Podskupina kisika uključuje pet elemenata: kisik, sumpor, selen, telurij i polonij (radioaktivni metal). To su p-elementi VI grupe periodnog sustava D. I. Mendeljejeva. Imaju naziv skupine - halkogeni, što znači "formiranje ruda".
Svojstva elemenata podskupine kisika
|
Svojstva |
Oni |
Ro |
|||
|
1. Broj narudžbe |
|||||
|
2. Valentni elektroni |
2 s 2 2p 4 |
Z s 2 3p 4 |
4 s 2 4r 4 |
5s 2 5p 4 |
6s 2 6p 4 |
|
3. Energija Ionizacija atoma, eV |
13,62 |
10,36 |
9,75 |
9,01 |
8,43 |
|
4. Relativni elektronegativnost |
3,50 |
2,48 |
2,01 |
1,76 |
|
|
5. Oksidacijsko stanje u spojeva |
1, -2, |
2, +2, +4, +6 |
4, +6 |
4, +6 |
2, +2 |
|
6. Atomski radijus, nm |
0,066 |
0,104 |
0,117 0,137 |
0,164 |
|
Atomi halkogena imaju istu strukturu vanjske energetske razine - ns 2 br 4 . To objašnjava sličnost njihovih kemijskih svojstava. Svi halkogeni u spojevima s vodikom i metalima pokazuju oksidacijsko stanje od -2, a u spojevima s kisikom i drugim aktivnim nemetalima obično +4 i +6. Za kisik, kao i za fluor, oksidacijsko stanje jednako broju skupine nije tipično. Pokazuje oksidacijsko stanje obično -2 iu kombinaciji s fluorom +2. Takve vrijednosti oksidacijskih stanja proizlaze iz elektronske strukture halkogena
Atom kisika ima dva nesparena elektrona na 2p podrazini. Njegovi se elektroni ne mogu odvojiti, budući da na vanjskoj (drugoj) razini nema d-podrazine, odnosno nema slobodnih orbitala. Stoga je valencija kisika uvijek jednaka dva, a oksidacijsko stanje je -2 i +2 (npr. u H 2 O i OF 2). To su iste valencije i oksidacijska stanja atoma sumpora u neuzbuđenom stanju. Nakon prijelaza u pobuđeno stanje (koje se događa tijekom opskrbe energijom, na primjer, tijekom zagrijavanja), na atomu sumpora, 3 R— a zatim 3s elektroni (prikazano strelicama). Broj nesparenih elektrona i, posljedično, valencija u prvom slučaju je četiri (na primjer, u SO 2), au drugom - šest (na primjer, u SO 3). Očito, čak i valencije 2, 4, 6 su karakteristične za analoge sumpora - selen, telurij i polonij, a njihova oksidacijska stanja mogu biti jednaka -2, +2, +4 i +6.
Odgovorni su vodikovi spojevi elemenata podskupine kisika formula H 2 R (R - simbol elementa): H 2 O, H 2 S , H 2 S e, H 2 Te. Oni zovusu vodikovi kalcidi. Kada se otopi u vodi, nastajukiseline. Jačina ovih kiselina raste s povećanjem atomski broj elementa, što se objašnjava smanjenjem energije veze u nizu spojeva H2 R . Voda koja se disocira na H + i O ione H - , je amfoterni elektrolit.
Sumpor, selen i telurij tvore iste oblike spojeva s kisikom tipa R O 2 i R Oko 3-. Odgovaraju kiselinama tipa H2 R O 3 i H 2 R Oko 4-. S povećanjem rednog broja elementa, jačina ovih kiselina opada.vaet. Svi oni pokazuju oksidirajuća svojstva, te kiseline ovog tipa H 2 R Oko 3 su također restorativne.
Svojstva jednostavnih tvari prirodno se mijenjaju: s povećanjemnaboj jezgre, nemetalni slabe, a metalni se povećavaju. Svojstva. Dakle, kisik i telurij su nemetali, ali ovaj drugi imametalni sjaj i provodi elektricitet.
Trans-argonoidni spojevi sumpora stabilniji su od odgovarajućih spojeva klora, a spojevi fosfora su još stabilniji. Perklorna kiselina i perklorati su jaki oksidanti, dok su sumporna kiselina i sulfati slabi oksidanti, a fosforna kiselina i fosfati su još slabiji. Ova razlika u svojstvima odgovara vrijednostima elektronegativnosti x= 3 za Cl, 2,5 za S, 2,1 za P i Δh(u odnosu na kisik) je 0,5 za Cl, 1,0 za S, 1,4 za P. Karakteristične topline reakcije date u nastavku odražavaju povećanje vrijednosti Δh:
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
Stabilni spojevi sumpora, selena i telurija odgovaraju nekoliko oksidacijskih stanja od -2 do +6, kao što je prikazano u priloženom dijagramu:
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
Sumporni oksidi
normalan valent sumporov oksid(monoksid) SO je mnogo manje stabilan od transargonoidnih oksida SO 2 i SO 3 . Topline njihovog formiranja imaju sljedeće vrijednosti:
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
Iz prve dvije jednadžbe proizlazi da je razgradnja sumporovog oksida na sumporov dioksid i sumpor praćena oslobađanjem velike količine topline
2SO (g.) → 1/8S 8 (c.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1
Stoga ne čudi da sumporov oksid nije poznat kao stabilan spoj, već postoji samo kao izrazito reaktivne molekule u vrlo razrijeđenom plinovitom stanju ili u smrznutim matricama. Ovaj oksid ima strukturu
s dva elektrona koji imaju paralelne spinove, i nalikuje O 2 i S 2 molekulama.
sumporov dioksid (dioksid) SO 2 nastaje tijekom izgaranja sumpora ili sulfida, kao što je pirit (FeS 2)
S + O 2 → SO 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
To je bezbojni plin karakterističnog oštrog mirisa. Točke taljenja i vrelišta sumporovog dioksida su -75 odnosno -10 °C.
U laboratoriju se sumpor dioksid obično proizvodi djelovanjem jake kiseline na čvrsti natrijev hidrogen sulfit.
H 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaHSO 4 + H 2 O + SO 2
Može se očistiti i osušiti propuštanjem kroz koncentriranu sumpornu kiselinu. Sumporov dioksid ima sljedeću elektronsku strukturu:
Ova struktura koristi jednu 3 d-orbitalni, kao i 3 s-orbitalna i tri 3 str-orbitale. Eksperimentalno utvrđena duljina veze sumpor-kisik je 143 pm; to je nešto manje od vrijednosti od 149 pm koja bi se očekivala za dvostruku obveznicu. O-S-O kut je 119,5°.
Velike količine sumpornog dioksida koriste se za proizvodnju sumporne kiseline, sumporne kiseline i sulfita. SO 2 ubija gljivice i bakterije te se koristi u konzerviranju i sušenju suhih šljiva, marelica i drugog voća. Otopina kiselog kalcijevog sulfita Ca(HSO 3) 2 dobivena reakcijom sumpor-dioksida s kalcijevim hidroksidom koristi se u proizvodnji papirne mase od drva. Otapa lignin, tvar koja drži celulozna vlakna zajedno, i oslobađa ta vlakna koja se zatim prerađuju u papir.
trioksid (trioksid) sumpor SO 3 nastaje u vrlo malim količinama tijekom izgaranja sumpora u zraku. Obično se proizvodi oksidacijom sumporovog dioksida zrakom u prisutnosti katalizatora. Stvaranje ovog spoja iz jednostavnih tvari je egzotermno, ali manje egzotermno (po atomu kisika) od stvaranja sumporovog dioksida. Značajka ravnoteže
SO 2 (g) + 1/2O 2 (g) → SO 3 (g)
leži u činjenici da se pri niskim temperaturama može postići zadovoljavajući prinos SO 3; reakcija se odvija gotovo u potpunosti. Međutim, pri niskim temperaturama brzina reakcije je toliko spora da izravna kombinacija reaktanata ne može biti temelj industrijskog procesa. Pri visokim temperaturama, kada se postigne zadovoljavajuća brzina reakcije, prinos je nizak zbog nepovoljnog ravnotežnog položaja.
Rješenje ovog problema bilo je otkriće odgovarajućih katalizatora (platina, vanadijev pentoksid), koji ubrzavaju reakciju bez utjecaja na njezinu ravnotežu. Katalitička reakcija se ne odvija u mješavini plinova, već na površini katalizatora kada molekule dođu u dodir s njom. U praksi se sumpor dioksid dobiven spaljivanjem sumpora ili pirita miješa sa zrakom i propušta preko katalizatora na temperaturi od 400-450°C. U tim uvjetima, otprilike 99% sumporovog dioksida se pretvara u sumporov trioksid. Ova metoda se uglavnom koristi u proizvodnji sumporne kiseline.
Sumporov trioksid je vrlo korozivan plin; snažno se spaja s vodom dajući sumpornu kiselinu
SO 3 (g.) + H 2 O (l.) → H 2 SO 4 (l.) + 130 kJ mol -1
Riža. 8.3. Sumpor trioksid i neke oksikiseline sumpora.
Sumpor trioksid se lako otapa u sumpornoj kiselini da nastane oleum, ili dimajuća sumporna kiselina, koji se uglavnom sastoji od disumporne kiseline H 2 S 2 O 7 (također se naziva pirosumporna kiselina)
SO 3 + H 2 SO 4 ⇔ H 2 S 2 O 7
Na 44,5°C, sumporov trioksid se kondenzira u bezbojnu tekućinu, koja se skrutne na 16,8°C i formira prozirne kristale. Ova tvar je polimorfna, a kristali koji nastaju na 16,8°C su nestabilni oblik (α-oblika). Stabilni oblik su svilenkasti kristali nalik azbestu koji nastaju kada se alfa kristali ili tekućina zadrže kratko vrijeme u prisutnosti tragova vlage (slika 8.3). Postoji i nekoliko drugih oblika ove tvari, ali ih je teško proučavati zbog iznimno spore transformacije jednog oblika u drugi. Na temperaturama iznad 50°C kristali nalik azbestu polako isparavaju, stvarajući pare SO 3 .
Molekule sumporovog trioksida u plinovitoj fazi, u tekućini i u alfa kristalima imaju elektronsku strukturu
Molekula ima planarnu strukturu s istom duljinom veze (143 pm) kao u molekuli sumporovog dioksida.
Svojstva sumpor trioksida mogu se uvelike objasniti manjom stabilnošću dvostruke veze sumpor-kisik u usporedbi s dvije jednostruke veze između njih. Dakle, kao rezultat reakcije s vodom, jedna dvostruka veza u sumporovom trioksidu zamjenjuje se s dvije jednostruke veze u nastaloj sumpornoj kiselini.
Povećana stabilnost proizvoda dokazuje velika količina topline koja se oslobađa tijekom reakcije.
sumporna kiselina
Otopina sumporne kiseline H 2 SO 3 dobiva se otapanjem sumporovog dioksida u vodi. I sumporna kiselina i njene soli, sulfiti, jaki su redukcijski agensi. Oni tvore sumpornu kiselinu H 2 SO 4 i sulfate kada se oksidiraju kisikom, halogenima, vodikovim peroksidom i sličnim oksidantima.
Sumporna kiselina ima strukturu
Sumporna kiselina i sulfati
Sumporna kiselina H 2 SO 4 jedan je od najvažnijih kemijskih proizvoda koji se koriste u kemijskoj industriji i srodnim industrijama. Ovo je teška uljasta tekućina (gustoće 1,838 g cm -3), koja lagano dimi na zraku zbog oslobađanja tragova sumporovog trioksida, koji se zatim spajaju s vodenom parom i stvaraju kapljice sumporne kiseline. Čista sumporna kiselina, kada se zagrije, daje paru bogatu sumpornim trioksidom, a zatim vrije na 338 ° C, održavajući konstantan sastav (98% H 2 SO 4 i 2 % H 2 O). Ovo je uobičajena industrijska "koncentrirana sumporna kiselina".
Koncentrirana sumporna kiselina je vrlo korozivna. Ona se pohlepno povezuje s vodom; miješanje s vodom popraćeno je oslobađanjem velike količine topline kao rezultat stvaranja hidronijevog iona
H 2 SO 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + SO 4 2-
Za razrjeđivanje koncentrirane sumporne kiseline treba ga u tankom mlazu uliti u vodu uz miješanje otopine; voda se ne može dodavati kiselini, jer će to uzrokovati da kiselina proključa i snažno prska. Razrijeđena kiselina zauzima manji volumen od svojih sastojaka, a učinak smanjenja volumena je maksimalan pri omjeru H 2 SO 4 : H 2 O =1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-] .
Kemijska svojstva i primjena sumporne kiseline
Upotreba sumporne kiseline određena je njezinim kemijskim svojstvima – koristi se kao kiselina, kao sredstvo za dehidrataciju i oksidacijsko sredstvo.
Sumporna kiselina ima visoko vrelište (330°C), što je čini pogodnom za preradu soli hlapljivijih kiselina kako bi se dobile te kiseline. Dušična kiselina, na primjer, može se dobiti zagrijavanjem natrijevog nitrata sa sumpornom kiselinom.
NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3
Dušična kiselina se oddestilira na 86°C. Sumporna kiselina se također koristi za proizvodnju topljivih fosfatnih gnojiva, amonijev sulfat koji se koristi kao gnojivo, drugi sulfati i mnoge kemikalije i lijekovi. Čelik se obično uklanja rđu uranjanjem u kupku sa sumpornom kiselinom ("kiseljenje") prije nego što se obloži cinkom, kositrom ili emajlom. Sumporna kiselina služi kao elektrolit u konvencionalnim olovnim baterijama.
Sumporna kiselina ima tako jaku sposobnost apsorpcije vode da se može koristiti kao učinkovito sredstvo za dehidraciju. Plinovi koji ne reagiraju sa sumpornom kiselinom mogu se sušiti propuštanjem kroz nju. Dehidrirajuća moć koncentrirane sumporne kiseline je tolika da organski spojevi, poput šećera, pod njezinim djelovanjem gube vodik i kisik u obliku vode.
$C_(12)H_(22)O_(11) \rightarrow 12C + 11H_(2)O$
Šećer (saharoza) H 2 SO 4
Mnogi eksplozivi, kao što je nitroglicerin, nastaju reakcijom organskih spojeva s dušičnom kiselinom kako bi nastali eksploziv i voda, kao npr.
C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3H 2 O
Glicerin H 2 SO 4 Nitroglicerin
Da bi se te reverzibilne reakcije odvijale s lijeva na desno, dušična kiselina se miješa sa sumpornom kiselinom, koja zbog svog dehidrirajućeg djelovanja potiče stvaranje produkta reakcije. (Dva druga primjera navedena su u odjeljku 7.7.)
Vruća koncentrirana sumporna kiselina je jako oksidacijsko sredstvo; njegov proizvod oporavka je sumporov dioksid. Sumporna kiselina otapa bakar i čak može oksidirati ugljik
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
Otapanje bakra u vrućoj koncentriranoj sumpornoj kiselini ilustrira opću reakciju - otapanje neaktivnog metala u kiselini uz istovremeno djelovanje oksidacijskog sredstva. Aktivni metali se oksidiraju u katione pod djelovanjem vodikovog iona, koji se zatim reducira u elementarni vodik, npr.
Zn + 2N + → Zn 2+ + N 2 (g.)
Slična reakcija s bakrom se ne događa. Međutim, bakar se može oksidirati do Cu 2+ iona djelovanjem jakog oksidacijskog sredstva, poput klora ili dušične kiseline, ili, kao što je gore prikazano, vrućom koncentriranom sumpornom kiselinom.
sulfati
Sumporna kiselina se spaja s bazama kako bi tvorila srednje sulfate, kao što je K 2 SO 4 (kalijev sulfat) i kisele sulfate (ponekad se nazivaju bisulfati), kao što je kalij hidrogen sulfat KHSO 4 .
Slabo topljivi sulfati nalaze se u obliku minerala, koji uključuju CaSO 4 2H 2 O (gips), SrSO 4, BaSO 4 (barit) i PbSO 4. Barijev sulfat je najmanje topiv od svih sulfata; stoga njegovo stvaranje u obliku bijelog taloga služi kao kvalitativna reakcija na sulfatni ion.
Najčešći topljivi sulfati uključuju: Na 2 SO 4 10H 2 O, (NH 4) 2 SO 4, MgSO 4 7H 2 O (gorka sol), CuSO 4 5H 2 O (bakar sulfat), FeSO 4 7H 2 O, ( NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O (dobro kristalizirana i lako pročišćena sol koja se koristi u analitičkoj kemiji za pripremu standardnih otopina željeznog željeza), ZnSO 4 7H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2 O (stipsa), (NH 4) Al (SO 4) 2 12H 2 O (aluminij-amonijeva stipsa) i KCr (SO 4) 2 12H 2 O (krom alum).
Tio- ili sulfonske kiseline
Natrijev tiosulfat Na 2 S 2 O 3 5H 2 O (netočno nazvan "natrijev hiposulfit") je tvar koja se koristi u fotografiji. Dobiva se kuhanjem otopine natrijevog sulfita s čistim sumporom.
SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-
Bisulfitni ion Tiosulfatni ion
Tiosumporna kiselina H 2 S 2 O 3 je nestabilna; kada se tiosulfat tretira kiselinom, nastaju sumpor-dioksid i sumpor.
Struktura tiosulfatnog S 2 O 3 2- iona zanimljiva je po tome što dva atoma sumpora nisu ekvivalentna. Ovaj ion je sulfatni ion SO 4 2-, u kojem je jedan od atoma kisika zamijenjen atomom sumpora (slika 8.4). Središnjem atomu sumpora može se dodijeliti oksidacijsko stanje od +6, a vezanom atomu sumpora može se dodijeliti oksidacijsko stanje od -2.
Tiosulfatni ion se lako oksidira, posebno jodom, u tetrationatni ion S 4 O 6 2-
2S 2 O 3 2- → S 4 O 6 2- +2 e
2S 2 O 3 2- + I 2 → S 4 O 6 2- + 2I -
Ova reakcija između tiosulfat iona i joda široko se koristi u kvantitativnoj analizi tvari s oksidacijskim ili redukcijskim svojstvima.
Riža. 8.4. Tiosulfatni i tetrationatni ioni.
Selen i telurij
Trans-argonoidni spojevi selena vrlo su slični odgovarajućim spojevima sumpora. Selenati, soli selenske kiseline H 2 SeO 4 vrlo su slični sulfatima. Telurna kiselina ima formulu Te(OH) 6 , a veliki središnji atom ima koordinacijski broj ne 4, već 6, baš kao i atom joda u molekuli H 5 IO 6.
Kemija elemenata Nemetali VIA-podskupine
Elementi podskupine VIA su nemetali, osim Po.
Kisik se jako razlikuje od ostalih elemenata podskupine i igra posebnu ulogu u kemiji. Stoga je kemija kisika istaknuta u posebnom predavanju.
Sumpor je najvažniji među ostalim elementima. Kemija sumpora je vrlo opsežna, budući da sumpor tvori veliku raznolikost spojeva. Njegovi spojevi se široko koriste u kemijskoj praksi i raznim industrijama. Kada se govori o nemetalima podskupine VIA, najveća će se pozornost posvetiti kemiji sumpora.
Ključna pitanja obrađena u predavanju
Opće karakteristike nemetala VIA-podskupine. Prirodni spojevi Sumpor
Jednostavna tvar Spojevi sumpora
Sumporovodik, sulfidi, polisulfidi
Sumporov dioksid. Sulfiti
Sumporov trioksid
Sumporna kiselina. oksidativna svojstva. sulfati
Ostali spojevi sumpora
selen, telur
Jednostavne tvari Spojevi selena i telurija
Selenidi i teluridi
Spojevi Se i Te u oksidacijskom stanju (+4)
Selenske i telurske kiseline. oksidativna svojstva.
Elementi podskupine VIA |
|||||||||
opće karakteristike |
|||||||||
P-elementi pripadaju VIA podskupini: kiseli- |
|||||||||
rod O, sumpor S, selen Se, telurij Te, polonij Po. |
|||||||||
Opća formula za valentne elektrone |
|||||||||
prijestolja - ns 2 np 4 . |
|||||||||
kisik |
|||||||||
Kisik, sumpor, selen i telurij su nemetali. |
|||||||||
Često su grupirani pod zajedničkim nazivom "halkogeni", |
|||||||||
što znači "formiranje ruda". Doista mnogi |
|||||||||
metali se u prirodi nalaze u obliku oksida i sulfida; |
|||||||||
u sulfidnim rudama |
u malim količinama sa |
||||||||
postoje selenidi i teluridi. |
|||||||||
Polonij je vrlo rijedak radioaktivni element koji |
|||||||||
koji je metal. |
|||||||||
molibden |
|||||||||
Za stvaranje stabilnog osam elektrona |
|||||||||
atomima halkogena nedostaju samo dva elektro- |
|||||||||
novi Minimalno oksidacijsko stanje (–2) je |
|||||||||
volfram |
otporan na sve elemente. To je ovaj stupanj oksidacije |
||||||||
elementi se pokazuju u prirodnim spojevima - ok- |
|||||||||
strane, sulfidi, selenidi i teluridi. |
|||||||||
Izlažu se svi elementi VIA-podskupine, osim O |
|||||||||
seaborgium |
pozitivna oksidacijska stanja +6 i +4. Najviše- |
||||||||
najviše oksidacijsko stanje kisika je +2, pokazuje |
|||||||||
samo u sprezi s F. |
|||||||||
Najkarakterističnija oksidacijska stanja za S, Se, Te su
xia: (–2), 0, +4, +6, za kisik: (–2), (–1), 0.
U prijelazu iz S u Te stabilnost najvišeg oksidacijskog stanja je +6
smanjuje, a stabilnost +4 oksidacijskog stanja raste.
Za Se, Te, Po, - najstabilnije oksidacijsko stanje je +4.
Neke karakteristike atoma elemenata ViB - podskupine
Relativno |
Prva energija |
|||
elektrootri- |
ionizacija, |
|||
vrijednost |
kJ/mol |
|||
(prema anketi) |
||||
povećanje broja |
||||
prijestolni slojevi; |
||||
povećanje veličine atoma; |
||||
smanjenje energije io- |
||||
smanjenje električnih |
||||
vrijednosti |
Kao što se vidi iz gornjih podataka , kisik se vrlo razlikuje od ostalih elemenata podskupine visoka vrijednost energije ionizacije,
veliki orbitalni radijus atoma i visoka elektronegativnost, samo F ima veću elektronegativnost.
Kisik, koji igra vrlo posebnu ulogu u kemiji, smatrao se iz
razumno. Među ostalim elementima VIA grupe najvažniji je sumpor.
Sumpor tvori vrlo velik broj raznih |
|||
različite veze. Njegovi spojevi poznati su iz gotovo svih |
|||
mi elemenata, osim Au, Pt, I i plemenitih plinova. hrv. |
|||
me raširenih spojeva S u moćima |
|||
3s2 3p4 |
|||
oksidacije (–2), +4, +6, poznate su, u pravilu, |
|||
stabilni spojevi u oksidacijskim stanjima: +1 (S2 O), +2 |
|||
(SF2, SCl2), +3 (S2O3, H2S2O4). Raznolikost sumpornih spojeva potvrđuje i činjenica da je poznato samo oko 20 kiselina S koje sadrže kisik.
Ispada da je snaga veze između S atoma srazmjerna
veze S s drugim nemetalima: O, H, Cl, dakle, S karakterizira
uključujući vrlo uobičajeni mineral pirit, FeS2 i politionske kiseline (npr. H2S4O6) Dakle, kemija sumpora je prilično opsežna.
Najvažniji spojevi sumpora koji se koriste u industriji
Najrasprostranjeniji spoj sumpora u industriji i laboratoriju je sumporna kiselina. Svjetski obujam proizvodnje ser-
kiseline iznosi 136 milijuna tona. (nijedna druga kiselina se ne proizvodi u tako velikim količinama). Uobičajeni spojevi uključuju
da li sumporna kiselina - sulfati, kao i soli sumporne kiseline - sulfiti.
prirodni sulfidi koriste se za dobivanje najvažnijih obojenih metala
tali: Cu, Zn, Pb, Ni, Co, itd. Ostali uobičajeni spojevi sumpora uključuju: hidrosulfidnu kiselinu H2 S, di- i triokside sumpora: SO2
i SO3, tiosulfat Na2S2O3; kiseline: disulfurna (pirosumporna) H2 S2 O7, peroksi-
kodisulfat H2 S2 O8 i peroksodisulfati (persulfati): Na2 S2 O8 i
(NH4)2 S2 O8.
Sumpor u prirodi
čaj u obliku jednostavne tvari tvoreći velike podzemne naslage,
te u obliku sulfidnih i sulfatnih minerala , kao iu obliku spojeva,
koje su nečistoće u ugljenu i nafti. Ugljen i nafta dobivaju se kao rezultat
te razgradnje organskih tvari, a sumpor je dio životinja i biljaka
tjelesni proteini. Stoga, kada se izgaraju ugljen i nafta, nastaju sumporni oksidi,
zagađivanje okoliša.
Prirodni spojevi sumpora
Riža. Pirit FeS2 je glavni mineral koji se koristi za proizvodnju sumporne kiseline.
prirodni sumpor;
sulfidni minerali:
FeS2 - pirit ili željezni pirit
FeCuS2 - halkopirit (količina bakra
FeAsS - arsenopirit
PbS - galenit ili olovni sjaj
ZnS - sphalerit ili cink blende
HgS - cinober
Cu2 S- halkocitni ili bakreni sjaj
Ag2 S - argentit ili srebrni sjaj
MoS2 - molibdenit
Sb2 S3 - stibnit ili antimonov sjaj
As4 S4 - realgar;
sulfati:
Na2 SO4 . 10 H2 O - mirabilit
CaSO4 . 2H2 O - gips
CaSO4 - anhidrit
BaSObarit ili teški špart
SrSO4 je celestin.
Riža. Gips CaSO4. 2H2O
jednostavna tvar
U jednostavnoj tvari atomi sumpora su povezani s dva susjedna.
Najstabilnija je struktura koja se sastoji od osam atoma sumpora,
sjedinjeni u valoviti prsten nalik kruni. Postoji nekoliko modifikacija sumpora: rombični sumpor, monoklinski i plastični sumpor. Na običnoj temperaturi, sumpor je u obliku žutih krhkih kristala.
rombični oblik (-S), formiran od
ionske molekule S8 . Još jedna modifikacija - monoklinski sumpor (-S) također se sastoji od osmočlanih prstenova, ali se razlikuje po mjestu
raspored molekula S8 u kristalu. Kada dis-
topljeni sumporni prstenovi su potrgani. U isto vrijeme, mo-
mogu nastati zapetljane niti, koje
Riža. Sumpor
učiniti talog viskoznim, s daljnjim
Kako temperatura raste, polimerni lanci se mogu razbiti i viskoznost će se smanjiti. Plastični sumpor nastaje tijekom oštrog hlađenja rastaljenog
sumpora i sastoji se od isprepletenih lanaca. S vremenom (unutar nekoliko dana) će se pretvoriti u rombični sumpor.
Sumpor vrije na 445o C. Ravnoteža se odvija u sumpornim parama:
450 o C |
650 o C |
900 o C |
1500 o C |
S 8 S 6 |
S 4 |
S 2 |
S |
S2 molekule imaju strukturu sličnu O2.
Sumpor se može oksidirati (obično u SO2) i može se reducirati
nadograđen na S(-2). Na uobičajenim temperaturama inhibiraju se gotovo sve reakcije koje uključuju kruti sumpor; teku samo reakcije s fluorom, klorom i živom.
Ova reakcija se koristi za vezanje najmanjih kapljica prolivene žive.
Tekući i paroviti sumpor su vrlo reaktivni . Pare sumpora izgaraju Zn, Fe, Cu. Prilikom prolaska H 2 nastaje preko rastaljenog sumpora
H 2 S. U reakcijama s vodikom i metalima, sumpor djeluje kao oksidant
Sumpor se može lako oksidirati pod djelovanjem halogena.
i kisik. Kada se zagrije na zraku, sumpor gori plavim plamenom, oksidirajući
do SO2.
S + O2 = SO2
Sumpor se oksidira koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom:
S + 2H2 SO4 (konc.) = 3SO2 + 2H2O,
S + 6HNO3 (konc.) = H2SO4 + 6 NO2 + 2H2O
U vrućim alkalnim otopinama sumpor je neproporcionalan.
3S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O.
Kada sumpor reagira s otopinom amonijevog sulfida, žuto-crvena polisulfidni ioni(–S–S–)n ili Sn 2– .
Kada se sumpor zagrije s otopinom sulfita, dobiva se tiosulfat, i
kada se zagrije s otopinom cijanida - tiocijanata:
S + Na 2 SO3 = Na2 S2 O3, S + KCN = KSCN
Za analitičku detekciju Fe3+ iona koristi se kalijev tiocijanat ili tiocijanat:
3+ + SCN – = 2+ + H2O
Dobiveni kompleksni spoj ima krvavocrvenu boju,
čak i pri niskoj koncentraciji hidratiziranih Fe3+ iona u
Godišnje se u svijetu iskopa oko 33 milijuna tona prirodnog sumpora. Glavna količina ekstrahiranog sumpora prerađuje se u sumpornu kiselinu i koristi
koristi se u gumarskoj industriji za vulkanizaciju gume. Dodajte sumpor
veže se na dvostruke veze makromolekula gume, stvarajući disulfidne mostove
ki -S- S-, čime ih kao da ih "šiva", što gumi daje čvrstoću i elastičnost. Kada se velika količina sumpora unese u gumu, ebo-
gnjida, koja je dobar izolacijski materijal koji se koristi u elektrotehnici. Sumpor se također koristi u farmaceutskim proizvodima za izradu kožnih masti i u poljoprivredi za suzbijanje biljnih štetnika.
Spojevi sumpora
Sumporovodik, sulfidi, polisulfidi
Sumporovodik H 2 S se prirodno nalazi u sumpornim mineralnim vodama,
prisutan u vulkanskom i prirodnom plinu, nastao tijekom raspadanja bijele boje
kov tijela.
Sumporovodik je bezbojni plin s mirisom pokvarenih jaja i vrlo je otrovan.
Slabo je topiv u vodi, pri sobnoj temperaturi se u jednom volumenu vode otapaju tri volumena plinovitog H2S. Koncentracija H2S u zasićenom
nom otopine je ~ 0,1 mol/l . Kada se otopi u vodi, nastaje
hidrosulfidna kiselina, koja je jedna od najslabijih kiselina:
H2 S H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 , |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
HS - H+ + S 2–, |
K2 = 1,10 –14 |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Izvršitelj: |
Poznato je mnogo prirodnih sulfida (vidi popis sulfidnih minerala). Sulfidi mnogih teških obojenih metala (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) su su industrijski važne rude. Pretvaraju se u okside pečenjem u zraku, npr. 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 tada se oksidi najčešće reduciraju ugljenom: ZnO + C = Zn + CO Ponekad se oksidi dovode u otopinu djelovanjem kiseline, a zatim se otopina podvrgava elektrolizi kako bi se metal reducirao. Sulfidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala su praktički kemijski ionski spojevi. Sulfidi drugih metala - prednost veno-kovalentni spojevi, u pravilu, nestehiometrijskog sastava. Mnogi nemetali također tvore kovalentne sulfide: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Poznati su prirodni sulfidi As i Sb. Sulfidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala, kao i sulfidi amonijeva hrana je vrlo topljiva u vodi, ostali sulfidi su netopivi rima. Izoliraju se iz otopina u obliku karakteristično obojenih taloga, Na primjer, Pb(NO3 )2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 Ova reakcija se koristi za detekciju H2S i S2– u otopini.
Neki od sulfida netopivih u vodi mogu se dovesti u otopinu kiselinama, zbog stvaranja vrlo slabe i hlapljive sumporovodične kiseline. nativna kiselina, npr. NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Sulfidi se mogu otopiti u kiselinama: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Metalni sulfidi i PR vrijednosti
Sulfidi, karakterizirani vrlo niskom vrijednošću produkta topljivosti, ne mogu se otopiti u kiselinama uz stvaranje H2S. U ki- sulfidi se ne otapaju u utorima: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Ako je reakcija otapanja sulfida zbog stvaranja H2S nemoguća, onda se može prevesti u otopinu djelovanjem koncentrirane dušične kiseline utori ili kraljevska voda. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Sulfidni anion S 2– je jak akceptor protona (os- inovacija prema Brønstedu). Tako visoko topljivi sulfidi | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
§8 Elementi VI I grupe.
Kisik, sumpor, selen, telurij, polonij.
Opći podaci o elementima VI A grupa:
Elementi grupe VI A (osim polonija) nazivaju se halkogenidi. Na vanjskoj elektronskoj razini ovih elemenata nalazi se šest valentnih elektrona (ns2 np4), pa pokazuju valentnost 2 u normalnom stanju, a -4 ili 6 u pobuđenom stanju (osim kisika). Atom kisika razlikuje se od atoma drugih elemenata podskupine po odsutnosti d-podrazine u vanjskom elektronskom sloju, što uzrokuje visoke energetske troškove za "uparivanje" njegovih elektrona, koji se ne kompenziraju energijom elektrona. stvaranje novih kovalentnih veza. Stoga je kovalentnost kisika dva. Međutim, u nekim slučajevima, atom kisika, koji ima nepodijeljene parove elektrona, može djelovati kao donor elektrona i formirati dodatne kovalentne veze prema mehanizmu donor-akceptor.
Elektronegativnost ovih elemenata postupno se smanjuje redom O-S-Se-Te-Rho. Stupanj oksidacije je od -2, +2, +4, +6. Povećava se polumjer atoma, što slabi nemetalna svojstva elemenata.
Elementi ove podskupine tvore spojeve oblika H2R s vodikom (H2O, H2S, H2 Se, H2 Te, H2 Po) Ovi spojevi, otapajući se u vodi, tvore kiseline. Svojstva kiselina rastu u smjeru H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se i Te tvore spojeve tipa RO2 i RO3 s kisikom. Iz tih oksida nastaju kiseline tipa H2 RO3 i H2 RO4. Kako se atomski broj povećava, jačina kiselina se smanjuje. Svi oni imaju oksidirajuća svojstva. Kiseline poput H2 RO3 također pokazuju redukcijska svojstva.
Kisik
Prirodni spojevi i pripravci: Kisik je najzastupljeniji element u zemljinoj kori. U slobodnom stanju nalazi se u atmosferskom zraku (21%); u vezanom obliku, dio je vode (88,9%), minerala, stijena i svih tvari od kojih su građeni biljni i životinjski organizmi. Atmosferski zrak je mješavina mnogih plinova, čiji su glavni dio dušik i kisik, te mala količina plemenitih plinova, ugljičnog dioksida i vodene pare. Ugljični dioksid nastaje u prirodi tijekom izgaranja drva, ugljena i drugih goriva, disanja životinja i propadanja. U nekim dijelovima svijeta CO2 se ispušta u zrak vulkanskom aktivnošću, a također i iz podzemnih izvora.
Prirodni kisik sastoji se od tri stabilna izotopa: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Izotopi 814 O, 815 O, 819 O također su dobiveni umjetno.
Kisik je prvi u čistom obliku dobio K.W.Scheele 1772., a zatim 1774. D.Yu.Priestley, koji ga je izolirao iz HgO. Međutim, Priestley nije znao da je plin koji je primio dio zraka. Samo nekoliko godina kasnije, Lavoisier, koji je detaljno proučavao svojstva ovog plina, ustanovio je da je on glavni dio zraka.
U laboratoriju se kisik dobiva sljedećim metodama:
E
elektroliza vode. Da bi se povećala električna vodljivost vode, dodaje joj se alkalna otopina (obično 30% KOH) ili sulfati alkalnih metala:
Općenito: 2H2 O → 2H2 + O2
Na katodi: 4H2 O+4e¯ → 2H2 +4OH¯
Na anodi: 4OH−4e→2H2 O+O2
- Razgradnja spojeva koji sadrže kisik:
Termička razgradnja Bertoletove soli pod djelovanjem MnO2 katalizatora.
KClO3 →2KCl+3O2
Termička razgradnja kalijevog permanganata
KMnO4 → K2 MnO4 + MnO2 + O2.
Termička razgradnja nitrata alkalnih metala:
2KNO3 →2KNO2 +O2.
Razgradnja peroksida:
2H2 O2 → 2H2 O + O2.
2VaO2 → 2VaO+O2.
Termička razgradnja živinog oksida (II):
2HgO→2HgO+O2.
Interakcija peroksida alkalnih metala s ugljičnim monoksidom (IV):
2Na2 O2 + 2CO2 → 2Na2 CO3 + O2.
Termička razgradnja izbjeljivača u prisutnosti katalizatora - soli kobalta:
2Ca(OCl)Cl → 2CaCl2 + O2.
Oksidacija vodikovog peroksida s kalijevim permanganatom u kiselom mediju:
2KMnO4 + H2 SO4 + 5H2 O2 → K2 SO4 + 2Mn SO4 + 8H2 O + 5O2.
u industriji: Trenutno se kisik proizvodi u industriji frakcijskom destilacijom tekućeg zraka. Pri slabom zagrijavanju tekućeg zraka iz njega se najprije odvaja dušik (tboil (N2) = -196ºC), zatim se oslobađa kisik (tboil (O2) = -183ºS).
Kisik dobiven ovom metodom sadrži nečistoće dušika. Stoga se za dobivanje čistog kisika dobivena smjesa ponovno destilira i u konačnici se dobiva 99,5% kisika. Osim toga, dio kisika dobiva se elektrolizom vode. Elektrolit je 30% otopina KOH.
Kisik se obično pohranjuje u plavim bocama pod tlakom od 15 MPa.
Fizikalno-kemijske karakteristike: Kisik je plin bez boje, mirisa, okusa, malo teži od zraka, slabo topiv u vodi. Kisik pri tlaku od 0,1 MPa i temperaturi od -183ºS prelazi u tekuće stanje, na -219ºS se smrzava. U tekućem i čvrstom stanju privlači ga magnet.
Prema metodi valentnih veza, struktura molekule kisika, predstavljena shemom -:Ö::Ö: , ne objašnjava veliku snagu molekule koja ima paramagnetska svojstva, odnosno nesparene elektrone u normalnom stanju.
Kao rezultat vezanja elektrona dvaju atoma nastaje jedan zajednički elektronski par, nakon čega nespareni elektron u svakom atomu tvori međusobnu vezu s nedijeljenim parom drugog atoma, a između njih nastaje veza s tri elektrona. . U pobuđenom stanju, molekula kisika pokazuje dijamagnetska svojstva, koja odgovaraju strukturi prema shemi: Ö=Ö: ,
Dva elektrona nedostaju da popune razinu elektrona u atomu kisika. Stoga kisik u kemijskim reakcijama može lako dodati dva elektrona i pokazati oksidacijsko stanje od -2. Kisik samo u spojevima s više elektronegativnog elementa fluor pokazuje oksidacijsko stanje +1 i +2: O2 F2, OF2.
Kisik je jako oksidacijsko sredstvo. Ne djeluje samo s teškim inertnim plinovima (Kr, Xe, He, Rn), sa zlatom i platinom. Oksidi ovih elemenata nastaju na druge načine. Kisik je uključen u reakcije izgaranja, oksidacije, kako s jednostavnim tvarima tako i sa složenim. Pri interakciji nemetala s kisikom nastaju oksidi koji tvore kiseline ili soli, a pri interakciji metala nastaju amfoterni ili miješani oksidi. Dakle, kisik reagira s fosforom na temperaturi od ~ 60 °C,
4P+5O2 → 2P2 O5
S metalima - oksidi odgovarajućih metala
4Al + 3O2 → 2Al2O3
3Fe + 2O2 → Fe3O4
kada se alkalni metali zagrijavaju na suhom zraku, samo litij stvara oksid Li2O, a ostalo su peroksidi i superoksidi:
2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2
Kisik stupa u interakciju s vodikom na 300 °C:
2H2 + O2 = 2H2O.
Kada je u interakciji s fluorom, pokazuje svojstva redukcije:
O2 + F2 = F2 O2 (u električnom pražnjenju),
sa sumporom - na temperaturi od oko 250 ° C:
Kisik reagira s grafitom na 700 °C
C + O2 = CO2.
Interakcija kisika s dušikom počinje tek na 1200°C ili u električnom pražnjenju:
N2 + O22NO - Q.
Kisik također reagira s mnogim složenim spojevima, na primjer, s dušikovim oksidom (II), reagira čak i na sobnoj temperaturi:
2NO + O2 = 2NO2.
Tijekom oksidacije sumporovodika pri zagrijavanju nastaje sumpor, odnosno sumporov oksid (IV), ovisno o omjeru kisika i sumporovodika:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
2N2 S + ZO2 = 2SO2 + 2N2 O
U većini oksidacijskih reakcija koje uključuju kisik oslobađaju se toplina i svjetlost – takvi se procesi nazivaju izgaranjem.
Ozon
Ozon-O3 je druga alotropska modifikacija elementa kisika. Molekula O3 ima kutnu strukturu (kut između veza je 116º, duljina O=O veze, l=0,1278 nm) to je plavi plin. Tekući ozon je tamnoplav. Otrovan je i eksplozivan osobito u tekućem i čvrstom stanju). Ozon nastaje u atmosferi tijekom munjevitog pražnjenja, a ima specifičan miris svježine.
Ozon se obično proizvodi u ozonizatorima propuštanjem tihog električnog pražnjenja kroz kisik (reakcija je endotermna i vrlo reverzibilna; iskorištenje ozona je 5%):
3O22O3 ΔN=-285 kJ. U laboratorijskim uvjetima ozon se dobiva zakiseljavanjem persulfata dušičnom kiselinom.
(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+
H2 S2 O8 →2SO2 +O3 +H2O
O3 nastaje s niskim prinosom kao rezultat reakcije:
3F2 +H2O(g)→6HF+O3
O3 je najjače oksidacijsko sredstvo, oksidira sve metale (osim metala zlata i platine) i većinu nemetala. Niže okside pretvara u više, a metalne sulfide u njihove sulfate. U reakcijama koje uključuju O3 obično nastaje O2, na primjer:
2Ag+O3 →Ag2 O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
NH2 +3O3 →HNO2 +H2O
Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2O+O2
Pri izlaganju O3 na alkalnim metalima mogu se dobiti ozonidi - nestabilni spojevi koji se razgrađuju:
2KO3 →2KO2 +O2
Kao jako oksidacijsko sredstvo, ozon ubija bakterije i stoga se koristi za dezinfekciju zraka. Stabilni ozonski omotač nalazi se u atmosferi na visini od ~22 km. Ovaj ozonski omotač štiti Zemlju od čistog ultraljubičastog zračenja štetnog po život.
Kada ozon interagira s otopinom kalijevog jodida, oslobađa se jod, dok se ova reakcija ne događa s kisikom:
2KI + O3 + H2 O \u003d I2 + 2KOH + O2.
Reakcija se često koristi kao kvalitativna za detekciju I- ili ozonskih iona. Za to se u otopinu dodaje škrob koji daje karakterističan plavi kompleks s oslobođenim jodom, a također je visoke kvalitete jer ozon ne oksidira Cl - i Br- ione.
Voda
Fizička i kemijska svojstva vode:Čista voda je prozirna tekućina bez boje, okusa, mirisa. Gustoća vode na prijelazu nju iz čvrstog u tekuće stanje se ne smanjuje, kao kod gotovo svih drugih tvari, nego se povećava.
Voda je poznata i neobična tvar. Ne postoji tvar na zemlji koja nam je važnija od obične vode, a ujedno nema druge tvari čija bi svojstva imala toliko kontradiktornosti i anomalija kao njezina svojstva.
Gotovo ¾ površine našeg planeta zauzimaju oceani i mora. Čvrsta voda – snijeg i led – pokriva 20% kopna. Klima planeta ovisi o vodi. Geofizičari kažu da bi se Zemlja davno ohladila i pretvorila u beživotni komad kamena, da nije bilo vode. Ona ima vrlo visok toplinski kapacitet. Zagrijavanjem upija toplinu, a hladeći je oslobađa. Kopnena voda upija i vraća mnogo topline, čime se izjednačava klima. Zemlju od kozmičke hladnoće štite one molekule koje su raspršene u atmosferi – u oblacima i u obliku para.
Voda se po fizičkim svojstvima značajno razlikuje od ostalih otapala: na 4ºS voda ima najveću gustoću, a tek daljnjim zagrijavanjem njezina gustoća opada. Ako bi se s padom temperature i tijekom prijelaza iz tekućeg u čvrsto stanje voda promijenila slično drugim tvarima, tada bi se, kada bi se približila zima, površinski slojevi prirodnih voda ohladili na 0 °C i potonuli na dno sve dok bi se cijela masa rezervoara postigla bi temperaturu od 0°C. Voda bi se smrznula, ledene plohe bi potonule na dno, a ribnjak bi se smrznuo do svoje pune dubine. Mnogi oblici života u vodi bili bi nemogući. U stvarnosti, ohlađeni sloj, koji ima manju gustoću, ostaje na površini, smrzava se i tako štiti donje slojeve od hlađenja.
Voda ima nenormalno visok toplinski kapacitet (4,18 J/g∙K), pa se noću, kao i tijekom prijelaza iz ljeta u zimu, voda polako hladi. A tijekom dana, odnosno tijekom prijelaza iz zime u ljeto, također se polagano zagrijava, čime je regulator temperature na kugli zemaljskoj.
Voda u svom normalnom stanju je tekućina, dok su H2 S, H2 Se, H2 Te plinovi. Temperature kristalizacije i isparavanja vode znatno su više od odgovarajućih temperatura ovih spojeva.
Voda ima vrlo visoku dielektričnu konstantu (78,5 na 298K).
Voda je dobro otapalo za polarne tekućine i spojeve s ionskim vezama; tvori kristalne hidrate s mnogim kemijskim spojevima.
Dugo su vremena neobična svojstva vode bila misterij za znanstvenike. Oni su uglavnom zbog sljedećih razloga:
Polarna priroda molekula;
Prisutnost nepodijeljenih elektronskih parova na atomu kisika;
Vodikove veze.
Veza između atoma vodika i kisika je polarna, što dovodi do asimetrije u raspodjeli elektronskih naboja i, posljedično, do polariteta molekule. Duljina veze je 96 nm, a kut između veza je ~ 105º.
Prisutnost usamljenih parova elektrona u kisiku i pomak zajedničkih elektronskih parova s atoma vodika na kisik uzrokuju stvaranje vodikovih veza. Energija vezanja je 25 kJ/mol. Atom kisika u molekuli vode je u stanju sp3 hibridizacije. Stoga je vezni kut HOH blizu tetraedarskog kuta (109,5º).
Molekularna težina parne vode je 18 i odgovara njenoj najjednostavnijoj formuli. Međutim, molekularna težina tekućine je veća. To ukazuje da se povezivanje molekula događa u tekućoj fazi; njihova kombinacija u složenije agregate, zbog stvaranja vodikovih veza između molekula.
U čvrstoj vodi (ledu) atom kisika svake molekule sudjeluje u stvaranju dviju vodikovih veza sa susjednim molekulama vode.
Struktura leda spada u najmanje guste strukture, u njemu se nalaze praznine čije su dimenzije nešto veće od dimenzija molekule vode. Kada se led topi, njegova struktura je uništena, ali vodikove veze ostaju u tekućoj fazi, stvaraju se suradnici, ali oni postoje kratko: uništavanje jednih i stvaranje drugih agregata stalno se događa. U praznine ovakvih agregata "ledene" mogu se smjestiti pojedinačne molekule vode, dok pakiranje molekula vode postaje gusto. Zato se kada se led otopi, volumen koji zauzima voda smanjuje, a gustoća se povećava. Kada se voda zagrijava, dio topline troši se na razbijanje vodikovih veza. To objašnjava veliki toplinski kapacitet vode. Vodikove veze između molekula vode potpuno se prekidaju tek kada voda prijeđe u paru.
Na Zemlji postoji jedan atom deuterija na svakih 6800 atoma protija, a u međuzvjezdanom prostoru jedan atom deuterija je već na 200 atoma protija.
Voda je vrlo reaktivna tvar.
Voda reagira s mnogima metali s razvojem vodika:
2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH (nasilno)
2K + 2H2O = H2 + 2KOH (nasilno)
3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (samo kada se zagrije)
Ne svi, nego samo dovoljno aktivni metali mogu sudjelovati u redoks reakcijama ovog tipa. Alkalijski i zemnoalkalijski metali najlakše reagiraju.
Iz nemetali na primjer, ugljik i njegov vodikov spoj (metan) reagiraju s vodom. Ove tvari su mnogo manje aktivne od metala, ali još uvijek mogu reagirati s vodom na visokim temperaturama:
C + H2 O ® H2 + CO
CH4 + 2H2O ® 4H2 + CO2
Voda se pod djelovanjem električne struje razlaže na vodik i kisik. To je također redoks reakcija, gdje je voda i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo:
2H2O 
2H2+O2
Voda reagira s mnogima oksidi nemetali. Za razliku od prethodnih, ove reakcije nisu redoks, već složene reakcije:
P2 O5 +3H2 O→2H3 PO4; N2 O5 +H2 O→2HNO3
Oksidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala reagiraju s vodom i tvore odgovarajuće lužine:
CaO+H2O→Ca(OH)2
Nisu svi metalni oksidi sposobni reagirati s vodom. Neki od njih su praktički netopivi u vodi i stoga ne reagiraju s vodom. To su ZnO, TiO2, Cr2 O3, od kojih se, na primjer, pripremaju vodootporne boje. Željezni oksidi su također netopivi u vodi i ne reagiraju s njom. Mnogi spojevi metala s nemetalima lako stupaju u interakciju s vodom i tvore odgovarajuće metalne hidrokside i vodikove spojeve nemetala:
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
Voda stvara brojne spojeve u kojima je njezina molekula potpuno očuvana. To su tzv hidratizira. Ako je hidrat kristaliničan, onda se zove kristalni hidrat, Na primjer:
CuSO4 +5 H2O→CuSO4 . 5H2O
H2SO4 + H2O = H2SO4 . H2O (hidrat sumporne kiseline)
NaOH + H2O = NaOH . H2O (hidrat kaustične sode)
Spojevi koji vežu vodu u hidrate i kristalne hidrate koriste se kao sredstva za sušenje. Uz njihovu pomoć, na primjer, uklonite vodenu paru iz vlažnog atmosferskog zraka.
Posebna reakcija vode - fotosinteza - sinteza škroba (C6 H10 O5) n i drugih sličnih spojeva (ugljikohidrata) od strane biljaka, koja se događa oslobađanjem kisika:
6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (pod djelovanjem svjetlosti)
Voda ima katalitičku aktivnost. U nedostatku tragova vlage, obične reakcije praktički se ne događaju, na primjer, natrij, bijeli fosfor ne oksidiraju, klor ne komunicira s metalima, fluorovodik ne reže staklo.
Vodikov peroksid
Vodikov peroksid H2 O2 je vodik-kisik spoj koji sadrži rekordnu količinu kisika - 94% mase. Molekule H2O2 sadrže peroksidne skupine –O–O–, koje uvelike određuju svojstva ovog spoja.
Zbog asimetrične raspodjele H-O veza, molekula H2O2 je visoko polarna. Između molekula H2O2 nastaje prilično jaka vodikova veza, što dovodi do njihovog povezivanja. Stoga je u normalnim uvjetima vodikov peroksid blijedoplava sirupasta tekućina (gustoća 1,44) s prilično visokim vrelištem (150ºS). Prilikom skladištenja H2 O2 se razgrađuje.
Selen se dobiva iz otpadnih produkata proizvodnje sumporne kiseline, celuloze i papira te anodnog mulja od elektrolitičke rafinacije bakra. Selen je prisutan u mulju zajedno sa sumporom, telurom, teškim i plemenitim metalima. Za ekstrakciju selena, mulj se filtrira i podvrgava ili oksidativnom prženju (oko 700 °C) ili zagrijavanju s koncentriranom sumpornom kiselinom. Rezultirajući hlapljivi SeO2 hvata se u pročivačima i elektrofilterima. Iz otopina se komercijalni selen precipitira sumpornim dioksidom. Također se koristi sinteriranje mulja sa sodom, nakon čega slijedi ispiranje natrijevog selenata vodom i izolacija selena iz otopine. Za dobivanje selena visoke čistoće koji se koristi kao poluvodički materijal, sirovi selen se rafinira vakuumskom destilacijom, prekristalizacijom i drugim.
Fizikalna i kemijska svojstva selena. Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma Se 4s2 4p4; spinovi dvaju p-elektrona su upareni, dok druga dva nisu sparena, pa su atomi selena u stanju tvoriti Se2 molekule ili lance atoma Sen. Lanci atoma selena mogu se zatvoriti u prstenaste molekule Se8. Raznolikost molekularne strukture uvjetuje postojanje selena u različitim alotropnim modifikacijama: amorfnim (praškasti, koloidni, staklasti) i kristalnim (monoklinski α- i β-oblici i heksagonalni γ-oblici). Amorfni (crveni) prah i koloidni selen (gustoće 4,25 g/cm3 na 25°C) dobiva se redukcijom iz otopine selenove kiseline H2 SeO3, brzim hlađenjem para selena i drugim metodama. Staklasti (crni) selen (gustoća 4,28 g/cm3 na 25°C) dobiva se zagrijavanjem bilo koje modifikacije selena iznad 220°C nakon čega slijedi brzo hlađenje. Selen staklastog tijela ima staklasti sjaj i krt je. Termodinamički najstabilniji je heksagonalni (sivi) selen. Dobiva se iz drugih oblika selena zagrijavanjem do taljenja uz polagano hlađenje na 180-210 °C i držanjem na toj temperaturi. Njegova je rešetka izgrađena od paralelnih spiralnih lanaca atoma. Atomi unutar lanaca su kovalentno vezani. Sve modifikacije selena imaju fotoelektrična svojstva. Heksagonalni selen do temperature taljenja je poluvodič nečistoće s vodljivošću rupa. Selen je dijamagnet (njegovi parovi su paramagnetski).
Selen je stabilan na zraku; kisik, voda, klorovodična i razrijeđena sumporna kiselina ne utječu na njega, vrlo je topiv u koncentriranoj dušičnoj kiselini i kraljevskoj vodi, nesrazmjerno se otapa u lužinama:
Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2O
3Se + 6KOH → K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O
Selen u spojevima ima oksidacijska stanja -2, +2, +4, +6. S kisikom selen stvara niz oksida: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Posljednja dva su anhidridi selenske H2 SeO3 i selenske H2 SeO4 kiselina (soli - seleniti i selenati). SeO2 je najstabilniji. SeO2 i H2 SeO3 s jakim oksidantima pokazuju redukcijska svojstva:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl
S halogenima selen daje spojeve SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 i druge. Sumpor i telurij tvore kontinuirani niz čvrstih otopina sa selenom. S dušikom selen daje Se4 N4, s ugljikom - CSe2. Poznati su spojevi s fosforom P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5. Vodik interagira sa selenom pri t>=200 °C, tvoreći H2 Se; Otopina H2Se u vodi naziva se hidroselenska kiselina. U interakciji s metalima, selen stvara selenide. Dobiveni su brojni kompleksni spojevi selena. Svi spojevi selena su otrovni.
Primjena selena . Zbog svoje jeftinosti i pouzdanosti selen se koristi u tehnologiji pretvarača u ispravljačkim poluvodičkim diodama, kao i za fotoelektrične uređaje (šesterokutne), elektrofotografske kopirne aparate (amorfni selen), sintezu raznih selenida, kao fosfor u televizijskim, optičkim i signalnim uređajima, termistori, itd. n. selen se naširoko koristi za izbjeljivanje zelenog stakla i dobivanje rubin stakla; u metalurgiji - dati lijevanom čeliku fino zrnatu strukturu, poboljšati mehanička svojstva nehrđajućeg čelika; u kemijskoj industriji - kao katalizator; selen se također koristi u farmaceutskoj industriji i drugim industrijama.
8.4 Telur
Prirodni spojevi i dobivanje. Osnovni, temeljni. izvori telurija su mulj od elektrolitičke rafinacije bakra i mulj od proizvodnje sumporne kiseline, kao i alkalna troska od rafiniranja olova. Prilikom prerade mulja sumporne kiseline metodom prženja (vidi Selen) u pepelu ostaje telurij koji se ispire klorovodičnom kiselinom. Se taloži iz otopine klorovodične kiseline propuštanjem SO2, nakon čega se otopina razrijedi do udjela kiseline od 10-12% i zagrijavanjem se djelovanjem SO2 taloži telurij.
Tijekom sinteriranja mulja sa sodom i naknadnog ispiranja, telurij prelazi u otopinu i nakon neutralizacije se taloži u obliku TeO2. Telur se dobiva ili izravnom redukcijom TeO2 ugljenom, ili taloženjem djelovanjem SO2 na otopine klorovodične kiseline TeO2. Tijekom prerade mulja sulfidnom metodom (ispiranje otopinom Na2S), telurij se izolira iz otopine (nakon taloženja Se prozračivanjem) djelovanjem suhog Na2S2O3:
Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S
Tijekom prerade mulja elektrolita bakra, telurij se uglavnom pretvara u trosku sode, koja nastaje pretapanjem ostataka u zlatnu i srebrnu leguru („Dore metal“). Kada se koristi sulfatizacija, dio telura prelazi u sulfatne otopine zajedno s Cu. Od njih, telurij se taloži djelovanjem metalnog bakra:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Cu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O
Telur se ekstrahira iz troske sode nakon otapanja u vodi ili neutralizacijom precipitacijom TeO2 (pročišćava se ponovnim taloženjem iz otopina sulfida ili kiseline, otapa se u lužini i telur se izolira elektrolizom), ili se grubi telur taloži izravno iz otopine sode pomoću elektroliza. Smanjuje se za A1 u alkalnoj otopini:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. Zatim se telurij taloži aeracijom:
2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH
Za dobivanje telurija visoke čistoće koriste se njegovi hlapljivi spojevi, posebice TeCl4, koji se pročišćava destilacijom ili rektificiranjem i ekstrakcijom iz otopine klorovodične kiseline. Nakon hidrolize TeO2 klorida H2 se reducira. Ponekad se za pročišćavanje koristi i H2Te. U završnim fazama pročišćavanja koriste se vakuumska sublimacija, destilacija ili rektifikacija telura, kao i zonsko taljenje ili usmjerena kristalizacija.
Fizička i kemijska svojstva. Telur je srebrno-siva tvar metalnog sjaja, u tankim slojevima crvenkasto-smeđa u svijetloj, zlatnožuta u parovima. Talina telura iznad ~ 700 °C ima metalnu vodljivost. Telur je dijamagnetski, magnetski. osjetljivost - 0,31 10-9. Mohsova tvrdoća 2,3, Brinell 180-270 MPa; otpornost na kidanje 10,8 MPa. Telur je lomljiv i postaje duktilan kada se zagrije.
Za telurij, normalni elektrodni potencijal je 0,56 V. Telur, čak i raspršen, stabilan je na zraku, ali kada se zagrije, gori (plavi plamen sa zelenim aureolom) stvarajući TeO2. Kristalni telur reagira s vodom iznad 100°C, amorfni - iznad 50°C. Koncentrirane otopine alkalija otapaju telurij da nastane telurid i telurit. Klorovodonična kiselina i razrijeđeni H2SO4 ne utječu na telur, konc. H2 SO4 ga otapa, dobivene crvene otopine sadrže kation. HNO3 oksidira telur u telurnu kiselinu H2 TeO3 (teluritne soli):
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2O
Jaka oksidacijska sredstva (HClO3, KMnO4, itd.) oksidiraju u telursku kiselinu H2 TeO4 (teluratne soli):
4Te + 3HClO4 + 4H2O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O
Telur se otapa u otopinama sulfida i polisulfida alkalnih metala (uz nastanak tiotelurida i tiotelurita). Reagira s otopinama soli Ag. Ne otapa se u CS2. Reagira s Cl2, F2 i Br2 na sobnoj temperaturi, s I2 - kada se zagrijava, legira sa S, P (ne stvara spojeve), As (daje As2 Te3), sa Si (sa stvaranjem Si2 Te3 i SiTe) , sa Se (tvoreći čvrste otopine tijekom kristalizacije). Ne stupa u izravnu interakciju s borom i ugljikom; kada se zagrijava, stvara plinoviti nestabilan TeCO karbonil. Spajanjem s metalima nastaju teluridi.
Vodikov telurid H2 Te je bezbojni plin neugodnog mirisa; u tekućem stanju zelenkasto-žuta, kristalno-limun-žuta; t. kip. - 2°C, dakle pl. - 51 °S; gusto 5,81 g/l; za plin; a na suhom zraku na sobnoj temperaturi polako se razgrađuje, na vlažnom zraku oksidira u telur; kada se zagrijava na zraku, gori, dajući TeO2; topljivost u vodi 0,1 M, vodena otopina-slaba kiselina, K1 2 10-3; jako redukciono sredstvo; dobiven interakcijom Al2Te3 sa klorovodičnom kiselinom, kao i elektrolizom otopine H2SO4 s telurijevom katodom na 0°C; koristi se za proizvodnju telurija visoke čistoće.
TeF6 heksafluorid je bezbojni plin; t.t. - 37,8°S, temp. -38,6°C; gusto 10,7 g/l; stabilan na suhom zraku, ne utječe na staklo; otapa se u vodi, postupno hidrolizirajući s stvaranjem fluorotelurne kiseline TeFn (OH) 6-n, gdje je n od 1 do 4, i konačno telurske kiseline; tvori spojeve s metalnim fluoridima, na primjer. Ag i Ba; dobiveno fluoriranjem telura pri zagrijavanju. Tetrafluorid TeF4 - ortorombni kristali; t.t. 129,6°C, t.k. 194°C (s razgradnjom); gustoća 4,22 g/cm3; vrlo higroskopan, lako se hidrolizira; s fluoridima alkalnih metala tvori pentafluorotelurate M; dobiven djelovanjem SeF4 na TeO2. Fluoridi telurafluorirajuća sredstva.
TeCl4 tetraklorid - žuti kristali; t.t. 224°C, t.k. 381,8°C; gusto 3,01 g/cm3; ur-cija temperaturne ovisnosti tlaka pare \ gp (mm Hg) \u003d 8,791 - - 3941 / T (497 - 653); vrlo higroskopan, hidrolizira s vodom; u koncentriranoj otopini HCl, tvoreći kloroteluričnu kiselinu H2 TeC16; iz otopina klorovodične kiseline ekstrahira se tributil fosfatom i drugim organskim otapalima; s kloridima alkalnih metala tvori heksa-M2 [TeCl6] i pentaklorotelurate M[TeC15], s kloridima Al, Fe(III), Zr i drugim kompleksima s kationima, na primjer TeC13; dobiveno kloriranjem telura; TeCl4 je početni materijal za proizvodnju telurija visoke čistoće. Smeđi TeCl2 diklorid je stabilan u parama i može se kondenzirati u tekućinu. Dobivena su i dva kristalna niža klorida - srebrno sivi Te2 Cl3 i metastabilni crni Te2 Cl s metalnim sjajem.
TeS2 i TeS3 sulfidi, koji se zagrijavanjem raspadaju, mogu se dobiti taloženjem iz vodenih otopina; Poznati su TeS7 i Te7 S10. Tiotelurati (npr. Na2TeS3) se mogu dobiti otapanjem telura u otopini polisulfida alkalnih metala ili sumpora u otopinama politelurida, kao i fuzijom. Tiotelurati su međuprodukti u nekim procesima obnavljanja telura.
Primjena. Najvažnije područje primjene telura je sinteza razgradnje telurida s poluvodičkim svojstvima. Telur se također koristi u metalurgiji za legiranje lijevanog željeza i čelika, Pb, Cu (za povećanje njihove mehaničke i kemijske otpornosti). Telur i njegovi spojevi koriste se u proizvodnji katalizatora, spec. čaše, insekticidi, herbicidi itd.
polonij
Prirodni spojevi i dobivanje polonija. Radioaktivni kemijski element grupe VI periodnog sustava, analog telura. Atomski broj 84. Nema stabilnih izotopa. Poznato je 27 radioaktivnih izotopa polonija s masenim brojevima od 192 do 218, od kojih se sedam (s masenim brojem od 210 do 218) nalazi u prirodi u vrlo malim količinama kao članovi radioaktivnog niza urana, torija i aktinija, preostali izotopi su dobiveni umjetno. Najdugovječniji izotopi polonija su umjetno proizvedeni 209 Rho ( t 1/2 = 102 godine) i 208 Rho ( t 1/2 \u003d 2,9 godina), kao i 210 Rho sadržanih u rudama radij-uranija ( t 1/2 = 138,4 dana). Sadržaj 210 Rho u zemljinoj kori iznosi samo 2 10–14%; 1 tona prirodnog urana sadrži 0,34 g radija i frakcije miligrama polonija-210. Najkraće živi poznati izotop polonija je 213 Po ( t 1/2 = 3 10–7 s). Najlakši izotopi polonija su čisti alfa emiteri, dok teži izotopi istovremeno emitiraju alfa i gama zrake. Neki izotopi se raspadaju hvatanjem elektrona, a oni najteži također pokazuju vrlo slabu beta aktivnost. Različiti izotopi polonija imaju povijesne nazive usvojene još početkom 20. stoljeća, kada su dobiveni kao rezultat lanca raspadanja od "matičnog elementa": RaF (210 Po), AcC "(211 Po), ThC" (212 Po), RaC " (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).
Polonij-210 se sintetizira neutronskim zračenjem prirodnog bizmuta (sadrži samo 208 Bi) u nuklearnim reaktorima (beta-aktivni izotop bizmuta-210 nastaje u sredini): 208 Bi + n → 210 Bi → 210 Po + e. Kada se bizmut ozrači ubrzanim protonima, nastaje polonij-208 koji se od bizmuta odvaja sublimacijom u vakuumu – kao što je to učinio M. Curie. U SSSR-u, Zinaida Vasilievna Ershova (1905–1995) razvila je metodu za izolaciju polonija. Godine 1937. poslana je u Pariz u Institut za radij u laboratorij M.Curie (koje je u to vrijeme vodila Irene Joliot-Curie). Kao rezultat ovog poslovnog putovanja, kolege su je počeli zvati "ruska Madame Curie". Pod znanstvenim vodstvom Z.V. Ershove, u zemlji je stvorena stalna, ekološki prihvatljiva proizvodnja polonija, što je omogućilo provedbu nacionalnog programa za lansiranje lunarnih rovera, u kojem se polonij koristio kao izvor topline.
Dugovječni izotopi polonija još nisu dobili značajnu praktičnu primjenu zbog složenosti njihove sinteze. Za njihovo dobivanje mogu se koristiti nuklearne reakcije.
207Pb + 4He® 208Po + 3n,
208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n,
208 Bi + 2D® 208 Po + 3n,
208 Bi + 2D® 208 Po + 2n,
gdje su 4 He alfa čestice, 1 H su ubrzani protoni, 2 D su ubrzani deuteroni (jezgre deuterija).
svojstva polonija. Telur već djelomično pokazuje metalna svojstva, dok je polonij mekani srebrno-bijeli metal. Zbog jake radioaktivnosti svijetli u mraku i jako se zagrijava pa je potrebno kontinuirano odvođenje topline. Talište polonija je 254 ° C (nešto više od kositra), vrelište je 962 ° C, stoga, čak i uz lagano zagrijavanje, polonij sublimira. Gustoća polonija je gotovo ista kao i bakra - 9,4 g/cm3. U kemijskim istraživanjima koristi se samo polonij-210, a dugovječni izotopi se praktički ne koriste zbog poteškoća u dobivanju s istim kemijskim svojstvima.
Kemijska svojstva metalnog polonija bliska su onima njegovog najbližeg analoga telurija; pokazuje oksidacijska stanja od –2, +2, +4, +6. Na zraku polonij polagano oksidira (brzo kada se zagrije na 250 °C) s stvaranjem crvenog dioksida PoO2 (kada se ohladi, postaje žut kao rezultat preuređivanja kristalne rešetke). Sumporovodik iz otopina polonijevih soli taloži crni sulfid PoS.
Jaka radioaktivnost polonija ogleda se u svojstvima njegovih spojeva. Dakle, u razrijeđenoj klorovodičnoj kiselini polonij se polako otapa stvaranjem ružičastih otopina (boja iona Po2+):
Po + 2HCl ® PoCl2 + H2 ,
međutim, pod djelovanjem vlastitog zračenja, diklorid se pretvara u žuti PoCl4. Razrijeđena dušična kiselina pasivira polonij, dok ga koncentrirana dušična kiselina brzo otapa:
Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O
S nemetalima grupe VI, polonij je povezan reakcijom s vodikom da nastane hlapljivi PoH2 hidrid (talište -35 °C, bp +35 °C, lako se razgrađuje), reakcija s metalima (kada se zagrijava) nastaje crni čvrsti polonidi (Na2Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo, itd.) i reakcija s rastaljenim lužinama za stvaranje polonida:
3Po + 6NaOH ® 2Na2Po + Na2PoO3 + H2O.
Polonij reagira s klorom kada se zagrijava da nastane svijetlo žute kristale PoCl4, crveni kristali PoBr4 se dobivaju s bromom, a polonij reagira s jodom već na 40 °C da nastane crni hlapljivi jodid PoI4. Poznat je i bijeli polonijev tetrafluorid PoF4. Kada se zagrijavaju, tetrahalogenidi se razgrađuju i tvore stabilnije dihalide:
PoCl4 ® PoCl2 + Cl2 .
U otopinama polonij postoji u obliku kationa Po2+, Po4+, aniona PoO32–, PoO42–, kao i raznih kompleksnih iona, na primjer, PoCl62–.
Upotreba polonija Polonij-210 emitira alfa-zrake s energijom od 5,3 MeV, koje se usporavaju u čvrstoj tvari, prolaze samo tisućinke milimetra i pri tome odustaju od svoje energije. Njegov životni vijek omogućuje korištenje polonija kao izvora energije u atomskim baterijama svemirskih letjelica: samo 7,5 g polonija dovoljno je za dobivanje snage od 1 kW. U tom je pogledu superioran u odnosu na druge kompaktne "atomske" izvore energije. Takav je izvor energije radio, na primjer, na Lunokhod-2, zagrijavajući opremu tijekom duge mjesečine. Naravno, snaga polonijevih izvora energije s vremenom se smanjuje – za polovicu svaka 4,5 mjeseca, ali dugovječniji izotopi polonija su preskupi. Polonij se također prikladno koristi za proučavanje učinaka alfa zračenja na različite tvari. Kao alfa emiter, polonij pomiješan s berilijem koristi se za izradu kompaktnih izvora neutrona:
9 Be + 4 He ® 12 C + n.
Umjesto berilija u takvim se izvorima može koristiti bor. 2004. godine izvješćeno je da su inspektori Međunarodne agencije za atomsku energiju (IAEA) otkrili program proizvodnje polonija u Iranu. To je dovelo do sumnje da bi se mogao upotrijebiti u izvoru berilija kako bi uz pomoć neutrona "pokrenuo" nuklearnu lančanu reakciju u uranu, što bi dovelo do nuklearne eksplozije.
Polonij, kada uđe u tijelo, može se smatrati jednom od najotrovnijih tvari: za 210 Rho maksimalni dopušteni sadržaj u zraku iznosi samo 40 milijarditi mikrograma po 1 m3 zraka, t.j. Polonij je 4 trilijuna puta otrovniji od cijanovodične kiseline. Alfa čestice koje emitira polonij (a u manjoj mjeri i gama-zrake) uzrokuju oštećenja koja uništavaju tkiva i uzrokuju maligne tumore. Atomi polonija mogu nastati u ljudskim plućima kao rezultat raspadanja plina radona u njima. Osim toga, metalni polonij je u stanju lako formirati najmanje čestice aerosola. Stoga se svi radovi s polonijem izvode na daljinu u zatvorenim kutijama.
Otkriće polonija. Postojanje elementa s atomskim brojem 84 predvidio je DI Mendeljejev 1889. - nazvao ga je ditelurij (na sanskrtu - "drugi" telurij) i sugerirao da bi njegova atomska masa bila blizu 212. Naravno, Mendeljejev nije mogao predvidjeti da je ovaj element nestabilan. Polonij je prvi radioaktivni element, koji su 1898. otkrili Curijevi u potrazi za izvorom jake radioaktivnosti u određenim mineralima. Kada se pokazalo da ruda uranove smole zrači jače od čistog urana, Marie Curie je odlučila kemijski izolirati novi radioaktivni kemijski element iz ovog spoja. Prije toga bila su poznata samo dva slabo radioaktivna kemijska elementa – uran i torij. Curie je započeo s tradicionalnom kvalitativnom kemijskom analizom minerala prema standardnoj shemi, koju je još 1841. predložio njemački analitički kemičar KR Fresenius (1818–1897) i prema kojoj su mnoge generacije studenata gotovo stoljeće i godine napola određivali katione takozvanom "metodom sumporovodika". Na početku je imala oko 100 g minerala; tada su američki geolozi dali Pierreu Curieju još 500 g. Provodeći sustavnu analizu, M. Curie je svaki put provjeravala radioaktivnost pojedinih frakcija (taloga i otopina) pomoću osjetljivog elektrometra koji je izumio njezin suprug. Neaktivne frakcije su odbačene, aktivne su dalje analizirane. Pomagao joj je jedan od voditelja kemijske radionice u Fakultetu za fiziku i industriju kemije Gustav Bemon.
Prije svega, Curie je otopio mineral u dušičnoj kiselini, ispario otopinu do suhog, otopio ostatak u vodi i propuštao mlaz sumporovodika kroz otopinu. Istodobno se taložio talog metalnih sulfida; prema Freseniusovoj metodi, ovaj talog bi mogao sadržavati netopive sulfide olova, bizmuta, bakra, arsena, antimona i niza drugih metala. Talog je bio radioaktivan, unatoč činjenici da su uran i torij ostali u otopini. Crni talog je obrađivala amonijevim sulfidom kako bi se odvojili arsen i antimon, koji pod tim uvjetima tvore topive tiosoli kao što su (NH4)3 AsS4 i (NH4)3 SbS3. Otopina nije otkrila radioaktivnost i odbačena je. U sedimentu su ostali olovo, bizmut i bakreni sulfidi.
Dio taloga koji se nije otopio u amonijevom sulfidu Curie je ponovno otopio u dušičnoj kiselini, u otopinu je dodana sumporna kiselina i isparila na plamenu plamenika do pojave gustih bijelih para SO3. Pod tim uvjetima, hlapljiva dušična kiselina se potpuno uklanja, a metalni nitrati se pretvaraju u sulfate. Nakon hlađenja smjese i dodavanja hladne vode, u precipitatu se pokazao netopljivi olovni sulfat PbSO4 - u njemu nije bilo radioaktivnosti. Odbacila je talog, a filtriranoj otopini dodala jaku otopinu amonijaka. Istodobno je ponovno ispao talog, ovaj put - bijeli; sadržavao je smjesu bazičnog bizmut sulfata (BiO)2 SO4 i bizmut hidroksida Bi(OH)3. U otopini je ostao složeni bakreni amonijak SO4 svijetloplave boje. Bijeli talog, za razliku od otopine, pokazao se visoko radioaktivnim. Budući da su olovo i bakar već bili odvojeni, bijeli talog sadržavao je bizmut i primjesu novog elementa.
Curie je ponovno pretvorio bijeli talog u tamnosmeđi sulfid Bi2S3, osušio ga i zagrijao u evakuiranoj ampuli. Bizmut sulfid se nije promijenio u isto vrijeme (otporan je na toplinu i topi se tek na 685 °C), međutim, iz taloga je otpušteno nešto para, koje su se taložile u obliku crnog filma na hladnom dijelu ampule . Film je bio radioaktivan i očito je sadržavao novi kemijski element - analog bizmuta u periodnom sustavu. Bio je to polonij - prvi otkriveni radioaktivni element nakon urana i torija, upisan u periodni sustav (iste 1898. godine otkriven je radij, kao i skupina plemenitih plinova - neon, kripton i ksenon). Kako se kasnije pokazalo, polonij lako sublimira kada se zagrije - njegova je hlapljivost otprilike ista kao i cink.
Curijevi nisu žurili crni premaz na staklu nazvati novim elementom. Jedna radioaktivnost nije bila dovoljna. Curiejev kolega i prijatelj, francuski kemičar Eugene Anatole Demarce (1852–1903), specijalist u području spektralne analize (otkrio je europij 1901.), proučavao je emisijski spektar crnog plaka i u njemu nije pronašao nove linije koje bi mogle ukazuju na prisutnost novog elementa. Spektralna analiza jedna je od najosjetljivijih metoda, koja omogućuje detekciju mnogih tvari u mikroskopskim količinama nevidljivim oku. Ipak, u članku objavljenom 18. srpnja 1898. Curies je napisao: “Mislimo da tvar koju smo izolirali iz uranove smole sadrži metal koji još nije poznat, a koji je po analitičkim svojstvima analogan bizmutu. Ako se potvrdi postojanje novog metala, predlažemo da ga nazovemo polonijem, prema rodnom mjestu jednog od nas” (Polonia na latinskom - Poljska). Ovo je jedini slučaj kada je novi kemijski element, koji još nije identificiran, već dobio ime. Međutim, nije bilo moguće dobiti težinske količine polonija - bilo ga je premalo u uranskoj rudi (kasnije se polonij dobivao umjetno). I nije ovaj element proslavio supružnike Curie, već radij.
Selen nije široko rasprostranjen u prirodi. Sadržaj selena u zemljinoj kori je . Njegovi spojevi nalaze se kao nečistoće u prirodnim spojevima sumpora s metalima i. Stoga se selen dobiva iz otpadnih proizvoda koji nastaju u proizvodnji sumporne kiseline, u elektrolitičkoj rafinaciji bakra i u nekim drugim procesima.Telur je jedan od rijetkih elemenata: njegov sadržaj u zemljinoj kori je samo .
U slobodnom stanju selen, kao i sumpor, tvori nekoliko alotropnih modifikacija, od kojih su najpoznatiji amorfni selen, koji je crveno-smeđi prah, i sivi selen koji tvori krhke kristale metalnog sjaja.
Telur je također poznat u obliku amorfne modifikacije i u obliku svijetlosivih kristala s metalnim sjajem.
Selen je tipičan poluvodič (vidi § 190). Važno svojstvo njega kao poluvodiča je naglo povećanje električne vodljivosti kada je osvijetljeno. Na granici selena s metalnim vodičem formira se sloj barijere - dio kruga koji može propuštati električnu struju samo u jednom smjeru. U vezi s tim svojstvima, selen se koristi u tehnologiji poluvodiča za proizvodnju ispravljača i fotoćelija s barijernim slojem. Telur je također poluvodič, ali je njegova upotreba ograničenija. Selenidi i teluridi nekih metala također imaju poluvodička svojstva i koriste se u elektronici. Telur u malim količinama služi kao legirajući dodatak olovu, poboljšavajući njegova mehanička svojstva.
Vodikov selenid i vodik telurid su bezbojni plinovi odvratnog mirisa. Njihove vodene otopine su kiseline čije su konstante disocijacije nešto veće od konstante disocijacije sumporovodika.
Kemijski su vodikov selenid i vodik telurid iznimno slični sumporovodiku. Poput sumporovodika, imaju vrlo redukcijska svojstva. Kada se zagrije, oboje se raspadaju. Istodobno je manje stabilan od: baš kao što se to događa u nizu halogenvodika, snaga molekula opada tijekom prijelaza. Soli vodikovog selenida i vodikovog telurida - selenidi i teluridi - po topivosti u vodi i kiselinama slične su sulfidima. Djelovanjem na selenide i teluride jakim kiselinama mogu se dobiti vodikov selenid i vodik telurid.
Kada se selen i telur spaljuju na zraku ili u kisiku, dobivaju se dioksidi i koji su u normalnim uvjetima u čvrstom stanju i anhidridi selenske i telurne kiseline.
Za razliku od sumporovog dioksida, i pokazuju pretežno oksidirajuća svojstva, lako se obnavljaju u slobodni selen i telurij, na primjer:
Djelovanjem jakih oksidacijskih sredstava selen i telurov dioksid mogu se pretvoriti u selensku, odnosno telursku kiselinu.
