टेल्यूरियम दुर्लभ तत्वों में से एक है: पृथ्वी की पपड़ी में इसकी सामग्री केवल .
मुक्त अवस्था में, सेलेनियम, सल्फर की तरह, कई एलोट्रोपिक संशोधनों का निर्माण करता है, जिनमें से सबसे प्रसिद्ध अनाकार सेलेनियम हैं, जो एक लाल-भूरे रंग का पाउडर है, और ग्रे सेलेनियम, जो धात्विक चमक के साथ भंगुर क्रिस्टल बनाता है।
टेल्यूरियम को अनाकार संशोधन के रूप में और धात्विक चमक के साथ हल्के भूरे क्रिस्टल के रूप में भी जाना जाता है।
सेलेनियम एक विशिष्ट अर्धचालक है (§ 190 देखें)। अर्धचालक के रूप में इसका एक महत्वपूर्ण गुण प्रकाशित होने पर विद्युत चालकता में तेज वृद्धि है। धातु कंडक्टर के साथ सेलेनियम के इंटरफेस पर, एक बाधा परत बनती है - सर्किट का एक खंड जो केवल एक दिशा में विद्युत प्रवाह पारित करने में सक्षम है। इन गुणों के कारण, सेलेनियम का उपयोग सेमीकंडक्टर तकनीक में बैरियर परत के साथ रेक्टिफायर और सौर कोशिकाओं के निर्माण के लिए किया जाता है। टेल्यूरियम भी एक अर्धचालक है, लेकिन इसका उपयोग अधिक सीमित है। कुछ धातुओं के सेलेनाइड और टेल्यूराइड्स में भी अर्धचालक गुण होते हैं और इनका उपयोग इलेक्ट्रॉनिक्स में किया जाता है। कम मात्रा में, टेल्यूरियम सीसे में मिश्रधातु के रूप में कार्य करता है, जिससे इसके यांत्रिक गुणों में सुधार होता है।
हाइड्रोजन सेलेनाइड और हाइड्रोजन टेलुराइड एक दुर्गंधयुक्त रंगहीन गैसें हैं। उनके जलीय घोल अम्ल होते हैं, जिनका पृथक्करण स्थिरांक हाइड्रोजन सल्फाइड के पृथक्करण स्थिरांक से थोड़ा अधिक होता है।
रासायनिक रूप से, हाइड्रोजन सेलेनाइड और हाइड्रोजन टेलुराइड हाइड्रोजन सल्फाइड के समान हैं। हाइड्रोजन सल्फाइड की तरह, उनमें अत्यधिक अपचायक गुण होते हैं। गर्म करने पर ये दोनों विघटित हो जाते हैं। साथ ही, यह इससे कम स्थिर है: जैसा कि हाइड्रोजन हैलाइड की श्रृंखला में होता है, संक्रमण के दौरान अणुओं की ताकत कम हो जाती है। हाइड्रोजन सेलेनाइड और हाइड्रोजन टेलुराइड के लवण - सेलेनाइड और टेल्यूराइड - पानी और एसिड में घुलनशीलता के संदर्भ में सल्फाइड के समान हैं। सेलेनाइड्स और टेल्यूराइड्स को मजबूत एसिड के साथ उपचारित करके, हाइड्रोजन सेलेनाइड और हाइड्रोजन टेल्यूराइड प्राप्त किया जा सकता है।
जब सेलेनियम और टेल्यूरियम को हवा या ऑक्सीजन में जलाया जाता है, तो डाइऑक्साइड और प्राप्त होते हैं, जो सामान्य परिस्थितियों में ठोस अवस्था में होते हैं और सेलेनियम और टेल्यूरिक एसिड के एनहाइड्राइड होते हैं।
सल्फर डाइऑक्साइड के विपरीत, वे मुख्य रूप से ऑक्सीकरण गुण प्रदर्शित करते हैं, आसानी से मुक्त सेलेनियम और टेल्यूरियम में कम हो जाते हैं, उदाहरण के लिए:
मजबूत ऑक्सीकरण एजेंटों की कार्रवाई से, सेलेनियम और टेल्यूरियम डाइऑक्साइड को क्रमशः सेलेनिक और टेल्यूरिक एसिड में परिवर्तित किया जा सकता है।
टेल्यूरियम तत्व की खोज क्लैप्रोथ ने 1782 में हंगेरियन सोने के अयस्कों में की थी। टेल्यूरियम नाम ग्रीक "टेलस" - पृथ्वी से आया है।1817 में, बर्ज़ेलियस ने सल्फ्यूरिक एसिड संयंत्र के सीसा कक्षों के कीचड़ में टेल्यूरियम के गुणों के समान एक तत्व की खोज की। इसका नाम चंद्रमा के ग्रीक नाम - सेलेनियम के नाम पर रखा गया था।
सेलेनियम और टेल्यूरियम आवर्त सारणी के समूह VI के तत्व हैं। उनके रासायनिक गुण सल्फर के करीब हैं, लेकिन वे विशिष्ट धात्विक गुणों में, विशेष रूप से टेल्यूरियम से भिन्न होते हैं। सल्फर की तरह, टेल्यूरियम और सल्फर अनाकार और क्रिस्टलीय रूप बनाते हैं।
सेलेनियम के दो क्रिस्टलीय संशोधन ज्ञात हैं। सबसे स्थिर ग्रे या धात्विक सेलेनियम है, जिसकी हेक्सागोनल संरचना होती है (a = 4.354 A, c = 4.949 A)। यह पिघले हुए सेलेनियम को धीरे-धीरे ठंडा करके प्राप्त किया जाता है। जब सेलेनियम को घोल से अवक्षेपित किया जाता है या वाष्प को तेजी से ठंडा किया जाता है, तो सेलेनियम एक ढीले लाल पाउडर के रूप में प्राप्त होता है। लाल सेलेनियम में एक मोनोक्लिनिक क्रिस्टलीय संरचना होती है। 120° तक गर्म करने पर लाल सेलेनियम धूसर हो जाता है।
विट्रीस सेलेनियम पिघले हुए सेलेनियम को भंगुर भूरे-सीसे के द्रव्यमान के रूप में तेजी से ठंडा करके प्राप्त किया जाता है। लगभग 50° के तापमान पर, कांच जैसा सेलेनियम नरम होना शुरू हो जाता है; उच्च तापमान पर यह क्रिस्टलीय ग्रे सेलेनियम में बदल जाता है।
क्रिस्टलीय टेल्यूरियम टेल्यूरियम वाष्प के संघनन से प्राप्त होता है। इसका रंग चांदी जैसा सफेद है। टेल्यूरियम के दो संशोधन ज्ञात हैं - α- और β-टेल्यूरियम। हेक्सागोनल α-संशोधन ग्रे सेलेनियम (ए = 4.445 ए, सी = 5.91 ए) के लिए आइसोमोर्फिक है। संक्रमण बिंदु α⇔β-टेल्यूरियम 354°। जलीय घोल से, कम करने वाले एजेंट अनाकार टेल्यूरियम के भूरे पाउडर को अवक्षेपित करते हैं।
सेलेनियम और टेल्यूरियम के भौतिक गुण
सेलेनियम एक विशिष्ट अर्धचालक है. कमरे के तापमान पर यह विद्युत का कुचालक होता है। सेलेनियम की विद्युत चालकता प्रकाश की तीव्रता पर अत्यधिक निर्भर है। प्रकाश में, विद्युत चालकता अंधेरे की तुलना में 1000 गुना अधिक होती है। सबसे अधिक प्रभाव लगभग 700 मिलीलीटर की तरंग दैर्ध्य वाली किरणों द्वारा डाला जाता है।
टेल्यूरियम में सेलेनियम की तुलना में अधिक विद्युत चालकता होती है, और उच्च दबाव पर विद्युत प्रतिरोध बहुत बढ़ जाता है।
दोनों तत्व सामान्य तापमान पर भंगुर होते हैं, लेकिन गर्म होने पर वे प्लास्टिक विरूपण के प्रति संवेदनशील होते हैं।
सामान्य तापमान पर, सेलेनियम और टेल्यूरियम ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया नहीं करते हैं। हवा में गर्म करने पर, वे दहन के साथ ऑक्सीकरण करते हैं, जिससे SeO2 और TeO2 बनते हैं। सेलेनियम नीली लौ के साथ जलता है, टेल्यूरियम हरे किनारे वाली नीली लौ के साथ जलता है। सेलेनियम का दहन एक विशिष्ट गंध ("सड़ी हुई मूली की गंध") के साथ होता है।
पानी और गैर-ऑक्सीकरण एसिड (पतला सल्फ्यूरिक और हाइड्रोक्लोरिक एसिड) का सेलेनियम और टेल्यूरियम पर कोई प्रभाव नहीं पड़ता है। तत्व सांद्र सल्फ्यूरिक एसिड, नाइट्रिक एसिड, साथ ही गर्म सांद्र क्षार समाधान में घुल जाते हैं।
सेलेनियम और टेल्यूरियम की एक महत्वपूर्ण संपत्ति, जिसका उपयोग उनके उत्पादन की तकनीक में किया जाता है, पॉलीसल्फ़ाइड बनाने के लिए सल्फर क्षार में घुलने की उनकी क्षमता है, जो क्रमशः सेलेनियम और टेल्यूरियम जारी करने के लिए एसिड द्वारा आसानी से विघटित हो जाते हैं।
सेलेनियम सोडियम सल्फाइट घोल में घुलकर थायोसल्फेट-प्रकार का यौगिक, Na2SeSO3 बनाता है, जो अम्लीकरण पर विघटित होकर मौलिक सेलेनियम जारी करता है।
सेलेनियम और टेल्यूरियम सामान्य तापमान पर सभी हैलोजन के साथ प्रतिक्रिया करते हैं। धातुओं के साथ वे सल्फाइड के समान सेलेनाइड और टेल्यूराइड बनाते हैं (उदाहरण के लिए, Na2Se, Ag2Se, आदि)। सल्फर की तरह, सेलेनियम और टेल्यूरियम हाइड्रोजन सेलेनाइड (H2Se) और हाइड्रोजन टेल्यूरियम (H2Te) गैसें बनाते हैं, जो सेलेनाइड्स और टेल्यूराइड्स पर एसिड की क्रिया से प्राप्त होती हैं।
प्राथमिक टेल्यूरियम सीधे हाइड्रोजन के साथ संयोजित नहीं होता है, लेकिन सेलेनियम 400° से ऊपर के तापमान पर हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करता है।
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§8 तत्व छठी और समूह.
ऑक्सीजन, सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम, पोलोनियम।
तत्वों के बारे में सामान्य जानकारी समूह VI ए:
समूह VI A के तत्वों (पोलोनियम को छोड़कर) को चाल्कोजेनाइड्स कहा जाता है। इन तत्वों के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर में छह वैलेंस इलेक्ट्रॉन (ns2 np4) होते हैं, इसलिए सामान्य अवस्था में वे 2 की वैलेंस प्रदर्शित करते हैं, और उत्तेजित अवस्था में -4 या 6 (ऑक्सीजन को छोड़कर)। बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत में डी-उपस्तर की अनुपस्थिति में ऑक्सीजन परमाणु उपसमूह के अन्य तत्वों के परमाणुओं से भिन्न होता है, जिससे इसके इलेक्ट्रॉनों की "युग्मन" के लिए बड़ी ऊर्जा लागत होती है, जिसकी भरपाई ऊर्जा से नहीं होती है नये सहसंयोजक बंधों का निर्माण। अत: ऑक्सीजन की सहसंयोजकता दो है। हालाँकि, कुछ मामलों में, एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े वाला ऑक्सीजन परमाणु एक इलेक्ट्रॉन दाता के रूप में कार्य कर सकता है और दाता-स्वीकर्ता तंत्र के माध्यम से अतिरिक्त सहसंयोजक बंधन बना सकता है।
इन तत्वों की विद्युत ऋणात्मकता O-S-Se-Te-Po क्रम में धीरे-धीरे कम होती जाती है। -2,+2,+4,+6 से ऑक्सीकरण अवस्था। परमाणु की त्रिज्या बढ़ जाती है, जिससे तत्वों के गैर-धात्विक गुण कमजोर हो जाते हैं।
इस उपसमूह के तत्व हाइड्रोजन के साथ H2 R (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po) रूप के यौगिक बनाते हैं। ये यौगिक पानी में घुल जाते हैं और एसिड बनाते हैं। अम्ल के गुण H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po दिशा में बढ़ते हैं। S, Se और Te ऑक्सीजन के साथ RO2 और RO3 जैसे यौगिक बनाते हैं। इन ऑक्साइडों से H2 RO3 तथा H2 RO4 प्रकार के अम्ल बनते हैं। जैसे-जैसे परमाणु क्रमांक बढ़ता है, अम्ल की ताकत कम होती जाती है। इन सभी में ऑक्सीकरण गुण होते हैं। H2 RO3 जैसे एसिड भी कम करने वाले गुण प्रदर्शित करते हैं।
ऑक्सीजन
प्राकृतिक यौगिक और तैयारी:ऑक्सीजन पृथ्वी की पपड़ी में सबसे आम तत्व है। मुक्त अवस्था में यह वायुमंडलीय वायु (21%) में पाया जाता है; बाध्य रूप में यह पानी (88.9%), खनिज, चट्टानों और सभी पदार्थों का हिस्सा है जिनसे पौधों और जानवरों के जीवों का निर्माण होता है। वायुमंडलीय वायु कई गैसों का मिश्रण है, जिसका मुख्य भाग नाइट्रोजन और ऑक्सीजन है, और थोड़ी मात्रा में उत्कृष्ट गैसें, कार्बन डाइऑक्साइड और जल वाष्प हैं। कार्बन डाइऑक्साइड प्रकृति में लकड़ी, कोयले और अन्य प्रकार के ईंधन के दहन, जानवरों के श्वसन और क्षय के दौरान बनता है। दुनिया भर में कुछ स्थानों पर, ज्वालामुखी गतिविधि के कारण और भूमिगत स्रोतों से भी CO2 हवा में जारी होती है।
प्राकृतिक ऑक्सीजन में तीन स्थिर आइसोटोप होते हैं: 816 O (99.75%), 817 O (0.04), 818 O (0.20)। आइसोटोप 814 O, 815 O, और 819 O भी कृत्रिम रूप से प्राप्त किए गए थे।
ऑक्सीजन को पहली बार शुद्ध रूप में 1772 में के.वी. शीले द्वारा प्राप्त किया गया था, और फिर 1774 में डी.यू. प्रिस्टले द्वारा, जिन्होंने इसे एचजीओ से अलग किया था। हालाँकि, प्रीस्टली को यह नहीं पता था कि जो गैस उसने प्राप्त की वह हवा का हिस्सा थी। कुछ ही साल बाद, लेवोज़ियर, जिन्होंने इस गैस के गुणों का विस्तार से अध्ययन किया, ने स्थापित किया कि यह हवा का मुख्य हिस्सा है।
प्रयोगशाला में निम्नलिखित विधियों का उपयोग करके ऑक्सीजन प्राप्त की जाती है:
इ
पानी का इलेक्ट्रोलिसिस.पानी की विद्युत चालकता बढ़ाने के लिए इसमें क्षार घोल (आमतौर पर 30% KOH) या क्षार धातु सल्फेट मिलाया जाता है:
सामान्य रूप में: 2H2 O →2H2 +O2
कैथोड पर: 4H2 О+4e¯→ 2H2 +4OH¯
एनोड पर: 4OH−4e→2H2 O+O2
- ऑक्सीजन युक्त यौगिकों का अपघटन:
MnO2 उत्प्रेरक की क्रिया के तहत बर्थोलेट नमक का थर्मल अपघटन।
KClO3 →2KCl+3O2
पोटेशियम परमैंगनेट का थर्मल अपघटन
KMnO4 →K2 MnO4 +MnO2 +O2.
क्षार धातु नाइट्रेट का थर्मल अपघटन:
2KNO3 →2KNO2 +O2.
पेरोक्साइड का अपघटन:
2H2 O2 →2H2 O+O2.
2BaO2 →2BaO+O2.
पारा (II) ऑक्साइड का थर्मल अपघटन:
2HgO→2HgO+O2.
कार्बन मोनोऑक्साइड (IV) के साथ क्षार धातु पेरोक्साइड की परस्पर क्रिया:
2Na2 O2 +2CO2 →2Na2 CO3 +O2.
उत्प्रेरक की उपस्थिति में ब्लीच का थर्मल अपघटन - कोबाल्ट लवण:
2Ca(OCl)Cl →2CaCl2 +O2.
अम्लीय वातावरण में पोटेशियम परमैंगनेट के साथ हाइड्रोजन पेरोक्साइड का ऑक्सीकरण:
2KMnO4 +H2 SO4 +5H2 O2 →K2 SO4 +2Mn SO4 +8H2 O+5O2.
उद्योग में:वर्तमान में, उद्योग में, तरल हवा के आंशिक आसवन द्वारा ऑक्सीजन प्राप्त की जाती है। जब तरल हवा को थोड़ा गर्म किया जाता है, तो पहले उसमें से नाइट्रोजन अलग हो जाती है (उबालना (N2) = -196ºC), फिर ऑक्सीजन निकलती है (उबलना (O2) = -183ºC)।
इस विधि से प्राप्त ऑक्सीजन में नाइट्रोजन अशुद्धियाँ होती हैं। इसलिए, शुद्ध ऑक्सीजन प्राप्त करने के लिए, परिणामी मिश्रण को फिर से आसुत किया जाता है और अंततः 99.5% ऑक्सीजन उत्पन्न होता है। इसके अलावा, कुछ ऑक्सीजन पानी के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त की जाती है। इलेक्ट्रोलाइट 30% KOH समाधान है।
ऑक्सीजन को आमतौर पर 15 एमपीए के दबाव पर नीले सिलेंडर में संग्रहित किया जाता है।
भौतिक रासायनिक विशेषताएं:ऑक्सीजन एक रंगहीन, गंधहीन, स्वादहीन गैस है, हवा से थोड़ी भारी, पानी में थोड़ी घुलनशील है। 0.1 एमपीए के दबाव और -183ºС के तापमान पर ऑक्सीजन तरल अवस्था में बदल जाती है, और -219ºС पर जम जाती है। तरल और ठोस अवस्था में यह चुंबक द्वारा आकर्षित होता है।
संयोजकता बंध विधि के अनुसार, ऑक्सीजन अणु की संरचना, चित्र द्वारा दर्शायी गयी है -:Ö::Ö: , किसी अणु की अधिक ताकत की व्याख्या नहीं करता है जिसमें अनुचुंबकीय गुण होते हैं, यानी सामान्य अवस्था में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं।
दो परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के बीच बंधन के परिणामस्वरूप, एक सामान्य इलेक्ट्रॉन युग्म बनता है, जिसके बाद प्रत्येक परमाणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन दूसरे परमाणु के असाझा जोड़े के साथ एक पारस्परिक बंधन बनाता है और उनके बीच एक तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन बनता है। उत्तेजित अवस्था में, ऑक्सीजन अणु प्रतिचुंबकीय गुण प्रदर्शित करता है, जो योजना के अनुसार संरचना के अनुरूप होता है: Ö = Ö: ,
एक ऑक्सीजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन स्तर को भरने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है। इसलिए, रासायनिक प्रतिक्रियाओं में ऑक्सीजन आसानी से दो इलेक्ट्रॉन जोड़ सकती है और -2 की ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित कर सकती है। केवल अधिक विद्युत ऋणात्मक तत्व फ्लोरीन वाले यौगिकों में ऑक्सीजन ऑक्सीकरण अवस्था +1 और +2 प्रदर्शित करती है: O2 F2, ОF2।
ऑक्सीजन एक प्रबल ऑक्सीकरण एजेंट है। यह केवल भारी अक्रिय गैसों (Kr, Xe, He, Rn) के साथ, सोने और प्लैटिनम के साथ परस्पर क्रिया नहीं करता है। इन तत्वों के ऑक्साइड अन्य तरीकों से बनते हैं। ऑक्सीजन सरल और जटिल दोनों पदार्थों के साथ दहन और ऑक्सीकरण प्रतिक्रियाओं में प्रवेश करती है। जब अधातुएं ऑक्सीजन के साथ क्रिया करती हैं, तो अम्लीय या नमक बनाने वाले ऑक्साइड बनते हैं, और जब धातुएं परस्पर क्रिया करती हैं, तो उभयधर्मी या मिश्रित ऑक्साइड बनते हैं। इस प्रकार, ऑक्सीजन ~ 60 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर फॉस्फोरस के साथ प्रतिक्रिया करता है,
4P+5O2 → 2P2 O5
धातुओं के साथ - संबंधित धातुओं के ऑक्साइड
4Al + 3O2 → 2Al2 O3
3Fe + 2O2 → Fe3 O4
जब क्षार धातुओं को शुष्क हवा में गर्म किया जाता है, तो केवल लिथियम ऑक्साइड Li2O बनाता है, और बाकी पेरोक्साइड और सुपरऑक्साइड होते हैं:
2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2
ऑक्सीजन 300 डिग्री सेल्सियस पर हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करती है:
2H2 + O2 = 2H2 O.
फ्लोरीन के साथ बातचीत करते समय, यह पुनर्स्थापनात्मक गुण प्रदर्शित करता है:
O2 + F2 = F2 O2 (विद्युत निर्वहन में),
सल्फर के साथ - लगभग 250 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर:
ऑक्सीजन 700 डिग्री सेल्सियस पर ग्रेफाइट के साथ प्रतिक्रिया करती है
सी + ओ2 = सीओ2.
नाइट्रोजन के साथ ऑक्सीजन की अंतःक्रिया केवल 1200°C पर या विद्युत निर्वहन में शुरू होती है:
N2 + O22NO - Q.
ऑक्सीजन कई जटिल यौगिकों के साथ भी प्रतिक्रिया करती है, उदाहरण के लिए, नाइट्रोजन ऑक्साइड (II) के साथ, यह पहले से ही कमरे के तापमान पर प्रतिक्रिया करती है:
2NO + O2 = 2NO2.
जब गर्म करने पर हाइड्रोजन सल्फाइड ऑक्सीकरण होता है, तो सल्फर या सल्फर ऑक्साइड (IV) बनता है, जो ऑक्सीजन और हाइड्रोजन सल्फाइड के बीच के अनुपात पर निर्भर करता है:
2H2 S + O2 = 2S + 2H2 O
2H2 S + 3O2 = 2SO2 + 2H2 O
ऑक्सीजन से जुड़ी अधिकांश ऑक्सीकरण प्रतिक्रियाएं गर्मी और प्रकाश छोड़ती हैं, इस प्रक्रिया को दहन कहा जाता है।
ओजोन
ओजोन-O3 तत्व ऑक्सीजन का दूसरा एलोट्रोपिक संशोधन है। O3 अणु की कोणीय संरचना होती है (बंधों के बीच का कोण 116º है, O=O बंध की लंबाई, l = 0.1278 एनएम) संख्या पर। यह एक नीली गैस है. तरल ओजोन गहरे नीले रंग का होता है। यह विशेषकर तरल और ठोस अवस्था में जहरीला और विस्फोटक होता है)। बिजली गिरने के दौरान वातावरण में ओजोन बनता है और इसमें ताजगी की एक विशिष्ट गंध होती है।
आमतौर पर, ओजोनाइज़र में ऑक्सीजन के माध्यम से एक शांत विद्युत निर्वहन पारित करके ओजोन का उत्पादन किया जाता है (प्रतिक्रिया एंडोथर्मिक और अत्यधिक प्रतिवर्ती है; ओजोन उपज 5% है):
3O22O3 ΔH=-285 kJ. प्रयोगशाला स्थितियों में, नाइट्रिक एसिड के साथ परसल्फेट को अम्लीकृत करके ओजोन प्राप्त किया जाता है
(एनएच4)2 एस2 ओ8 →एच2 एस2 ओ8 +2एनएच4+
H2 S2 O8 →2SO2 +O3 +H2 O
प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप कम उपज में O3 बनता है:
3F2 +H2 O(g)→6HF+O3
O3 सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है, यह सभी धातुओं (सोने और प्लैटिनम धातुओं को छोड़कर) और अधिकांश गैर-धातुओं को ऑक्सीकरण करता है। यह निचले ऑक्साइड को उच्च ऑक्साइड में और धातु सल्फाइड को उनके सल्फेट में परिवर्तित करता है। O3 से जुड़ी प्रतिक्रियाएं आमतौर पर O2 उत्पन्न करती हैं, उदाहरण के लिए:
2Ag+O3 →Ag2 O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
NH2 +3O3 →HNO2 +H2 O
Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2 O+O2
O3 के संपर्क में आने पर, क्षार धातुएं ओजोनाइड्स, अस्थिर यौगिक उत्पन्न कर सकती हैं जो विघटित हो जाते हैं:
2KO3 →2KO2 +O2
एक मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में, ओजोन बैक्टीरिया को मारता है और इसलिए इसका उपयोग हवा को कीटाणुरहित करने के लिए किया जाता है। एक स्थिर ओजोन परत वायुमंडल में ~22 किमी की ऊंचाई पर स्थित है। यह ओजोन परत पृथ्वी को जीवन को नुकसान पहुंचाने वाली शुद्ध पराबैंगनी विकिरण से बचाती है।
जब ओजोन पोटेशियम आयोडाइड के घोल के साथ प्रतिक्रिया करता है, तो आयोडीन निकलता है, जबकि यह प्रतिक्रिया ऑक्सीजन के साथ नहीं होती है:
2KI + O3 + H2 O = I2 + 2KOH + O2.
प्रतिक्रिया का उपयोग अक्सर I-आयनों या ओजोन का पता लगाने के लिए गुणात्मक रूप से किया जाता है। ऐसा करने के लिए, घोल में स्टार्च मिलाया जाता है, जो जारी आयोडीन के साथ एक विशिष्ट नीला कॉम्प्लेक्स देता है, और यह उच्च गुणवत्ता का भी होता है क्योंकि ओजोन सीएल - और बीआर - आयनों को ऑक्सीकरण नहीं करता है।
पानी
जल के भौतिक एवं रासायनिक गुण:शुद्ध जल एक रंगहीन, स्वादहीन, गंधहीन, पारदर्शी तरल है। संक्रमण के दौरान पानी का घनत्व उसकीलगभग सभी अन्य पदार्थों की तरह ठोस से तरल अवस्था में घटता नहीं है, बल्कि बढ़ता है।
जल एक परिचित एवं असामान्य पदार्थ है। पृथ्वी पर ऐसा कोई पदार्थ नहीं है जो हमारे लिए साधारण पानी से अधिक महत्वपूर्ण हो और साथ ही कोई अन्य पदार्थ भी नहीं है जिसके गुणों में इतने विरोधाभास और विसंगतियाँ हों जितनी उसके गुणों में हैं।
हमारे ग्रह की लगभग ¾ सतह पर महासागरों और समुद्रों का कब्जा है। ठोस पानी - बर्फ और बर्फ - भूमि के 20% हिस्से को कवर करता है। ग्रह की जलवायु जल पर निर्भर करती है। भूभौतिकीविदों का दावा है कि यदि पानी न होता तो पृथ्वी बहुत पहले ही ठंडी हो गई होती और पत्थर के एक निर्जीव टुकड़े में बदल गई होती। इसकी ऊष्मा क्षमता बहुत अधिक होती है। जब यह गर्म हो जाता है, तो यह गर्मी को अवशोषित कर लेता है; जब यह ठंडा हो जाता है, तो इसे छोड़ देता है। पृथ्वी का पानी बहुत अधिक गर्मी को अवशोषित और वापस लौटाता है, जिससे जलवायु संतुलित होती है। वे अणु जो वायुमंडल में - बादलों में और वाष्प के रूप में - बिखरे हुए हैं - पृथ्वी को ब्रह्मांडीय ठंड से बचाते हैं।
पानी के भौतिक गुण अन्य विलायकों से काफी भिन्न होते हैं: 4ºC पर, पानी का घनत्व अधिकतम होता है, और केवल और अधिक गर्म करने पर इसका घनत्व कम हो जाता है। यदि, तापमान में कमी के साथ और तरल से ठोस अवस्था में संक्रमण के दौरान, पानी अन्य पदार्थों के समान बदल जाता है, तो जब सर्दी आती है, तो प्राकृतिक पानी की सतह परतें 0ºC तक ठंडी हो जाती हैं और पूरे द्रव्यमान तक नीचे तक डूब जाती हैं। जलाशय का तापमान 0ºC हो गया। पानी जम जाएगा, बर्फ की परतें नीचे तक डूब जाएंगी और जलाशय अपनी पूरी गहराई तक जम जाएगा। जल में जीवन के कई रूप असंभव होंगे। वास्तव में, ठंडी परत, जिसका घनत्व कम होता है, सतह पर बनी रहती है, जम जाती है और इस तरह अंतर्निहित परतों को ठंडा होने से बचाती है।
पानी में असामान्य रूप से उच्च ताप क्षमता (4.18 J/g∙K) होती है, इसलिए रात में, साथ ही गर्मी से सर्दी में संक्रमण के दौरान, पानी धीरे-धीरे ठंडा होता है। और दिन के दौरान, या सर्दी से गर्मी में संक्रमण के दौरान, यह धीरे-धीरे गर्म हो जाता है, इस प्रकार यह विश्व पर तापमान नियामक बन जाता है।
पानी अपनी सामान्य अवस्था में तरल है, जबकि H2 S, H2 Se, H2 Te गैस हैं। पानी के क्रिस्टलीकरण और वाष्पीकरण का तापमान इन यौगिकों के संगत तापमान से काफी अधिक है।
पानी में बहुत अधिक ढांकता हुआ स्थिरांक (298K पर 78.5) होता है।
पानी ध्रुवीय तरल पदार्थों और आयनिक बंधन वाले यौगिकों के लिए एक अच्छा विलायक है; यह कई रासायनिक यौगिकों के साथ क्रिस्टलीय हाइड्रेट बनाता है।
लंबे समय तक, पानी के असामान्य गुण वैज्ञानिकों के लिए एक रहस्य थे। वे मुख्यतः निम्नलिखित कारणों से हैं:
अणुओं की ध्रुवीय प्रकृति;
ऑक्सीजन परमाणु पर असाझा इलेक्ट्रॉन जोड़े की उपस्थिति;
हाइड्रोजन बांड।
हाइड्रोजन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच का बंधन ध्रुवीय होता है, जिससे इलेक्ट्रॉनिक आवेशों के वितरण में विषमता होती है और परिणामस्वरूप, अणु की ध्रुवीयता होती है। बांड की लंबाई 96 एनएम है, और बांड के बीच का कोण ~105º है।
ऑक्सीजन में इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े की उपस्थिति और हाइड्रोजन परमाणुओं से ऑक्सीजन में साझा इलेक्ट्रॉन जोड़े के विस्थापन से हाइड्रोजन बांड का निर्माण होता है। बंधन ऊर्जा 25 kJ/mol है। पानी के अणु में ऑक्सीजन परमाणु sp3 संकरण की स्थिति में है। इसलिए, एचओएच बांड कोण टेट्राहेडिक कोण (109.5º) के करीब है।
वाष्प जल का आणविक भार 18 है और यह इसके सरलतम सूत्र से मेल खाता है। हालाँकि, तरल का आणविक भार अधिक हो जाता है। यह इंगित करता है कि अणुओं का जुड़ाव तरल चरण में होता है, अर्थात। अणुओं के बीच हाइड्रोजन बांड के निर्माण के कारण उन्हें अधिक जटिल समुच्चय में संयोजित करना।
ठोस पानी (बर्फ) में, प्रत्येक अणु का ऑक्सीजन परमाणु पड़ोसी पानी के अणुओं के साथ दो हाइड्रोजन बांड के निर्माण में भाग लेता है।
बर्फ की संरचना सबसे कम सघन संरचनाओं से संबंधित है; इसमें रिक्त स्थान होते हैं, जिनके आयाम पानी के अणु के आयामों से थोड़े बड़े होते हैं। जब बर्फ पिघलती है, तो इसकी संरचना नष्ट हो जाती है, लेकिन हाइड्रोजन बांड तरल चरण में रहते हैं, सहयोगी बनते हैं, लेकिन वे थोड़े समय के लिए मौजूद रहते हैं: कुछ लगातार नष्ट हो जाते हैं और अन्य समुच्चय बनते हैं। ऐसे "बर्फ" समुच्चय की रिक्तियां एकल पानी के अणुओं को समायोजित कर सकती हैं, और पानी के अणुओं की पैकिंग सघन हो जाती है। इसीलिए, जब बर्फ पिघलती है, तो पानी का आयतन कम हो जाता है और उसका घनत्व बढ़ जाता है। जब पानी को गर्म किया जाता है, तो गर्मी का कुछ हिस्सा हाइड्रोजन बांड को तोड़ने में खर्च हो जाता है। यह पानी की उच्च ताप क्षमता की व्याख्या करता है। पानी के अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंधन पूरी तरह से तभी टूटते हैं जब पानी भाप में बदल जाता है।
पृथ्वी पर प्रत्येक 6800 प्रोटियम परमाणुओं के लिए एक ड्यूटेरियम परमाणु है, और अंतरतारकीय अंतरिक्ष में प्रत्येक 200 प्रोटियम परमाणुओं के लिए पहले से ही एक ड्यूटेरियम परमाणु है।
जल एक अत्यंत प्रतिक्रियाशील पदार्थ है।
पानी अनेकों के साथ प्रतिक्रिया करता है धातुओंहाइड्रोजन की रिहाई के साथ:
2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (उत्साहपूर्ण)
2K + 2H2 O = H2 + 2KOH (उत्साहपूर्ण)
3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (केवल गर्म होने पर)
सभी नहीं, बल्कि केवल पर्याप्त रूप से सक्रिय धातुएँ ही इस प्रकार की रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं में भाग ले सकती हैं। क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुएँ सबसे आसानी से प्रतिक्रिया करती हैं।
से गैर धातुउदाहरण के लिए, कार्बन और उसका हाइड्रोजन यौगिक (मीथेन) पानी के साथ प्रतिक्रिया करते हैं। ये पदार्थ धातुओं की तुलना में बहुत कम सक्रिय हैं, लेकिन फिर भी उच्च तापमान पर पानी के साथ प्रतिक्रिया करने में सक्षम हैं:
सी + एच2 ओ ® एच2 + सीओ
CH4 + 2H2 O ® 4H2 + CO2
विद्युत धारा के संपर्क में आने पर पानी हाइड्रोजन और ऑक्सीजन में विघटित हो जाता है। यह भी एक रेडॉक्स प्रतिक्रिया है, जहां पानी ऑक्सीकरण एजेंट और कम करने वाला एजेंट दोनों है:
2H2O 
2H2 + O2
पानी अनेकों के साथ प्रतिक्रिया करता है आक्साइड गैर धातु. पिछली प्रतिक्रियाओं के विपरीत, ये प्रतिक्रियाएं रेडॉक्स नहीं हैं, बल्कि युग्मन प्रतिक्रियाएं हैं:
P2 O5 +3H2 O→2H3 PO4 ; N2 O5 +H2 O→2HNO3
क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं के ऑक्साइड पानी के साथ प्रतिक्रिया करके संबंधित क्षार बनाते हैं:
CaO+H2 O→Ca(OH)2
सभी धातु ऑक्साइड पानी के साथ प्रतिक्रिया करने में सक्षम नहीं होते हैं। उनमें से कुछ व्यावहारिक रूप से पानी में अघुलनशील हैं और इसलिए पानी के साथ प्रतिक्रिया नहीं करते हैं। ये ZnO, TiO2, Cr2 O3 हैं, जिनसे, उदाहरण के लिए, जल प्रतिरोधी पेंट तैयार किए जाते हैं। आयरन ऑक्साइड भी पानी में अघुलनशील होते हैं और इसके साथ प्रतिक्रिया नहीं करते हैं। गैर-धातुओं के साथ धातुओं के कई यौगिक आसानी से पानी के साथ प्रतिक्रिया करके संबंधित धातु हाइड्रॉक्साइड और गैर-धातुओं के हाइड्रोजन यौगिक बनाते हैं:
PCl3 +3H2 O → H3 PO3 + 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+H2 O→KOH+H2
जल अनेक यौगिक बनाता है जिनमें उसका अणु पूर्णतया संरक्षित रहता है। ये तथाकथित हैं हाइड्रेट. यदि हाइड्रेट क्रिस्टलीय है, तो इसे कहा जाता है क्रिस्टलीय हाइड्रेट, उदाहरण के लिए:
CuSO4 +5 H2 O→CuSO4 . 5H2O
H2 SO4 + H2 O = H2 SO4 . H2O (सल्फ्यूरिक एसिड हाइड्रेट)
NaOH + H2O = NaOH . H2O (कास्टिक सोडा हाइड्रेट)
ऐसे यौगिक जो पानी को हाइड्रेट्स और क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स में बांधते हैं, उन्हें शुष्कक के रूप में उपयोग किया जाता है। उनकी मदद से, उदाहरण के लिए, आर्द्र वायुमंडलीय हवा से जल वाष्प हटा दिया जाता है।
पानी की एक विशेष प्रतिक्रिया - प्रकाश संश्लेषण - पौधों द्वारा स्टार्च (C6 H10 O5)n और अन्य समान यौगिकों (कार्बोहाइड्रेट) का संश्लेषण है, जो ऑक्सीजन की रिहाई के साथ होता है:
6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (प्रकाश में)
जल में उत्प्रेरक क्रिया होती है। नमी के निशान की अनुपस्थिति में, सामान्य प्रतिक्रियाएं व्यावहारिक रूप से नहीं होती हैं, उदाहरण के लिए, सोडियम ऑक्सीकरण नहीं करता है, सफेद फास्फोरस ऑक्सीकरण नहीं करता है, क्लोरीन धातुओं के साथ बातचीत नहीं करता है, हाइड्रोजन फ्लोराइड कांच को नहीं काटता है।
हाइड्रोजन पेरोक्साइड
हाइड्रोजन पेरोक्साइड H2 O2 हाइड्रोजन और ऑक्सीजन का एक यौगिक है, जिसमें ऑक्सीजन की रिकॉर्ड मात्रा होती है - वजन के अनुसार 94%। H2O2 अणुओं में पेरोक्साइड समूह -O-O- होते हैं, जो बड़े पैमाने पर इस यौगिक के गुणों को निर्धारित करते हैं।
H-O बांड के असममित वितरण के कारण, H2 O2 अणु अत्यधिक ध्रुवीय है। H2O2 अणुओं के बीच एक काफी मजबूत हाइड्रोजन बंधन उत्पन्न होता है, जिससे उनका जुड़ाव होता है। इसलिए, सामान्य परिस्थितियों में, हाइड्रोजन पेरोक्साइड काफी उच्च क्वथनांक (150ºC) के साथ हल्के नीले रंग (घनत्व 1.44) का एक सिरप जैसा तरल है। भंडारण करने पर H2 O2 विघटित हो जाता है।
सेलेनियम सल्फ्यूरिक एसिड, लुगदी और कागज उत्पादन के अपशिष्ट से और तांबे के इलेक्ट्रोलाइटिक शोधन से एनोड कीचड़ से प्राप्त होता है। कीचड़ में सल्फर, टेल्यूरियम, भारी और उत्कृष्ट धातुओं के साथ सेलेनियम मौजूद होता है। सेलेनियम निकालने के लिए, कीचड़ को फ़िल्टर किया जाता है और या तो ऑक्सीडेटिव रोस्टिंग (लगभग 700 डिग्री सेल्सियस) या केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड के साथ गर्म किया जाता है। परिणामी अस्थिर SeO2 को स्क्रबर्स और इलेक्ट्रोस्टैटिक प्रीसिपिटेटर्स में कैद कर लिया जाता है। तकनीकी सेलेनियम सल्फर डाइऑक्साइड के घोल से अवक्षेपित होता है। सोडा के साथ कीचड़ की सिंटरिंग का भी उपयोग किया जाता है, इसके बाद पानी के साथ सोडियम सेलेनेट की लीचिंग और घोल से सेलेनियम को अलग किया जाता है। अर्धचालक सामग्री के रूप में उपयोग की जाने वाली उच्च शुद्धता सेलेनियम प्राप्त करने के लिए, कच्चे सेलेनियम को वैक्यूम आसवन, पुनर्क्रिस्टलीकरण और अन्य तरीकों का उपयोग करके परिष्कृत किया जाता है।
सेलेनियम के भौतिक और रासायनिक गुण। Se परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन आवरण का विन्यास 4s2 4p4 है; दो पी-इलेक्ट्रॉनों में युग्मित स्पिन होते हैं, और अन्य दो में अयुग्मित स्पिन होते हैं, इसलिए सेलेनियम परमाणु Se2 अणु या सेन परमाणुओं की श्रृंखला बनाने में सक्षम होते हैं। सेलेनियम परमाणुओं की श्रृंखलाओं को रिंग Se8 अणुओं में बंद किया जा सकता है। आणविक संरचना की विविधता विभिन्न एलोट्रोपिक संशोधनों में सेलेनियम के अस्तित्व को निर्धारित करती है: अनाकार (पाउडर, कोलाइडल, ग्लासी) और क्रिस्टलीय (मोनोक्लिनिक α- और β-रूप और हेक्सागोनल γ-रूप)। अनाकार (लाल) पाउडर और कोलाइडल सेलेनियम (25 डिग्री सेल्सियस पर घनत्व 4.25 ग्राम/सेमी3) सेलेनस एसिड एच2 एसईओ3 के घोल से कमी, सेलेनियम वाष्प के तेजी से ठंडा होने और अन्य तरीकों से प्राप्त किया जाता है। ग्लासी (काला) सेलेनियम (25 डिग्री सेल्सियस पर घनत्व 4.28 ग्राम/सेमी3) सेलेनियम के किसी भी संशोधन को 220 डिग्री सेल्सियस से ऊपर गर्म करने और उसके बाद तेजी से ठंडा करने पर प्राप्त होता है। विट्रीस सेलेनियम में कांच जैसी चमक होती है और यह नाजुक होता है। थर्मोडायनामिक रूप से, हेक्सागोनल (ग्रे) सेलेनियम सबसे स्थिर है। इसे सेलेनियम के अन्य रूपों से पिघलने तक गर्म करके, धीरे-धीरे 180-210 डिग्री सेल्सियस तक ठंडा करके और इस तापमान पर रखकर प्राप्त किया जाता है। इसकी जाली परमाणुओं की समानांतर सर्पिल श्रृंखलाओं से बनी है। श्रृंखलाओं के भीतर परमाणु सहसंयोजक रूप से बंधे होते हैं। सेलेनियम के सभी संशोधनों में फोटोइलेक्ट्रिक गुण होते हैं। गलनांक तक हेक्सागोनल सेलेनियम छिद्र चालकता वाला एक अशुद्ध अर्धचालक है। सेलेनियम प्रतिचुंबकीय है (इसके वाष्प अनुचुंबकीय हैं)।
सेलेनियम हवा में स्थिर है; ऑक्सीजन, पानी, हाइड्रोक्लोरिक और पतला सल्फ्यूरिक एसिड का इस पर कोई प्रभाव नहीं पड़ता है; हम केंद्रित नाइट्रिक एसिड और एक्वा रेजिया में अच्छी तरह से घुल जाते हैं; क्षार में यह असमान रूप से घुल जाता है:
Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2 O
3Se + 6KOH → K2 SeO3 + 2K2 Se + 3H2 O
यौगिकों में सेलेनियम की ऑक्सीकरण अवस्थाएँ -2, + 2, + 4, +6 हैं। ऑक्सीजन के साथ, सेलेनियम ऑक्साइड की एक श्रृंखला बनाता है: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3। अंतिम दो सेलेनिक H2 SeO3 और सेलेनिक H2 SeO4 एसिड (लवण - सेलेनाइट और सेलेनेट) के एनहाइड्राइड हैं। SeO2 सबसे स्थिर है. SeO2 और H2 SeO3 मजबूत ऑक्सीकरण एजेंटों के साथ कम करने वाले गुण प्रदर्शित करते हैं:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl
हैलोजन के साथ, सेलेनियम SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 और अन्य यौगिक देता है। सल्फर और टेल्यूरियम सेलेनियम के साथ ठोस समाधानों की एक सतत श्रृंखला बनाते हैं। नाइट्रोजन के साथ, सेलेनियम Se4 N4 देता है, कार्बन के साथ -CSe2। फॉस्फोरस यौगिक P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5 ज्ञात हैं। हाइड्रोजन t>=200 डिग्री सेल्सियस पर सेलेनियम के साथ परस्पर क्रिया करता है, जिससे H2 Se बनता है; पानी में H2Se के घोल को हाइड्रोसेलेनिक एसिड कहा जाता है। धातुओं के साथ परस्पर क्रिया करते समय सेलेनियम सेलेनाइड बनाता है। अनेक सेलेनियम जटिल यौगिक प्राप्त किये गये हैं। सभी सेलेनियम यौगिक जहरीले होते हैं।
सेलेनियम का उपयोग .इसकी कम लागत और विश्वसनीयता के कारण, सेलेनियम का उपयोग सेमीकंडक्टर डायोड को सुधारने में कनवर्टर तकनीक में किया जाता है, साथ ही फोटोइलेक्ट्रिक उपकरणों (हेक्सागोनल), इलेक्ट्रोफोटोग्राफिक प्रतिलिपि उपकरणों (अनाकार सेलेनियम), विभिन्न सेलेनाइड्स के संश्लेषण, टेलीविजन, ऑप्टिकल और में फॉस्फोर के रूप में किया जाता है। सिग्नल डिवाइस, थर्मिस्टर्स, आदि एन। सेलेनियम का व्यापक रूप से हरे कांच को रंग हटाने और रूबी ग्लास के उत्पादन के लिए उपयोग किया जाता है; धातुकर्म में - ढले हुए स्टील को बारीक दाने वाली संरचना देने के लिए, स्टेनलेस स्टील के यांत्रिक गुणों में सुधार करने के लिए; रासायनिक उद्योग में - एक उत्प्रेरक के रूप में; सेलेनियम का उपयोग फार्मास्युटिकल उद्योग और अन्य उद्योगों में भी किया जाता है।
8.4 टेल्यूरियम
प्राकृतिक यौगिक और उत्पादन.बुनियादी। टेल्यूरियम के स्रोत तांबे के इलेक्ट्रोलाइटिक शोधन से प्राप्त कीचड़ और सल्फ्यूरिक एसिड उत्पादन से प्राप्त कीचड़, साथ ही सीसा शोधन से प्राप्त क्षारीय कचरा हैं। भूनने की विधि (सेलेनियम देखें) द्वारा सल्फ्यूरिक एसिड कीचड़ को संसाधित करते समय, टेल्यूरियम सिंडर में रहता है, जिसे हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ निक्षालित किया जाता है। SO2 प्रवाहित करके हाइड्रोक्लोरिक एसिड घोल से Se अवक्षेपित किया जाता है, जिसके बाद घोल को 10-12% एसिड सामग्री तक पतला कर दिया जाता है और SO2 द्वारा गर्म करने पर टेल्यूरियम अवक्षेपित हो जाता है।
जब कीचड़ को सोडा के साथ सिंटर किया जाता है और बाद में लीचिंग की जाती है, तो टेल्यूरियम घोल में चला जाता है और बेअसर होने पर, TeO2 के रूप में जमा हो जाता है। टेल्यूरियम या तो कोयले के साथ TeO2 की सीधी कमी से प्राप्त होता है, या TeO2 के हाइड्रोक्लोरिक एसिड समाधान पर SO2 की क्रिया के तहत अवक्षेपण द्वारा प्राप्त होता है। सल्फाइड विधि (Na2 S समाधान के साथ लीचिंग) का उपयोग करके कीचड़ को संसाधित करते समय, सूखे Na2 S2 O3 की क्रिया द्वारा टेल्यूरियम को समाधान से अलग किया जाता है (वातन द्वारा Se वर्षा के बाद):
Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S
तांबे-इलेक्ट्रोलाइट कीचड़ को संसाधित करते समय, टेल्यूरियम मुख्य रूप से सोडा स्लैग में बदल जाता है, जो अवशेषों को सोने-चांदी मिश्र धातु ("डोर धातु") में पिघलाकर प्राप्त किया जाता है। जब सल्फेटाइजेशन का उपयोग किया जाता है, तो टेल्यूरियम का कुछ हिस्सा Cu के साथ सल्फेट समाधान में चला जाता है। इनमें से, टेल्यूरियम धात्विक तांबे की क्रिया से अवक्षेपित होता है:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Сu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O
टेल्यूरियम को सोडा स्लैग से पानी में घुलने के बाद या तो TeO2 के अवक्षेपण के साथ उदासीनीकरण द्वारा निकाला जाता है (इसे सल्फाइड या अम्लीय घोल से पुनः अवक्षेपण द्वारा शुद्ध किया जाता है, क्षार में घोल दिया जाता है और टेल्यूरियम को इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा अलग किया जाता है), या क्रूड टेल्यूरियम को सीधे सोडा घोल से अवक्षेपित किया जाता है। इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा. क्षारीय घोल में इसे A1 द्वारा कम किया जाता है:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. फिर टेल्यूरियम वातन द्वारा अवक्षेपित होता है:
2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH
उच्च शुद्धता टेल्यूरियम प्राप्त करने के लिए, इसके वाष्पशील यौगिकों का उपयोग किया जाता है, विशेष रूप से TeCl4 में, जिसे आसवन या सुधार और हाइड्रोक्लोरिक एसिड समाधान से निष्कर्षण द्वारा शुद्ध किया जाता है। TeO2 क्लोराइड के जल-अपघटन के बाद, H2 कम हो जाता है। कभी-कभी H2 Te का उपयोग सफाई के लिए भी किया जाता है। शुद्धिकरण के अंतिम चरण में, वैक्यूम उर्ध्वपातन, आसवन या टेल्यूरियम का सुधार, साथ ही ज़ोन पिघलने या दिशात्मक क्रिस्टलीकरण का उपयोग किया जाता है।
भौतिक और रासायनिक गुण।टेल्यूरियम धात्विक चमक वाला एक सिल्वर-ग्रे पदार्थ है, पतली परतों में यह लाल-भूरे रंग का होता है, वाष्प में यह सुनहरा-पीला होता है। ~700 डिग्री सेल्सियस से ऊपर पिघले टेल्यूरियम में धात्विक चालकता होती है। टेल्यूरियम प्रतिचुंबकीय है, मैग। संवेदनशीलता - 0.31·10-9. मोहस 2.3 के अनुसार कठोरता, ब्रिनेल 180-270 एमपीए के अनुसार; तन्यता ताकत 10.8 एमपीए। टेल्यूरियम भंगुर होता है और गर्म करने पर लचीला हो जाता है।
टेल्यूरियम के लिए, सामान्य इलेक्ट्रोड क्षमता 0.56 V है। टेल्यूरियम, भले ही फैला हुआ हो, हवा में स्थिर होता है, लेकिन गर्म होने पर यह TeO2 के निर्माण के साथ जलता है (हरे प्रभामंडल के साथ नीली लौ)। क्रिस्टलीय टेल्यूरियम 100°C से ऊपर पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है, अनाकार टेल्यूरियम 50°C से ऊपर पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है। क्षार के सांद्रित घोल टेल्यूरियम को घोलकर टेल्यूराइड और टेल्यूराइट बनाते हैं। हाइड्रोक्लोरिक एसिड और तनु H2SO4 का टेल्यूरियम, सांद्रण पर कोई प्रभाव नहीं पड़ता है। H2 SO4 इसे घोलता है, परिणामी लाल घोल में धनायन होता है। HNO3 टेल्यूरियम को टेल्यूरिक एसिड H2 TeO3 (टेल्यूराइट लवण) में ऑक्सीकृत करता है:
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2 O
मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट (HClO3, KMnO4, आदि) टेल्यूरिक एसिड H2 TeO4 (टेल्यूरेट लवण) में ऑक्सीकृत हो जाते हैं:
4Te + 3HClO4 + 4H2 O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O
टेल्यूरियम क्षार धातु सल्फाइड और पॉलीसल्फाइड के घोल में घुल जाता है (थियोटेल्यूराइड्स और थायो-टेल्यूराइट्स के निर्माण के साथ)। Ag लवण के विलयन के साथ अभिक्रिया करता है। CS2 में घुलता नहीं है. यह कमरे के तापमान पर Cl2, F2 और Br2 के साथ प्रतिक्रिया करता है, गर्म करने पर I2 के साथ, S, P (यौगिक नहीं बनता है), As (As2 Te3 देता है), Si के साथ (Si2 Te3 और SiTe बनाता है), Se ( क्रिस्टलीकरण के दौरान ठोस घोल बनाना)। यह बोरॉन और कार्बन के साथ सीधे संपर्क नहीं करता है; गर्म होने पर, गर्म होने पर यह गैसीय अस्थिर कार्बोनिल TeCO बनाता है। धातुओं के साथ संलयन करने पर टेल्यूराइड प्राप्त होते हैं।
हाइड्रोजन टेलुराइड H2 Te एक अप्रिय गंध वाली रंगहीन गैस है; तरल अवस्था में हरा-पीला, क्रिस्टलीय नींबू-पीला; टी. गठरी - 2°C, एमपी. - 51 डिग्री सेल्सियस; घना 5.81 ग्राम/ली; गैस के लिए; और कमरे के तापमान पर शुष्क हवा में यह धीरे-धीरे विघटित होता है, नम हवा में यह टेल्यूरियम में ऑक्सीकरण होता है; हवा में गर्म करने पर यह जलकर TeO2 देता है; पानी में घुलनशीलता 0.1 एम, जलीय घोल एक कमजोर एसिड है, K1 2·10-3; मजबूत कम करने वाला एजेंट; हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ Al2 Te3 की प्रतिक्रिया के साथ-साथ 0°C पर टेल्यूरियम कैथोड के साथ H2 SO4 के घोल के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किया जाता है; उच्च शुद्धता टेल्यूरियम का उत्पादन करने के लिए उपयोग किया जाता है।
TeF6 हेक्साफ्लोराइड एक रंगहीन गैस है; एमपी। - 37.8 डिग्री सेल्सियस, उदात्त -38.6°C; घना 10.7 ग्राम/लीटर; शुष्क हवा में स्थिर, कांच को प्रभावित नहीं करता; पानी में घुल जाता है, धीरे-धीरे हाइड्रोलाइज होकर फ्लोरोटेल्यूरिक एसिड TeFn (OH)6-n बनाता है, जहां n 1 से 4 तक होता है, और अंततः टेल्यूरिक एसिड होता है; उदाहरण के लिए, धातु फ्लोराइड के साथ यौगिक बनाता है। एजी और बा; गर्म करने पर टेल्यूरियम के फ्लोराइडेशन द्वारा प्राप्त किया जाता है। टेट्राफ्लोराइड TeF4 - ऑर्थोरोम्बिक प्रणाली के क्रिस्टल; एमपी। 129.6°सेल्सियस, बीपी. 194°C (विघटन के साथ); घनत्व 4.22 ग्राम/सेमी3; बहुत हीड्रोस्कोपिक, आसानी से हाइड्रोलाइज्ड; क्षार धातु फ्लोराइड के साथ पेंटाफ्लोरोटेल्यूरेट्स एम बनाता है; TeO2 पर SeF4 की क्रिया द्वारा प्राप्त किया गया। फ्लोराइड टेलुराफ्लोरोइनेटिंग एजेंट हैं।
TeC14 टेट्राक्लोराइड - पीले क्रिस्टल; एमपी। 224°C, बीपी. 381.8°सेल्सियस; घना 3.01 ग्राम/सेमी3; वाष्प दबाव की तापमान निर्भरता का स्तर \gp (मिमी एचजी) = 8.791 - - 3941/टी (497 - 653); बहुत हीड्रोस्कोपिक, पानी के साथ हाइड्रोलाइज़ होता है; सांद्र HC1 में घुल जाता है, जिससे क्लोरोटेल्यूरिक एसिड H2 TeC16 बनता है; ट्राइब्यूटाइल फॉस्फेट और अन्य कार्बनिक सॉल्वैंट्स के साथ हाइड्रोक्लोरिक एसिड समाधान से निकाला गया; क्षार धातु क्लोराइड के साथ यह हेक्सा-एम2 [टीसीएल6] और पेंटाक्लोरोटेल्यूरेट्स एम[टीसी15] बनाता है, अल, फ़े(III), जेडआर के क्लोराइड और धनायनों के साथ अन्य परिसरों के साथ, उदाहरण के लिए, टीईसी13; टेल्यूरियम के क्लोरीनीकरण द्वारा प्राप्त; TeCl4 उच्च शुद्धता टेल्यूरियम के उत्पादन के लिए प्रारंभिक सामग्री है। ब्राउन डाइक्लोराइड TeC12 वाष्प में स्थिर है और इसे तरल में संघनित किया जा सकता है। दो क्रिस्टलीय निचले क्लोराइड भी प्राप्त हुए: सिल्वर-ग्रे Te2 Cl3 और धात्विक चमक Te2 Cl के साथ मेटास्टेबल काला।
पानी के घोल से अवक्षेपण द्वारा, सल्फाइड TeS2 और TeS3 प्राप्त किए जा सकते हैं, जो गर्म होने पर विघटित हो जाते हैं; TeS7 और Te7 S10 ज्ञात हैं। थियोटेल्यूरेट्स (उदाहरण के लिए, Na2 TeS3) को क्षार धातु पॉलीसल्फाइड्स के घोल में टेल्यूरियम या पॉलीटेल्यूराइड्स के घोल में सल्फर को घोलकर और साथ ही संलयन द्वारा प्राप्त किया जा सकता है। थियोटेल्यूरेट्स कुछ टेल्यूरियम निष्कर्षण प्रक्रियाओं में मध्यवर्ती हैं।
आवेदन पत्र।टेल्यूरियम के अनुप्रयोग का सबसे महत्वपूर्ण क्षेत्र अर्धचालक गुणों वाले टेल्यूराइड्स के अपघटन का संश्लेषण है। टेल्यूरियम का उपयोग धातु विज्ञान में कच्चा लोहा और स्टील, पीबी, सीयू (उनके यांत्रिक और रासायनिक प्रतिरोध को बढ़ाने के लिए) को मिश्रित करने के लिए भी किया जाता है। टेल्यूरियम और इसके यौगिकों का उपयोग विशेष उत्प्रेरकों के उत्पादन में किया जाता है। चश्मा, कीटनाशक, शाकनाशी, आदि।
एक विशेष तत्त्व जिस का प्रभाव रेडियो पर पड़ता है
प्राकृतिक यौगिक और पोलोनियम का उत्पादन।आवर्त सारणी के समूह VI का रेडियोधर्मी रासायनिक तत्व, टेल्यूरियम का एक एनालॉग। परमाणु क्रमांक 84. इसका कोई स्थिर समस्थानिक नहीं है। 192 से 218 तक द्रव्यमान संख्या वाले पोलोनियम के 27 ज्ञात रेडियोधर्मी समस्थानिक हैं, जिनमें से सात (210 से 218 तक द्रव्यमान संख्या वाले) यूरेनियम, थोरियम और एक्टिनियम की रेडियोधर्मी श्रृंखला के सदस्यों के रूप में बहुत कम मात्रा में प्रकृति में पाए जाते हैं, शेष आइसोटोप कृत्रिम रूप से प्राप्त किए जाते हैं। पोलोनियम के सबसे लंबे समय तक जीवित रहने वाले आइसोटोप कृत्रिम रूप से 209 पीओ ( टी 1/2 = 102 वर्ष) और 208 आरएचओ ( टी 1/2 = 2.9 वर्ष), साथ ही 210 पो रेडियम-यूरेनियम अयस्कों में निहित है ( टी 1/2 = 138.4 दिन)। पृथ्वी की पपड़ी में 210 Po की सामग्री केवल 2·10–14% है; 1 टन प्राकृतिक यूरेनियम में 0.34 ग्राम रेडियम और एक मिलीग्राम का अंश पोलोनियम-210 होता है। पोलोनियम का सबसे कम समय तक जीवित रहने वाला आइसोटोप 213 Po है ( टी 1/2 = 3·10-7 सेकंड)। पोलोनियम के सबसे हल्के आइसोटोप शुद्ध अल्फा उत्सर्जक होते हैं, जबकि भारी आइसोटोप एक साथ अल्फा और गामा किरणों का उत्सर्जन करते हैं। कुछ आइसोटोप इलेक्ट्रॉन कैप्चर द्वारा क्षय हो जाते हैं, और सबसे भारी आइसोटोप भी बहुत कमजोर बीटा गतिविधि प्रदर्शित करते हैं। पोलोनियम के विभिन्न समस्थानिकों के ऐतिहासिक नाम 20वीं सदी की शुरुआत में अपनाए गए थे, जब उन्हें "मूल तत्व" से क्षय की एक श्रृंखला के परिणामस्वरूप प्राप्त किया गया था: RaF (210 Po), AcC" (211 Po), ThC" ( 212 पीओ), आरएसी" (214 पीओ), एसीए (215 पीओ), टीएचए (216 पीओ), आरए (218 पीओ)।
पोलोनियम-210 को परमाणु रिएक्टरों में न्यूट्रॉन के साथ प्राकृतिक बिस्मथ (इसमें केवल 208 Bi होता है) को विकिरणित करके संश्लेषित किया जाता है (बिस्मथ-210 का बीटा-सक्रिय आइसोटोप मध्यवर्ती रूप से बनता है): 208 Bi + n→210 Bi → 210 Po + e। जब बिस्मथ को त्वरित प्रोटॉन द्वारा विकिरणित किया जाता है, तो पोलोनियम-208 बनता है, इसे वैक्यूम में ऊर्ध्वपातन द्वारा बिस्मथ से अलग किया जाता है - जैसा कि एम. क्यूरी ने किया था। यूएसएसआर में, पोलोनियम को अलग करने की विधि जिनेदा वासिलिवेना एर्शोवा (1905-1995) द्वारा विकसित की गई थी। 1937 में, उन्हें एम. क्यूरी की प्रयोगशाला में रेडियम इंस्टीट्यूट (उस समय इरेने जूलियट-क्यूरी के नेतृत्व में) में पेरिस भेजा गया था। इस व्यापारिक यात्रा के परिणामस्वरूप, उनके सहकर्मी उन्हें "रूसी मैडम क्यूरी" कहने लगे। जेडवी एर्शोवा के वैज्ञानिक नेतृत्व में, देश में पोलोनियम का एक स्थायी, पर्यावरण के अनुकूल उत्पादन बनाया गया, जिससे चंद्र रोवर्स लॉन्च करने के लिए घरेलू कार्यक्रम को लागू करना संभव हो गया, जिसमें पोलोनियम का उपयोग गर्मी स्रोत के रूप में किया गया था।
पोलोनियम के लंबे समय तक जीवित रहने वाले आइसोटोप को उनके संश्लेषण की जटिलता के कारण अभी तक महत्वपूर्ण व्यावहारिक उपयोग नहीं मिला है। इन्हें उत्पन्न करने के लिए परमाणु प्रतिक्रियाओं का उपयोग किया जा सकता है।
207 पीबी + 4 हे ® 208 पीओ + 3एन,
208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n,
208 Bi + 2 D® 208 Po + 3n,
208 Bi + 2 D® 208 Po + 2n,
जहां 4 He अल्फा कण हैं, 1 H त्वरित प्रोटॉन हैं, 2 D त्वरित ड्यूटेरॉन (ड्यूटेरियम नाभिक) हैं।
पोलोनियम के गुण.टेल्यूरियम पहले से ही आंशिक रूप से धात्विक गुणों को प्रदर्शित करता है, जबकि पोलोनियम एक नरम चांदी-सफेद धातु है। मजबूत रेडियोधर्मिता के कारण, यह अंधेरे में चमकता है और बहुत गर्म हो जाता है, इसलिए निरंतर गर्मी हटाने की आवश्यकता होती है। पोलोनियम का गलनांक 254°C (टिन के गलनांक से थोड़ा अधिक) होता है, क्वथनांक 962°C होता है, इसलिए थोड़ा गर्म करने पर भी पोलोनियम उदात्त हो जाता है। पोलोनियम का घनत्व लगभग तांबे के समान है - 9.4 ग्राम/सेमी3। रासायनिक अनुसंधान में, केवल पोलोनियम-210 का उपयोग किया जाता है; समान रासायनिक गुणों के साथ उन्हें प्राप्त करने की कठिनाई के कारण लंबे समय तक जीवित रहने वाले आइसोटोप का व्यावहारिक रूप से उपयोग नहीं किया जाता है।
धात्विक पोलोनियम के रासायनिक गुण इसके निकटतम एनालॉग, टेल्यूरियम के गुणों के करीब हैं; यह -2, +2, +4, +6 की ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करता है। हवा में, पोलोनियम लाल डाइऑक्साइड PoO2 के गठन के साथ धीरे-धीरे ऑक्सीकरण करता है (250 डिग्री सेल्सियस तक गर्म होने पर तेजी से) (ठंडा होने पर, यह क्रिस्टल जाली के पुनर्व्यवस्था के परिणामस्वरूप पीला हो जाता है)। पोलोनियम लवण के घोल से हाइड्रोजन सल्फाइड काला सल्फाइड PoS अवक्षेपित करता है।
पोलोनियम की प्रबल रेडियोधर्मिता इसके यौगिकों के गुणों को प्रभावित करती है। इस प्रकार, तनु हाइड्रोक्लोरिक एसिड में, पोलोनियम धीरे-धीरे घुलकर गुलाबी घोल (Po2+ आयनों का रंग) बनाता है:
Po + 2HCl® PoCl2 + H2,
हालाँकि, अपने स्वयं के विकिरण के प्रभाव में, डाइक्लोराइड पीले PoCl4 में बदल जाता है। पतला नाइट्रिक एसिड पोलोनियम को निष्क्रिय कर देता है, जबकि सांद्र नाइट्रिक एसिड इसे तुरंत घोल देता है:
Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2 O
पोलोनियम समूह VI की गैर-धातुओं से संबंधित है, जो हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करके वाष्पशील हाइड्राइड PoH2 (mp -35°C, bp +35°C, आसानी से विघटित हो जाता है), धातुओं के साथ प्रतिक्रिया करके (गर्म होने पर) काले ठोस पोलोनाइड बनाता है। (Na2 Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo, आदि) और पिघले हुए क्षार के साथ प्रतिक्रिया करके पोलोनाइड्स बनाते हैं:
3Po + 6NaOH ® 2Na2 Po + Na2 PoO3 + H2 O.
गर्म करने पर पोलोनियम क्लोरीन के साथ प्रतिक्रिया करके PoCl4 के चमकीले पीले क्रिस्टल बनाता है, ब्रोमीन के साथ PoBr4 के लाल क्रिस्टल प्राप्त होते हैं, आयोडीन के साथ, पहले से ही 40 डिग्री सेल्सियस पर, पोलोनियम काले वाष्पशील आयोडाइड PoI4 के निर्माण के साथ प्रतिक्रिया करता है। सफेद पोलोनियम टेट्राफ्लोराइड PoF4 भी जाना जाता है। गर्म होने पर, टेट्राहेलाइड्स अधिक स्थिर डायहैलाइड्स बनाने के लिए विघटित हो जाते हैं:
PoCl4 ® PoCl2 + Cl2।
समाधानों में, पोलोनियम धनायनों Po2+, Po4+, आयनों PoO32–, PoO42– के साथ-साथ विभिन्न जटिल आयनों, उदाहरण के लिए, PoCl62– के रूप में मौजूद होता है।
पोलोनियम का प्रयोग.पोलोनियम-210 5.3 MeV की ऊर्जा के साथ अल्फा किरणें उत्सर्जित करता है, जो ठोस पदार्थ में धीमी हो जाती हैं, एक मिलीमीटर के केवल हजारवें हिस्से से गुजरती हैं और अपनी ऊर्जा छोड़ देती हैं। इसका जीवनकाल अंतरिक्ष यान की परमाणु बैटरियों में ऊर्जा स्रोत के रूप में पोलोनियम का उपयोग करना संभव बनाता है: 1 किलोवाट की शक्ति प्राप्त करने के लिए, केवल 7.5 ग्राम पोलोनियम पर्याप्त है। इस संबंध में, यह अन्य कॉम्पैक्ट "परमाणु" ऊर्जा स्रोतों से बेहतर है। इस तरह के ऊर्जा स्रोत ने, उदाहरण के लिए, लूनोखोद 2 पर, लंबी चंद्र रात के दौरान उपकरण को गर्म करने का काम किया। बेशक, पोलोनियम ऊर्जा स्रोतों की शक्ति समय के साथ घटती जाती है - हर 4.5 महीने में आधी हो जाती है, लेकिन पोलोनियम के लंबे समय तक जीवित रहने वाले आइसोटोप बहुत महंगे हैं। विभिन्न पदार्थों पर अल्फा विकिरण के प्रभावों का अध्ययन करने के लिए पोलोनियम का उपयोग करना भी सुविधाजनक है। अल्फा उत्सर्जक के रूप में, बेरिलियम के साथ मिश्रित पोलोनियम का उपयोग कॉम्पैक्ट न्यूट्रॉन स्रोत बनाने के लिए किया जाता है:
9 बी + 4 हे ® 12 सी + एन।
ऐसे स्रोतों में बेरिलियम के स्थान पर बोरॉन का उपयोग किया जा सकता है। यह बताया गया कि 2004 में, अंतर्राष्ट्रीय परमाणु ऊर्जा एजेंसी (IAEA) के निरीक्षकों ने ईरान में एक पोलोनियम उत्पादन कार्यक्रम की खोज की। इससे यह संदेह पैदा हुआ कि इसका उपयोग बेरिलियम स्रोत में न्यूट्रॉन के साथ यूरेनियम में परमाणु श्रृंखला प्रतिक्रिया को "ट्रिगर" करने के लिए किया जा सकता है, जिससे परमाणु विस्फोट हो सकता है।
पोलोनियम, जब निगला जाता है, सबसे जहरीले पदार्थों में से एक माना जा सकता है: 210 पीओ के लिए हवा में अधिकतम अनुमेय सामग्री प्रति 1 एम 3 हवा में एक माइक्रोग्राम का केवल 40 अरबवां हिस्सा है, यानी। पोलोनियम हाइड्रोसायनिक एसिड से 4 ट्रिलियन गुना अधिक विषैला होता है। क्षति पोलोनियम द्वारा उत्सर्जित अल्फा कणों (और कुछ हद तक गामा किरणों) के कारण होती है, जो ऊतक को नष्ट कर देते हैं और घातक ट्यूमर का कारण बनते हैं। मानव फेफड़ों में रेडॉन गैस के क्षय के परिणामस्वरूप पोलोनियम परमाणु बन सकते हैं। इसके अलावा, पोलोनियम धातु आसानी से छोटे एरोसोल कण बना सकती है। इसलिए, पोलोनियम के साथ सभी कार्य दूर से सीलबंद बक्सों में किए जाते हैं।
पोलोनियम की खोज.परमाणु संख्या 84 वाले एक तत्व के अस्तित्व की भविष्यवाणी 1889 में डी.आई. मेंडेलीव ने की थी - उन्होंने इसे डिटेल्यूरियम (संस्कृत में - "दूसरा" टेल्यूरियम) कहा और मान लिया कि इसका परमाणु द्रव्यमान 212 के करीब होगा। बेशक, मेंडेलीव इसकी भविष्यवाणी नहीं कर सके यह तत्व अस्थिर होगा. पोलोनियम पहला रेडियोधर्मी तत्व है, जिसे 1898 में क्यूरीज़ द्वारा कुछ खनिजों में मजबूत रेडियोधर्मिता के स्रोत की खोज में खोजा गया था। जब यह पता चला कि यूरेनियम राल अयस्क शुद्ध यूरेनियम की तुलना में अधिक तीव्रता से विकिरण करता है, तो मैरी क्यूरी ने इस यौगिक से एक नए रेडियोधर्मी रासायनिक तत्व को रासायनिक रूप से अलग करने का निर्णय लिया। इससे पहले, केवल दो कमजोर रेडियोधर्मी रासायनिक तत्व ज्ञात थे - यूरेनियम और थोरियम। क्यूरी ने मानक योजना के अनुसार खनिज के पारंपरिक गुणात्मक रासायनिक विश्लेषण के साथ शुरुआत की, जिसे जर्मन विश्लेषणात्मक रसायनज्ञ के.आर. फ्रेसेनियस (1818-1897) ने 1841 में प्रस्तावित किया था और जिसके अनुसार लगभग डेढ़ शताब्दी तक छात्रों की कई पीढ़ियाँ रहीं। तथाकथित "हाइड्रोजन सल्फाइड विधि" का उपयोग करके धनायन निर्धारित करें शुरुआत में उसके पास लगभग 100 ग्राम खनिज था; तब अमेरिकी भूवैज्ञानिकों ने पियरे क्यूरी को एक और 500 ग्राम दिया। एक व्यवस्थित विश्लेषण करते हुए, एम. क्यूरी ने हर बार अपने पति द्वारा आविष्कार किए गए एक संवेदनशील इलेक्ट्रोमीटर का उपयोग करके रेडियोधर्मिता के लिए व्यक्तिगत अंशों (अवक्षेप और समाधान) का परीक्षण किया। निष्क्रिय अंशों को हटा दिया गया, सक्रिय अंशों का आगे विश्लेषण किया गया। स्कूल ऑफ फिजिक्स एंड इंडस्ट्रियल केमिस्ट्री में रासायनिक कार्यशाला के नेताओं में से एक गुस्ताव बेमन ने उनकी मदद की।
सबसे पहले, क्यूरी ने खनिज को नाइट्रिक एसिड में घोल दिया, घोल को सूखने तक वाष्पित कर दिया, अवशेषों को पानी में घोल दिया और घोल के माध्यम से हाइड्रोजन सल्फाइड की एक धारा प्रवाहित की। इस मामले में, धातु सल्फाइड का एक अवक्षेप बनता है; फ्रेसेनियस विधि के अनुसार, इस तलछट में सीसा, बिस्मथ, तांबा, आर्सेनिक, सुरमा और कई अन्य धातुओं के अघुलनशील सल्फाइड हो सकते हैं। अवक्षेप रेडियोधर्मी था, भले ही यूरेनियम और थोरियम घोल में बने रहे। उन्होंने आर्सेनिक और एंटीमनी को अलग करने के लिए काले अवक्षेप को अमोनियम सल्फाइड से उपचारित किया - इन परिस्थितियों में वे घुलनशील थायोसाल्ट बनाते हैं, उदाहरण के लिए, (NH4)3 AsS4 और (NH4)3 SbS3। समाधान में कोई रेडियोधर्मिता नहीं दिखी और उसे त्याग दिया गया। सीसा, बिस्मथ और तांबा सल्फाइड तलछट में बने रहे।
क्यूरी ने अवक्षेप के उस हिस्से को नाइट्रिक एसिड में घोल दिया जो अमोनियम सल्फाइड में नहीं घुला था, घोल में सल्फ्यूरिक एसिड मिलाया और इसे बर्नर की आंच पर तब तक वाष्पित किया जब तक गाढ़ा सफेद SO3 वाष्प दिखाई नहीं देने लगा। इन परिस्थितियों में, अस्थिर नाइट्रिक एसिड पूरी तरह से हटा दिया जाता है, और धातु नाइट्रेट सल्फेट्स में परिवर्तित हो जाते हैं। मिश्रण को ठंडा करने और ठंडा पानी डालने के बाद, तलछट में अघुलनशील लेड सल्फेट PbSO4 था - इसमें कोई रेडियोधर्मिता नहीं थी। उसने अवक्षेप को फेंक दिया और फ़िल्टर किए गए घोल में एक मजबूत अमोनिया घोल मिलाया। उसी समय, एक अवक्षेप फिर से गिरा, इस बार सफेद; इसमें बेसिक बिस्मथ सल्फेट (BiO)2 SO4 और बिस्मथ हाइड्रॉक्साइड Bi(OH)3 का मिश्रण था। घोल में चमकीले नीले रंग का जटिल कॉपर अमोनिया SO4 बना रहा। सफ़ेद अवक्षेप, घोल के विपरीत, अत्यधिक रेडियोधर्मी निकला। चूँकि सीसा और तांबा पहले ही अलग हो चुके थे, सफेद अवक्षेप में बिस्मथ और नए तत्व का मिश्रण था।
क्यूरी ने फिर से सफेद अवक्षेप को गहरे भूरे सल्फाइड Bi2S3 में परिवर्तित किया, इसे सुखाया और एक खाली शीशी में गर्म किया। बिस्मथ सल्फाइड नहीं बदला (यह गर्मी के प्रति प्रतिरोधी है और केवल 685 डिग्री सेल्सियस पर पिघलता है), हालांकि, तलछट से कुछ वाष्प निकले, जो शीशी के ठंडे हिस्से पर एक काली फिल्म के रूप में जम गए। फिल्म रेडियोधर्मी थी और जाहिर तौर पर इसमें एक नया रासायनिक तत्व शामिल था - आवर्त सारणी में बिस्मथ का एक एनालॉग। यह पोलोनियम था - यूरेनियम और थोरियम के बाद पहला खोजा गया रेडियोधर्मी तत्व, जो आवर्त सारणी में अंकित था (उसी 1898 में, रेडियम की खोज की गई थी, साथ ही महान गैसों का एक समूह - नियॉन, क्रिप्टन और क्सीनन)। जैसा कि बाद में पता चला, गर्म होने पर पोलोनियम आसानी से उर्ध्वपातित हो जाता है - इसकी अस्थिरता लगभग जस्ता के समान ही होती है।
क्यूरीज़ को कांच पर काली परत को नया तत्व कहने की कोई जल्दी नहीं थी। केवल रेडियोधर्मिता ही पर्याप्त नहीं थी। क्यूरी के सहकर्मी और मित्र, फ्रांसीसी रसायनज्ञ यूजीन अनातोले डेमर्से (1852-1903), जो वर्णक्रमीय विश्लेषण के क्षेत्र में विशेषज्ञ थे (उन्होंने 1901 में यूरोपियम की खोज की थी), ने काली कोटिंग के उत्सर्जन स्पेक्ट्रम की जांच की और इसमें कोई नई रेखा नहीं पाई। जो किसी नए तत्व की उपस्थिति का संकेत दे सकता है। वर्णक्रमीय विश्लेषण सबसे संवेदनशील तरीकों में से एक है, जो आंखों के लिए अदृश्य सूक्ष्म मात्रा में कई पदार्थों का पता लगाने की अनुमति देता है। हालाँकि, 18 जुलाई, 1898 को प्रकाशित एक लेख में, क्यूरीज़ ने लिखा: “हम सोचते हैं कि जिस पदार्थ को हमने यूरेनियम टार से अलग किया है, उसमें एक अभी तक अज्ञात धातु है, जो अपने विश्लेषणात्मक गुणों में बिस्मथ का एक एनालॉग है। यदि किसी नई धातु के अस्तित्व की पुष्टि हो जाती है, तो हम हममें से किसी एक की मातृभूमि के नाम पर इसे पोलोनियम कहने का प्रस्ताव करते हैं” (लैटिन में पोलोनिया - पोलैंड)। यह एकमात्र मामला है जहां एक नया रासायनिक तत्व जिसकी अभी तक पहचान नहीं हुई है उसे पहले ही एक नाम मिल चुका है। हालाँकि, पोलोनियम की वजन मात्रा प्राप्त करना संभव नहीं था - यूरेनियम अयस्क में इसकी बहुत कम मात्रा थी (बाद में पोलोनियम कृत्रिम रूप से प्राप्त किया गया था)। और यह वह तत्व नहीं था जिसने क्यूरीज़ को प्रसिद्ध बनाया, बल्कि रेडियम था।
सल्फर के ट्रांसार्गोनॉइड हाइड्रॉक्सी यौगिक संबंधित क्लोरीन यौगिकों की तुलना में अधिक स्थिर होते हैं, और फॉस्फोरस यौगिक और भी अधिक स्थिर होते हैं। परक्लोरिक एसिड और परक्लोरेट्स मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट हैं, जबकि सल्फ्यूरिक एसिड और सल्फेट्स कमजोर ऑक्सीकरण एजेंट हैं, और फॉस्फोरिक एसिड और फॉस्फेट और भी कमजोर हैं। गुणों में यह अंतर इलेक्ट्रोनगेटिविटी मूल्यों से मेल खाता है एक्स= सीएल के लिए 3, एस के लिए 2.5, पी के लिए 2.1, और Δх(ऑक्सीजन के सापेक्ष) सीएल के लिए 0.5, एस के लिए 1.0, पी के लिए 1.4 है। नीचे दिए गए प्रतिक्रिया की गर्मी के विशिष्ट मूल्य मूल्यों में वृद्धि दर्शाते हैं Δх:
HCl (g.) + 2O 2 (g.) → HClO 4 (l.) + 8 kJ mol -1
H 2 S (g.) + 2O 2 (g.) → H 2 SO 4 (l.) + 790 kJ mol -1
H 3 R (g.) + 2O 2 (g.) → H 3 PO 4 (l.) + 1250 kJ mol -1
सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम के स्थिर यौगिक -2 से +6 तक कई ऑक्सीकरण अवस्थाओं के अनुरूप होते हैं, जैसा कि संलग्न चित्र में दिखाया गया है:
6 SO 3 , H 2 SO 4 , SF 6 H 2 SeO 4 , SeF 6 TeO 3 , Te(OH) 6 , TeF 6
4 एसओ 2, एच 2 एसओ 3 एसईओ 2, एच 2 एसईओ 3 टीईओ 2
0 एस 8 , एस 2 से ते
2 एच 2 एस, एस 2- एच 2 से एच 2 टी
सल्फर ऑक्साइड
सामान्य संयोजकता सल्फर ऑक्साइड(मोनोऑक्साइड) एसओ ट्रांस-आर्गोनॉइड ऑक्साइड एसओ 2 और एसओ 3 की तुलना में काफी कम स्थिर है। उनके गठन की ऊष्मा के निम्नलिखित मान हैं:
1/8S 8 (k.) + 1/2O 2 (g.) → SO (g.) - 7 kJ mol -1
1/8एस 8 (के.) + ओ 2 (जी.) → एसओ 2 (जी.) + 297 केजे मोल -1
1/8S 8 (k.) + 3/2O 2 (g.) → SO 3 (g.) + 396 kJ mol -1
पहले दो समीकरणों से यह पता चलता है कि सल्फर ऑक्साइड का सल्फर डाइऑक्साइड और सल्फर में अपघटन बड़ी मात्रा में गर्मी की रिहाई के साथ होता है
2SO (g.) → 1/8S 8 (k.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1
इसलिए यह आश्चर्य की बात नहीं है कि सल्फर ऑक्साइड को एक स्थिर यौगिक के रूप में नहीं जाना जाता है, लेकिन यह केवल अत्यंत दुर्लभ गैसीय अवस्था में या जमे हुए मैट्रिक्स में अत्यंत प्रतिक्रियाशील अणुओं के रूप में मौजूद होता है। इस ऑक्साइड की संरचना होती है
दो इलेक्ट्रॉनों के समानांतर स्पिन होते हैं, और ओ 2 और एस 2 अणुओं जैसा दिखता है।
सल्फर डाइऑक्साइड SO 2 सल्फर या सल्फाइड, जैसे पाइराइट (FeS 2) के दहन के दौरान बनता है।
एस + ओ 2 → एसओ 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
यह एक रंगहीन गैस है जिसमें एक विशिष्ट तीखी गंध होती है। सल्फर डाइऑक्साइड के गलनांक और क्वथनांक क्रमशः -75 और -10°C होते हैं।
प्रयोगशाला में, सल्फर डाइऑक्साइड आमतौर पर ठोस सोडियम एसिड सल्फाइट पर एक मजबूत एसिड की क्रिया द्वारा उत्पन्न होता है
H 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaHSO 4 + H 2 O + SO 2
इसे सांद्र सल्फ्यूरिक एसिड के माध्यम से बुदबुदाकर साफ और सुखाया जा सकता है। सल्फर डाइऑक्साइड में निम्नलिखित इलेक्ट्रॉनिक संरचना होती है:
यह संरचना एक 3 का उपयोग करती है डी-कक्षीय और साथ ही 3 एस-कक्षीय और तीन 3 पी-ऑर्बिटल्स. प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित सल्फर-ऑक्सीजन बंधन की लंबाई 143 बजे है; यह 149 अपराह्न मूल्य से कुछ कम है जो दोहरे बांड के लिए अपेक्षित होगा। O-S-O कोण 119.5° है।
सल्फ्यूरिक एसिड, सल्फ्यूरस एसिड और सल्फाइट्स का उत्पादन करने के लिए बड़ी मात्रा में सल्फर डाइऑक्साइड का उपयोग किया जाता है। एसओ 2 कवक और बैक्टीरिया को मारता है और इसका उपयोग आलूबुखारा, खुबानी और अन्य फलों को डिब्बाबंद करने और सुखाने में किया जाता है। कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड के साथ सल्फर डाइऑक्साइड की प्रतिक्रिया से प्राप्त एसिड कैल्शियम सल्फाइट Ca(HSO 3) 2 का घोल, लकड़ी से पेपर पल्प के उत्पादन में उपयोग किया जाता है। यह लिग्निन को घोलता है, वह पदार्थ जो सेल्युलोज फाइबर को एक साथ रखता है, और इन फाइबर को छोड़ता है, जिन्हें बाद में कागज में संसाधित किया जाता है।
ट्राइऑक्साइड (ट्राइऑक्साइड)जब सल्फर हवा में जलता है तो सल्फर SO 3 बहुत कम मात्रा में बनता है। यह आमतौर पर एक उत्प्रेरक की उपस्थिति में हवा के साथ सल्फर डाइऑक्साइड को ऑक्सीकरण करके निर्मित होता है। सरल पदार्थों से इस यौगिक के निर्माण की प्रतिक्रिया ऊष्माक्षेपी होती है, लेकिन सल्फर डाइऑक्साइड के निर्माण की प्रतिक्रिया की तुलना में कम ऊष्माक्षेपी (प्रति ऑक्सीजन परमाणु) होती है। संतुलन की विशेषता
एसओ 2 (जी.) + 1/2ओ 2 (जी.) → एसओ 3 (जी.)
क्या एसओ 3 की संतोषजनक उपज कम तापमान पर प्राप्त की जा सकती है; प्रतिक्रिया लगभग पूरी तरह से आगे बढ़ती है। हालाँकि, कम तापमान पर प्रतिक्रिया दर इतनी कम होती है कि अभिकारकों के सीधे संयोजन को औद्योगिक प्रक्रिया के आधार के रूप में उपयोग नहीं किया जा सकता है। उच्च तापमान पर, जब एक संतोषजनक प्रतिक्रिया दर प्राप्त की जाती है, तो प्रतिकूल संतुलन स्थिति के कारण उपज कम होती है।
इस समस्या का समाधान उपयुक्त उत्प्रेरक (प्लैटिनम, वैनेडियम पेंटोक्साइड) की खोज थी, जो इसके संतुलन को प्रभावित किए बिना प्रतिक्रिया को तेज करता है। उत्प्रेरक प्रतिक्रिया गैस मिश्रण में नहीं होती है, बल्कि उत्प्रेरक की सतह पर होती है जब अणु इसके संपर्क में आते हैं। व्यवहार में, सल्फर या पाइराइट को जलाने से प्राप्त सल्फर डाइऑक्साइड को हवा में मिलाया जाता है और 400-450 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर उत्प्रेरक के ऊपर से गुजारा जाता है। इन परिस्थितियों में, लगभग 99% सल्फर डाइऑक्साइड सल्फर ट्राइऑक्साइड में परिवर्तित हो जाता है। इस विधि का उपयोग मुख्य रूप से सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन में किया जाता है।
सल्फर ट्राइऑक्साइड एक अत्यधिक संक्षारक गैस है; यह पानी के साथ तीव्रता से जुड़कर सल्फ्यूरिक एसिड देता है
एसओ 3 (जी.) + एच 2 ओ (एल.) → एच 2 एसओ 4 (एल.) + 130 केजे मोल -1
चावल। 8.3.सल्फर ट्राइऑक्साइड और कुछ सल्फर ऑक्सीजन एसिड।
सल्फर ट्राइऑक्साइड आसानी से सल्फ्यूरिक एसिड में घुलकर बन जाता है ओलियम, या धुँधला सल्फ्यूरिक एसिडमुख्य रूप से डाइसल्फ़्यूरिक एसिड H 2 S 2 O 7 से युक्त (जिसे पाइरोसल्फ्यूरिक एसिड भी कहा जाता है)
एसओ 3 + एच 2 एसओ 4 ⇔ एच 2 एस 2 ओ 7
44.5°C पर, सल्फर ट्राइऑक्साइड एक रंगहीन तरल में संघनित होता है, जो 16.8°C पर जम कर पारदर्शी क्रिस्टल बनाता है। यह पदार्थ बहुरूपी है, और 16.8°C पर बनने वाले क्रिस्टल एक अस्थिर रूप (α-form) हैं। स्थिर रूप एस्बेस्टस के समान रेशमी क्रिस्टल होते हैं, जो तब बनते हैं जब अल्फा क्रिस्टल या तरल को नमी के निशान की उपस्थिति में थोड़े समय के लिए रखा जाता है (चित्र 8.3)। इस पदार्थ के कई अन्य रूप भी हैं, लेकिन एक रूप से दूसरे रूप में रूपांतरण बेहद धीमी गति से होने के कारण उनका अध्ययन करना मुश्किल है। 50°C से ऊपर के तापमान पर, एस्बेस्टस जैसे क्रिस्टल धीरे-धीरे वाष्पित हो जाते हैं, जिससे SO 3 वाष्प बनता है।
गैस चरण में, तरल में और अल्फा क्रिस्टल में सल्फर ट्राइऑक्साइड अणुओं की एक इलेक्ट्रॉनिक संरचना होती है
अणु की एक सपाट संरचना होती है और उसकी बंधन लंबाई (143 बजे) सल्फर डाइऑक्साइड अणु के समान होती है।
सल्फर ट्राइऑक्साइड के गुणों को बड़े पैमाने पर उनके बीच दो एकल बांड की तुलना में सल्फर-ऑक्सीजन दोहरे बंधन की कम स्थिरता द्वारा समझाया जा सकता है। इस प्रकार, पानी के साथ प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप, सल्फर ट्राइऑक्साइड में एक दोहरे बंधन को परिणामी सल्फ्यूरिक एसिड में दो एकल बांड द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है।
प्रतिक्रिया के दौरान निकलने वाली बड़ी मात्रा में गर्मी से उत्पाद की बढ़ी हुई स्थिरता का प्रमाण मिलता है।
सल्फ्यूरस अम्ल
सल्फर डाइऑक्साइड को पानी में घोलकर सल्फ्यूरस एसिड H2SO3 का घोल तैयार किया जाता है। सल्फ्यूरस एसिड और उसके लवण, सल्फाइट्स, दोनों ही मजबूत कम करने वाले एजेंट हैं। ऑक्सीजन, हैलोजन, हाइड्रोजन पेरोक्साइड और इसी तरह के ऑक्सीकरण एजेंटों के साथ ऑक्सीकरण होने पर वे सल्फ्यूरिक एसिड एच 2 एसओ 4 और सल्फेट्स बनाते हैं।
सल्फ्यूरस अम्ल की संरचना होती है
सल्फ्यूरिक एसिड और सल्फेट्स
सल्फ्यूरिक एसिड एच 2 एसओ 4 रासायनिक उद्योग और संबंधित उद्योगों में उपयोग किए जाने वाले सबसे महत्वपूर्ण रासायनिक उत्पादों में से एक है। यह एक भारी तैलीय तरल (घनत्व 1.838 ग्राम सेमी -3) है, जो सल्फर ट्राइऑक्साइड के अंशों के निकलने के कारण हवा में थोड़ा धुआं देता है, जो फिर जल वाष्प के साथ मिलकर सल्फ्यूरिक एसिड की बूंदें बनाता है। गर्म होने पर शुद्ध सल्फ्यूरिक एसिड, सल्फर ट्राइऑक्साइड से भरपूर भाप पैदा करता है, और फिर 338 डिग्री सेल्सियस पर उबलता है, जिससे एक स्थिर संरचना (98% एच 2 एसओ 4 और 2% एच 2 ओ) बनी रहती है। यह साधारण औद्योगिक "सांद्रित सल्फ्यूरिक एसिड" है।
सांद्रित सल्फ्यूरिक एसिड अत्यधिक संक्षारक होता है। वह लालच से पानी से जुड़ती है; पानी के साथ मिश्रण करने पर हाइड्रोनियम आयन के निर्माण के परिणामस्वरूप बड़ी मात्रा में ऊष्मा निकलती है
एच 2 एसओ 4 + 2एच 2 ओ → 2एच 3 ओ + + एसओ 4 2-
सांद्र सल्फ्यूरिक एसिड को पतला करने के लिए इसे एक पतली धारा में पानी में डालना चाहिएघोल को हिलाते समय; एसिड में पानी नहीं मिलाया जा सकता, क्योंकि इससे एसिड उबलने लगेगा और तेज़ छींटे पड़ने लगेंगे। एक पतला एसिड अपने घटकों की तुलना में कम मात्रा में रहता है, और मात्रा में कमी का प्रभाव H 2 SO 4: H 2 O = 1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-] के अनुपात पर अधिकतम होता है।
सल्फ्यूरिक एसिड के रासायनिक गुण और उपयोग
सल्फ्यूरिक एसिड का उपयोग इसके रासायनिक गुणों से निर्धारित होता है - इसका उपयोग एसिड के रूप में, निर्जलीकरण एजेंट और ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में किया जाता है।
सल्फ्यूरिक एसिड में उच्च क्वथनांक (330°C) होता है, जिससे इन एसिड को प्राप्त करने के लिए अधिक अस्थिर एसिड के लवण को संसाधित करने के लिए इसका उपयोग करना संभव हो जाता है। उदाहरण के लिए, सोडियम नाइट्रेट को सल्फ्यूरिक एसिड के साथ गर्म करके नाइट्रिक एसिड तैयार किया जा सकता है
NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3
नाइट्रिक एसिड 86°C पर आसवित होता है। सल्फ्यूरिक एसिड का उपयोग घुलनशील फॉस्फेट उर्वरकों, उर्वरक के रूप में उपयोग किए जाने वाले अमोनियम सल्फेट, अन्य सल्फेट्स और कई रसायनों और फार्मास्यूटिकल्स के उत्पादन के लिए भी किया जाता है। स्टील को आमतौर पर जिंक, टिन या इनेमल के साथ लेपित करने से पहले सल्फ्यूरिक एसिड ("अचार") के स्नान में डुबो कर जंग से साफ किया जाता है। सल्फ्यूरिक एसिड पारंपरिक लेड बैटरियों में इलेक्ट्रोलाइट के रूप में कार्य करता है।
सल्फ्यूरिक एसिड में पानी को अवशोषित करने की इतनी मजबूत क्षमता होती है कि इसे एक प्रभावी डिहाइड्रेटर के रूप में इस्तेमाल किया जा सकता है। जो गैसें सल्फ्यूरिक एसिड के साथ प्रतिक्रिया नहीं करती हैं उन्हें इसके माध्यम से प्रवाहित करके सुखाया जा सकता है। सांद्र सल्फ्यूरिक एसिड की निर्जलीकरण शक्ति इतनी अधिक होती है कि चीनी जैसे कार्बनिक यौगिक इसकी क्रिया के तहत पानी के रूप में हाइड्रोजन और ऑक्सीजन खो देते हैं।
$C_(12)H_(22)O_(11) \दायाँ तीर 12C + 11H_(2)O$
चीनी (सुक्रोज) एच 2 एसओ 4
कई विस्फोटक, जैसे नाइट्रोग्लिसरीन, कार्बनिक यौगिकों और नाइट्रिक एसिड के बीच प्रतिक्रिया से उत्पन्न होते हैं, जिसके परिणामस्वरूप विस्फोटक और पानी बनता है, जैसे
सी 3 एच 5 (ओएच) 3 + 3एचएनओ 3 → सी 3 एच 5 (एनओ 3) 3 + 3एच 2 ओ
ग्लिसरॉल एच 2 एसओ 4 नाइट्रोग्लिसरीन
इन प्रतिवर्ती प्रतिक्रियाओं को बाएं से दाएं आगे बढ़ाने के लिए, नाइट्रिक एसिड को सल्फ्यूरिक एसिड के साथ मिलाया जाता है, जो अपने निर्जलीकरण प्रभाव के कारण प्रतिक्रिया उत्पादों के निर्माण को बढ़ावा देता है। (दो अन्य उदाहरण धारा 7.7 में दिए गए हैं।)
गर्म सांद्र सल्फ्यूरिक एसिड एक मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है; इसके अपचयन का उत्पाद सल्फर डाइऑक्साइड है। सल्फ्यूरिक एसिड तांबे को घोलता है और कार्बन को भी ऑक्सीकरण कर सकता है
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
सी + 2एच 2 एसओ 4 → सीओ 2 + 2एच 2 ओ + 2एसओ 2
गर्म सांद्र सल्फ्यूरिक एसिड में तांबे को घोलना सामान्य प्रतिक्रिया को दर्शाता है - ऑक्सीकरण एजेंट की एक साथ क्रिया के साथ एक निष्क्रिय धातु का एसिड में विघटन. सक्रिय धातुएँ हाइड्रोजन आयन की क्रिया द्वारा धनायनों में ऑक्सीकृत हो जाती हैं, जो बाद में प्राथमिक हाइड्रोजन में परिवर्तित हो जाती हैं, उदाहरण के लिए
Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (g.)
तांबे के साथ ऐसी ही प्रतिक्रिया नहीं होती है। हालाँकि, तांबे को क्लोरीन या नाइट्रिक एसिड जैसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट की क्रिया द्वारा Cu 2+ आयन में ऑक्सीकरण किया जा सकता है, या, जैसा कि ऊपर दिखाया गया है, गर्म केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड के साथ।
सल्फेट्स
सल्फ्यूरिक एसिड क्षार के साथ मिलकर मध्यम सल्फेट बनाता है, जैसे कि K 2 SO 4 (पोटेशियम सल्फेट), और एसिड सल्फेट (कभी-कभी बाइसल्फेट भी कहा जाता है), जैसे पोटेशियम एसिड सल्फेट KHSO 4।
थोड़ा घुलनशील सल्फेट खनिजों के रूप में पाए जाते हैं, जिनमें CaSO 4 2H 2 O (जिप्सम), SrSO 4, BaSO 4 (बैराइट) और PbSO 4 शामिल हैं। सभी सल्फेट्स में सबसे कम घुलनशील बेरियम सल्फेट है; इसलिए, सफेद अवक्षेप के रूप में इसका गठन सल्फेट आयन के लिए गुणात्मक प्रतिक्रिया के रूप में कार्य करता है।
सबसे आम घुलनशील सल्फेट्स में शामिल हैं: Na 2 SO 4 10H 2 O, (NH 4) 2 SO 4, MgSO 4 7H 2 O (कड़वा नमक), CuSO 4 5H 2 O (कॉपर सल्फेट), FeSO 4 7H 2 O, ( NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O (एक अच्छी तरह से क्रिस्टलीकृत और आसानी से शुद्ध किया जाने वाला नमक, जिसका उपयोग डाइवैलेंट आयरन के मानक समाधान की तैयारी के लिए विश्लेषणात्मक रसायन विज्ञान में किया जाता है), ZnSO 4 7H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O (फिटकरी), (NH 4)Al(SO 4) 2 12H 2 O (एल्यूमीनियम-अमोनियम फिटकरी) और KCr(SO 4) 2 12H 2 O (क्रोमियम फिटकरी)।
थियो- या सल्फोनिक एसिड
सोडियम थायोसल्फेट Na 2 S 2 O 3·5H 2 O (गलत तरीके से "सोडियम हाइपोसल्फाइट" कहा जाता है) फोटोग्राफी में उपयोग किया जाने वाला एक पदार्थ है। यह शुद्ध सल्फर के साथ सोडियम सल्फाइट के घोल को उबालने से प्राप्त होता है
एसओ 3 2- + एस → एस 2 ओ 3 2-
बिसल्फाइट आयन थायोसल्फेट आयन
थायोसल्फ्यूरिक एसिड एच 2 एस 2 ओ 3 अस्थिर है; जब थायोसल्फेट को अम्ल के साथ उपचारित किया जाता है, तो सल्फर डाइऑक्साइड और सल्फर बनते हैं।
थायोसल्फेट आयन एस 2 ओ 3 2- की संरचना दिलचस्प है क्योंकि दो सल्फर परमाणु समकक्ष नहीं हैं। यह आयन एक सल्फेट आयन SO 4 2- है, जिसमें ऑक्सीजन परमाणुओं में से एक को सल्फर परमाणु द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है (चित्र 8.4)। केंद्रीय सल्फर परमाणु को +6 की ऑक्सीकरण अवस्था सौंपी जा सकती है, और संलग्न सल्फर परमाणु को -2 की ऑक्सीकरण अवस्था सौंपी जा सकती है।
थायोसल्फेट आयन आसानी से, विशेष रूप से आयोडीन द्वारा, टेट्राथियोनेट आयन एस 4 ओ 6 2- में ऑक्सीकृत हो जाता है।
2एस 2 ओ 3 2- → एस 4 ओ 6 2- +2 इ
2एस 2 ओ 3 2- +आई 2 → एस 4 ओ 6 2- + 2आई -
थायोसल्फेट आयन और आयोडीन के बीच की यह प्रतिक्रिया ऑक्सीकरण या कम करने वाले गुणों वाले पदार्थों के मात्रात्मक विश्लेषण में व्यापक रूप से उपयोग की जाती है।
चावल। 8.4.थायोसल्फेट और टेट्राथियोनेट आयन।
सेलेनियम और टेल्यूरियम
ट्रांसआर्गोनॉइड सेलेनियम यौगिक संबंधित सल्फर यौगिकों से काफी मिलते जुलते हैं। सेलेनेट, सेलेनिक एसिड H 2 SeO 4 के लवण, सल्फेट्स के समान होते हैं। टेल्यूरिक एसिड का सूत्र Te(OH) 6 है, और बड़े केंद्रीय परमाणु की समन्वय संख्या 4 नहीं, बल्कि 6 है, ठीक H 5 IO 6 अणु में आयोडीन परमाणु की तरह।
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सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम समूह VI के मुख्य उपसमूह के तत्व हैं, जो चाकोजेन परिवार के सदस्य हैं।
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गंधक
सल्फर प्राचीन काल से मानव जाति के लिए ज्ञात पदार्थों में से एक है। यहां तक कि प्राचीन यूनानियों और रोमनों ने भी इसके विभिन्न व्यावहारिक उपयोग खोजे। बुरी आत्माओं को बाहर निकालने की रस्म निभाने के लिए देशी गंधक के टुकड़ों का उपयोग किया जाता था।
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टेल्यूरियम
ऑस्ट्रिया के एक क्षेत्र में, जिसे सेमिगोरी कहा जाता था, 18वीं शताब्दी में एक अजीब नीला-सफेद अयस्क खोजा गया था।
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सेलेनियम
सेलेनियम उन तत्वों में से एक है जिसे मनुष्य इसकी आधिकारिक खोज से पहले ही जानता था। यह रासायनिक तत्व अन्य रासायनिक तत्वों द्वारा बहुत अच्छी तरह से छिपा हुआ था जो सेलेनियम के गुणों के समान थे। इसे ढकने वाले मुख्य तत्व सल्फर और टेल्यूरियम थे।
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रसीद
हाइड्रोजन सल्फाइड को मौलिक सल्फर में ऑक्सीकरण करने की विधि सबसे पहले ग्रेट ब्रिटेन में विकसित की गई थी, जहां उन्होंने कैल्शियम सल्फाइड CaS के फ्रांसीसी रसायनज्ञ एन. लेब्लांक की विधि का उपयोग करके सोडा के उत्पादन के बाद शेष Na2CO3 से महत्वपूर्ण मात्रा में सल्फर प्राप्त करना सीखा। लेब्लांक की विधि चूना पत्थर CaCO3 की उपस्थिति में कोयले के साथ सोडियम सल्फेट की कमी पर आधारित है। Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
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फिर सोडा को पानी से निक्षालित किया जाता है, और खराब घुलनशील कैल्शियम सल्फाइड के जलीय निलंबन को कार्बन डाइऑक्साइड के साथ उपचारित किया जाता है
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S परिणामी हाइड्रोजन सल्फाइड H2S को हवा के साथ मिश्रित करके उत्प्रेरक परत के ऊपर भट्टी में प्रवाहित किया जाता है। इस स्थिति में, हाइड्रोजन सल्फाइड के अपूर्ण ऑक्सीकरण के कारण, सल्फर बनता है 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
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जब हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ गर्म किया जाता है, तो सेलेनिक एसिड सेलेनिक एसिड में बदल जाता है। फिर, सल्फर डाइऑक्साइड SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 को सेलेनस एसिड के परिणामी घोल से गुजारा जाता है। शुद्ध करने के लिए, सेलेनियम को फ्यूमिंग नाइट्रिक एसिड HNO3 के वाष्प के साथ संतृप्त ऑक्सीजन में जलाया जाता है। इस मामले में, शुद्ध सेलेनियम डाइऑक्साइड SeO2 उर्ध्वपातित होता है। पानी में SeO2 के घोल से, हाइड्रोक्लोरिक एसिड मिलाने के बाद, घोल के माध्यम से सल्फर डाइऑक्साइड प्रवाहित करके सेलेनियम को फिर से अवक्षेपित किया जाता है।
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टी को कीचड़ से अलग करने के लिए, उन्हें सोडा से सिंटर किया जाता है और उसके बाद लीचिंग की जाती है। Te एक क्षारीय घोल में चला जाता है, जिसमें से, उदासीनीकरण पर, यह TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl के रूप में अवक्षेपित होता है। एस और एसई से टेल्यूरियम को शुद्ध करने के लिए, एक क्षारीय माध्यम में एक कम करने वाले एजेंट (अल) की कार्रवाई के तहत, घुलनशील डिटेल्यूराइड डिसोडियम Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na में बदलने की इसकी क्षमता का उपयोग किया जाता है।
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टेल्यूरियम को अवक्षेपित करने के लिए, वायु या ऑक्सीजन को घोल से गुजारा जाता है: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH। विशेष शुद्धता का टेल्यूरियम प्राप्त करने के लिए, इसे क्लोरीनयुक्त किया जाता है: Te+2Cl2=TeCl4। परिणामी टेट्राक्लोराइड को आसवन या सुधार द्वारा शुद्ध किया जाता है। फिर टेट्राक्लोराइड को पानी के साथ हाइड्रोलाइज किया जाता है: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl, और परिणामी TeO2 को हाइड्रोजन के साथ अपचयित किया जाता है: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O।
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भौतिक गुण
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रासायनिक गुण
हवा में, सल्फर जलता है, जिससे सल्फर डाइऑक्साइड बनता है - एक तीखी गंध वाली रंगहीन गैस: S + O2 → SO2 सल्फर के कम करने वाले गुण अन्य गैर-धातुओं के साथ सल्फर की प्रतिक्रियाओं में प्रकट होते हैं, लेकिन कमरे के तापमान पर सल्फर केवल फ्लोरीन के साथ प्रतिक्रिया करता है। : एस + 3एफ2 → एसएफ6
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पिघला हुआ सल्फर क्लोरीन के साथ प्रतिक्रिया करता है, जिससे दो निचले क्लोराइड 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 का संभावित निर्माण होता है। गर्म होने पर, सल्फर फॉस्फोरस के साथ भी प्रतिक्रिया करता है, जिससे फॉस्फोरस सल्फाइड का मिश्रण बनता है, जिसमें उच्च सल्फाइड P2S5: 5S + होता है। 2P → P2S2 इसके अलावा, गर्म होने पर, सल्फर हाइड्रोजन, कार्बन, सिलिकॉन के साथ प्रतिक्रिया करता है: S + H2 → H2S (हाइड्रोजन सल्फाइड) C + 2S → CS2 (कार्बन डाइसल्फ़ाइड)
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जटिल पदार्थों में से, हमें सबसे पहले पिघले हुए क्षार के साथ सल्फर की प्रतिक्रिया पर ध्यान देना चाहिए, जिसमें सल्फर क्लोरीन के समान अनुपातहीन होता है: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O केंद्रित ऑक्सीकरण एसिड के साथ, सल्फर केवल लंबे समय तक गर्म करने पर प्रतिक्रिया करता है: S+ 6HNO3 (सांद्र) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (सांद्र) → 3SO2 + 2H2O
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100-160°C पर यह पानी द्वारा ऑक्सीकृत होता है: Te+2H2O= TeO2+2H2 जब क्षारीय घोल में उबाला जाता है, तो टेल्यूरियम असमानुपातित होकर टेलुराइड और टेल्यूराइट बनाता है: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O।
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पतला HNO3 Te को टेल्यूरिक एसिड H2TeO3 में ऑक्सीकृत करता है: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO। मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट (HClO3, KMnO4) Te को कमजोर टेल्यूरिक एसिड H6TeO6 में ऑक्सीकरण करते हैं: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6। टेल्यूरियम यौगिक (+2) अस्थिर होते हैं और अनुपातहीन होने की संभावना होती है: 2TeCl2=TeCl4+Te।
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हवा में गर्म करने पर, यह जलकर रंगहीन क्रिस्टलीय SeO2 बनाता है: Se + O2 = SeO2। गर्म होने पर पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3। नाइट्रिक एसिड के साथ गर्म करने पर सेलेनियम प्रतिक्रिया करता है और सेलेनस एसिड H2SeO3 बनाता है: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO।
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जब क्षारीय घोल में उबाला जाता है, तो सेलेनियम असंगत हो जाता है: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O। यदि सेलेनियम को एक क्षारीय घोल में उबाला जाता है जिसके माध्यम से हवा या ऑक्सीजन पारित किया जाता है, तो पॉलीसेलेनाइड्स युक्त लाल-भूरे घोल बनते हैं: K2Se + 3Se = K2Se4
