوردار H 2 SO 3 با حل کردن دی اکسید گوگرد در آب به دست می آید. هم اسید گوگرد و هم نمک های آن، سولفیت ها، عوامل کاهنده قوی هستند. هنگامی که توسط اکسیژن، هالوژن ها، پراکسید هیدروژن و عوامل اکسید کننده مشابه اکسید می شوند، اسید سولفوریک H 2 SO 4 و سولفات ها را تشکیل می دهند.
اسید سولفوریک دارای ساختار است
اسید سولفوریک و سولفات ها
اسید سولفوریک H 2 SO 4 یکی از مهمترین محصولات شیمیایی مورد استفاده در صنایع شیمیایی و صنایع وابسته است. این یک مایع روغنی سنگین (با چگالی 1.838 گرم در سانتی‌متر 3) است که به دلیل انتشار آثار تری اکسید گوگرد در هوا کمی بخار می‌کند و سپس با بخار آب ترکیب می‌شود و قطرات اسید سولفوریک را تشکیل می‌دهد. اسید سولفوریک خالص، هنگامی که گرم می شود، بخار غنی از تری اکسید گوگرد می دهد و سپس در دمای 338 درجه سانتیگراد می جوشد و ترکیب ثابتی را حفظ می کند (98٪ H 2 SO 4 و 2٪ H 2 O). این "اسید سولفوریک غلیظ" صنعتی معمول است.
اسید سولفوریک غلیظ بسیار خورنده است. او حریصانه با آب ارتباط برقرار می کند. مخلوط شدن با آب با آزاد شدن مقدار زیادی گرما در نتیجه تشکیل یون هیدرونیوم همراه است.
H 2 SO 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + SO 4 2-
برای رقیق کردن اسید سولفوریک غلیظ باید در یک جریان نازک در آب ریخته شوددر حین هم زدن محلول؛ آب را نمی توان به اسید اضافه کرد، زیرا باعث می شود اسید به شدت بجوشد و پاشیده شود. یک اسید رقیق حجم کمتری نسبت به اجزای تشکیل دهنده آن اشغال می کند و اثر کاهش حجم در نسبت H 2 SO 4 حداکثر است: H 2 O = 1: 2 [(H 3 O + ) 2 (SO 4 ) 2-] .
خواص شیمیایی و کاربردهای اسید سولفوریک
استفاده از اسید سولفوریک با خواص شیمیایی آن تعیین می شود - از آن به عنوان اسید، به عنوان یک عامل خشک کننده و یک عامل اکسید کننده استفاده می شود.
اسید سولفوریک نقطه جوش بالایی دارد (330 درجه سانتیگراد) که آن را برای پردازش نمک اسیدهای فرار بیشتر به منظور بدست آوردن این اسیدها مناسب می کند. برای مثال، اسید نیتریک را می توان با حرارت دادن نیترات سدیم با اسید سولفوریک به دست آورد.
NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3
اسید نیتریک در دمای 86 درجه سانتی گراد تقطیر می شود. همچنین از اسید سولفوریک برای ساخت کودهای فسفاته محلول، سولفات آمونیوم که به عنوان کود استفاده می شود، سایر سولفات ها و بسیاری از مواد شیمیایی و داروها استفاده می شود. فولاد معمولاً با غوطه ور شدن در حمام اسید سولفوریک ("ترشی") قبل از پوشاندن روی، قلع یا مینای دندان از بین می رود. اسید سولفوریک به عنوان الکترولیت در باتری های سرب اسیدی معمولی عمل می کند.
اسید سولفوریک دارای چنان توانایی قوی در جذب آب است که می توان از آن به عنوان یک عامل کم آبی موثر استفاده کرد. گازهایی که با اسید سولفوریک واکنش نمی دهند را می توان با عبور از آن خشک کرد. قدرت آبگیری اسید سولفوریک غلیظ به حدی است که ترکیبات آلی مانند شکر تحت تأثیر آن هیدروژن و اکسیژن را به شکل آب از دست می دهند.
$C_(12)H_(22)O_(11) \راست فلش 12C + 11H_(2)O$
شکر (ساکارز) H 2 SO 4
بسیاری از مواد منفجره مانند نیتروگلیسیرین از واکنش ترکیبات آلی با اسید نیتریک برای تشکیل مواد منفجره و آب ساخته می شوند.
C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3H 2 O
گلیسیرین H 2 SO 4 نیتروگلیسیرین
برای انجام این واکنش‌های برگشت‌پذیر از چپ به راست، اسید نیتریک با اسید سولفوریک مخلوط می‌شود که به دلیل عملکرد کم‌آبی، تشکیل محصولات واکنش را افزایش می‌دهد. (دو مثال دیگر در بخش 7.7 آورده شده است.)
اسید سولفوریک غلیظ داغ یک عامل اکسید کننده قوی است. محصول احیا آن دی اکسید گوگرد است. اسید سولفوریک مس را حل می کند و حتی می تواند کربن را اکسید کند
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
انحلال مس در اسید سولفوریک غلیظ داغ واکنش کلی را نشان می دهد - انحلال یک فلز غیرفعال در اسید با عمل همزمان یک عامل اکسید کننده. فلزات فعال تحت اثر یون هیدروژن به کاتیون اکسید می شوند که سپس به هیدروژن عنصری تبدیل می شود.
Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (گرم)
واکنش مشابهی با مس رخ نمی دهد. با این حال، مس را می توان با عمل یک عامل اکسید کننده قوی، مانند کلر یا اسید نیتریک، یا، همانطور که در بالا نشان داده شد، با اسید سولفوریک غلیظ داغ، به یون Cu 2+ اکسید کرد.
سولفات ها
اسید سولفوریک با بازها ترکیب می شود و سولفات های متوسطی مانند K2 SO 4 (سولفات پتاسیم) و سولفات های اسیدی (که گاهی اوقات بی سولفات نامیده می شود) مانند سولفات هیدروژن پتاسیم KHSO 4 را تشکیل می دهد.
سولفات های کمی محلول به شکل مواد معدنی یافت می شوند که شامل CaSO 4 2H 2 O (گچ)، SrSO 4، BaSO 4 (باریت) و PbSO 4 می باشد. سولفات باریم از همه سولفاتها کمترین محلول را دارد. بنابراین، تشکیل آن به شکل یک رسوب سفید به عنوان یک واکنش کیفی به یون سولفات عمل می کند.
رایج ترین سولفات های محلول عبارتند از: Na 2 SO 4 10H 2 O، (NH 4) 2 SO 4، MgSO 4 7H 2 O (نمک تلخ)، CuSO 4 5H 2 O (سولفات مس)، FeSO 4 7H 2 O، ( NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O (نمکی که به خوبی متبلور شده و به راحتی خالص می شود که در شیمی تجزیه برای تهیه محلول های استاندارد آهن آهن استفاده می شود)، ZnSO 4 7H 2 O، KAl (SO 4) 2 12H 2 O (آلوم)، (NH 4) Al (SO 4) 2 12H 2 O (آلوم آلومینیوم-آمونیوم) و KCr (SO 4) 2 12H 2 O (زاج کروم).
اسیدهای تیو یا سولفونیک
تیوسولفات سدیم Na 2 S 2 O 3 5H 2 O (که به اشتباه "سدیم هیپوسولفیت" نامیده می شود) ماده ای است که در عکاسی استفاده می شود. از جوشاندن محلول سولفیت سدیم با گوگرد خالص به دست می آید.
SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-
یون بی سولفیت یون تیوسولفات
اسید تیوسولفوریک H 2 S 2 O 3 ناپایدار است. هنگامی که تیوسولفات با اسید درمان می شود، دی اکسید گوگرد و گوگرد تشکیل می شود.
ساختار یون تیوسولفات S 2 O 3 2- جالب است که دو اتم گوگرد معادل نیستند. این یون یک یون سولفات SO 4 2- است که در آن یکی از اتم های اکسیژن با یک اتم گوگرد جایگزین می شود (شکل 8.4). اتم گوگرد مرکزی را می توان حالت اکسیداسیون 6+ و اتم گوگرد متصل را می توان حالت اکسیداسیون 2- را نسبت داد.
یون تیوسولفات به راحتی اکسید می شود، به خصوص با ید، به یون تتراتیونات 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 -
این واکنش بین یون تیوسولفات و ید به طور گسترده در تجزیه و تحلیل کمی مواد با خواص اکسید کننده یا کاهنده استفاده می شود.
برنج. 8.4.یون های تیوسولفات و تتراتیونات.
سلنیوم و تلوریم
ترکیبات ترانس آرگونوئید سلنیوم شباهت زیادی به ترکیبات گوگردی مربوطه دارد. سلنات ها، نمک های اسید سلنیک H 2 SeO 4 بسیار شبیه به سولفات ها هستند. از طرف دیگر، اسید تلوریک دارای فرمول Te (OH) 6 است و اتم مرکزی بزرگ دارای عدد هماهنگی نه 4، بلکه 6 است، درست مانند اتم ید در مولکول H 5 IO 6.
شیمی عناصر غیر فلزات زیرگروه VIA
عناصر زیر گروه VIA غیر فلزات هستند، به جز Po.
اکسیژن با سایر عناصر زیرگروه بسیار متفاوت است و نقش ویژه ای در شیمی ایفا می کند. بنابراین، شیمی اکسیژن در یک سخنرانی جداگانه برجسته شده است.
گوگرد در میان سایر عناصر مهم ترین است. شیمی گوگرد بسیار گسترده است، زیرا گوگرد ترکیبات زیادی را تشکیل می دهد. ترکیبات آن به طور گسترده در عمل شیمیایی و در صنایع مختلف استفاده می شود. هنگام بحث در مورد نافلزات زیر گروه VIA، بیشترین توجه به شیمی گوگرد معطوف خواهد شد.
مسائل کلیدی مطرح شده در سخنرانی
مشخصات عمومی غیر فلزات زیر گروه VIA. ترکیبات طبیعی گوگرد
ماده ساده ترکیبات گوگردی
سولفید هیدروژن، سولفیدها، پلی سولفیدها
دی اکسید گوگرد. سولفیت ها
تری اکسید گوگرد
اسید سولفوریک. خواص اکسیداتیو سولفات ها
سایر ترکیبات گوگردی
سلنیوم، تلوریم
مواد ساده ترکیبات سلنیوم و تلوریم
سلنیدها و تلوریدها
ترکیبات Se و Te در حالت اکسیداسیون (+4)
اسیدهای سلنیک و تلوریک. خواص اکسیداتیو
عناصر زیر گروه VIA |
|||||||||
ویژگی های عمومی |
|||||||||
عناصر p متعلق به زیر گروه VIA هستند: اسید- |
|||||||||
جنس O، گوگرد S، سلنیوم Se، تلوریوم Te، پلونیوم Po. |
|||||||||
فرمول کلی برای الکترون های ظرفیت |
|||||||||
thrones - ns 2 np 4 . |
|||||||||
اکسیژن |
|||||||||
اکسیژن، گوگرد، سلنیوم و تلوریم غیر فلزات هستند. |
|||||||||
آنها اغلب تحت نام مشترک "کالکوژن" گروه بندی می شوند. |
|||||||||
که به معنای "تشکیل سنگ معدن" است. در واقع بسیاری |
|||||||||
فلزات در طبیعت به شکل اکسیدها و سولفیدها یافت می شوند. |
|||||||||
در سنگ معدن سولفید |
در مقادیر کم با |
||||||||
سلنیدها و تلوریدها وجود دارد. |
|||||||||
پولونیوم یک عنصر رادیواکتیو بسیار نادر است که |
|||||||||
که یک فلز است. |
|||||||||
مولیبدن |
|||||||||
برای ایجاد یک هشت الکترون پایدار |
|||||||||
اتم های کالکوژن تنها دو الکترومغناطیسی ندارند. |
|||||||||
جدید حداقل حالت اکسیداسیون (-2) است |
|||||||||
تنگستن |
مقاوم در برابر تمام عناصر. این درجه از اکسیداسیون است |
||||||||
عناصر در ترکیبات طبیعی نشان داده می شوند - خوب - |
|||||||||
طرف ها، سولفیدها، سلنیدها و تلوریدها. |
|||||||||
تمام عناصر زیرگروه VIA، به جز O، نمایش داده می شوند |
|||||||||
دریاچه |
حالت های اکسیداسیون مثبت +6 و +4. اکثر- |
||||||||
بالاترین حالت اکسیداسیون اکسیژن +2 است، آن را نشان می دهد |
|||||||||
فقط در ارتباط با F. |
|||||||||
مشخصه ترین حالت های اکسیداسیون برای S، Se، Te می باشد
xia: (-2)، 0، +4، +6، برای اکسیژن: (-2)، (-1)، 0.
در انتقال از S به Te، پایداری بالاترین حالت اکسیداسیون 6+ است
کاهش می یابد و پایداری حالت اکسیداسیون +4 افزایش می یابد.
برای Se، Te، Po، - پایدارترین حالت اکسیداسیون +4 است.
برخی از ویژگی های اتم های عناصر ViB - زیر گروه ها
نسبت فامیلی |
انرژی اول |
|||
elektrootri- |
یونیزاسیون، |
|||
مقدار |
kJ/mol |
|||
(طبق نظرسنجی) |
||||
افزایش تعداد |
||||
لایه های تاج و تخت؛ |
||||
افزایش اندازه یک اتم؛ |
||||
کاهش انرژی io- |
||||
کاهش برق |
||||
ارزش های |
همانطور که از داده های بالا پیداست ، اکسیژن با سایر عناصر زیرگروه بسیار متفاوت استارزش بالای انرژی یونیزاسیون، ma-
شعاع مداری بزرگ اتم و الکترونگاتیوی بالا، فقط F الکترونگاتیوی بالاتری دارد.
اکسیژن، که نقش بسیار ویژه ای در شیمی ایفا می کند، مورد توجه قرار گرفت
معقولانه در میان سایر عناصر گروه VIA، گوگرد از همه مهمتر است.
گوگرد تعداد بسیار زیادی از انواع مختلف را تشکیل می دهد |
|||
اتصالات مختلف ترکیبات آن تقریباً از همه شناخته شده است |
|||
عناصر mi، به جز Au، Pt، I و گازهای نجیب. کرو- |
|||
من از ترکیبات گسترده S در قدرت |
|||
3s2 3p4 |
|||
اکسیداسیون (-2)، +4، +6، به عنوان یک قاعده شناخته شده است، |
|||
ترکیبات پایدار در حالت های اکسیداسیون: +1 (S2 O)، +2 |
|||
(SF2، SCl2)، +3 (S2 O3، H2 S2 O4). تنوع ترکیبات گوگردی نیز با این واقعیت تأیید می شود که تنها حدود 20 اسید حاوی اکسیژن S شناخته شده است.
معلوم می شود که قدرت پیوند بین اتم های S متناسب با
پیوند S با سایر غیر فلزات: O، H، Cl، بنابراین، S مشخص می شود
از جمله پیریت معدنی بسیار رایج، FeS2، و اسیدهای پلی تیونیک (مانند H2 S4 O6) بنابراین، شیمی گوگرد بسیار گسترده است.
مهمترین ترکیبات گوگردی مورد استفاده در صنعت
پرمصرف ترین ترکیب گوگردی در صنعت و آزمایشگاه، اسید سولفوریک است. حجم جهانی تولید سرم
اسید 136 میلیون تن است. (هیچ اسید دیگری به این مقدار زیاد تولید نمی شود). ترکیبات رایج عبارتند از
آیا اسید سولفوریک - سولفات ها، و همچنین نمک های اسید سولفوریک - سولفیت ها.
سولفیدهای طبیعیبرای بدست آوردن مهمترین فلزات غیرآهنی استفاده می شود
تال ها: مس، روی، سرب، نیکل، کبالت و غیره. سایر ترکیبات گوگردی رایج عبارتند از: هیدروسولفید اسید H2 S، دی و تری اکسید گوگرد: SO2
و SO3، تیوسولفات Na2 S2 O3. اسیدها: دی سولفوریک (پیروسولفوریک) H2 S2 O7، پراکس-
کدی سولفات H2 S2 O8 و پراکسودی سولفات ها (پرسولفات ها): Na2 S2 O8 و
(NH4)2 S2 O8.
گوگرد در طبیعت
چای به شکل یک ماده ساده، تشکیل ذخایر بزرگ زیرزمینی،
و به صورت کانی های سولفیدی و سولفاتی و همچنین به شکل ترکیبات،
که ناخالصی های زغال سنگ و نفت هستند. زغال سنگ و نفت در نتیجه به دست می آید
آن تجزیه مواد آلی، و گوگرد بخشی از حیوانات و گیاهان است
پروتئین های بدن بنابراین، هنگامی که زغال سنگ و نفت سوزانده می شوند، اکسیدهای گوگرد تشکیل می شوند.
آلودگی محیط زیست
ترکیبات گوگردی طبیعی
برنج. پیریت FeS2 اصلی ترین ماده معدنی مورد استفاده برای تولید اسید سولفوریک است.
گوگرد بومی؛
مواد معدنی سولفیدی:
FeS2 - پیریت یا پیریت آهن
FeCuS2 - کالکوپیریت (مقدار مس
FeAsS - آرسنوپیریت
PbS - درخشش گالن یا سرب
ZnS - مخلوط اسفالریت یا روی
HgS - سینابار
Cu2 S- درخشش کالکوسیت یا مس
Ag2 S - براق آرژانتیت یا نقره ای
MoS2 - مولیبدنیت
Sb2 S3 - درخشش استیبنیت یا آنتیموان
As4 S4 - realgar;
سولفات ها:
Na2 SO4. 10 H2 O - میرابیلیت
CaSO4. 2H2 O - گچ
CaSO4 - انیدریت
باسوباریت یا اسپار سنگین
SrSO4 سلستین است.
برنج. گچ CaSO4. 2H2O
ماده ساده
در یک ماده ساده، اتم های گوگرد با دو اتم همسایه پیوند دارند.
پایدارترین ساختاری است که از هشت اتم گوگرد تشکیل شده است.
در یک حلقه راه راه شبیه یک تاج متحد شده است. چندین تغییر برای گوگرد وجود دارد: گوگرد لوزی، مونوکلینیک و گوگرد پلاستیکی. در دمای معمولی، گوگرد به شکل کریستال های شکننده زرد رنگ است.
شکل لوزی (-S)، تشکیل شده توسط
مولکول های یونی S8. اصلاح دیگر - گوگرد مونوکلینیک (-S) نیز از حلقه های هشت عضوی تشکیل شده است، اما در مکان متفاوت است.
آرایش مولکول های S8 در کریستال وقتی از
حلقه های ذوب گوگرد پاره شده اند. در همان زمان، مو-
رشته های درهم می تواند تشکیل شود که
برنج. گوگرد
مذاب را با بیشتر چسبناک کنید
با افزایش دما، زنجیره های پلیمری می توانند شکسته شوند و ویسکوزیته کاهش می یابد. گوگرد پلاستیکی در طی سرد شدن شدید مذاب تشکیل می شود
گوگرد و متشکل از زنجیرهای درهم تنیده است. با گذشت زمان (در عرض چند روز) به گوگرد لوزی تبدیل می شود.
گوگرد در دمای 445 درجه سانتیگراد می جوشد. تعادل در بخار گوگرد اتفاق می افتد:
450 درجه سانتیگراد |
650 درجه سانتیگراد |
900 درجه سانتیگراد |
1500 درجه سانتیگراد |
S 8 S 6 |
S 4 |
S 2 |
اس |
مولکول های S2 ساختاری مشابه O2 دارند.
گوگرد را می توان اکسید کرد (معمولاً به SO2) و می توان آن را کاهش داد
به S(-2) ارتقا یافت. در دماهای معمولی، تقریباً تمام واکنش‌های مربوط به گوگرد جامد مهار می‌شوند؛ فقط واکنش‌هایی با فلوئور، کلر و جیوه ادامه می‌یابد.
این واکنش برای اتصال کوچکترین قطرات جیوه ریخته شده استفاده می شود.
گوگرد مایع و بخار بسیار واکنش پذیر هستند . بخار گوگرد روی، آهن، مس را می سوزاند. هنگام عبور از H 2 روی مذاب گوگرد تشکیل می شود
H 2 S. در واکنش با هیدروژن و فلزات، گوگرد به عنوان اکسید کننده عمل می کند
گوگرد را می توان به راحتی تحت تأثیر هالوژن ها اکسید کرد.
و اکسیژن هنگامی که در هوا گرم می شود، گوگرد با شعله آبی می سوزد و اکسید می شود
تا SO2.
S + O2 = SO2
گوگرد با اسیدهای سولفوریک و نیتریک غلیظ اکسید می شود:
S + 2H2 SO4 (conc.) = 3SO2 + 2H2 O،
S + 6HNO3 (conc.) = H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2 O
در محلول های قلیایی داغ، گوگرد نامتناسب است.
3S + 6 NaOH = 2 Na2 S + Na2 SO3 + 3 H2 O.
هنگامی که گوگرد با محلول سولفید آمونیوم واکنش نشان می دهد، زرد مایل به قرمز است یون های پلی سولفید(–S–S–)n یا Sn 2– .
هنگامی که گوگرد با محلول سولفیت گرم می شود، تیوسولفات به دست می آید و
هنگامی که با محلول سیانید - تیوسیانات گرم می شود:
S + Na 2 SO3 = Na2 S2 O3، S + KCN = KSCN
تیوسیانات پتاسیم یا تیوسیانات برای تشخیص تحلیلی یون های Fe3 استفاده می شود:
3+ + SCN – = 2+ + H2O
ترکیب پیچیده به دست آمده دارای رنگ قرمز خون است،
حتی در غلظت کم یون Fe3+ هیدراته در
سالانه حدود 33 میلیون تن گوگرد بومی در جهان استخراج می شود. مقدار اصلی گوگرد استخراج شده به اسید سولفوریک تبدیل شده و مورد استفاده قرار می گیرد
در صنعت لاستیک برای ولکانیزه کردن لاستیک استفاده می شود. گوگرد اضافه کنید
به پیوندهای دوگانه ماکرومولکول های لاستیک متصل می شود و پل های دی سولفیدی را تشکیل می دهد
ki -S- S-، به این ترتیب، گویی آنها را "دوخت" می کند، که به لاستیک قدرت و کشش می بخشد. هنگامی که مقدار زیادی گوگرد به لاستیک وارد می شود، ebo-
nit، که یک ماده عایق خوب است که در مهندسی برق استفاده می شود. گوگرد همچنین در داروسازی برای ساخت پمادهای پوستی و در کشاورزی برای کنترل آفات گیاهی استفاده می شود.
ترکیبات گوگردی
سولفید هیدروژن، سولفیدها، پلی سولفیدها
سولفید هیدروژن H 2 S به طور طبیعی در آب های معدنی گوگردی وجود دارد.
موجود در گازهای آتشفشانی و طبیعی، که در طی فروپاشی رنگ سفید تشکیل شده است
اجساد kov
سولفید هیدروژن گازی بی رنگ با بوی تخم مرغ فاسد و بسیار سمی است.
کمی در آب محلول است، در دمای اتاق، سه حجم H2S گازی در یک حجم آب حل می شود.غلظت H2S در اشباع
محلول اسمی ~ 0.1 mol/l است . هنگامی که در آب حل می شود، تشکیل می شود
اسید هیدروسولفید که یکی از ضعیف ترین اسیدها است:
H2 S H+ + HS –، K1 = 6. 10 –8، |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
HS - H+ + S 2–، |
K2 = 1.10 -14 |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
مجری: |
بسیاری از سولفیدهای طبیعی شناخته شده هستند (لیست کانی های سولفیدی را ببینید). سولفیدهای بسیاری از فلزات غیرآهنی سنگین (مس، روی، سرب، نیکل، کبالت، کادمیوم، مو) هستند. از سنگ معدن های مهم صنعتی هستند. آنها با شلیک در هوا به اکسید تبدیل می شوند، به عنوان مثال، 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 سپس اکسیدها اغلب با زغال سنگ احیا می شوند: ZnO + C = Zn + CO گاهی اوقات اکسیدها با عمل اسید وارد محلول می شوند و سپس محلول برای احیای فلز تحت الکترولیز قرار می گیرد. سولفیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی عملاً هستند ترکیبات یونی شیمیایی سولفیدهای فلزات دیگر - مزیت ترکیبات کووالانسی ورید، به عنوان یک قاعده، از ترکیب غیر استوکیومتری. بسیاری از نافلزات نیز سولفیدهای کووالانسی تشکیل می دهند: B، C، Si، Ge، P، As، Sb. سولفیدهای طبیعی As و Sb شناخته شده اند. سولفیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی و همچنین سولفیدها خوراک آمونیوم در آب بسیار محلول است و بقیه سولفیدها نامحلول هستند قافیه ها آنها از محلول ها به شکل رسوبات رنگی مشخص جدا می شوند. مثلا، Pb(NO3)2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 این واکنش برای تشخیص H2 S و S2– در محلول استفاده می شود.
برخی از سولفیدهای نامحلول در آب به دلیل تشکیل اسید هیدروسولفوریک بسیار ضعیف و فرار، می توانند توسط اسیدها به محلول وارد شوند. اسید بومی، برای مثال، NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 سولفیدها را می توان در اسیدها حل کرد: FeS، NiS، CoS، MnS، ZnS. سولفیدهای فلزی و مقادیر روابط عمومی
سولفیدها که با مقدار بسیار کم محصول حلالیت مشخص می شوند، نمی توانند با تشکیل H2S در اسیدها حل شوند. سولفیدها در شکاف ها حل نمی شوند: CuS، PbS، Ag2 S، HgS، SnS، Bi2 S3، Sb2 S3، Sb2 S5، CdS، As2 S3، As2 S5، SnS2. اگر واکنش انحلال سولفید به دلیل تشکیل H2S غیرممکن باشد، سپس می توان آن را با عمل اسید نیتریک غلیظ به محلول منتقل کرد اسلات یا آکوا رژیا. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O آنیون سولفید S2- یک گیرنده پروتون قوی است (os- نوآوری با توجه به برونستد). بنابراینسولفیدهای بسیار محلول | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
§8 عناصر VI و گروه ها
اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم، پلونیوم.
اطلاعات کلی عناصر گروه VI A:
عناصر گروه VI A (به جز پلونیوم) کالکوژنید نامیده می شوند. شش الکترون ظرفیت (ns2 np4) در سطح الکترونیکی بیرونی این عناصر وجود دارد، بنابراین آنها ظرفیت 2 را در حالت عادی و 4- یا 6 را در حالت برانگیخته (به جز اکسیژن) نشان می دهند. اتم اکسیژن با اتم های سایر عناصر زیرگروه به دلیل عدم وجود یک زیرسطح d در لایه الکترونی بیرونی متفاوت است که باعث هزینه های انرژی زیادی برای "جفت شدن" الکترون های آن می شود که با انرژی الکترون جبران نمی شود. تشکیل پیوندهای کووالانسی جدید بنابراین کووالانسی اکسیژن دو است. با این حال، در برخی موارد، اتم اکسیژن که دارای جفت‌های الکترون مشترک است، می‌تواند به عنوان دهنده الکترون عمل کند و بر اساس مکانیسم گیرنده-دهنده پیوندهای کووالانسی اضافی تشکیل دهد.
الکترونگاتیوی این عناصر به ترتیب O-S-Se-Te-Rho به تدریج کاهش می یابد. درجه اکسیداسیون از -2، +2، +4، +6 است. شعاع اتم افزایش می‌یابد که باعث تضعیف خواص غیرفلزی عناصر می‌شود.
عناصر این زیر گروه با هیدروژن ترکیباتی به شکل H2 R تشکیل می دهند (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po) این ترکیبات با حل شدن در آب تشکیل اسید می دهند. خواص اسیدی در جهت H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po افزایش می یابد. S، Se و Te ترکیباتی از نوع RO2 و RO3 را با اکسیژن تشکیل می دهند. از این اکسیدها اسیدهایی از نوع H2 RO3 و H2 RO4 تشکیل می شوند. با افزایش عدد اتمی، قدرت اسیدها کاهش می یابد. همه آنها خاصیت اکسید کننده دارند. اسیدهایی مانند H2 RO3 نیز خاصیت کاهش دهندگی دارند.
اکسیژن
ترکیبات و فرآورده های طبیعی:اکسیژن فراوان ترین عنصر در پوسته زمین است. در حالت آزاد، در هوای جوی (21%) یافت می شود. به صورت بسته بخشی از آب (9/88%)، مواد معدنی، سنگ‌ها و کلیه موادی است که موجودات گیاهی و جانوری از آنها ساخته شده‌اند. هوای اتمسفر مخلوطی از گازهای زیادی است که قسمت اصلی آن نیتروژن و اکسیژن و مقدار کمی گازهای نجیب، دی اکسید کربن و بخار آب است. دی اکسید کربن در طبیعت در طی احتراق چوب، زغال سنگ و سایر سوخت ها، تنفس حیوانات و پوسیدگی تشکیل می شود. در برخی از نقاط جهان، CO2 از طریق فعالیت های آتشفشانی و همچنین از منابع زیرزمینی در هوا منتشر می شود.
اکسیژن طبیعی از سه ایزوتوپ پایدار تشکیل شده است: 816 O (99.75%)، 817 O (0.04)، 818 O (0.20). ایزوتوپ های 814 O، 815 O، 819 O نیز به صورت مصنوعی به دست آمدند.
اکسیژن اولین بار به شکل خالص توسط K.W. Scheele در سال 1772 و سپس در سال 1774 توسط D.Yu Priestley که آن را از HgO جدا کرد به دست آمد. با این حال، پریستلی نمی دانست که گازی که دریافت کرده بخشی از هوا است. تنها چند سال بعد، لاووازیه که خواص این گاز را به طور دقیق مورد مطالعه قرار داد، دریافت که این بخش اصلی هوا است.
در آزمایشگاه، اکسیژن از روش های زیر بدست می آید:
E
الکترولیز آببرای افزایش هدایت الکتریکی آب، یک محلول قلیایی (معمولاً 30٪ KOH) یا سولفات های فلز قلیایی به آن اضافه می شود:
به طور کلی: 2H2 O → 2H2 + O2
در کاتد: 4H2 O+4e¯ → 2H2 +4OH¯
در آند: 4OH−4е→2H2 О+О2
- تجزیه ترکیبات حاوی اکسیژن:
تجزیه حرارتی نمک برتوله تحت تأثیر کاتالیزور MnO2.
KClO3 → 2KCl+3O2
تجزیه حرارتی پرمنگنات پتاسیم
KMnO4 → K2 MnO4 + MnO2 + O2.
تجزیه حرارتی نیترات فلزات قلیایی:
2KNO3 → 2KNO2 + О2.
تجزیه پراکسیدها:
2H2 O2 → 2H2 O + O2.
2ВаО2 → 2ВаО+О2.
تجزیه حرارتی اکسید جیوه (II):
2HgO→2HgO+O2.
برهمکنش پراکسیدهای فلزات قلیایی با مونوکسید کربن (IV):
2Na2 O2 + 2CO2 → 2Na2 CO3 + O2.
تجزیه حرارتی سفید کننده در حضور کاتالیزور - نمک های کبالت:
2Ca(OCl)Cl → 2CaCl2 + O2.
اکسیداسیون پراکسید هیدروژن با پرمنگنات پتاسیم در محیط اسیدی:
2KMnO4 + H2 SO4 + 5H2 O2 → K2 SO4 + 2Mn SO4 + 8H2 O + 5O2.
در صنعت:در حال حاضر اکسیژن در صنعت با تقطیر جزئی هوای مایع تولید می شود. با گرم شدن ضعیف هوای مایع، ابتدا نیتروژن از آن جدا می شود (tboil (N2) = -196ºC)، سپس اکسیژن آزاد می شود (tboil (O2) = -183ºС).
اکسیژن به دست آمده از این روش حاوی ناخالصی های نیتروژن است. بنابراین برای بدست آوردن اکسیژن خالص، مخلوط حاصل دوباره تقطیر شده و در نهایت 99.5 درصد اکسیژن بدست می آید. علاوه بر این، مقداری اکسیژن از طریق الکترولیز آب به دست می آید. الکترولیت یک محلول 30٪ KOH است.
اکسیژن معمولاً در سیلندرهای آبی با فشار 15 مگاپاسکال ذخیره می شود.
خصوصیات فیزیکوشیمیایی:اکسیژن گازی بی رنگ، بی بو و بی مزه، کمی سنگین تر از هوا، کمی محلول در آب است. اکسیژن با فشار 0.1 مگاپاسکال و دمای -183 درجه سانتیگراد به حالت مایع می رود و در -219 درجه سانتیگراد منجمد می شود. در حالت مایع و جامد توسط آهنربا جذب می شود.
با توجه به روش پیوندهای ظرفیتی، ساختار مولکول اکسیژن که با طرح -:Ö::Ö: , قدرت بزرگ مولکولی که دارای خواص پارامغناطیس است، یعنی الکترون های جفت نشده در حالت عادی را توضیح نمی دهد.
در نتیجه پیوند الکترون های دو اتم، یک جفت الکترون مشترک تشکیل می شود که پس از آن، الکترون جفت نشده در هر اتم با یک جفت مشترک اتم دیگر پیوند متقابل ایجاد می کند و یک پیوند سه الکترونی بین آنها ایجاد می شود. . در حالت برانگیخته، مولکول اکسیژن خواص دیامغناطیسی را نشان می دهد که مطابق این طرح با ساختار مطابقت دارد: Ö=Ö: ,
دو الکترون برای پر کردن سطح الکترون در اتم اکسیژن از دست رفته است. بنابراین، اکسیژن در واکنش های شیمیایی می تواند به راحتی دو الکترون اضافه کند و حالت اکسیداسیون 2- را نشان دهد. اکسیژن فقط در ترکیباتی با عنصر الکترونگاتیو بیشتر فلوئور حالت اکسیداسیون +1 و +2 را نشان می دهد: O2 F2، OF2.
اکسیژن یک عامل اکسید کننده قوی است. این فقط با گازهای بی اثر سنگین (Kr، Xe، He، Rn)، با طلا و پلاتین تعامل ندارد. اکسیدهای این عناصر به روش های دیگری تشکیل می شوند. اکسیژن در واکنش های احتراق، اکسیداسیون، هم با مواد ساده و هم با مواد پیچیده، شامل می شود. هنگامی که غیرفلزات با اکسیژن برهمکنش می‌کنند، اکسیدهای اسید یا نمک‌ساز تشکیل می‌شوند و وقتی فلزات برهمکنش می‌کنند، اکسیدهای آمفوتریک یا مخلوط تشکیل می‌شوند. بنابراین، اکسیژن در دمای 60 درجه سانتیگراد با فسفر واکنش می‌دهد.
4P+5O2 → 2P2 O5
با فلزات - اکسیدهای فلزات مربوطه
4Al + 3O2 → 2Al2O3
3Fe + 2O2 → Fe3O4
هنگامی که فلزات قلیایی در هوای خشک گرم می شوند، فقط لیتیوم اکسید Li2 O را تشکیل می دهد و بقیه پراکسیدها و سوپراکسیدها هستند:
2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2
اکسیژن در دمای 300 درجه سانتیگراد با هیدروژن برهمکنش می کند:
2H2 + O2 = 2H2 O.
هنگام تعامل با فلوئور، خواص کاهشی از خود نشان می دهد:
O2 + F2 = F2 O2 (در تخلیه الکتریکی)،
با گوگرد - در دمای حدود 250 درجه سانتیگراد:
اکسیژن در دمای 700 درجه سانتیگراد با گرافیت واکنش می دهد
C + O2 = CO2.
برهمکنش اکسیژن با نیتروژن فقط در 1200 درجه سانتیگراد یا در یک تخلیه الکتریکی آغاز می شود:
N2 + O22NO - Q.
اکسیژن همچنین با بسیاری از ترکیبات پیچیده واکنش می دهد، به عنوان مثال، با اکسید نیتریک (II)، حتی در دمای اتاق نیز واکنش نشان می دهد:
2NO + O2 = 2NO2.
در طی اکسیداسیون سولفید هیدروژن، هنگام گرم شدن، گوگرد یا اکسید گوگرد (IV)، بسته به نسبت بین اکسیژن و سولفید هیدروژن تشکیل می شود:
2H2 S + O2 = 2S + 2H2 O
2Н2 S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2 О
در اکثر واکنش های اکسیداسیون شامل اکسیژن، گرما و نور آزاد می شود - چنین فرآیندهایی احتراق نامیده می شوند.
ازن
Ozone-O3 دومین تغییر آلوتروپیک عنصر اکسیژن است. مولکول O3 ساختاری زاویه‌دار دارد (زاویه بین پیوندها 116 درجه، طول پیوند O=O، l=0.1278 نانومتر است). این یک گاز آبی است. ازن مایع آبی تیره است. سمی و منفجره است به خصوص در حالت مایع و جامد). ازن در جو هنگام تخلیه رعد و برق تشکیل می شود و بوی خاصی از طراوت دارد.
معمولاً ازن در ازن سازها با عبور دادن یک تخلیه الکتریکی آرام از اکسیژن تولید می شود (واکنش گرماگیر و بسیار برگشت پذیر است؛ بازده ازن 5٪ است):
3О22О3 ΔН=-285 کیلوژول. در شرایط آزمایشگاهی، ازن از اسیدی کردن پرسولفات با اسید نیتریک بدست می آید.
(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+
H2 S2 O8 → 2SO2 +O3 +H2O
O3 در بازده کم در نتیجه واکنش تشکیل می شود:
3F2 +H2 O(g)→6HF+O3
O3 قوی ترین عامل اکسید کننده است، تمام فلزات (به جز فلزات طلا و پلاتین) و اکثر غیر فلزات را اکسید می کند. اکسیدهای پایین تر را به اکسیدهای بالاتر و سولفیدهای فلزی را به سولفات آنها تبدیل می کند. در واکنش های مربوط به O3، O2 معمولاً تشکیل می شود، به عنوان مثال:
2Ag+O3 →Ag2 O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
NH2 +3O3 →HNO2 +H2O
Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2O+O2
هنگام قرار گرفتن در معرض O3 روی فلزات قلیایی، می توان ازنیدها را به دست آورد - ترکیبات ناپایداری که تجزیه می شوند:
2KO3 → 2KO2 +O2
ازن به عنوان یک عامل اکسید کننده قوی، باکتری ها را از بین می برد و بنابراین برای ضد عفونی کردن هوا استفاده می شود. یک لایه ازن پایدار در اتمسفر در ارتفاع ~22 کیلومتری قرار دارد. این لایه ازن از زمین در برابر پرتوهای فرابنفش خالص مخرب حیات محافظت می کند.
هنگامی که ازن با محلول یدید پتاسیم تعامل می کند، ید آزاد می شود، در حالی که این واکنش با اکسیژن رخ نمی دهد:
2KI + O3 + H2 O \u003d I2 + 2KOH + O2.
این واکنش اغلب به عنوان یک واکنش کیفی برای تشخیص یون های I- یا ازن استفاده می شود. برای انجام این کار، نشاسته به محلول اضافه می شود که یک کمپلکس آبی مشخص با ید آزاد شده ایجاد می کند و همچنین از کیفیت بالایی برخوردار است زیرا ازن یون های کلر و بروم را اکسید نمی کند.
اب
خواص فیزیکی و شیمیایی آب:آب خالص مایعی بی رنگ، بی مزه، بی بو و شفاف است. چگالی آب در مرحله انتقال اواز حالت جامد به حالت مایع مانند تقریباً سایر مواد کاهش نمی یابد، بلکه افزایش می یابد.
آب ماده ای آشنا و غیرعادی است. هیچ ماده ای بر روی زمین وجود ندارد که برای ما مهمتر از آب معمولی باشد و در عین حال هیچ ماده دیگری وجود ندارد که خواص آن به اندازه خواص آن دارای تضاد و ناهنجاری باشد.
تقریبا ¾ سطح سیاره ما توسط اقیانوس ها و دریاها اشغال شده است. آب جامد - برف و یخ - 20 درصد از زمین را پوشانده است. آب و هوای سیاره به آب بستگی دارد. ژئوفیزیکدانان می گویند که اگر آب نبود، زمین خیلی وقت پیش سرد شده و به یک تکه سنگ بی جان تبدیل می شد. او ظرفیت گرمایی بسیار بالایی دارد. با گرم شدن، گرما را جذب می کند و با سرد شدن آن را آزاد می کند. آب های زمینی هم گرمای زیادی را جذب و هم باز می گرداند و در نتیجه آب و هوا را یکسان می کند. زمین توسط آن دسته از مولکول هایی که در جو پراکنده شده اند - در ابرها و به شکل بخار - از سرمای کیهانی محافظت می شود.
آب از نظر خواص فیزیکی به طور قابل توجهی با سایر حلال ها متفاوت است: در دمای 4 درجه سانتیگراد، آب دارای حداکثر چگالی است و تنها با گرم شدن بیشتر چگالی آن کاهش می یابد. اگر با کاهش دما و در حین انتقال از حالت مایع به حالت جامد، آب به طور مشابه با سایر مواد تغییر می کرد، با نزدیک شدن به فصل زمستان، لایه های سطحی آب های طبیعی تا دمای 0 درجه سانتیگراد خنک می شوند و به پایین فرو می روند تا زمانی که کل جرم مخزن دمای 0 درجه سانتیگراد را بدست می آورد. آب یخ می‌زد، یخ‌ها تا ته فرو می‌رفتند و حوض تا عمق کاملش یخ می‌زد. بسیاری از اشکال حیات در آب غیرممکن خواهد بود. در واقع، لایه سرد شده که چگالی کمتری دارد، روی سطح باقی می‌ماند، یخ می‌زند و در نتیجه لایه‌های زیرین را از سرد شدن محافظت می‌کند.
آب دارای ظرفیت گرمایی غیرعادی بالایی است (4.18 J/g∙K)، بنابراین در شب، و همچنین در طول انتقال از تابستان به زمستان، آب به آرامی خنک می شود. و در طول روز، یا در طول انتقال از زمستان به تابستان، همچنین به آرامی گرم می شود، بنابراین تنظیم کننده دما در کره زمین است.
آب در حالت عادی خود مایع است، در حالی که H2 S، H2 Se، H2 Te گاز هستند. دمای تبلور و تبخیر آب به طور قابل توجهی بالاتر از دمای متناظر این ترکیبات است.
آب ثابت دی الکتریک بسیار بالایی دارد (78.5 در 298K).
آب حلال خوبی برای مایعات قطبی و ترکیبات دارای پیوند یونی است و با بسیاری از ترکیبات شیمیایی هیدرات های کریستالی تشکیل می دهد.
برای مدت طولانی، خواص غیرمعمول آب برای دانشمندان یک راز بود. آنها عمدتاً به دلایل زیر ایجاد می شوند:
ماهیت قطبی مولکول ها؛
وجود جفت الکترون مشترک در اتم اکسیژن.
پیوند های هیدروژنی.
پیوند بین اتم های هیدروژن و اکسیژن قطبی است که منجر به عدم تقارن در توزیع بارهای الکترونیکی و در نتیجه قطبیت مولکول می شود. طول پیوند 96 نانومتر و زاویه بین پیوندها ~ 105 درجه است.
وجود جفت های تک الکترون در اکسیژن و جابجایی جفت الکترون های مشترک از اتم های هیدروژن به اکسیژن باعث تشکیل پیوندهای هیدروژنی می شود. انرژی اتصال 25 کیلوژول بر مول است. اتم اکسیژن موجود در مولکول آب در حالت هیبریداسیون sp3 قرار دارد. بنابراین، زاویه پیوند HOH نزدیک به زاویه چهار وجهی (109.5º) است.
وزن مولکولی آب بخار 18 است و با ساده ترین فرمول آن مطابقت دارد. با این حال، وزن مولکولی مایع بالاتر است. این نشان می دهد که ارتباط مولکول ها در فاز مایع رخ می دهد. به دلیل تشکیل پیوندهای هیدروژنی بین مولکول ها، ترکیب آنها به دانه های پیچیده تر تبدیل می شود.
در آب جامد (یخ)، اتم اکسیژن هر مولکول در تشکیل دو پیوند هیدروژنی با مولکول های آب همسایه نقش دارد.
ساختار یخ متعلق به کم‌تراکم‌ترین ساختارها است؛ حفره‌هایی در آن وجود دارد که ابعاد آن تا حدودی بزرگتر از ابعاد یک مولکول آب است. وقتی یخ ذوب می‌شود، ساختار آن از بین می‌رود، اما پیوندهای هیدروژنی در فاز مایع باقی می‌مانند، پیوندهایی تشکیل می‌شوند، اما برای مدت کوتاهی وجود دارند: نابودی برخی و تشکیل سایر سنگ‌دانه‌ها دائما در حال وقوع است. در حفره های چنین سنگدانه های "یخی"، مولکول های منفرد آب را می توان قرار داد، در حالی که بسته بندی مولکول های آب متراکم می شود. به همین دلیل است که وقتی یخ ذوب می شود، حجم اشغال شده توسط آب کاهش می یابد و چگالی آن افزایش می یابد. هنگامی که آب گرم می شود، بخشی از گرما صرف شکستن پیوندهای هیدروژنی می شود. این موضوع ظرفیت گرمایی بالای آب را توضیح می دهد. پیوندهای هیدروژنی بین مولکول های آب تنها زمانی به طور کامل شکسته می شود که آب وارد بخار شود.
روی زمین به ازای هر 6800 اتم پروتیوم یک اتم دوتریوم وجود دارد و در فضای بین ستاره ای یک اتم دوتریوم برای 200 اتم پروتیوم وجود دارد.
آب یک ماده بسیار واکنش پذیر است.
آب با بسیاری از آنها واکنش نشان می دهد فلزاتبا تکامل هیدروژن:
2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (به شدت)
2K + 2H2O = H2 + 2KOH (به شدت)
3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (فقط هنگام گرم شدن)
نه همه، بلکه فقط فلزات به اندازه کافی فعال می توانند در واکنش های ردوکس از این نوع شرکت کنند. فلزات قلیایی و قلیایی خاکی راحت ترین واکنش را نشان می دهند.
از جانب غیر فلزاتبرای مثال کربن و ترکیب هیدروژنی آن (متان) با آب واکنش می دهند. این مواد بسیار کمتر از فلزات فعال هستند، اما همچنان قادر به واکنش با آب در دماهای بالا هستند:
C + H2 O ® H2 + CO
CH4 + 2H2 O ® 4H2 + CO2
آب در اثر جریان الکتریکی به هیدروژن و اکسیژن تجزیه می شود. همچنین یک واکنش ردوکس است که در آن آب هم یک عامل اکسید کننده و هم یک عامل کاهنده است:
2H2O 
2H2+O2
آب با بسیاری از آنها واکنش نشان می دهد اکسیدها غیر فلزات. برخلاف واکنش های قبلی، این واکنش ها ردوکس نیستند، بلکه واکنش های ترکیبی هستند:
P2 O5 +3H2 O→2H3 PO4 ; N2 O5 +H2 O→2HNO3
اکسیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی با آب واکنش داده و قلیایی های مربوطه را تشکیل می دهند:
CaO+H2O→Ca(OH)2
همه اکسیدهای فلزی قادر به واکنش با آب نیستند. برخی از آنها عملاً در آب نامحلول هستند و بنابراین با آب واکنش نشان نمی دهند. اینها ZnO، TiO2، Cr2 O3 هستند که به عنوان مثال، رنگ های مقاوم در برابر آب از آنها تهیه می شود. اکسیدهای آهن نیز در آب نامحلول هستند و با آن واکنش نمی دهند. بسیاری از ترکیبات فلزات با غیر فلزات به راحتی با آب برهمکنش می‌کنند تا هیدروکسیدهای فلزی و ترکیبات هیدروژنی غیرفلزات مربوطه را تشکیل دهند:
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
آب ترکیبات متعددی را تشکیل می دهد که مولکول آن به طور کامل حفظ می شود. اینها به اصطلاح هستند هیدرات می کند. اگر هیدرات کریستالی باشد به آن می گویند هیدرات کریستالی، مثلا:
CuSO4 +5 H2O→CuSO4 . 5H2O
H2 SO4 + H2 O = H2 SO4 . H2O (هیدرات اسید سولفوریک)
NaOH + H2O = NaOH . H2 O (هیدرات سود سوزآور)
ترکیباتی که آب را به هیدرات ها و هیدرات های کریستالی متصل می کنند به عنوان خشک کننده استفاده می شوند. به عنوان مثال، با کمک آنها، بخار آب را از هوای مرطوب اتمسفر حذف کنید.
واکنش ویژه آب - فتوسنتز - سنتز نشاسته (C6 H10 O5) n و سایر ترکیبات مشابه (کربوهیدرات ها) توسط گیاهان که با آزاد شدن اکسیژن اتفاق می افتد:
6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (تحت عمل نور)
آب دارای فعالیت کاتالیزوری است. در صورت عدم وجود اثری از رطوبت، واکنش های معمولی عملا رخ نمی دهد، به عنوان مثال، سدیم، فسفر سفید اکسید نمی شوند، کلر با فلزات تعامل نمی کند، هیدروژن فلوراید شیشه را برش نمی دهد.
آب اکسیژنه
پراکسید هیدروژن H2 O2 یک ترکیب هیدروژن-اکسیژن است که حاوی مقدار رکورد اکسیژن - 94 درصد جرمی است. مولکول های H2O2 حاوی گروه های پراکسید –O–O– هستند که تا حد زیادی خواص این ترکیب را تعیین می کنند.
به دلیل توزیع نامتقارن پیوندهای H-O، مولکول H2O2 بسیار قطبی است. یک پیوند هیدروژنی نسبتاً قوی بین مولکول های H2O2 ایجاد می شود که منجر به ارتباط آنها می شود. بنابراین، در شرایط عادی، پراکسید هیدروژن یک مایع شربتی آبی کم رنگ (چگالی 1.44) با نقطه جوش نسبتاً بالا (150ºС) است. هنگام ذخیره سازی H2 O2 تجزیه می شود.
سلنیوم از ضایعات اسید سولفوریک، تولید خمیر و کاغذ و لجن آند از پالایش الکترولیتی مس به دست می آید. سلنیوم همراه با گوگرد، تلوریم، فلزات سنگین و نجیب در لجن وجود دارد. برای استخراج سلنیوم، لجن فیلتر شده و در معرض بو دادن اکسیداتیو (حدود 700 درجه سانتیگراد) یا حرارت دادن با اسید سولفوریک غلیظ قرار می گیرد. SeO2 فرار حاصل در اسکرابرها و رسوب‌دهنده‌های الکترواستاتیکی جذب می‌شود. از محلول ها، سلنیوم تجاری با دی اکسید گوگرد رسوب می کند. تف جوشی لجن با سودا نیز مورد استفاده قرار می گیرد و سپس سلنات سدیم با آب شسته می شود و سلنیوم از محلول جدا می شود. برای به دست آوردن سلنیوم با خلوص بالا که به عنوان یک ماده نیمه هادی استفاده می شود، سلنیوم خام با تقطیر خلاء، تبلور مجدد و غیره تصفیه می شود.
خواص فیزیکی و شیمیایی سلنیومپیکربندی لایه الکترونی بیرونی اتم Se 4s2 4p4. اسپین های دو الکترون p جفت می شوند، در حالی که دو الکترون دیگر جفت نیستند، بنابراین اتم های سلنیوم قادر به تشکیل مولکول های Se2 یا زنجیره ای از اتم های Sen هستند. زنجیره های اتم های سلنیوم را می توان در مولکول های حلقه Se8 بست. تنوع ساختار مولکولی وجود سلنیوم را در تغییرات آلوتروپیک مختلف تعیین می کند: آمورف (پودری، کلوئیدی، زجاجیه) و کریستالی (اشکال α- و β-مونوکلینیک و فرم های γ شش ضلعی). سلنیوم پودری آمورف (قرمز) و کلوئیدی (چگالی 4.25 گرم بر سانتی‌متر مکعب در دمای 25 درجه سانتیگراد) با کاهش از محلول اسید سلنیوس H2 SeO3، خنک‌سازی سریع بخار سلنیوم و روش‌های دیگر به دست می‌آید. سلنیوم زجاجیه (سیاه) (چگالی 28/4 گرم بر سانتی‌متر مکعب در دمای 25 درجه سانتیگراد) با حرارت دادن هر گونه تغییر سلنیوم در دمای بالای 220 درجه سانتیگراد و به دنبال آن سرد شدن سریع به دست می‌آید. سلنیوم زجاجیه درخشندگی زجاجیه ای دارد و شکننده است. از نظر ترمودینامیکی پایدارترین سلنیوم شش ضلعی (خاکستری) است. از سایر اشکال سلنیوم با حرارت دادن تا ذوب با سرد شدن آهسته تا 180-210 درجه سانتیگراد و نگهداری در این دما به دست می آید. شبکه آن از زنجیره های مارپیچ موازی اتم ها ساخته شده است. اتم های درون زنجیره ها به صورت پیوند کووالانسی هستند. تمام تغییرات سلنیوم دارای خواص فوتوالکتریک هستند. سلنیوم شش ضلعی تا دمای ذوب یک نیمه هادی ناخالص با رسانایی سوراخ است. سلنیوم یک دیامغناطیس است (جفت های آن پارامغناطیس هستند).
سلنیوم در هوا پایدار است. اکسیژن، آب، هیدروکلریک و اسیدهای سولفوریک رقیق بر آن تأثیر نمی گذارد، در اسید نیتریک غلیظ و آبزیان بسیار محلول است، به طور نامتناسبی در قلیاها حل می شود:
Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2O
3Se + 6KOH → K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O
سلنیوم در ترکیبات دارای حالت های اکسیداسیون -2، +2، +4، +6 است. سلنیوم با اکسیژن تعدادی اکسید تشکیل می دهد: SeO، Se2 O3، SeO2، SeO3. دو مورد آخر انیدریدهای سلنوس H2 SeO3 و سلنیک H2 SeO4 اسیدها (نمک ها - سلنیت ها و سلنات ها) هستند. SeO2 پایدارترین است. SeO2 و H2 SeO3 با عوامل اکسید کننده قوی خواص کاهشی را نشان می دهند:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl
سلنیوم با هالوژن ها ترکیبات SeF6، SeF4، SeCl4، SeBr4، Se2 Cl2 و غیره را می دهد. گوگرد و تلوریم مجموعه ای پیوسته از محلول های جامد را با سلنیوم تشکیل می دهند. با نیتروژن، سلنیوم Se4 N4، با کربن - CSe2 می دهد. ترکیبات با فسفر P2 Se3، P4 Se3، P2 Se5 شناخته شده است. هیدروژن با سلنیوم در T>=200 درجه سانتیگراد برهمکنش می کند و H2 Se را تشکیل می دهد. محلول H2Se در آب، اسید هیدروسلنیک نامیده می شود. سلنیوم هنگام تعامل با فلزات، سلنیدها را تشکیل می دهد. ترکیبات پیچیده متعددی از سلنیوم به دست آمده است. تمام ترکیبات سلنیوم سمی هستند.
کاربرد سلنیوم .سلنیوم به دلیل ارزانی و قابلیت اطمینان آن در فناوری مبدل در دیودهای نیمه هادی یکسو کننده و همچنین برای دستگاه های فوتوالکتریک (شش ضلعی)، دستگاه های کپی الکتروفتوگرافی (سلنیوم آمورف)، سنتز سلنیدهای مختلف، به عنوان فسفر در تلویزیون، دستگاه های نوری و سیگنال، استفاده می شود. ترمیستورها و غیره n. سلنیوم به طور گسترده برای سفید کردن شیشه سبز و بدست آوردن شیشه های یاقوتی استفاده می شود. در متالورژی - برای دادن ساختار ریزدانه به فولاد ریخته گری، بهبود خواص مکانیکی فولادهای ضد زنگ. در صنایع شیمیایی - به عنوان یک کاتالیزور؛ سلنیوم در صنعت داروسازی و سایر صنایع نیز کاربرد دارد.
8.4 تلوریم
ترکیبات طبیعی و به دست آوردن.پایه ای. منابع تلوریم عبارتند از لجن حاصل از پالایش الکترولیتی مس و لجن حاصل از تولید اسید سولفوریک و همچنین تفاله قلیایی حاصل از تصفیه سرب. در طول پردازش لجن اسید سولفوریک به روش بو دادن (به سلنیوم مراجعه کنید)، تلوریم در خاکستر باقی می ماند که با اسید هیدروکلریک شسته می شود. Se از محلول اسید کلریدریک با عبور SO2 رسوب می‌کند، پس از آن محلول تا محتوای اسیدی 10-12% رقیق می‌شود و هنگامی که با اثر SO2 گرم می‌شود، تلوریم رسوب می‌کند.
در حین تف جوشی لجن با سودا و شستشوی بعدی، تلوریم به محلول منتقل می شود و پس از خنثی شدن، به شکل TeO2 رسوب می کند. تلوریم یا از طریق احیای مستقیم TeO2 با زغال سنگ، یا از طریق رسوب با اثر SO2 روی محلول های اسید هیدروکلریک TeO2 به دست می آید. در طی پردازش لجن به روش سولفید (ششویی با محلول Na2 S)، تلوریم از محلول (پس از رسوب Se توسط هوادهی) با عمل Na2 S2 O3 خشک جدا می شود:
Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S
در طول پردازش لجن الکترولیت مس، تلوریم عمدتاً به سرباره سودا تبدیل می شود که حاصل ذوب مجدد باقی مانده ها به آلیاژ طلا-نقره ("فلز دوره") است. هنگامی که سولفاته کردن استفاده می شود، بخشی از تلوریم همراه با مس به محلول های سولفات می رود. از این میان، تلوریم با عمل مس فلزی رسوب می‌کند:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Cu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O
تلوریم از سرباره سودا پس از انحلال در آب یا با خنثی‌سازی با رسوب TeO2 استخراج می‌شود (با رسوب مجدد از محلول‌های سولفید یا اسید خالص می‌شود، در قلیایی حل می‌شود و تلوریم با الکترولیز جدا می‌شود)، یا تلوریم خام مستقیماً از محلول سودا رسوب می‌کند. الکترولیز در محلول قلیایی با A1 کاهش می یابد:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. سپس تلوریم با هوادهی رسوب می کند:
2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH
برای به دست آوردن تلوریوم با خلوص بالا، از ترکیبات فرار آن، به ویژه TeCl4 استفاده می شود که با تقطیر یا یکسوسازی و استخراج از محلول اسید هیدروکلریک خالص می شود. پس از هیدرولیز کلرید TeO2، H2 کاهش می یابد. گاهی اوقات از H2Te نیز برای تصفیه استفاده می شود. در مراحل پایانی خالص سازی، تصعید خلاء، تقطیر یا یکسوسازی تلوریم و همچنین ذوب ناحیه یا تبلور جهت دار استفاده می شود.
خواص فیزیکی و شیمیایی.تلوریم ماده ای خاکستری مایل به نقره ای با درخشندگی فلزی، در لایه های نازک به رنگ قهوه ای مایل به قرمز در روشن، زرد طلایی به صورت جفت است. مذاب تلوریوم بالای 700 درجه سانتیگراد دارای رسانایی فلزی است. تلوریم دیامغناطیس، مغناطیسی است. حساسیت - 0.31 10-9. سختی Mohs 2.3، برینل 180-270 مگاپاسکال. مقاومت پارگی 10.8 مگاپاسکال تلوریم شکننده است و وقتی گرم می شود انعطاف پذیر می شود.
برای تلوریوم، پتانسیل الکترود معمولی 0.56 V است. تلوریوم، حتی پراکنده، در هوا پایدار است، اما هنگامی که گرم می شود، می سوزد (شعله آبی با هاله سبز) و TeO2 را تشکیل می دهد. تلوریم کریستالی با آب بالای 100 درجه سانتیگراد، آمورف - بالای 50 درجه سانتیگراد واکنش می دهد. محلول های قلیایی غلیظ تلوریم را حل کرده و تلوریدها و تلوریت ها را تشکیل می دهند. اسید کلریدریک و H2 SO4 رقیق بر تلوریم تأثیر نمی‌گذارند. H2 SO4 آن را حل می کند، محلول های قرمز رنگ حاوی کاتیون هستند. HNO3 تلوریم را به اسید تلوروس H2 TeO3 (نمک های تلوریت) اکسید می کند:
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2O
عوامل اکسید کننده قوی (HClO3، KMnO4 و غیره) اکسید می شوند و به اسید تلوریک H2 TeO4 (نمک های تلورات) اکسید می شوند:
4Te + 3HClO4 + 4H2O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O
تلوریم در محلول های سولفیدها و پلی سولفیدهای فلزات قلیایی (با تشکیل تیوتلوریدها و تیوتلوریت ها) حل می شود. با محلول های نمک Ag واکنش می دهد. در CS2 حل نمی شود. با Cl2، F2 و Br2 در دمای اتاق، با I2 واکنش می دهد - هنگام گرم شدن، آلیاژهای S، P (ترکیبات ایجاد نمی کند)، As (با دادن As2 Te3)، با Si (با تشکیل Si2 Te3 و SiTe) ، با Se (تشکیل محلول های جامد در طول تبلور). این به طور مستقیم با بور و کربن برهمکنش نمی‌کند؛ وقتی گرم می‌شود، کربنیل TeCO ناپایدار گازی را تشکیل می‌دهد. هنگامی که با فلزات ذوب می شود، تلوریدها به دست می آیند.
تلورید هیدروژن H2 Te گازی بی رنگ با بوی نامطبوع است. در حالت مایع زرد مایل به سبز، کریستالی-لیمویی-زرد؛ تی کیپ - 2 درجه سانتیگراد، بنابراین pl. - 51 درجه سانتیگراد؛ متراکم 5.81 گرم در لیتر; برای گاز؛ و در هوای خشک در دمای اتاق به آرامی تجزیه می شود، در هوای مرطوب به تلوریوم اکسید می شود. وقتی در هوا گرم می شود، می سوزد و TeO2 می دهد. حلالیت در آب 0.1 مولار، محلول آبی اسید ضعیف، K1 2 10-3; عامل کاهنده قوی؛ به دست آمده از برهمکنش Al2 Te3 با اسید کلریدریک، و همچنین با الکترولیز محلول H2SO4 با کاتد تلوریوم در دمای 0 درجه سانتیگراد. برای تولید تلوریم با خلوص بالا استفاده می شود.
هگزا فلوراید TeF6 یک گاز بی رنگ است. m.p. - 37.8 درجه سانتی گراد، دما -38.6 درجه سانتیگراد؛ متراکم 10.7 گرم در لیتر; پایدار در هوای خشک، روی شیشه تأثیر نمی گذارد. در آب حل می شود و به تدریج با تشکیل اسیدهای فلوروتلوریک TeFn (OH) 6-n هیدرولیز می شود که n از 1 تا 4 است و در نهایت اسید تلوریک. برای مثال با فلوریدهای فلزی ترکیباتی را تشکیل می دهد. Ag و Ba; از فلوئوراسیون تلوریم در هنگام گرم شدن به دست می آید. Tetrafluoride TeF4 - کریستال های اورتومبیک؛ m.p. 129.6 درجه سانتی گراد، b.p. 194 درجه سانتیگراد (با تجزیه)؛ چگالی 4.22 گرم بر سانتی متر مکعب; بسیار مرطوب، به راحتی هیدرولیز می شود. با فلوریدهای فلز قلیایی، پنتا فلوروتلورات M را تشکیل می دهد. با عمل SeF4 روی TeO2 به دست می آید. عوامل تلورافلوئورینه کننده فلوراید.
تتراکلرید TeCl4 - کریستال های زرد؛ m.p. 224 درجه سانتی گراد، b.p. 381.8 درجه سانتی گراد; متراکم 3.01 گرم بر سانتی متر مکعب؛ ur-tion وابستگی دمایی فشار بخار \ gp (mm Hg) \u003d 8.791 - - 3941 / T (497 - 653)؛ بسیار مرطوب، با آب هیدرولیز می شود. در محلول غلیظ HC1، تشکیل اسید کلروتلوریک H2 TeC16. از محلول های اسید هیدروکلریک با تروبوتیل فسفات و سایر حلال های آلی استخراج می شود. با کلریدهای فلز قلیایی هگزا-M2 [TeCl6] و پنتا کلروتلورات M[TeC15]، با کلریدهای Al، Fe(III)، Zr و سایر کمپلکس‌ها با کاتیون‌ها، به عنوان مثال، TeC13 تشکیل می‌دهد. به دست آمده از کلرزنی تلوریم؛ TeCl4 ماده اولیه برای تولید تلوریم با خلوص بالا است. دی کلرید قهوه ای TeCl2 در بخارات پایدار است و می تواند به مایع تبدیل شود. دو کلرید پایین‌تر کریستالی نیز به دست آمد - Te2 Cl3 خاکستری نقره‌ای و Te2 Cl سیاه ناپایدار با درخشش فلزی.
سولفیدهای TeS2 و TeS3 که هنگام گرم شدن تجزیه می شوند را می توان با رسوب از محلول های آبی به دست آورد. TeS7 و Te7 S10 شناخته شده اند. تیوتلورات ها (مثلا Na2TeS3) را می توان با حل کردن تلوریم در محلول پلی سولفیدهای فلز قلیایی یا گوگرد در محلول های پلی تلوریدها و همچنین از طریق همجوشی به دست آورد. تیوتلورات ها واسطه در برخی از فرآیندهای بازیابی تلوریم هستند.
کاربرد.مهمترین زمینه کاربرد تلوریم، سنتز تجزیه تلوریدهایی با خواص نیمه هادی است. تلوریم همچنین در متالورژی برای آلیاژ چدن و فولاد، سرب، مس (برای افزایش مقاومت مکانیکی و شیمیایی آنها) استفاده می شود. از تلوریم و ترکیبات آن در تولید کاتالیزورها استفاده می شود. عینک، حشره کش، علف کش و غیره
پولونیوم
ترکیبات طبیعی و بدست آوردن پلونیوم.یک عنصر شیمیایی رادیواکتیو از گروه VI سیستم تناوبی، آنالوگ تلوریم. عدد اتمی 84. ایزوتوپ پایدار ندارد. 27 ایزوتوپ رادیواکتیو شناخته شده از پلونیوم با اعداد جرمی 192 تا 218 وجود دارد که از این تعداد هفت ایزوتوپ (با اعداد جرمی 210 تا 218) در طبیعت در مقادیر بسیار کم به عنوان اعضای سری پرتوزا اورانیوم، توریم و اکتینیم یافت می شوند. ایزوتوپ های باقی مانده به طور مصنوعی به دست آمد. طولانی ترین ایزوتوپ های پولونیوم به طور مصنوعی تولید می شوند 209 Rho ( تی 1/2 = 102 سال) و 208 رو ( تی 1/2 \u003d 2.9 سال) و همچنین 210 Rho موجود در سنگ معدن رادیوم-اورانیوم ( تی 1/2 = 138.4 روز). محتوای 210 Rho در پوسته زمین تنها 2 10-14٪ است. 1 تن اورانیوم طبیعی حاوی 0.34 گرم رادیوم و کسری از میلی گرم پلونیوم 210 است. کوتاه ترین ایزوتوپ شناخته شده پلونیوم 213 پو است. تی 1/2 = 3 10-7 ثانیه). سبک‌ترین ایزوتوپ‌های پولونیوم گسیل‌کننده‌های آلفای خالص هستند، در حالی که ایزوتوپ‌های سنگین‌تر به طور همزمان پرتوهای آلفا و گاما را ساطع می‌کنند. برخی از ایزوتوپ ها با جذب الکترون تجزیه می شوند و سنگین ترین آنها نیز فعالیت بتا بسیار ضعیفی از خود نشان می دهند. ایزوتوپ های مختلف پولونیوم دارای نام های تاریخی هستند که در اوایل قرن بیستم، زمانی که در نتیجه زنجیره ای از فروپاشی از "عنصر مادر" به دست آمدند: RaF (210 Po)، AcC "(211 Po) ThC" (212 Po)، RaC" (214 Po)، AcA (215 Po)، ThA (216 Po)، RaA (218 Po).
پلونیوم-210 با تابش نوترونی بیسموت طبیعی (که فقط 208 Bi دارد) در راکتورهای هسته ای سنتز می شود (ایزوتوپ بتا فعال بیسموت-210 به طور متوسط تشکیل می شود): 208 Bi + n → 210 Bi → 210 Po + e. هنگامی که بیسموت با پروتون های شتاب گرفته تابش می شود، پلونیوم-208 تشکیل می شود، با تصعید در خلاء از بیسموت جدا می شود - همانطور که M. Curie انجام داد. در اتحاد جماهیر شوروی، Zinaida Vasilievna Ershova (1905-1995) روشی را برای جداسازی پولونیوم توسعه داد. در سال 1937 او به پاریس فرستاده شد به موسسه رادیوم در آزمایشگاه M.Curie (در آن زمان توسط Irene Joliot-Curie اداره می شد). در نتیجه این سفر کاری، همکاران شروع به صدا زدن او "مادام کوری روسی" کردند. تحت هدایت علمی Z.V. Ershova، تولید دائمی و سازگار با محیط زیست پلونیوم در کشور ایجاد شد که امکان اجرای برنامه ملی پرتاب ماه نوردها را فراهم کرد که در آن از پلونیوم به عنوان منبع گرما استفاده می شد.
ایزوتوپ های با عمر طولانی پولونیوم به دلیل پیچیدگی سنتز آنها هنوز کاربرد عملی قابل توجهی دریافت نکرده اند. برای به دست آوردن آنها می توان از واکنش های هسته ای استفاده کرد.
207Pb + 4He® 208Po + 3n،
208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n،
208 Bi + 2D® 208 Po + 3n،
208 Bi + 2D® 208 Po + 2n،
که در آن 4 او ذرات آلفا، 1 H پروتون های شتاب دار، 2 D دوترون های شتاب دار (هسته دوتریوم) هستند.
خواص پلونیومتلوریم در حال حاضر تا حدی خواص فلزی را نشان می دهد، در حالی که پولونیوم یک فلز نرم نقره ای-سفید است. به دلیل رادیواکتیویته قوی، در تاریکی می درخشد و بسیار داغ می شود، بنابراین نیاز به حذف مداوم گرما است. نقطه ذوب پلونیوم 254 درجه سانتیگراد است (کمی بالاتر از قلع)، نقطه جوش 962 درجه سانتیگراد است، بنابراین، حتی با یک حرارت جزئی، پلونیوم تصعید می شود. چگالی پلونیوم تقریباً مشابه مس است - 9.4 گرم در سانتی متر مکعب. در تحقیقات شیمیایی، فقط از پلونیوم-210 استفاده می شود؛ ایزوتوپ های با عمر طولانی تر به دلیل دشواری به دست آوردن آنها با خواص شیمیایی یکسان عملاً مورد استفاده قرار نمی گیرند.
خواص شیمیایی پلونیوم فلزی نزدیک به نزدیکترین آنالوگ آن، تلوریم است؛ حالتهای اکسیداسیون -2، +2، +4، +6 را نشان می دهد. در هوا، پلونیوم به آرامی اکسید می شود (به سرعت در دمای 250 درجه سانتیگراد) با تشکیل دی اکسید قرمز PoO2 (هنگامی که سرد شود، در نتیجه چینش مجدد شبکه کریستالی زرد می شود). سولفید هیدروژن از محلول های نمک پولونیوم، سولفید سیاه PoS را رسوب می دهد.
رادیواکتیویته قوی پلونیوم در خواص ترکیبات آن منعکس می شود. بنابراین، در اسید کلریدریک رقیق، پلونیوم به آرامی با تشکیل محلول های صورتی (رنگ یون های Po2+) حل می شود:
Po + 2HCl ® PoCl2 + H2،
با این حال، تحت عمل تابش خود، دی کلرید به PoCl4 زرد تبدیل می شود. اسید نیتریک رقیق، پلونیوم را غیرفعال می کند، در حالی که اسید نیتریک غلیظ آن را به سرعت حل می کند:
Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O
با غیر فلزات گروه VI، پلونیوم با واکنش با هیدروژن مرتبط می شود و هیدرید PoH2 فرار (mp. -35 درجه سانتیگراد، bp + 35 درجه سانتیگراد، به راحتی تجزیه می شود)، واکنش با فلزات (هنگامی که حرارت داده می شود) تشکیل می شود. پولونیدهای جامد سیاه (Na2Po، MgPo، CaPo، ZnPo، HgPo، PtPo، و غیره) و واکنش با قلیاهای مذاب برای تشکیل پولونیدها:
3Po + 6NaOH ® 2Na2Po + Na2PoO3 + H2O.
پلونیوم با کلر واکنش می دهد تا بلورهای PoCl4 زرد روشن را تشکیل دهد، بلورهای قرمز PoBr4 با برم به دست می آیند و پلونیوم با ید در دمای 40 درجه سانتی گراد واکنش می دهد تا یدید فرار سیاه PoI4 را تشکیل دهد. پلونیوم تترا فلوراید PoF4 سفید نیز شناخته شده است. هنگامی که گرم می شود، تتراهالیدها تجزیه می شوند تا دی هالیدهای پایدارتری تشکیل دهند:
PoCl4 ® PoCl2 + Cl2.
در محلول‌ها، پلونیوم به شکل کاتیون‌های Po2+، Po4+، آنیون‌های PoO32–، PoO42– و همچنین یون‌های پیچیده مختلف، به عنوان مثال، PoCl62– وجود دارد.
استفاده از پلونیومپولونیوم-210 پرتوهای آلفا با انرژی 5.3 مگا ولت از خود ساطع می کند که در ماده جامد کاهش می یابد و تنها از هزارم میلی متر عبور می کند و انرژی خود را در این فرآیند کاهش می دهد. طول عمر آن امکان استفاده از پولونیوم به عنوان منبع انرژی در باتری های اتمی فضاپیماها را فراهم می کند: تنها 7.5 گرم پولونیوم برای به دست آوردن توان 1 کیلو وات کافی است. از این نظر نسبت به سایر منابع انرژی فشرده "اتمی" برتری دارد. چنین منبع انرژی، به عنوان مثال، در Lunokhod-2 کار کرد و تجهیزات را در طول یک شب طولانی مهتابی گرم کرد. البته، قدرت منابع انرژی پولونیوم به مرور زمان کاهش می یابد - هر 4.5 ماه به نصف کاهش می یابد، اما ایزوتوپ های پولونیوم با عمر طولانی تر بسیار گران هستند. پولونیوم همچنین به راحتی برای مطالعه اثرات تابش آلفا بر روی مواد مختلف استفاده می شود. به عنوان یک تابش آلفا، پلونیوم مخلوط با بریلیم برای تولید منابع نوترون فشرده استفاده می شود:
9 Be + 4 He ® 12 C + n.
در چنین منابعی می توان به جای بریلیم از بور استفاده کرد. در سال 2004، گزارش شد که بازرسان آژانس بین المللی انرژی اتمی (IAEA) برنامه تولید پولونیوم را در ایران کشف کرده اند. این منجر به این ظن شد که می‌توان از آن در منبع بریلیوم استفاده کرد تا با کمک نوترون‌ها یک واکنش زنجیرهای هسته‌ای در اورانیوم را آغاز کند که منجر به انفجار هسته‌ای شود.
هنگامی که پولونیوم وارد بدن می شود، می توان آن را یکی از سمی ترین مواد در نظر گرفت: برای 210 Rho، حداکثر محتوای مجاز در هوا تنها 40 میلیاردم میکروگرم در هر 1 متر مکعب هوا است، یعنی. پلونیوم 4 تریلیون برابر سمی تر از اسید هیدروسیانیک است. ذرات آلفا ساطع شده توسط پولونیوم (و تا حدی پرتوهای گاما) باعث آسیب می شوند که بافت ها را تخریب می کند و باعث ایجاد تومورهای بدخیم می شود. اتم های پولونیوم می توانند در ریه های انسان در نتیجه تجزیه گاز رادون در آنها تشکیل شوند. علاوه بر این، پولونیوم فلزی قادر است به راحتی کوچکترین ذرات آئروسل را تشکیل دهد. بنابراین، تمام کار با پلونیوم از راه دور در جعبه های مهر و موم شده انجام می شود.
کشف پلونیوموجود عنصری با عدد اتمی 84 توسط DI مندلیف در سال 1889 پیش بینی شد - او آن را دیتلوریوم (در سانسکریت - تلوریوم "دوم") نامید و پیشنهاد کرد که جرم اتمی آن نزدیک به 212 باشد. البته مندلیف نمی توانست. پیش بینی کنید که این عنصر ناپایدار است. پولونیوم اولین عنصر رادیواکتیو است که در سال 1898 توسط کوری ها در جستجوی منبع رادیواکتیویته قوی در مواد معدنی خاص کشف شد. وقتی مشخص شد که سنگ معدن رزین اورانیوم قوی‌تر از اورانیوم خالص تشعشع می‌کند، ماری کوری تصمیم گرفت یک عنصر شیمیایی رادیواکتیو جدید را از این ترکیب جدا کند. قبل از آن، تنها دو عنصر شیمیایی ضعیف رادیواکتیو شناخته شده بود - اورانیوم و توریم. کوری با تجزیه و تحلیل شیمیایی کیفی سنتی این ماده معدنی بر اساس طرح استانداردی که توسط شیمیدان تحلیلی آلمانی KR Fresenius (1818-1897) در اوایل سال 1841 پیشنهاد شد و طبق آن بسیاری از نسل‌های دانش‌آموز به مدت تقریباً یک قرن و نیمی از کاتیون‌ها را با روش موسوم به "روش سولفید هیدروژن" تعیین کرد. در ابتدا او حدود 100 گرم از این ماده معدنی داشت. سپس زمین شناسان آمریکایی 500 گرم دیگر به پیر کوری دادند. ام. کوری با انجام یک تجزیه و تحلیل سیستماتیک، هر بار با استفاده از یک الکترومتر حساس که توسط شوهرش اختراع شده بود، بخش های منفرد (رسوبات و محلول ها) را از نظر رادیواکتیویته بررسی می کرد. کسرهای غیرفعال دور انداخته شدند، آنهایی که فعال هستند بیشتر مورد تجزیه و تحلیل قرار گرفتند. یکی از رهبران کارگاه شیمی در دانشکده فیزیک و شیمی صنعتی، گوستاو بمون، به او کمک کرد.
اول از همه، کوری ماده معدنی را در اسید نیتریک حل کرد، محلول را تبخیر کرد تا خشک شود، باقیمانده را در آب حل کرد و جریانی از سولفید هیدروژن را از محلول عبور داد. در همان زمان، رسوبی از سولفیدهای فلزی رسوب کرد. طبق روش فرسنیوس، این رسوب می تواند حاوی سولفیدهای نامحلول سرب، بیسموت، مس، آرسنیک، آنتیموان و تعدادی فلز دیگر باشد. با وجود این که اورانیوم و توریم در محلول باقی مانده بودند، رسوب رادیواکتیو بود. او رسوب سیاه را با سولفید آمونیوم تصفیه کرد تا آرسنیک و آنتیموان را جدا کند که در این شرایط تیوسالت های محلول مانند (NH4)3 AsS4 و (NH4)3 SbS3 را تشکیل می دهند. محلول رادیواکتیویته را تشخیص نداد و دور انداخته شد. سرب، بیسموت و سولفید مس در رسوب باقی ماندند.
بخشی از رسوب کوری که در سولفید آمونیوم حل نشد دوباره در اسید نیتریک حل شد، اسید سولفوریک به محلول اضافه شد و روی شعله مشعل تبخیر شد تا بخارهای غلیظ SO3 سفید ظاهر شود. در این شرایط، اسید نیتریک فرار به طور کامل حذف می شود و نیترات های فلزی به سولفات تبدیل می شوند. پس از خنک شدن مخلوط و اضافه کردن آب سرد، سولفات سرب نامحلول PbSO4 در رسوب است - هیچ رادیواکتیویتی در آن وجود نداشت. او رسوب را دور انداخت و محلول قوی آمونیاک را به محلول فیلتر شده اضافه کرد. در همان زمان، یک رسوب دوباره افتاد، این بار - سفید. حاوی مخلوطی از سولفات بیسموت بازی (BiO)2 SO4 و هیدروکسید بیسموت Bi(OH)3 بود. در محلول، آمونیاک مس پیچیده SO4 با رنگ آبی روشن باقی ماند. رسوب سفید، بر خلاف محلول، به شدت رادیواکتیو است. از آنجایی که سرب و مس قبلاً جدا شده بودند، رسوب سفید حاوی بیسموت و ترکیبی از عنصر جدید بود.
کوری دوباره رسوب سفید را به سولفید قهوه ای تیره Bi2 S3 تبدیل کرد، آن را خشک کرد و در یک آمپول تخلیه شده حرارت داد. سولفید بیسموت در همان زمان تغییر نکرد (در برابر گرما مقاوم است و فقط در دمای 685 درجه سانتیگراد ذوب می شود)، با این حال، مقداری بخار از رسوب آزاد شد که به شکل یک فیلم سیاه روی قسمت سرد آمپول نشست. . این فیلم رادیواکتیو بود و ظاهراً حاوی یک عنصر شیمیایی جدید - آنالوگ بیسموت در جدول تناوبی بود. این پلونیوم بود - اولین عنصر رادیواکتیو کشف شده پس از اورانیوم و توریم، که در جدول تناوبی ثبت شد (در همان سال 1898، رادیوم و همچنین گروهی از گازهای نجیب - نئون، کریپتون و زنون کشف شد). همانطور که بعداً مشخص شد، پلونیوم به راحتی در هنگام گرم شدن تصعید می شود - فراریت آن تقریباً مشابه روی است.
کوری ها عجله ای نداشتند که پوشش سیاه روی شیشه را عنصری جدید بنامند. یک رادیواکتیویته کافی نبود. همکار و دوست کوری، شیمیدان فرانسوی یوجین آناتول دمارس (1852-1903)، متخصص در زمینه تجزیه و تحلیل طیفی (او در سال 1901 یوروپیوم را کشف کرد)، طیف انتشار پلاک سیاه را مطالعه کرد و هیچ خط جدیدی در آن پیدا نکرد که بتواند حضور یک عنصر جدید را نشان می دهد. آنالیز طیفی یکی از حساس ترین روش هاست که امکان تشخیص بسیاری از مواد را در مقادیر میکروسکوپی غیرقابل مشاهده با چشم فراهم می کند. با این وجود، در مقاله ای که در 18 ژوئیه 1898 منتشر شد، کوریس نوشت: "ما فکر می کنیم که ماده ای که از رزین اورانیوم جدا کردیم حاوی فلزی است که هنوز شناخته شده نیست، که از نظر خواص تحلیلی مشابه بیسموت است. اگر وجود یک فلز جدید تأیید شود، پیشنهاد می کنیم آن را به نام پولونیوم، پس از زادگاه یکی از ما "(پولونیا به لاتین - لهستان) بنامیم. این تنها موردی است که یک عنصر شیمیایی جدید که هنوز شناسایی نشده است قبلاً نامی دریافت کرده است. با این حال، به دست آوردن مقادیر وزنی پولونیوم ممکن نبود - مقدار بسیار کمی از آن در سنگ معدن اورانیوم وجود داشت (بعداً پلونیوم به طور مصنوعی به دست آمد). و این عنصر نبود که همسران کوری را تجلیل کرد، بلکه رادیوم بود.
سلنیوم به طور گسترده در طبیعت توزیع نمی شود. محتوای سلنیوم در پوسته زمین است. ترکیبات آن به صورت ناخالصی در ترکیبات گوگردی طبیعی با فلزات و. بنابراین، سلنیوم از مواد زائد تولید شده در تولید اسید سولفوریک، در پالایش الکترولیتی مس و در برخی فرآیندهای دیگر به دست می آید.تلوریم یکی از عناصر کمیاب است: محتوای آن در پوسته زمین فقط .
در حالت آزاد، سلنیوم مانند گوگرد چندین تغییر آلوتروپیک ایجاد می کند که معروف ترین آنها سلنیوم آمورف است که پودری قرمز قهوه ای است و سلنیوم خاکستری که بلورهای شکننده با درخشندگی فلزی را تشکیل می دهد.
تلوریم همچنین به شکل یک اصلاح آمورف و به شکل کریستال های خاکستری روشن با درخشش فلزی شناخته می شود.
سلنیوم یک نیمه هادی معمولی است (نگاه کنید به § 190). یکی از ویژگی های مهم آن به عنوان یک نیمه هادی، افزایش شدید رسانایی الکتریکی در هنگام روشن شدن است. در مرز سلنیوم با یک هادی فلزی، یک لایه مانع تشکیل می شود - بخشی از مدار که می تواند جریان الکتریکی را تنها در یک جهت عبور دهد. در ارتباط با این ویژگی ها، سلنیوم در فناوری نیمه هادی برای ساخت یکسو کننده ها و فتوسل ها با لایه مانع استفاده می شود. تلوریم نیز نیمه هادی است، اما استفاده از آن محدودتر است. سلنیدها و تلوریدهای برخی فلزات نیز دارای خاصیت نیمه هادی هستند و در الکترونیک استفاده می شوند. در مقادیر کم، تلوریم به عنوان آلیاژی به سرب عمل می کند و خواص مکانیکی آن را بهبود می بخشد.
سلنید هیدروژن و تلورید هیدروژن گازهای بی رنگ با بوی منزجر کننده هستند. محلول های آبی آنها اسیدهایی هستند که ثابت تفکیک آنها تا حدودی بزرگتر از ثابت تفکیک سولفید هیدروژن است.
از نظر شیمیایی، سلنید هیدروژن و تلورید هیدروژن بسیار شبیه به سولفید هیدروژن هستند. آنها مانند سولفید هیدروژن دارای خواص کاهنده بالایی هستند. وقتی گرم می شوند، هر دو تجزیه می شوند. در عین حال، از پایداری کمتری برخوردار است: درست همانطور که در سری هالیدهای هیدروژن اتفاق می افتد، قدرت مولکول ها در طول انتقال کاهش می یابد. نمک های سلنید هیدروژن و تلورید هیدروژن - سلنیدها و تلوریدها - از نظر حلالیت در آب و اسیدها مشابه سولفیدها هستند. با اثر بر روی سلنیدها و تلوریدها با اسیدهای قوی می توان سلنید هیدروژن و تلورید هیدروژن به دست آورد.
وقتی سلنیوم و تلوریم در هوا یا اکسیژن سوزانده می شوند دی اکسیدهایی به دست می آیند که در شرایط عادی حالت جامد دارند و انیدریدهای اسیدهای سلنوس و تلور هستند.
بر خلاف دی اکسید گوگرد، و خواص عمدتا اکسید کننده را نشان می دهد، به عنوان مثال، به راحتی به سلنیوم و تلوریوم آزاد بازیابی می شود:
با اثر عوامل اکسید کننده قوی، سلنیوم و دی اکسید تلوریم را می توان به ترتیب به اسیدهای سلنیک و تلوریک تبدیل کرد.
