Subgrupul de oxigen include cinci elemente: oxigen, sulf, seleniu, teluriu și poloniu (un metal radioactiv). Acestea sunt elementele p ale grupei VI a sistemului periodic al lui D.I. Mendeleev. Au un nume de grup - calcogeni, care înseamnă „formarea minereurilor”.
Proprietățile elementelor din subgrupa oxigenului
|
Proprietăți |
Acestea |
Ro |
|||
|
1. Număr de comandă |
|||||
|
2. Electroni de valență |
2 s 2 2p 4 |
Z s 2 3r 4 |
4 s 2 4r 4 |
5s 2 5p 4 |
6s 2 6p 4 |
|
3. Energie Ionizarea atomului, eV |
13,62 |
10,36 |
9,75 |
9,01 |
8,43 |
|
4. Relativ electronegativitatea |
3,50 |
2,48 |
2,01 |
1,76 |
|
|
5. Starea de oxidare în conexiuni |
1, -2, |
2, +2, +4, +6 |
4, +6 |
4, +6 |
2, +2 |
|
6. Raza atomică, nm |
0,066 |
0,104 |
0,117 0,137 |
0,164 |
|
Atomii de calcogen au aceeași structură a nivelului de energie externă - ns 2 nr 4 . Aceasta explică asemănarea proprietăților lor chimice. Toți calcogenii din compușii cu hidrogen și metale prezintă o stare de oxidare de -2, iar în compușii cu oxigen și alte nemetale active, de obicei +4 și +6. Pentru oxigen, precum și pentru fluor, o stare de oxidare egală cu numărul de grup nu este tipică. Prezintă o stare de oxidare de obicei -2 și în combinație cu fluor +2. Astfel de valori ale stărilor de oxidare rezultă din structura electronică a calcogenilor
Atomul de oxigen are doi electroni nepereche în subnivelul 2p. Electronii săi nu pot fi separați, deoarece nu există un subnivel d la nivelul exterior (al doilea), adică nu există orbiti liberi. Prin urmare, valența oxigenului este întotdeauna egală cu doi, iar starea de oxidare este -2 și +2 (de exemplu, în H 2 O și OF 2). Acestea sunt aceleași valențe și stări de oxidare ale atomului de sulf în starea neexcitată. La trecerea la o stare excitată (care are loc în timpul furnizării de energie, de exemplu, în timpul încălzirii), la atomul de sulf, 3 R— și apoi electroni 3s (indicați prin săgeți). Numărul de electroni nepereche și, în consecință, valența în primul caz este de patru (de exemplu, în SO 2), iar în al doilea - șase (de exemplu, în SO 3). Evident, chiar și valențele 2, 4, 6 sunt caracteristice analogilor de sulf - seleniu, teluriu și poloniu, iar stările lor de oxidare pot fi egale cu -2, +2, +4 și +6.
Compușii de hidrogen ai elementelor subgrupului de oxigen sunt responsabili formula H2R (R - simbolul elementului): H 2 O, H 2 S, H2S e, H2 Te. Ei sunasunt acidul acidulat. Când sunt dizolvate în apă, se formeazăacizi. Puterea acestor acizi crește odată cu creșterea numărul atomic al elementului, care se explică prin scăderea energiei legături în seria compuşilor H2 R . Apa care se disociază în ioni H + și O A lui electrolit amfoter.
Sulf, seleniul și telurul formează aceleași forme de compuși cu oxigenul de tipul RO 2 și R Aproximativ 3- . Ele corespund acizilor de tip H2 RO3 și H2R Aproximativ 4- . Odată cu creșterea numărului ordinal al elementului, puterea acestor acizi scade.vaet. Toate prezintă proprietăți oxidante și acizi de acest tip H2R Aproximativ 3 sunt, de asemenea, reparatori.
Proprietățile substanțelor simple se schimbă în mod natural: cu o creștere asarcina nucleului, cele nemetalice slăbesc, iar cele metalice cresc. proprietăți. Deci, oxigenul și telurul sunt nemetale, dar acesta din urmă areluciu metalic și conduce electricitatea.
Compușii de sulf trans-argonoizi sunt mai stabili decât compușii de clor corespunzători, iar compușii de fosfor sunt și mai stabili. Acidul percloric și perclorații sunt agenți oxidanți puternici, în timp ce acidul sulfuric și sulfații sunt agenți de oxidare slabi, iar acidul fosforic și fosfații sunt și mai slabi. Această diferență de proprietăți corespunde valorilor electronegativității X= 3 pentru CI, 2,5 pentru S, 2,1 pentru P și Δх(față de oxigen) este 0,5 pentru Cl, 1,0 pentru S, 1,4 pentru P. Călurile caracteristice de reacție prezentate mai jos reflectă creșterea valorilor Δх:
Hcl (g.) + 2O 2 (g.) → HclO 4 (l.) + 8 kJ mol -1
H2S (g.) + 2O2 (g.) → H2SO4 (l.) + 790 kJ mol -1
H3P (g.) + 2O2 (g.) → H3PO4 (l.) + 1250 kJ mol -1
Compușii stabili ai sulfului, seleniului și telurului corespund mai multor stări de oxidare de la -2 la +6, așa cum se arată în diagrama atașată:
6 SO3, H2SO4, SF6H2SeO4, SeF6TeO3, Te(OH)6, TeF6
4 SO 2 , H 2 SO 3 SeO 2 , H 2 SeO 3 TeO 2
0 S 8 , S 2 Se Te
2H2S, S2-H2SeH2Te
Oxizi de sulf
valent normal oxid de sulf(monoxidul) SO este mult mai puțin stabil decât oxizii transargonoizi SO 2 și SO 3 . Călurile formării lor au următoarele valori:
1 / 8S 8 (c.) + 1 / 2O 2 (g.) → SO (g.) - 7 kJ mol -1
1 / 8S 8 (c.) + O 2 (g.) → SO2 (g.) + 297 kJ mol -1
1/8S 8 (q.) + 3/2O 2 (g.) → SO3 (g.) + 396 kJ mol -1
Din primele două ecuații rezultă că descompunerea oxidului de sulf în dioxid de sulf și sulf este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură.
2SO (g.) → 1/8S 8 (c.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1
Prin urmare, nu este surprinzător faptul că oxidul de sulf nu este cunoscut ca fiind un compus stabil, ci există doar ca molecule extrem de reactive într-o stare gazoasă foarte rarefiată sau în matrice înghețată. Acest oxid are structura
cu doi electroni având spini paraleli și seamănă cu moleculele de O 2 și S 2.
Dioxid de sulf (dioxid) SO 2 se formează în timpul arderii sulfului sau sulfurilor, cum ar fi pirita (FeS 2)
S + O 2 → SO 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Este un gaz incolor cu un miros înțepător caracteristic. Punctele de topire și de fierbere ale dioxidului de sulf sunt -75 și, respectiv, -10 °C.
În laborator, dioxidul de sulf este produs de obicei prin acțiunea unui acid puternic asupra sulfitului acid de sodiu solid.
H2SO4 + NaHS03 → NaHS04 + H2O + SO2
Poate fi curățat și uscat prin barbotare prin acid sulfuric concentrat. Dioxidul de sulf are următoarea structură electronică:
Această structură folosește un 3 d-orbitale, precum și 3 s-orbital și trei 3 p-orbitali. Lungimea legăturii sulf-oxigen stabilită experimental este de 143 pm; aceasta este ceva mai mică decât valoarea de 149 pm care ar fi de așteptat pentru o dublă obligație. Unghiul O-S-O este de 119,5°.
Cantități mari de dioxid de sulf sunt folosite pentru a produce acid sulfuric, acid sulfuros și sulfiți. SO 2 ucide ciupercile și bacteriile și este folosit la conservarea și uscarea prunelor uscate, caiselor și a altor fructe. O soluție de sulfit de calciu acid Ca(HSO 3) 2 obținută prin reacția dioxidului de sulf cu hidroxid de calciu este utilizată la producerea pastei de hârtie din lemn. Dizolvă lignina, substanța care ține fibrele de celuloză împreună, și eliberează aceste fibre, care sunt apoi procesate în hârtie.
Trioxid (trioxid) sulful SO 3 se formează în cantităţi foarte mici în timpul arderii sulfului în aer. Este de obicei produs prin oxidarea dioxidului de sulf cu aer în prezența unui catalizator. Formarea acestui compus din substanțe simple este exotermă, dar mai puțin exotermă (pe atom de oxigen) decât formarea dioxidului de sulf. Caracteristica echilibrului
SO 2 (g) + 1/2O 2 (g) → SO 3 (g)
constă în faptul că se poate obţine un randament satisfăcător de SO3 la temperaturi scăzute; reacția se desfășoară aproape complet. Cu toate acestea, la temperaturi scăzute, viteza de reacție este atât de lentă încât combinația directă a reactanților nu poate fi baza unui proces industrial. La temperaturi ridicate, când se atinge o viteză de reacție satisfăcătoare, randamentul este scăzut datorită poziției de echilibru nefavorabile.
Soluția la această problemă a fost descoperirea catalizatorilor corespunzători (platină, pentoxid de vanadiu), care accelerează reacția fără a-i afecta echilibrul. Reacția catalitică nu are loc în amestecul de gaze, ci pe suprafața catalizatorului atunci când moleculele vin în contact cu acesta. În practică, dioxidul de sulf obținut prin arderea sulfului sau piritei este amestecat cu aer și trecut peste un catalizator la o temperatură de 400-450°C. În aceste condiții, aproximativ 99% din dioxidul de sulf este transformat în trioxid de sulf. Această metodă este utilizată în principal în producția de acid sulfuric.
Trioxidul de sulf este un gaz foarte corosiv; se combină energic cu apa pentru a da acid sulfuric
SO3 (g.) + H2O (l.) → H2SO4 (l.) + 130 kJ mol -1
Orez. 8.3. Trioxid de sulf și unii oxiacizi ai sulfului.
Trioxidul de sulf se dizolvă ușor în acid sulfuric pentru a se forma oleum, sau acid sulfuric fumos, constând în principal din acid disulfuric H 2 S 2 O 7 (numit și acid pirosulfuric)
SO 3 + H 2 SO 4 ⇔ H 2 S 2 O 7
La 44,5°C, trioxidul de sulf se condensează într-un lichid incolor, care se solidifică la 16,8°C pentru a forma cristale transparente. Această substanță este polimorfă, iar cristalele formate la 16,8°C sunt o formă instabilă (forma α). Forma stabilă este cristalele mătăsoase asemănătoare azbestului care se formează atunci când cristalele alfa sau lichidul sunt păstrate pentru scurt timp în prezența urmelor de umiditate (Fig. 8.3). Există și alte câteva forme ale acestei substanțe, dar ele sunt greu de studiat din cauza transformării extrem de lente a unei forme în alta. La temperaturi peste 50°C, cristalele asemănătoare azbestului se evaporă încet, formând vapori de SO3.
Moleculele de trioxid de sulf în fază gazoasă, în lichid și în cristale alfa au o structură electronică
Molecula are o structură plană cu aceeași lungime de legătură (143 pm) ca și în molecula de dioxid de sulf.
Proprietățile trioxidului de sulf pot fi explicate în mare măsură prin stabilitatea mai scăzută a dublei legături sulf-oxigen în comparație cu cele două legături simple dintre ele. Deci, ca rezultat al reacției cu apa, o legătură dublă în trioxidul de sulf este înlocuită cu două legături simple în acidul sulfuric rezultat.
Stabilitatea crescută a produsului este evidențiată de cantitatea mare de căldură eliberată în timpul reacției.
acid sulfuros
O soluție de acid sulfuros H 2 SO 3 se obține prin dizolvarea dioxidului de sulf în apă. Atât acidul sulfuros, cât și sărurile sale, sulfiții, sunt agenți reducători puternici. Ele formează acid sulfuric H 2 SO 4 și sulfați când sunt oxidate de oxigen, halogeni, peroxid de hidrogen și agenți oxidanți similari.
Acidul sulfuric are structura
Acid sulfuric și sulfați
Acidul sulfuric H 2 SO 4 este unul dintre cele mai importante produse chimice utilizate în industria chimică și în industriile conexe. Acesta este un lichid uleios greu (densitate 1,838 g cm -3), ușor fumant în aer datorită eliberării de urme de trioxid de sulf, care apoi se combină cu vaporii de apă pentru a forma picături de acid sulfuric. Acidul sulfuric pur, atunci când este încălzit, dă abur bogat în trioxid de sulf, iar apoi fierbe la 338 ° C, menținând o compoziție constantă (98% H 2 SO 4 și 2% H 2 O). Acesta este „acidul sulfuric concentrat” industrial obișnuit.
Acidul sulfuric concentrat este foarte coroziv. Ea se leagă lacom cu apa; amestecarea cu apă este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură ca urmare a formării unui ion hidroniu
H 2 SO 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + SO 4 2-
Pentru diluarea acidului sulfuric concentrat trebuie turnat în apă într-un jet subțireîn timp ce se amestecă soluția; apa nu poate fi adăugată la acid, deoarece acest lucru va face ca acidul să fiarbă și să stropească violent. Un acid diluat ocupă un volum mai mic decât constituenții săi, iar efectul reducerii volumului este maxim la un raport de H 2 SO 4: H 2 O = 1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-] .
Proprietăți chimice și aplicații ale acidului sulfuric
Utilizarea acidului sulfuric este determinată de proprietățile sale chimice - este folosit ca acid, ca agent de deshidratare și ca agent de oxidare.
Acidul sulfuric are un punct de fierbere ridicat (330°C), ceea ce îl face potrivit pentru prelucrarea sărurilor acizilor mai volatili în vederea obținerii acestor acizi. Acidul azotic, de exemplu, poate fi obținut prin încălzirea azotatului de sodiu cu acid sulfuric.
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
Acidul azotic este distilat la 86°C. Acidul sulfuric este, de asemenea, folosit pentru a face îngrășăminte cu fosfat solubil, sulfat de amoniu folosit ca îngrășământ, alți sulfați și multe substanțe chimice și medicamente. De obicei, oțelul este derurusit prin scufundare într-o baie de acid sulfuric ("decapare") înainte de a fi acoperit cu zinc, staniu sau email. Acidul sulfuric servește ca electrolit în bateriile convenționale cu plumb-acid.
Acidul sulfuric are o capacitate atât de puternică de a absorbi apa încât poate fi folosit ca agent de deshidratare eficient. Gazele care nu reacţionează cu acidul sulfuric pot fi uscate prin trecerea lor prin acesta. Puterea de deshidratare a acidului sulfuric concentrat este atât de mare încât compușii organici, precum zahărul, sub acțiunea sa pierd hidrogen și oxigen sub formă de apă.
$C_(12)H_(22)O_(11) \rightarrow 12C + 11H_(2)O$
Zahăr (zaharoză) H2SO4
Mulți explozivi, cum ar fi nitroglicerina, sunt obținute prin reacția compușilor organici cu acid azotic pentru a forma explozivi și apă, cum ar fi
C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3H 2 O
Glicerina H2SO4 Nitroglicerina
Pentru ca aceste reacții reversibile să meargă de la stânga la dreapta, acidul azotic este amestecat cu acid sulfuric, care, datorită acțiunii sale de deshidratare, favorizează formarea produselor de reacție. (Alte două exemple sunt date în secțiunea 7.7.)
Acidul sulfuric concentrat fierbinte este un agent oxidant puternic; produsul său de reducere este dioxidul de sulf. Acidul sulfuric dizolvă cuprul și poate chiar oxida carbonul
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
Dizolvarea cuprului în acid sulfuric concentrat fierbinte ilustrează reacția generală - dizolvarea unui metal inactiv într-un acid cu acțiunea simultană a unui agent oxidant. Metalele active sunt oxidate în cationi sub acțiunea unui ion de hidrogen, care este apoi redus la hidrogen elementar, de exemplu
Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (g.)
O reacție similară cu cuprul nu are loc. Totuși, cuprul poate fi oxidat la ionul Cu 2+ prin acțiunea unui agent oxidant puternic, cum ar fi clorul sau acidul azotic, sau, așa cum se arată mai sus, cu acid sulfuric concentrat fierbinte.
sulfați
Acidul sulfuric se combină cu baze pentru a forma sulfați medii, cum ar fi K 2 SO 4 (sulfat de potasiu) și sulfați acizi (uneori numiți bisulfați), cum ar fi sulfatul acid de potasiu KHSO 4 .
Sulfații ușor solubili se găsesc sub formă de minerale, care includ CaSO 4 2H 2 O (gips), SrSO 4, BaSO 4 (barit) și PbSO 4. Sulfatul de bariu este cel mai puțin solubil dintre toți sulfații; prin urmare, formarea sa sub formă de precipitat alb servește ca reacție calitativă la ionul sulfat.
Cei mai comuni sulfați solubili includ: Na 2 SO 4 10H 2 O, (NH 4 ) 2 SO 4, MgSO 4 7H 2 O (sare amară), CuSO 4 5H 2 O (sulfat de cupru), FeSO 4 7H 2 O, ( NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O (o sare bine cristalizată și ușor de purificat utilizată în chimia analitică pentru prepararea soluțiilor standard de fier feros), ZnSO 4 7H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2O (aun), (NH4) Al (S04) 2 12H 2O (aluminiu-alaun) şi KCr (SO 4) 2 12H 2O (alaun crom).
Acizi tio- sau sulfonici
Tiosulfatul de sodiu Na 2 S 2 O 3 5H 2 O (denumit incorect „hiposulfit de sodiu”) este o substanta folosita in fotografie. Se obține prin fierberea unei soluții de sulfit de sodiu cu sulf pur.
SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-
Ion bisulfit Ion tiosulfat
Acidul tiosulfuric H2S2O3 este instabil; când tiosulfatul este tratat cu acid, se formează dioxid de sulf și sulf.
Structura ionului tiosulfat S 2 O 3 2- este interesantă prin faptul că doi atomi de sulf nu sunt echivalenți. Acest ion este un ion sulfat SO 4 2-, în care unul dintre atomii de oxigen este înlocuit cu un atom de sulf (Fig. 8.4). Atomului de sulf central i se poate atribui o stare de oxidare de +6, iar atomului de sulf atașat i se poate atribui o stare de oxidare de -2.
Ionul tiosulfat este ușor oxidat, în special cu iod, la ionul tetrationat 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 -
Această reacție între ionul tiosulfat și iod este utilizată pe scară largă în analiza cantitativă a substanțelor cu proprietăți oxidante sau reducătoare.
Orez. 8.4. Ioni de tiosulfat și tetrationat.
Seleniu și teluriu
Compușii trans-argonoizi ai seleniului seamănă foarte mult cu compușii de sulf corespunzători. Selenații, sărurile acidului selenic H 2 SeO 4 sunt foarte asemănătoare cu sulfații. Acidul teluric, pe de altă parte, are formula Te (OH) 6, iar atomul central mare are un număr de coordonare nu 4, ci 6, la fel ca atomul de iod din molecula H 5 IO 6.
Chimia Elementelor Nemetale ale subgrupului VIA
Elementele subgrupului VIA sunt nemetale, cu excepția Po.
Oxigenul este foarte diferit de alte elemente din subgrup și joacă un rol special în chimie. Prin urmare, chimia oxigenului este evidențiată într-o prelegere separată.
Sulful este cel mai important dintre celelalte elemente. Chimia sulfului este foarte extinsă, deoarece sulful formează o mare varietate de compuși. Compușii săi sunt utilizați pe scară largă în practica chimică și în diverse industrii. Când se discută nemetale din subgrupul VIA, cea mai mare atenție va fi acordată chimiei sulfului.
Probleme cheie abordate în cadrul prelegerii
Caracteristicile generale ale nemetalelor din subgrupul VIA. Compuși naturali Sulf
Substanță simplă Compuși ai sulfului
Hidrogen sulfurat, sulfuri, polisulfuri
Dioxid de sulf. Sulfiți
Trioxid de sulf
Acid sulfuric. proprietăți oxidative. sulfați
Alți compuși ai sulfului
seleniu, telur
Substanțe simple Compuși ai seleniului și telurului
Selenuri și telururi
Compușii Se și Te în stare de oxidare (+4)
Acizi selenic și teluric. proprietăți oxidative.
Elemente ale subgrupului VIA |
|||||||||
caracteristici generale |
|||||||||
Elementele p aparțin subgrupului VIA: acid- |
|||||||||
genul O, sulf S, seleniu Se, teluriu Te, poloniu Po. |
|||||||||
Formula generală pentru electronii de valență |
|||||||||
tronuri - ns 2 np 4 . |
|||||||||
oxigen |
|||||||||
Oxigenul, sulful, seleniul și telurul sunt nemetale. |
|||||||||
Ele sunt adesea grupate sub denumirea comună „calcogeni”, |
|||||||||
care înseamnă „formarea minereurilor”. Intr-adevar multi |
|||||||||
metalele se găsesc în natură sub formă de oxizi și sulfuri; |
|||||||||
în minereuri sulfurate |
in cantitati mici cu |
||||||||
există selenide și telururi. |
|||||||||
Poloniul este un element radioactiv foarte rar care |
|||||||||
care este un metal. |
|||||||||
molibden |
|||||||||
Pentru a crea un stabil de opt electroni |
|||||||||
atomilor de calcogen le lipsesc doar doi electro- |
|||||||||
nou Starea minimă de oxidare (–2) este |
|||||||||
tungsten |
rezistent la toate elementele. Este acest grad de oxidare |
||||||||
elementele se prezintă în compuși naturali - ok- |
|||||||||
laturi, sulfuri, selenide și telururi. |
|||||||||
Toate elementele subgrupului VIA, cu excepția O, sunt expuse |
|||||||||
seaborgiu |
stări pozitive de oxidare +6 și +4. Cel mai- |
||||||||
cea mai mare stare de oxidare a oxigenului este +2, prezintă |
|||||||||
numai împreună cu F. |
|||||||||
Cele mai caracteristice stări de oxidare pentru S, Se, Te sunt
xia: (–2), 0, +4, +6, pentru oxigen: (–2), (–1), 0.
În trecerea de la S la Te, stabilitatea celei mai înalte stări de oxidare este de +6
scade, iar stabilitatea stării de oxidare +4 crește.
Pentru Se, Te, Po, - cea mai stabilă stare de oxidare este +4.
Unele caracteristici ale atomilor elementelor ViB - subgrupuri
Relativ |
Prima energie |
|||
electrootri- |
ionizare, |
|||
valoare |
kJ/mol |
|||
(conform sondajului) |
||||
o creştere a numărului de |
||||
straturi de tron; |
||||
o creștere a dimensiunii unui atom; |
||||
scăderea energiei io- |
||||
scăderea electrică |
||||
valorile |
După cum se poate observa din datele de mai sus , oxigenul este foarte diferit de alte elemente ale subgrupului valoare mare a energiei de ionizare, ma-
raza orbitală mare a atomului și electronegativitate mare, doar F are o electronegativitate mai mare.
Oxigenul, care joacă un rol cu totul special în chimie, a fost considerat de la
în mod sensibil. Dintre celelalte elemente ale grupului VIA, sulful este cel mai important.
Sulful formează un număr foarte mare de diverse |
|||
conexiuni diferite. Compușii săi sunt cunoscuți din aproape toți |
|||
mi elemente, cu excepția Au, Pt, I și a gazelor nobile. cro- |
|||
me de compuși larg răspândiți S în puteri |
|||
3s2 3p4 |
|||
oxidarea (–2), +4, +6, sunt cunoscute, de regulă, |
|||
compuși stabili în stări de oxidare: +1 (S2 O), +2 |
|||
(SF2, SC12), +3 (S203, H2S204). Varietatea compușilor cu sulf este confirmată și de faptul că sunt cunoscuți doar aproximativ 20 de acizi S care conțin oxigen.
Puterea legăturii dintre atomii de S se dovedește a fi proporțională cu
leagă S cu alte nemetale: O, H, Cl, prin urmare, S se caracterizează prin
inclusiv pirita minerală foarte comună, FeS2 și acizii politionici (de ex. H2 S4 O6) Astfel, chimia sulfului este destul de extinsă.
Cei mai importanți compuși ai sulfului utilizați în industrie
Cel mai utilizat compus al sulfului în industrie și în laborator este acidul sulfuric. Volumul mondial de producție de ser-
acidul este de 136 milioane de tone. (nu se produce alt acid în cantități atât de mari). Compușii comuni includ
fie acid sulfuric - sulfați, precum și săruri ale acidului sulfuros - sulfiți.
sulfuri naturale sunt folosite pentru obţinerea celor mai importante metale neferoase
talii: Cu, Zn, Pb, Ni, Co, etc. Alți compuși obișnuiți cu sulf includ: acid hidrosulfurat H2 S, di- și trioxizi de sulf: SO2
şi S03, tiosulfat Na2S2O3; acizi: disulfuric (pirosulfuric) H2 S2 O7, perox-
sodisulfat H2 S2 O8 și peroxodisulfați (persulfați): Na2 S2 O8 și
(NH4)2S2O8.
Sulf în natură
ceai sub formă de substanță simplă, formând depozite mari subterane,
și sub formă de minerale sulfurate și sulfatate , precum și sub formă de compuși,
care sunt impurități din cărbune și petrol. Cărbunele și petrolul sunt obținute ca urmare a
acele descompunere a substanțelor organice, iar sulful este o parte a animalelor și plantelor
proteinele corpului. Prin urmare, atunci când cărbunele și petrolul sunt arse, se formează oxizi de sulf,
poluând mediul înconjurător.
Compuși naturali ai sulfului
Orez. Pirita FeS2 este principalul mineral folosit pentru a produce acid sulfuric.
sulf nativ;
minerale sulfurate:
FeS2 - pirita sau pirite de fier
FeCuS2 - calcopirită (cantități de cupru)
FeAsS - arsenopirit
PbS - galena sau luciu de plumb
ZnS - sfalerit sau blenda de zinc
HgS - cinabru
Cu2 S- calcocit sau luciu de cupru
Ag2 S - argentit sau luciu argintiu
MoS2 - molibdenit
Sb2 S3 - luciu stibnit sau antimoniu
As4 S4 - realgar;
sulfați:
Na2SO4. 10 H2 O - mirabilitate
CaSO4. 2H2 O - gips
CaSO4 - anhidrit
BaSObarit sau spatar greu
SrSO4 este celestină.
Orez. Gips CaSO4. 2H2O
substanță simplă
Într-o substanță simplă, atomii de sulf sunt legați de doi învecinați.
Cea mai stabilă este structura formată din opt atomi de sulf,
unite într-un inel ondulat care seamănă cu o coroană. Există mai multe modificări ale sulfului: sulf rombic, sulf monoclinic și plastic. La temperatura obișnuită, sulful este sub formă de cristale galbene fragile.
formă rombică (-S), format din
molecule ionice S8 . O altă modificare - sulful monoclinic (-S) constă, de asemenea, din inele cu opt membri, dar diferă ca locație
aranjarea moleculelor S8 în cristal. Când dis-
inelele de sulf care se topesc sunt rupte. În același timp, mo-
se pot forma fire incurcate, care
Orez. Sulf
se face topirea vascoasa, cu mai departe
Pe măsură ce temperatura crește, lanțurile polimerice se pot rupe și vâscozitatea va scădea. Sulful plastic se formează în timpul răcirii puternice a topiturii
sulf și este format din lanțuri încurcate. În timp (în câteva zile), acesta va fi transformat în sulf rombic.
Sulful fierbe la 445o C. Echilibrele au loc în vapori de sulf:
450 o C |
650 o C |
900 o C |
1500 o C |
S 8 S 6 |
S 4 |
S 2 |
S |
Moleculele S2 au o structură similară cu O2.
Sulful poate fi oxidat (de obicei la SO2) și poate fi redus
actualizat la S(-2). La temperaturi obișnuite, aproape toate reacțiile care implică sulf solid sunt inhibate; au loc doar reacțiile cu fluor, clor și mercur.
Această reacție este folosită pentru a lega cele mai mici picături de mercur vărsat.
Sulful lichid și vaporos sunt foarte reactivi . Vaporii de sulf ard Zn, Fe, Cu. La trecerea pe lângă H 2 peste sulf topit se formează
H 2 S. În reacţiile cu hidrogenul şi metalele, sulful acţionează ca un oxidant
Sulful poate fi ușor oxidat sub acțiunea halogenilor.
si oxigen. Când este încălzit în aer, sulful arde cu o flacără albastră, oxidându-se
până la SO2.
S + O2 = SO2
Sulful este oxidat cu acizi sulfuric și azotic concentrați:
S + 2H2SO4 (conc.) = 3SO2 + 2H2O,
S + 6HNO3 (conc.) = H2SO4 + 6 NO2 + 2H2O
În soluțiile alcaline fierbinți, sulful este disproporționat.
3S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2SO3 + 3H2O.
Când sulful reacţionează cu o soluţie de sulfură de amoniu, galben-roşu ioni de polisulfură(–S–S–)n sau Sn 2– .
Când sulful este încălzit cu o soluție de sulfit, se obține tiosulfat și
atunci când este încălzit cu o soluție de cianură - tiocianat:
S + Na2SO3 = Na2S2O3, S + KCN = KSCN
Tiocianatul sau tiocianatul de potasiu este utilizat pentru detectarea analitică a ionilor de Fe3+:
3+ + SCN – = 2+ + H2O
Compusul complex rezultat are o culoare roșie sânge,
chiar și la o concentrație scăzută de ioni de Fe3+ hidratați în
Aproximativ 33 de milioane de tone de sulf nativ sunt extrase anual în lume. Cantitatea principală de sulf extras este procesată în acid sulfuric și utilizată
utilizat în industria cauciucului pentru vulcanizarea cauciucului. Adăugați sulf
se leagă de legături duble ale macromoleculelor de cauciuc, formând punți disulfurice
ki -S- S-, prin urmare, ca și cum le-ar „cusă”, ceea ce conferă cauciucului rezistență și elasticitate. Când o cantitate mare de sulf este introdusă în cauciuc, ebo-
nit, care este un bun material izolant folosit în inginerie electrică. Sulful este, de asemenea, folosit în produse farmaceutice pentru a face unguente pentru piele și în agricultură pentru a controla dăunătorii plantelor.
Compuși ai sulfului
Hidrogen sulfurat, sulfuri, polisulfuri
Hidrogenul sulfurat H 2 S se găsește în mod natural în apele minerale sulfurice,
prezente în gazele vulcanice și naturale, formate în timpul descompunerii albului
corpuri kov.
Hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu miros de ou stricat și este foarte toxic.
Este ușor solubil în apă, la temperatura camerei, trei volume de H2S gazos se dizolvă într-un volum de apă.Concentrația de H2S în saturate
nom soluție este de ~ 0,1 mol/l . Când este dizolvat în apă, se formează
acid hidrosulfurat, care este unul dintre cei mai slabi acizi:
H2 S H+ + HS – , K1 = 6. 10 –8 , |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
HS - H+ + S 2–, |
K2 = 1,10 –14 |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Executor testamentar: |
Sunt cunoscute multe sulfuri naturale (vezi lista mineralelor sulfurate). Sulfurile multor metale grele neferoase (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) sunt sunt minereuri importante din punct de vedere industrial. Ele sunt transformate în oxizi prin arderea în aer, de exemplu, 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 atunci oxizii se reduc cel mai adesea cu cărbune: ZnO + C = Zn + CO Uneori, oxizii sunt aduși în soluție prin acțiunea unui acid, iar apoi soluția este supusă electrolizei pentru a reduce metalul. Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt practic compuși chimic ionici. Sulfurile altor metale - avantaj compuși veno-covalenți, de regulă, de compoziție nestoichiometrică. Multe nemetale formează și sulfuri covalente: B, C, Si, Ge, P, As, Sb. Sunt cunoscute sulfuri naturale As și Sb. Sulfuri ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și sulfuri alimentarea cu amoniu este foarte solubilă în apă, restul sulfurilor sunt insolubile rime. Sunt izolate din soluții sub formă de precipitate colorate caracteristic, De exemplu, Pb(N03)2 + Na2S = PbS (t.) + 2 NaN03 Această reacție este utilizată pentru a detecta H2S și S2– în soluție.
Unele dintre sulfurile insolubile în apă pot fi aduse în soluție de acizi, datorită formării unui acid hidrosulfuric foarte slab și volatil. acid nativ, de exemplu, NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 Sulfurile pot fi dizolvate în acizi: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS. Sulfuri metalice și valori PR
Sulfurile, caracterizate printr-o valoare foarte scăzută a produsului de solubilitate, nu se pot dizolva în acizi cu formarea de H2S. În ki- sulfurile nu se dizolvă în fante: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2. Dacă reacția de dizolvare a sulfurei datorită formării de H2S este imposibilă, apoi poate fi transferat într-o soluție prin acțiunea acidului azotic concentrat sloturi sau acva regia. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O Anionul sulfură S 2– este un puternic acceptor de protoni (os- inovație conform lui Brønsted). Asa de sulfuri foarte solubile | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
§8 Elemente VI Și grupurile.
Oxigen, sulf, seleniu, telur, poloniu.
Informații generale despre elemente VI A grup:
Elementele din grupa VI A (cu excepția poloniului) se numesc calcogenuri. Există șase electroni de valență (ns2 np4) la nivelul electronic exterior al acestor elemente, prin urmare ei prezintă valență 2 în stare normală și -4 sau 6 în stare excitată (cu excepția oxigenului). Atomul de oxigen diferă de atomii altor elemente ale subgrupului prin absența unui subnivel d în stratul exterior de electroni, ceea ce provoacă costuri mari de energie pentru „împerecherea” electronilor săi, care nu sunt compensate de energia formarea de noi legături covalente. Prin urmare, covalența oxigenului este de două. Cu toate acestea, în unele cazuri, atomul de oxigen, care are perechi de electroni neîmpărțiți, poate acționa ca donor de electroni și poate forma legături covalente suplimentare conform mecanismului donor-acceptor.
Electronegativitatea acestor elemente scade treptat în ordinea O-S-Se-Te-Rho. Gradul de oxidare este de la -2, +2, +4, +6. Raza atomului crește, ceea ce slăbește proprietățile nemetalice ale elementelor.
Elementele acestei subgrupe formează compuși de forma H2 R cu hidrogen (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po).Acești compuși, dizolvându-se în apă, formează acizi. Proprietățile acidului cresc în direcția H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se și Te formează compuși de tip RO2 și RO3 cu oxigenul. Din acești oxizi se formează acizi de tipul H2 RO3 și H2 RO4. Pe măsură ce numărul atomic crește, puterea acizilor scade. Toate au proprietăți oxidante. Acizi precum H2 RO3 prezintă, de asemenea, proprietăți reducătoare.
Oxigen
Compuși și preparate naturali: Oxigenul este cel mai abundent element din scoarța terestră. În stare liberă, se găsește în aerul atmosferic (21%); sub formă legată, face parte din apă (88,9%), minerale, roci și toate substanțele din care sunt construite organismele vegetale și animale. Aerul atmosferic este un amestec de multe gaze, a căror parte principală este azotul și oxigenul și o cantitate mică de gaze nobile, dioxid de carbon și vapori de apă. Dioxidul de carbon se formează în natură în timpul arderii lemnului, a cărbunelui și a altor combustibili, la respirația animalelor și la descompunere. În unele părți ale lumii, CO2 este eliberat în aer prin activitatea vulcanică și, de asemenea, din surse subterane.
Oxigenul natural este format din trei izotopi stabili: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Izotopii 814 O, 815 O, 819 O au fost de asemenea obținuți artificial.
Oxigenul a fost obținut mai întâi în formă pură de către K.W. Scheele în 1772, iar apoi în 1774 de către D.Yu. Priestley, care l-a izolat de HgO. Cu toate acestea, Priestley nu știa că gazul primit face parte din aer. Doar câțiva ani mai târziu, Lavoisier, care a studiat în detaliu proprietățile acestui gaz, a stabilit că este partea principală a aerului.
În laborator, oxigenul este obținut prin următoarele metode:
E
electroliza apei. Pentru a crește conductivitatea electrică a apei, se adaugă o soluție alcalină (de obicei 30% KOH) sau sulfați de metale alcaline:
În general: 2H2 O → 2H2 + O2
La catod: 4H2 O+4e¯ → 2H2 +4OH¯
La anod: 4OH−4е→2H2 О+О2
- Descompunerea compușilor care conțin oxigen:
Descompunerea termică a sării lui Bertolet sub acțiunea catalizatorului MnO2.
KClO3 →2KCl+3O2
Descompunerea termică a permanganatului de potasiu
KMnO4 → K2 MnO4 + MnO2 + O2.
Descompunerea termică a nitraților de metale alcaline:
2KNO3 →2KNO2 +О2.
Descompunerea peroxizilor:
2H2 O2 → 2H2 O + O2.
2ВаО2 → 2ВаО+О2.
Descompunerea termică a oxidului de mercur (II):
2HgO→2HgO+О2.
Interacțiunea peroxizilor metalelor alcaline cu monoxidul de carbon (IV):
2Na2 O2 + 2CO2 → 2Na2 CO3 + O2.
Descompunerea termică a înălbitorului în prezența unui catalizator - săruri de cobalt:
2Ca(OCl)Cl → 2CaCl2 + O2.
Oxidarea peroxidului de hidrogen cu permanganat de potasiu într-un mediu acid:
2KMnO4 + H2 SO4 + 5H2 O2 → K2 SO4 + 2Mn SO4 + 8H2 O + 5O2.
In industrie:În prezent, oxigenul este produs în industrie prin distilarea fracționată a aerului lichid. Odată cu încălzirea slabă a aerului lichid, azotul este mai întâi separat de acesta (fierbere (N2) = -196ºC), apoi se eliberează oxigen (fierbere (O2) = -183ºС).
Oxigenul obținut prin această metodă conține impurități de azot. Prin urmare, pentru a obține oxigen pur, amestecul rezultat este redistilat și în final se obține 99,5% oxigen. În plus, se obține o cantitate de oxigen prin electroliza apei. Electrolitul este o soluție de KOH 30%.
Oxigenul este de obicei stocat în butelii albastre la o presiune de 15 MPa.
Caracteristici fizico-chimice: Oxigenul este un gaz incolor, inodor, fără gust, puțin mai greu decât aerul, ușor solubil în apă. Oxigenul la o presiune de 0,1 MPa și o temperatură de -183ºС trece în stare lichidă, la -219ºС îngheață. În stare lichidă și solidă, este atras de un magnet.
Conform metodei legăturilor de valență, structura moleculei de oxigen, reprezentată de schema -:Ö::Ö: , nu explică puterea mare a unei molecule care are proprietăți paramagnetice, adică electroni nepereche în stare normală.
Ca urmare a legăturii electronilor a doi atomi, se formează o pereche de electroni comună, după care electronul nepereche din fiecare atom formează o legătură reciprocă cu o pereche neîmpărtășită a altui atom și se formează o legătură cu trei electroni între ei. . În stare excitată, molecula de oxigen prezintă proprietăți diamagnetice, care corespund structurii conform schemei: Ö=Ö: ,
Doi electroni lipsesc pentru a umple nivelul de electroni din atomul de oxigen. Prin urmare, oxigenul în reacțiile chimice poate adăuga cu ușurință doi electroni și prezintă o stare de oxidare de -2. Oxigenul numai în compușii cu un element mai electronegativ fluor prezintă starea de oxidare +1 și +2: O2 F2, OF2.
Oxigenul este un agent oxidant puternic. Nu interactioneaza doar cu gazele grele inerte (Kr, Xe, He, Rn), cu aurul si platina. Oxizii acestor elemente se formează în alte moduri. Oxigenul este inclus în reacțiile de ardere, oxidare, atât cu substanțe simple, cât și cu cele complexe. Când nemetalele interacționează cu oxigenul, se formează oxizi care formează acizi sau sare, iar când metalele interacționează, se formează oxizi amfoteri sau amestecați. Astfel, oxigenul reacționează cu fosforul la o temperatură de ~ 60 ° C,
4P+5O2 → 2P2 O5
Cu metale - oxizi ai metalelor corespunzătoare
4Al + 3O2 → 2Al2O3
3Fe + 2O2 → Fe3O4
când metalele alcaline sunt încălzite în aer uscat, numai litiul formează oxid Li2 O, iar restul sunt peroxizi și superoxizi:
2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2
Oxigenul interacționează cu hidrogenul la 300 °C:
2H2 + O2 = 2H2O.
Când interacționează cu fluorul, acesta prezintă proprietăți reducătoare:
O2 + F2 = F2 O2 (în descărcare electrică),
cu sulf - la o temperatură de aproximativ 250 ° C:
Oxigenul reacţionează cu grafitul la 700 °C
C + O2 = CO2.
Interacțiunea oxigenului cu azotul începe doar la 1200°C sau într-o descărcare electrică:
N2 + O22NO - Q.
Oxigenul reacționează și cu mulți compuși complecși, de exemplu, cu oxid nitric (II), reacționează chiar și la temperatura camerei:
2NO + O2 = 2NO2.
În timpul oxidării hidrogenului sulfurat, la încălzire, se formează sulf sau oxid de sulf (IV), în funcție de raportul dintre oxigen și hidrogen sulfurat:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
2Н2 S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2 О
În majoritatea reacțiilor de oxidare care implică oxigen, se eliberează căldură și lumină - astfel de procese se numesc combustie.
Ozon
Ozonul-O3 este a doua modificare alotropică a elementului oxigen. Molecula de O3 are o structură unghiulară (unghiul dintre legături este de 116º, lungimea legăturii O=O, l=0,1278 nm) este un gaz albastru. Ozonul lichid este albastru închis. Este otrăvitor și exploziv mai ales în stare lichidă și solidă). Ozonul se formează în atmosferă în timpul descărcărilor fulgerelor și are un miros specific de prospețime.
De obicei, ozonul este produs în ozonizatoare prin trecerea unei descărcări electrice liniștite prin oxigen (reacția este endotermă și foarte reversibilă; randamentul de ozon este de 5%):
3О22О3 ΔН=-285 kJ. În condiții de laborator, ozonul se obține prin acidificarea persulfatului cu acid azotic.
(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+
H2S2O8 →2SO2 +O3 +H2O
O3 se formează cu randament scăzut ca rezultat al reacției:
3F2 +H2O(g)→6HF+O3
O3 este cel mai puternic agent oxidant, oxidează toate metalele (cu excepția metalelor de aur și platină) și majoritatea nemetalelor. El transformă oxizii inferiori în alții superiori, iar sulfurile metalice în sulfații lor. În reacțiile care implică O3, se formează de obicei O2, de exemplu:
2Ag+O3 →Ag2O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
NH2 +3O3 →HNO2 +H2O
Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2O+O2
Când sunt expuse la O3 pe metale alcaline, se pot obține ozonide - compuși instabili care se descompun:
2KO3 →2KO2 +O2
Ca agent oxidant puternic, ozonul ucide bacteriile și, prin urmare, este folosit pentru a dezinfecta aerul. Un strat de ozon stabil este situat în atmosferă la o înălțime de ~22 km. Acest strat de ozon protejează Pământul de radiațiile ultraviolete pure care dăunează vieții.
Când ozonul interacționează cu o soluție de iodură de potasiu, iodul este eliberat, în timp ce această reacție nu are loc cu oxigenul:
2KI + O3 + H2 O \u003d I2 + 2KOH + O2.
Reacția este adesea folosită ca una calitativă pentru detectarea ionilor de I- sau de ozon. Pentru a face acest lucru, la soluție se adaugă amidon, care dă un complex albastru caracteristic cu iod eliberat și este, de asemenea, de înaltă calitate, deoarece ozonul nu oxidează ionii Cl - și Br-.
Apă
Proprietățile fizice și chimice ale apei: Apa pură este un lichid transparent, incolor, insipid, inodor. Densitatea apei la tranziție a ei de la starea solidă la starea lichidă nu scade, la fel ca aproape toate celelalte substanțe, ci crește.
Apa este o substanță familiară și neobișnuită. Nu există nicio substanță pe pământ care să fie mai importantă pentru noi decât apa obișnuită și, în același timp, nu există altă substanță ale cărei proprietăți ar avea atâtea contradicții și anomalii câte proprietățile sale.
Aproape ¾ din suprafața planetei noastre este ocupată de oceane și mări. Apa solidă - zăpadă și gheață - acoperă 20% din pământ. Clima planetei depinde de apă. Geofizicienii spun că Pământul s-ar fi răcit cu mult timp în urmă și s-ar fi transformat într-o bucată de piatră fără viață, dacă nu ar fi fost apă. Are o capacitate termică foarte mare. Pe măsură ce se încălzește, absoarbe căldură și, pe măsură ce se răcește, o eliberează. Apa terestră absoarbe și returnează multă căldură, egalând astfel clima. Pământul este protejat de frigul cosmic de acele molecule care sunt împrăștiate în atmosferă - în nori și sub formă de vapori.
Apa în proprietățile fizice diferă semnificativ de alți solvenți: la 4ºС, apa are o densitate maximă și numai cu o încălzire suplimentară densitatea ei scade. Dacă, odată cu scăderea temperaturii și în timpul tranziției de la o stare lichidă la o stare solidă, apa se schimba în mod similar cu alte substanțe, atunci când se apropie iarna, straturile de suprafață ale apelor naturale s-ar răci la 0 ° C și s-ar scufunda în fund până la întreaga masă a rezervorului ar dobândi o temperatură de 0 ° C. Apa ar îngheța, sloturile de gheață s-ar scufunda pe fund, iar iazul ar îngheța la toată adâncimea sa. Multe forme de viață în apă ar fi imposibile. În realitate, stratul răcit, care are o densitate mai mică, rămâne la suprafață, îngheață și astfel protejează straturile subiacente de răcire.
Apa are o capacitate termică anormal de mare (4,18 J/g∙K), astfel încât noaptea, precum și în timpul trecerii de la vară la iarnă, apa se răcește lent. Și în timpul zilei, sau în timpul trecerii de la iarnă la vară, se încălzește și încet, fiind astfel regulatorul de temperatură de pe glob.
Apa în stare normală este lichidă, în timp ce H2 S, H2 Se, H2 Te sunt gaze. Temperaturile de cristalizare și evaporare a apei sunt semnificativ mai mari decât temperaturile corespunzătoare acestor compuși.
Apa are o constantă dielectrică foarte mare (78,5 la 298K).
Apa este un solvent bun pentru lichidele polare și compușii cu legături ionice; formează hidrați cristalini cu mulți compuși chimici.
Multă vreme, proprietățile neobișnuite ale apei au fost un mister pentru oamenii de știință. Ele se datorează în principal următoarelor motive:
Natura polară a moleculelor;
Prezența perechilor de electroni neîmpărțiți la atomul de oxigen;
Legături de hidrogen.
Legătura dintre atomii de hidrogen și oxigen este polară, ceea ce duce la asimetrie în distribuția sarcinilor electronice și, în consecință, la polaritatea moleculei. Lungimea legăturii este de 96 nm, iar unghiul dintre legături este de ~ 105º.
Prezența perechilor de electroni singure în oxigen și schimbarea perechilor de electroni partajate de la atomii de hidrogen la oxigen provoacă formarea legăturilor de hidrogen. Energia de legare este de 25 kJ/mol. Atomul de oxigen din molecula de apă se află într-o stare de hibridizare sp3. Prin urmare, unghiul de legătură HOH este aproape de unghiul tetraedric (109,5º).
Greutatea moleculară a apei vaporoase este de 18 și corespunde celei mai simple formule ale acesteia. Cu toate acestea, greutatea moleculară a lichidului este mai mare. Aceasta indică faptul că asocierea moleculelor are loc în faza lichidă; combinarea lor în agregate mai complexe, datorită formării legăturilor de hidrogen între molecule.
În apa solidă (gheață), atomul de oxigen al fiecărei molecule este implicat în formarea a două legături de hidrogen cu moleculele de apă învecinate.
Structura gheții aparține celor mai puțin dense structuri; există goluri în ea, ale căror dimensiuni sunt ceva mai mari decât dimensiunile unei molecule de apă. Când gheața se topește, structura ei este distrusă, dar legăturile de hidrogen rămân în fază lichidă, se formează asociații, dar ele există pentru o perioadă scurtă de timp: distrugerea unora și formarea altor agregate are loc constant. În golurile unor astfel de agregate „de gheață”, pot fi plasate molecule de apă unice, în timp ce împachetarea moleculelor de apă devine densă. De aceea, atunci când gheața se topește, volumul ocupat de apă scade, iar densitatea acesteia crește. Când apa este încălzită, o parte din căldură este cheltuită pentru ruperea legăturilor de hidrogen. Aceasta explică capacitatea mare de căldură a apei. Legăturile de hidrogen dintre moleculele de apă sunt rupte complet numai atunci când apa trece în abur.
Pe Pământ, există un atom de deuteriu pentru fiecare 6800 de atomi de proțiu, iar în spațiul interstelar un atom de deuteriu este deja pentru 200 de atomi de proțiu.
Apa este o substanță foarte reactivă.
Apa reacționează cu multe metale cu degajare de hidrogen:
2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (violent)
2K + 2H2O = H2 + 2KOH (violent)
3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (numai când este încălzit)
Nu toate, dar numai metalele suficient de active pot participa la reacțiile redox de acest tip. Metalele alcaline și alcalino-pământoase reacționează cel mai ușor.
Din nemetale de exemplu, carbonul și compusul său de hidrogen (metanul) reacționează cu apa. Aceste substanțe sunt mult mai puțin active decât metalele, dar încă sunt capabile să reacționeze cu apa la temperaturi ridicate:
C + H2O® H2 + CO
CH4 + 2H2O® 4H2 + CO2
Apa se descompune în hidrogen și oxigen sub acțiunea unui curent electric. Este, de asemenea, o reacție redox, în care apa este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător:
2H2O 
2H2+O2
Apa reacționează cu multe oxizi nemetale. Spre deosebire de cele anterioare, aceste reacții nu sunt redox, ci reacții compuse:
P205 +3H20→2H3PO4; N205 +H20→2HNO3
Oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacționează cu apa pentru a forma alcalii corespunzătoare:
CaO+H2O→Ca(OH)2
Nu toți oxizii metalici sunt capabili să reacționeze cu apa. Unele dintre ele sunt practic insolubile în apă și, prin urmare, nu reacţionează cu apa. Acestea sunt ZnO, TiO2, Cr2 O3, din care, de exemplu, se prepară vopsele rezistente la apă. Oxizii de fier sunt, de asemenea, insolubili în apă și nu reacţionează cu aceasta. Mulți compuși ai metalelor cu nemetale interacționează ușor cu apa pentru a forma hidroxizi metalici și compuși de hidrogen ai nemetalelor:
PCl3 +3H2O → H3PO3 + 3HCI
Al2S3 +6H2O→2Al(OH)3+3H2S
Ca3P2+6H2O→3Ca(OH)2+2PH3
Na3N+3H20→3NaOH+NH3
KH+H2O→KOH+H2
Apa formează numeroși compuși în care molecula sa este complet conservată. Acestea sunt așa-numitele hidratează. Dacă hidratul este cristalin, atunci se numește hidrat cristalin, De exemplu:
CuSO4 +5 H2O→CuSO4 . 5H2O
H2SO4 + H2O = H2SO4 . H2O (hidrat de acid sulfuric)
NaOH + H2O = NaOH . H2 O (hidrat de sodă caustică)
Compușii care leagă apa în hidrați și hidrați cristalini sunt utilizați ca desicanți. Cu ajutorul lor, de exemplu, îndepărtați vaporii de apă din aerul atmosferic umed.
O reacție specială a apei - fotosinteza - sinteza amidonului (C6 H10 O5) n și a altor compuși similari (carbohidrați) de către plante, care are loc odată cu eliberarea de oxigen:
6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (sub acțiunea luminii)
Apa are activitate catalitică. În absența urmelor de umiditate, reacțiile obișnuite practic nu au loc, de exemplu, sodiul, fosforul alb nu se oxidează, clorul nu interacționează cu metalele, fluorura de hidrogen nu taie sticla.
Apă oxigenată
Peroxidul de hidrogen H2 O2 este un compus hidrogen-oxigen care conține o cantitate record de oxigen - 94% din masă. Moleculele de H2O2 conțin grupări de peroxid –О–О–, care determină în mare măsură proprietățile acestui compus.
Datorită distribuției asimetrice a legăturilor H-O, molecula de H2O2 este foarte polară. Între moleculele de H2O2 se formează o legătură de hidrogen destul de puternică, ceea ce duce la asocierea lor. Prin urmare, în condiții normale, peroxidul de hidrogen este un lichid siropos albastru pal (densitate 1,44) cu un punct de fierbere destul de ridicat (150ºС). La depozitarea H2 O2 se descompune.
Seleniul este obținut din deșeurile de acid sulfuric, producția de celuloză și hârtie și nămolul anodic din rafinarea electrolitică a cuprului. Seleniul este prezent în nămol împreună cu sulful, telurul, metalele grele și nobile. Pentru extragerea seleniului, nămolul este filtrat și supus fie prăjirii oxidative (aproximativ 700 °C), fie încălzirii cu acid sulfuric concentrat. SeO2 volatil rezultat este captat în scrubere și precipitatoare electrostatice. Din soluții, seleniul comercial este precipitat cu dioxid de sulf. Se folosește și sinterizarea nămolului cu sodă, urmată de levigarea selenatului de sodiu cu apă și izolarea seleniului din soluție. Pentru a obține seleniu de înaltă puritate utilizat ca material semiconductor, seleniul brut este rafinat prin distilare în vid, recristalizare și altele.
Proprietățile fizice și chimice ale seleniului. Configurația învelișului electron exterior al atomului Se 4s2 4p4; spinii a doi electroni p sunt perechi, în timp ce ceilalți doi nu sunt perechi, astfel încât atomii de seleniu sunt capabili să formeze molecule Se2 sau lanțuri de atomi Sen. Lanțurile de atomi de seleniu pot fi închise în molecule de inel Se8. Diversitatea structurii moleculare determină existența seleniului în diverse modificări alotrope: amorfe (pulbere, coloidale, vitroase) și cristaline (forme monoclinice α- și β și forme hexagonale γ). Seleniul amorf (roșu) pudră și coloidal (densitate 4,25 g/cm3 la 25 ° C) se obține prin reducerea dintr-o soluție de acid selenios H2 SeO3, răcirea rapidă a vaporilor de seleniu și alte metode. Seleniul vitros (negru) (densitate 4,28 g/cm3 la 25°C) se obține prin încălzirea oricărei modificări a seleniului peste 220°C urmată de răcire rapidă. Seleniul vitros are un luciu vitros și este fragil. Cel mai stabil din punct de vedere termodinamic este seleniul hexagonal (gri). Se obține din alte forme de seleniu prin încălzire până la topire cu răcire lentă la 180-210 ° C și menținere la această temperatură. Rețeaua sa este construită din lanțuri elicoidale paralele de atomi. Atomii din lanțuri sunt legați covalent. Toate modificările seleniului au proprietăți fotoelectrice. Seleniul hexagonal până la temperatura de topire este un semiconductor de impurități cu conductivitate în găuri. Seleniul este un diamagnet (perechile sale sunt paramagnetice).
Seleniul este stabil în aer; oxigenul, apa, acizii clorhidric și sulfuric diluați nu îl afectează, este foarte solubil în acid azotic concentrat și aqua regia, se dizolvă disproporționat în alcalii:
Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2O
3Se + 6KOH → K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O
Seleniul din compuși are stări de oxidare -2, +2, +4, +6. Cu oxigenul, seleniul formează o serie de oxizi: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Ultimele două sunt anhidride ale acizilor H2 SeO3 selenos și H2 SeO4 selenic (săruri - seleniți și selenați). SeO2 este cel mai stabil. SeO2 și H2 SeO3 cu agenți oxidanți puternici prezintă proprietăți reducătoare:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl
Cu halogeni, seleniul dă compuși SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 și alții. Sulful și telurul formează o serie continuă de soluții solide cu seleniu. Cu azot, seleniul dă Se4 N4, cu carbon - CSe2. Compușii cu fosfor P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5 sunt cunoscuți. Hidrogenul interacționează cu seleniul la t>=200 °C, formând H2Se; Soluția de H2Se în apă se numește acid hidroselenic. Atunci când interacționează cu metalele, seleniul formează selenide. S-au obținut numeroși compuși complecși ai seleniului. Toți compușii seleniului sunt otrăvitori.
Aplicarea seleniului . Datorită ieftinității și fiabilității sale, seleniul este utilizat în tehnologia convertoarelor în diodele semiconductoare redresoare, precum și pentru dispozitive fotoelectrice (hexagonale), copiatoare electrofotografice (seleniu amorf), sinteza diferitelor selenide, ca fosfor în dispozitive de televiziune, optice și semnal, termistori etc. n. seleniul este utilizat pe scară largă pentru albirea sticlei verzi și obținerea ochelarilor de rubin; în metalurgie - pentru a conferi oțelului turnat o structură cu granulație fină, îmbunătățirea proprietăților mecanice ale oțelurilor inoxidabile; în industria chimică - ca catalizator; seleniul este, de asemenea, utilizat în industria farmaceutică și în alte industrii.
8.4 Telur
Compuși naturali și obținere. De bază. sursele de teluriu sunt nămolul de la rafinarea electrolitică a cuprului și nămolul de la producția de acid sulfuric, precum și nămolurile alcaline de la rafinarea plumbului. În timpul prelucrării nămolului de acid sulfuric prin metoda de prăjire (vezi Seleniu), telurul rămâne în cenzură, care este levigat cu acid clorhidric. Se precipită din soluția de acid clorhidric prin trecerea SO2, după care soluția este diluată la un conținut de acid de 10-12% și la încălzire prin acțiunea SO2, se precipită telurul.
În timpul sinterizării nămolului cu sodă și a leșierii ulterioare, telurul trece într-o soluție și, la neutralizare, precipită sub formă de TeO2. Telurul se obține fie prin reducerea directă a TeO2 cu cărbune, fie prin precipitare prin acțiunea SO2 asupra soluțiilor de acid clorhidric de TeO2. În timpul prelucrării nămolului prin metoda sulfurei (leșiere cu o soluție de Na2S), telurul este izolat din soluție (după precipitarea Se prin aerare) prin acțiunea Na2S2O3 uscat:
Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S
În timpul prelucrării nămolului de electroliți de cupru, telurul este transformat în principal în zgură de sodă, rezultată din retopirea reziduurilor într-un aliaj de aur-argint („Dore metal”). Când se utilizează sulfatarea, o parte din teluriu trece în soluții de sulfat împreună cu Cu. Dintre acestea, telurul este precipitat prin acțiunea cuprului metalic:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Cu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O
Telurul se extrage din zgura de sodă după dizolvare în apă sau prin neutralizare cu precipitare de TeO2 (se purifică prin reprecipitare din soluții sulfurate sau acide, se dizolvă în alcali și telurul se izolează prin electroliză), sau telurul brut este precipitat direct din soluția de sodă. prin electroliză. Se reduce cu A1 într-o soluție alcalină:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. Apoi telurul este precipitat prin aerare:
2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH
Pentru a obține telur de puritate ridicată, se folosesc compușii săi volatili, în special TeCl4, care este purificat prin distilare sau rectificare și extracție din soluție de acid clorhidric. După hidroliza clorurii de TeO2, H2 este redus. Uneori H2 Te este folosit și pentru purificare. În etapele finale de purificare, se utilizează sublimarea în vid, distilarea sau rectificarea telurului, precum și topirea zonei sau cristalizarea direcțională.
Proprietati fizice si chimice. Telurul este o substanță de culoare gri-argintiu cu un luciu metalic, în straturi subțiri de culoare brun-roșcată în deschis, galben-auriu în perechi. Topitura de telur peste ~ 700 °C are conductivitate metalică. Telurul este diamagnetic, magnetic. susceptibilitate - 0,31 10-9. duritate Mohs 2,3, Brinell 180-270 MPa; rezistență la rupere 10,8 MPa. Telurul este casant și devine ductil atunci când este încălzit.
Pentru telur, potențialul normal al electrodului este de 0,56 V. Telurul, chiar și dispersat, este stabil în aer, dar când este încălzit, arde (o flacără albastră cu un halou verde) pentru a forma TeO2. Telurul cristalin reacționează cu apa peste 100°C, amorf - peste 50°C. Soluțiile alcaline concentrate dizolvă telurul pentru a forma teluriți și teluriți. Acidul clorhidric și H2SO4 diluat nu afectează telurul, conc. H2 SO4 îl dizolvă, soluțiile roșii rezultate conțin cationul. HNO3 oxidează telurul în acid teluros H2 TeO3 (săruri de telurit):
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2O
Agenții oxidanți puternici (HClO3, KMnO4, etc.) oxidează la acid teluric H2 TeO4 (săruri tellurate):
4Te + 3HClO4 + 4H2O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O
Telurul se dizolvă în soluții de sulfuri și polisulfuri ale metalelor alcaline (cu formare de tioteluride și tiotelurite). Reacționează cu soluțiile de sare de Ag. Nu se dizolvă în CS2. Reacționează cu Cl2, F2 și Br2 la temperatura camerei, cu I2 - la încălzire, aliaje cu S, P (nu formează compuși), As (dând As2 Te3), cu Si (cu formarea Si2 Te3 și SiTe) , cu Se (formând soluții solide în timpul cristalizării). Nu interacționează direct cu borul și carbonul; atunci când este încălzit, formează TeCO carbonil gazos instabil. Când sunt topite cu metale, se obțin telururi.
Telurura de hidrogen H2 Te este un gaz incolor cu miros neplăcut; în stare lichidă galben-verzui, galben-lămâie cristalin; t. kip. - 2°C, deci pl. - 51 °С; dens 5,81 g/l; pentru gaz; iar în aer uscat la temperatura camerei se descompune încet, în aer umed se oxidează până la telur; când este încălzit în aer, arde, dând TeO2; solubilitate în apă 0,1 M, soluție apoasă-acid slab, K1 2 10-3; agent reducător puternic; obtinut prin interactiunea Al2 Te3 cu acidul clorhidric, precum si prin electroliza unei solutii de H2SO4 cu catod de teluriu la 0°C; folosit pentru a produce telur de înaltă puritate.
Hexafluorura de TeF6 este un gaz incolor; p.p. - 37,8°С, temp. -38,6°C; dens 10,7 g/l; stabil în aer uscat, nu afectează sticla; se dizolvă în apă, hidrolizând treptat cu formarea acizilor fluoroteluric TeFn (OH) 6-n, unde n este de la 1 la 4, și în final acid teluric; formează compuși cu fluorurile metalice, de exemplu. Ag și Ba; obţinut prin fluorurare a telurului la încălzire. Tetrafluorura TeF4 - cristale ortorombice; p.p. 129,6°С, p.p. 194°C (cu descompunere); densitate 4,22 g/cm3; foarte higroscopic, usor de hidrolizat; cu fluorurile de metale alcaline formează pentafluorotelurați M; obtinut prin actiunea SeF4 asupra TeO2. Fluoruri telurafluoruratoare.
tetraclorura TeCl4 - cristale galbene; p.p. 224°С, p.p. 381,8°C; dens 3,01 g/cm3; Ur-țiunea dependenței de temperatură a presiunii vaporilor \ gp (mm Hg) \u003d 8.791 - - 3941 / T (497 - 653); foarte higroscopic, se hidrolizează cu apă; în soluție concentrată de HC1, formând acid cloroteluric H2 TeC16; din soluții de acid clorhidric se extrage cu tributil fosfat și alți solvenți organici; cu clorurile de metale alcaline formează hexa-M2 [TeCl6] și pentaclorotelurați M[TeC15], cu cloruri de Al, Fe(III), Zr și alți complecși cu cationi, de exemplu, TeC13; obtinut prin clorurare a telurului; TeCl4 este materia primă pentru producerea de teluriu de înaltă puritate. Diclorura brună de TeCl2 este stabilă în vapori și poate fi condensată într-un lichid. De asemenea, s-au obţinut două cloruri inferioare cristaline - Te2 Cl3 de culoare gri-argintie şi Te2 Cl negru metastabil cu luciu metalic.
Sulfurile de TeS2 si TeS3, care se descompun la incalzire, pot fi obtinute prin precipitare din solutii apoase; TeS7 și Te7 S10 sunt cunoscute. Tiotelurații (de exemplu, Na2TeS3) pot fi obținuți prin dizolvarea telurului într-o soluție de polisulfuri de metale alcaline sau sulf în soluții de politelururi, precum și prin fuziune. Tiotulurații sunt intermediari în unele procese de recuperare a telurului.
Aplicație. Cel mai important domeniu de aplicare al telurului este sinteza descompunerii telururilor cu proprietăți semiconductoare. Telurul este folosit și în metalurgie pentru alierea fontei și oțelului, Pb, Cu (pentru a le crește rezistența mecanică și chimică). Telurul și compușii săi sunt utilizați în producția de catalizatori, spec. ochelari, insecticide, erbicide etc.
Poloniu
Compuși naturali și obținerea poloniului. Un element chimic radioactiv din grupa VI a sistemului periodic, un analog al telurului. Număr atomic 84. Nu are izotopi stabili. Există 27 de izotopi radioactivi cunoscuți ai poloniului cu numere de masă de la 192 la 218, dintre care șapte (cu numere de masă de la 210 la 218) se găsesc în natură în cantități foarte mici ca membri ai seriei radioactive de uraniu, toriu și actiniu, izotopii rămași au fost obținuți artificial. Cei mai longeviv izotopi ai poloniului sunt produși artificial 209 Rho ( t 1/2 = 102 ani) și 208 Rho ( t 1/2 \u003d 2,9 ani), precum și 210 Rho conținute în minereurile de radiu-uraniu ( t 1/2 = 138,4 zile). Conținutul de 210 Rho în scoarța terestră este de numai 2 10–14%; 1 tonă de uraniu natural conține 0,34 g de radiu și fracțiuni de miligram de poloniu-210. Cel mai scurt izotop cunoscut al poloniului este 213 Po ( t 1/2 = 3 10–7 s). Cei mai ușori izotopi ai poloniului sunt emițători alfa puri, în timp ce izotopii mai grei emit simultan raze alfa și gamma. Unii izotopi se descompun prin captarea electronilor, iar cei mai grei prezintă, de asemenea, o activitate beta foarte slabă. Diferiții izotopi ai poloniului au denumiri istorice adoptate încă de la începutul secolului al XX-lea, când au fost obținuți ca urmare a unui lanț de descompunere din „elementul părinte”: RaF (210 Po), AcC „(211 Po), ThC" (212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).
Poloniul-210 este sintetizat prin iradierea cu neutroni a bismutului natural (conține doar 208 Bi) în reactoare nucleare (se formează intermediar izotopul beta-activ al bismutului-210): 208 Bi + n → 210 Bi → 210 Po + e. Când bismutul este iradiat cu protoni accelerați, se formează poloniul-208, acesta este separat de bismut prin sublimare în vid - așa cum a făcut M. Curie. În URSS, Zinaida Vasilievna Ershova (1905–1995) a dezvoltat metoda de izolare a poloniului. În 1937 a fost trimisă la Paris la Institutul de Radio din laboratorul lui M.Curie (condus la acea vreme de Irene Joliot-Curie). Ca urmare a acestei călătorii de afaceri, colegii au început să o numească „Madame Curie rusă”. Sub îndrumarea științifică a lui Z.V. Ershova, în țară a fost creată o producție permanentă, ecologică de poloniu, care a făcut posibilă implementarea programului intern de lansare a roverelor lunare, în care poloniul a fost folosit ca sursă de căldură.
Izotopii de poloniu cu viață lungă nu au primit încă aplicații practice semnificative din cauza complexității sintezei lor. Reacțiile nucleare pot fi folosite pentru a le obține.
207Pb + 4He® 208Po + 3n,
208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n,
208 Bi + 2D® 208 Po + 3n,
208 Bi + 2D® 208 Po + 2n,
unde 4 He sunt particule alfa, 1 H sunt protoni accelerați, 2 D sunt deuteroni accelerați (nuclee de deuteriu).
proprietățile poloniului. Telurul prezintă deja parțial proprietăți metalice, în timp ce poloniul este un metal moale alb-argintiu. Datorită radioactivității puternice, strălucește în întuneric și devine foarte fierbinte, așa că este necesară îndepărtarea continuă a căldurii. Punctul de topire al poloniului este de 254 ° C (puțin mai mare decât cel al staniului), punctul de fierbere este de 962 ° C, prin urmare, chiar și cu o încălzire ușoară, poloniul se sublimează. Densitatea poloniului este aproape aceeași cu cea a cuprului - 9,4 g/cm3. În cercetarea chimică se folosește doar poloniul-210; izotopii cu viață mai lungă practic nu sunt utilizați din cauza dificultății de a le obține cu aceleași proprietăți chimice.
Proprietățile chimice ale poloniului metalic sunt apropiate de cele ale celui mai apropiat analog al său, telurul; el prezintă stări de oxidare de –2, +2, +4, +6. În aer, poloniul se oxidează lent (rapid când este încălzit la 250 ° C) cu formarea de dioxid roșu PoO2 (când este răcit, devine galben ca urmare a rearanjarii rețelei cristaline). Hidrogenul sulfurat din soluții de săruri de poloniu precipită sulfura neagră PoS.
Radioactivitatea puternică a poloniului se reflectă în proprietățile compușilor săi. Deci, în acidul clorhidric diluat, poloniul se dizolvă încet cu formarea de soluții roz (culoarea ionilor Po2+):
Po + 2HCl® PoCl2 + H2,
totuși, sub acțiunea propriei radiații, diclorura este transformată în PoCl4 galben. Acidul azotic diluat pasivează poloniul, în timp ce acidul azotic concentrat îl dizolvă rapid:
Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O
Cu nemetale din grupa VI, poloniul este legat prin reacția cu hidrogenul pentru a forma hidrura volatilă de PoH2 (p.t. -35 ° C, bp +35 ° C, se descompune ușor), reacția cu metalele (când este încălzit) pentru a forma polonide solide negre (Na2Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo etc.) și reacție cu alcalii topiți pentru a forma polonide:
3Po + 6NaOH® 2Na2Po + Na2PoO3 + H2O.
Poloniul reacționează cu clorul atunci când este încălzit pentru a forma cristale PoCl4 galben strălucitor, cristalele PoBr4 roșii sunt obținute cu brom, iar poloniul reacționează cu iodul deja la 40 ° C pentru a forma iodură volatilă neagră PoI4. Este cunoscută și tetrafluorura de poloniu alb PoF4. Când sunt încălzite, tetrahalogenurile se descompun pentru a forma dihalogenuri mai stabile:
PoCl4® PoCl2 + Cl2.
În soluții, poloniul există sub formă de cationi Po2+, Po4+, anioni PoO32–, PoO42–, precum și diverși ioni complexi, de exemplu, PoCl62–.
Utilizarea poloniului Poloniul-210 emite raze alfa cu o energie de 5,3 MeV, care sunt decelerate în materia solidă, trecând doar în miimi de milimetru și renunțând la energia lor în acest proces. Durata sa de viață face posibilă utilizarea poloniului ca sursă de energie în bateriile atomice ale navelor spațiale: doar 7,5 g de poloniu sunt suficiente pentru a obține o putere de 1 kW. În acest sens, este superior altor surse compacte de energie „atomică”. O astfel de sursă de energie a funcționat, de exemplu, pe Lunokhod-2, încălzind echipamentul în timpul unei nopți lungi cu lună. Desigur, puterea surselor de energie poloniului scade în timp - la jumătate la fiecare 4,5 luni, dar izotopii poloniului cu viață mai lungă sunt prea scumpi. Poloniul este, de asemenea, utilizat convenabil pentru a studia efectele radiațiilor alfa asupra diferitelor substanțe. Ca emițător alfa, poloniul amestecat cu beriliu este folosit pentru a face surse compacte de neutroni:
9 Fii + 4 He ® 12 C + n.
Borul poate fi folosit în loc de beriliu în astfel de surse. În 2004, inspectorii de la Agenția Internațională pentru Energie Atomică (AIEA) au descoperit un program de producție de poloniu în Iran. Acest lucru a condus la suspiciunea că ar putea fi folosită într-o sursă de beriliu pentru a „începe” cu ajutorul neutronilor o reacție nucleară în lanț în uraniu, ducând la o explozie nucleară.
Poloniul, atunci când intră în organism, poate fi considerat una dintre cele mai toxice substanțe: pentru 210 Rho, conținutul maxim admis în aer este de numai 40 de miliarde de microgram la 1 m3 de aer, adică. Poloniul este de 4 trilioane de ori mai toxic decât acidul cianhidric. Particulele alfa emise de poloniu (și într-o măsură mai mică și razele gamma) provoacă leziuni, care distrug țesuturile și provoacă tumori maligne. Atomii de poloniu se pot forma în plămânii umani ca urmare a descompunerii gazului radon din ei. În plus, poloniul metalic este capabil să formeze cu ușurință cele mai mici particule de aerosoli. Prin urmare, toate lucrările cu poloniu sunt efectuate de la distanță în cutii sigilate.
Descoperirea poloniului. Existența unui element cu numărul atomic 84 a fost prezisă de DI Mendeleev în 1889 – el l-a numit diteluru (în sanscrită – „al doilea” telur) și a sugerat că masa sa atomică ar fi aproape de 212. Desigur, Mendeleev nu putea prevăd că acest element este instabil. Poloniul este primul element radioactiv, descoperit în 1898 de soții Curie în căutarea unei surse de radioactivitate puternică în anumite minerale. Când s-a dovedit că minereul de rășină de uraniu radiază mai puternic decât uraniul pur, Marie Curie a decis să izoleze chimic un nou element chimic radioactiv din acest compus. Înainte de aceasta, erau cunoscute doar două elemente chimice slab radioactive - uraniu și toriu. Curie a început cu analiza chimică calitativă tradițională a mineralului conform schemei standard, care a fost propusă de chimistul analitic german KR Fresenius (1818–1897) încă din 1841 și prin care multe generații de studenți timp de aproape un secol și jumătate. cationi determinați prin așa-numita „metoda cu hidrogen sulfurat”. La început avea aproximativ 100 g de mineral; apoi geologii americani i-au dat lui Pierre Curie încă 500 g. Efectuând o analiză sistematică, M. Curie a verificat de fiecare dată fracțiile individuale (precipitate și soluții) pentru radioactivitate folosind un electrometru sensibil inventat de soțul ei. Fracțiile inactive au fost aruncate, cele active au fost analizate în continuare. A fost asistată de unul dintre conducătorii atelierului de chimie de la Școala de Fizică și Chimie Industrială, Gustav Bemon.
În primul rând, Curie a dizolvat mineralul în acid azotic, a evaporat soluția până la uscare, a dizolvat reziduul în apă și a trecut un curent de hidrogen sulfurat prin soluție. În același timp, a precipitat un precipitat de sulfuri metalice; conform metodei Fresenius, acest precipitat ar putea conține sulfuri insolubile de plumb, bismut, cupru, arsenic, antimoniu și o serie de alte metale. Precipitatul a fost radioactiv, în ciuda faptului că uraniul și toriul au rămas în soluție. Ea a tratat precipitatul negru cu sulfură de amoniu pentru a separa arsenul și antimoniul, care în aceste condiții formează tiosăruri solubile precum (NH4)3 AsS4 și (NH4)3 SbS3. Soluția nu a detectat radioactivitate și a fost aruncată. În sediment au rămas sulfuri de plumb, bismut și cupru.
Partea precipitatului Curie care nu s-a dizolvat în sulfură de amoniu s-a dizolvat din nou în acid azotic, s-a adăugat acid sulfuric la soluție și s-a evaporat pe flacăra unui arzător până când au apărut vapori groși de SO3 alb. În aceste condiții, acidul azotic volatil este complet îndepărtat, iar nitrații metalici sunt transformați în sulfați. După răcirea amestecului și adăugarea de apă rece, sulfatul de plumb insolubil PbSO4 s-a dovedit a fi în precipitat - nu a existat radioactivitate în el. Ea a aruncat precipitatul și a adăugat o soluție puternică de amoniac la soluția filtrată. În același timp, a căzut din nou un precipitat, de data aceasta - alb; conținea un amestec de sulfat de bismut bazic (BiO)2SO4 și hidroxid de bismut Bi(OH)3. În soluție, a rămas complex cupru amoniac SO4 de culoare albastru strălucitor. Precipitatul alb, spre deosebire de soluție, s-a dovedit a fi foarte radioactiv. Deoarece plumbul și cuprul fuseseră deja separate, precipitatul alb conținea bismut și un amestec al noului element.
Curie a transformat din nou precipitatul alb în sulfură maro închis Bi2 S3, l-a uscat și l-a încălzit într-o fiolă evacuată. Sulfura de bismut nu s-a schimbat în același timp (este rezistentă la căldură și se topește doar la 685 ° C), totuși, din precipitat s-au eliberat unii vapori, care s-au depus sub formă de peliculă neagră pe partea rece a fiolei. . Filmul era radioactiv și se pare că conținea un nou element chimic - un analog al bismutului în tabelul periodic. A fost poloniu - primul element radioactiv descoperit după uraniu și toriu, înscris în tabelul periodic (în același an 1898, a fost descoperit radiul, precum și un grup de gaze nobile - neon, cripton și xenon). După cum sa dovedit mai târziu, poloniul se sublimează cu ușurință atunci când este încălzit - volatilitatea sa este aproximativ aceeași cu cea a zincului.
Soții Curie nu s-au grăbit să numească stratul negru de pe sticlă un element nou. O radioactivitate nu a fost suficientă. Un coleg și prieten cu Curie, chimistul francez Eugene Anatole Demarce (1852–1903), specialist în domeniul analizei spectrale (a descoperit europiul în 1901), a studiat spectrul de emisie al plăcii negre și nu a găsit linii noi în ea care ar putea indică prezența unui nou element. Analiza spectrală este una dintre cele mai sensibile metode, permițând detectarea multor substanțe în cantități microscopice invizibile pentru ochi. Cu toate acestea, într-un articol publicat la 18 iulie 1898, cei de la Curie scriau: „Credem că substanța pe care am izolat-o din rășina de uraniu conține un metal care nu este încă cunoscut, care este analog cu bismutul în proprietăți analitice. Dacă se confirmă existența unui nou metal, ne propunem să-l numim poloniu, după locul de naștere al unuia dintre noi” (Polonia în latină – Polonia). Acesta este singurul caz în care un element chimic nou, neidentificat încă, a primit deja un nume. Cu toate acestea, nu a fost posibil să se obțină cantități în greutate de poloniu - era prea puțin din acesta în minereul de uraniu (mai târziu poloniul a fost obținut artificial). Și nu acest element i-a glorificat pe soții Curie, ci radiul.
Seleniul nu este distribuit pe scară largă în natură. Conținutul de seleniu din scoarța terestră este de . Compușii săi se găsesc ca impurități în compușii naturali ai sulfului cu metale și. Prin urmare, seleniul este obținut din deșeuri generate în producția de acid sulfuric, în rafinarea electrolitică a cuprului și în alte procese.Telurul este unul dintre elementele rare: conținutul său în scoarța terestră este doar de .
În stare liberă, seleniul, ca și sulful, formează mai multe modificări alotrope, dintre care cele mai cunoscute sunt seleniul amorf, care este o pulbere roșu-brun, și seleniul gri, care formează cristale fragile cu o strălucire metalică.
Telurul este cunoscut și sub forma unei modificări amorfe și sub formă de cristale de culoare gri deschis cu un luciu metalic.
Seleniul este un semiconductor tipic (vezi § 190). O proprietate importantă a acestuia ca semiconductor este o creștere bruscă a conductibilității electrice atunci când este iluminat. La limita seleniului cu un conductor metalic, se formează un strat de barieră - o secțiune a circuitului care poate trece curentul electric într-o singură direcție. În legătură cu aceste proprietăți, seleniul este utilizat în tehnologia semiconductoarelor pentru fabricarea redresoarelor și fotocelulelor cu un strat de barieră. Telurul este, de asemenea, un semiconductor, dar utilizarea sa este mai limitată. Selenurile și telururile unor metale au, de asemenea, proprietăți semiconductoare și sunt utilizate în electronică. În cantități mici, telurul servește ca un adaos de aliaj la plumb, îmbunătățindu-i proprietățile mecanice.
Selenura de hidrogen și telurura de hidrogen sunt gaze incolore cu un miros dezgustător. Soluțiile lor apoase sunt acizi, ale căror constante de disociere sunt ceva mai mari decât constanta de disociere a hidrogenului sulfurat.
Din punct de vedere chimic, seleniura de hidrogen și telurura de hidrogen sunt extrem de asemănătoare cu hidrogenul sulfurat. La fel ca hidrogenul sulfurat, acestea au proprietăți foarte reducătoare. Când sunt încălzite, ambele se descompun. În același timp, este mai puțin stabil decât: așa cum se întâmplă în seria de halogenuri de hidrogen, rezistența moleculelor scade în timpul tranziției. Sărurile de hidrogen selenidură și hidrogen telurura - selenide și telururi - sunt similare cu sulfurile în ceea ce privește solubilitatea în apă și acizi. Acționând asupra selenidelor și telururilor cu acizi tari, se poate obține hidrogen selenidură și hidrogen telurura.
Când seleniul și telurul sunt arse în aer sau în oxigen, se obțin dioxizi și care în condiții normale sunt în stare solidă și sunt anhidride ale acizilor selenos și telurosi.
Spre deosebire de dioxidul de sulf, și prezintă proprietăți predominant oxidante, recuperându-se cu ușurință la seleniu și telur liber, de exemplu:
Prin acțiunea agenților oxidanți puternici, dioxizii de seleniu și teluriu pot fi transformați în acizi selenic și, respectiv, teluric.
