Telurium merupakan salah satu unsur langka: kandungannya di kerak bumi hanya .
Dalam keadaan bebas, selenium, seperti belerang, membentuk beberapa modifikasi alotropik, yang paling terkenal adalah selenium amorf, yang merupakan bubuk merah-coklat, dan selenium abu-abu, yang membentuk kristal rapuh dengan kilau logam.
Telurium juga dikenal dalam bentuk modifikasi amorf dan berupa kristal abu-abu muda dengan kilau logam.
Selenium adalah semikonduktor yang khas (lihat § 190). Sifat penting sebagai semikonduktor adalah peningkatan tajam dalam konduktivitas listrik ketika diterangi. Pada antarmuka selenium dengan konduktor logam, lapisan penghalang terbentuk - bagian dari rangkaian yang mampu mengalirkan arus listrik hanya dalam satu arah. Karena sifat ini, selenium digunakan dalam teknologi semikonduktor untuk pembuatan penyearah dan sel surya dengan lapisan penghalang. Telurium juga merupakan semikonduktor, namun penerapannya lebih terbatas. Selenida dan telurida dari beberapa logam juga memiliki sifat semikonduktor dan digunakan dalam elektronik. Dalam jumlah kecil, telurium berfungsi sebagai bahan tambahan paduan timbal, sehingga meningkatkan sifat mekaniknya.
Hidrogen selenida dan hidrogen telurida adalah gas tidak berwarna dengan bau busuk. Larutan berairnya adalah asam, yang konstanta disosiasinya sedikit lebih besar daripada konstanta disosiasi hidrogen sulfida.
Secara kimia, hidrogen selenida dan hidrogen telurida sangat mirip dengan hidrogen sulfida. Seperti hidrogen sulfida, mereka memiliki sifat pereduksi yang tinggi. Saat dipanaskan, keduanya terurai. Pada saat yang sama, ia kurang stabil dibandingkan: seperti yang terjadi pada rangkaian hidrogen halida, kekuatan molekul menurun selama transisi. Garam hidrogen selenida dan hidrogen telurida - selenida dan telurida - mirip dengan sulfida dalam hal kelarutan dalam air dan asam. Dengan mengolah selenida dan telurida dengan asam kuat, hidrogen selenida dan hidrogen telurida dapat diperoleh.
Ketika selenium dan telurium dibakar di udara atau oksigen, dioksida diperoleh, yang dalam kondisi normal berada dalam keadaan padat dan merupakan anhidrida dari asam selenosa dan telurat.
Tidak seperti sulfur dioksida, senyawa ini menunjukkan sifat pengoksidasi yang dominan, mudah direduksi menjadi selenium dan telurium bebas, misalnya:
Melalui aksi zat pengoksidasi kuat, selenium dan telurium dioksida masing-masing dapat diubah menjadi asam selenat dan telurat.
Unsur telurium ditemukan oleh Klaproth pada tahun 1782 dalam bijih emas Hongaria. Nama telurium berasal dari bahasa Yunani “tellus” - bumi.Pada tahun 1817, Berzelius menemukan unsur yang sifatnya mirip dengan telurium dalam lumpur ruang timbal di pabrik asam sulfat. Dinamai setelah nama Yunani untuk bulan - selenium.
Selenium dan telurium adalah unsur golongan VI tabel periodik. Sifat kimianya mirip dengan belerang, tetapi berbeda dengan belerang, terutama telurium, karena memiliki sifat logam yang berbeda. Seperti belerang, telurium dan belerang membentuk bentuk amorf dan kristal.
Dua modifikasi kristal selenium diketahui. Yang paling stabil adalah selenium abu-abu atau metalik, yang memiliki struktur heksagonal (a = 4,354 A, c = 4,949 A). Itu diperoleh dengan mendinginkan selenium cair secara perlahan. Ketika selenium diendapkan dari larutan atau uapnya didinginkan dengan cepat, selenium diperoleh dalam bentuk bubuk merah lepas Selenium merah memiliki struktur kristal monoklinik. Saat dipanaskan hingga 120°, selenium merah berubah menjadi abu-abu.
Selenium vitreous diperoleh dengan mendinginkan selenium cair secara cepat dalam bentuk massa timah keabu-abuan yang rapuh. Pada suhu sekitar 50°, selenium kaca mulai melunak; pada suhu yang lebih tinggi ia berubah menjadi selenium abu-abu kristal.
Telurium kristal diperoleh dengan kondensasi uap telurium. Warnanya putih keperakan. Ada dua modifikasi telurium yang diketahui - α- dan β-telurium.Modifikasi α heksagonal bersifat isomorfik terhadap selenium abu-abu (a = 4,445 A, c = 5,91 A). Titik transisi α⇔β-telurium 354°. Dari larutan berair, zat pereduksi mengendapkan bubuk coklat telurium amorf.
Sifat fisik selenium dan telurium
Selenium adalah semikonduktor yang khas. Pada suhu kamar, ia merupakan konduktor listrik yang buruk. Konduktivitas listrik selenium sangat bergantung pada intensitas cahaya. Di tempat terang, konduktivitas listrik 1000 kali lebih tinggi dibandingkan di tempat gelap. Efek terbesar diberikan oleh sinar dengan panjang gelombang sekitar 700 ml.
Telurium memiliki konduktivitas listrik yang lebih tinggi daripada selenium, dan hambatan listrik meningkat pesat pada tekanan tinggi.
Kedua elemen tersebut rapuh pada suhu normal, tetapi bila dipanaskan rentan terhadap deformasi plastis.
Pada suhu biasa, selenium dan telurium tidak bereaksi dengan oksigen. Ketika dipanaskan di udara, mereka teroksidasi selama pembakaran, membentuk SeO2 dan TeO2. Selenium terbakar dengan nyala api biru, telurium dengan nyala biru dengan tepi kehijauan. Pembakaran selenium disertai dengan bau yang khas (“bau lobak busuk”).
Air dan asam non-pengoksidasi (asam sulfat encer dan asam klorida) tidak berpengaruh pada selenium dan telurium. Unsur-unsur tersebut larut dalam asam sulfat pekat, asam nitrat, serta dalam larutan alkali pekat panas.
Sifat penting selenium dan telurium, yang digunakan dalam teknologi produksinya, adalah kemampuannya untuk larut dalam alkali belerang untuk membentuk polisulfida, yang mudah terurai oleh asam untuk melepaskan selenium dan telurium.
Selenium larut dalam larutan natrium sulfit untuk membentuk senyawa tipe tiosulfat, Na2SeSO3, yang terurai saat diasamkan untuk melepaskan unsur selenium.
Selenium dan telurium bereaksi dengan semua halogen pada suhu biasa. Dengan logam mereka membentuk selenida dan telurida, mirip dengan sulfida (misalnya Na2Se, Ag2Se, dll.). Seperti belerang, selenium dan telurium membentuk gas hidrogen selenida (H2Se) dan hidrogen telurium (H2Te), yang diperoleh melalui aksi asam pada selenida dan telurida.
Telurium dasar tidak bergabung langsung dengan hidrogen, tetapi selenium bereaksi dengan hidrogen pada suhu di atas 400°.
17.12.2019
Seri Far Cry terus memuaskan para pemainnya dengan stabilitas. Setelah sekian lama, menjadi jelas apa yang perlu Anda lakukan dalam game ini. Berburu, bertahan hidup, menangkap...
16.12.2019
Saat membuat desain ruang tamu, perhatian khusus harus diberikan pada interior ruang tamu - itu akan menjadi pusat "alam semesta" Anda....
15.12.2019
Mustahil membayangkan membangun rumah tanpa menggunakan scaffolding. Struktur serupa juga digunakan di bidang kegiatan ekonomi lainnya. DENGAN...
14.12.2019
Pengelasan muncul sebagai metode penyambungan produk logam secara permanen lebih dari satu abad yang lalu. Pada saat yang sama, tidak mungkin untuk melebih-lebihkan pentingnya hal ini saat ini. DI DALAM...
14.12.2019
Mengoptimalkan ruang di sekitarnya sangat penting baik untuk gudang kecil maupun besar. Ini sangat menyederhanakan pekerjaan dan menyediakan...
13.12.2019
Genteng metal merupakan bahan atap berbahan metal. Permukaan lembaran dilapisi bahan polimer dan seng. Ubin alami ditiru oleh bahannya...
13.12.2019
Peralatan pengujian telah banyak digunakan di berbagai bidang. Kualitasnya harus sempurna. Untuk mencapai tujuan ini, perangkat dilengkapi...
13.12.2019
Gaya Prancis di interior baru-baru ini menjadi populer di kalangan pecinta solusi canggih dan sekaligus sederhana....
13.12.2019
Penempaan artistik merupakan suatu kerajinan yang memerlukan keterampilan dan kemampuan khusus dari sang master, serta ketekunan dan bakat. Di segala zaman, komponen dekorasi bangunan...
§8 Elemen VI Dan kelompoknya.
Oksigen, belerang, selenium, telurium, polonium.
Informasi umum tentang elemen Grup VI A:
Unsur golongan VI A (kecuali polonium) disebut kalkogenida. Tingkat elektronik terluar unsur-unsur ini mengandung enam elektron valensi (ns2 np4), sehingga dalam keadaan normal mereka menunjukkan valensi 2, dan dalam keadaan tereksitasi -4 atau 6 (kecuali oksigen). Atom oksigen berbeda dari atom unsur lain dalam subkelompok karena tidak adanya sublevel d di lapisan elektronik terluar, yang menyebabkan biaya energi yang besar untuk “pemasangan” elektronnya, yang tidak dikompensasi oleh energi dari subkelompok. pembentukan ikatan kovalen baru. Oleh karena itu, kovalensi oksigen adalah dua. Namun, dalam beberapa kasus, atom oksigen yang memiliki pasangan elektron bebas dapat bertindak sebagai donor elektron dan membentuk ikatan kovalen tambahan melalui mekanisme donor-akseptor.
Keelektronegatifan unsur-unsur ini berangsur-angsur menurun dengan urutan O-S-Se-Te-Po. Keadaan oksidasi dari -2,+2,+4,+6. Jari-jari atom bertambah, yang melemahkan sifat non-logam unsur.
Unsur-unsur subkelompok ini membentuk senyawa berbentuk H2 R (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po) dengan hidrogen, senyawa-senyawa ini larut dalam air dan membentuk asam. Sifat asam meningkat ke arah H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se dan Te membentuk senyawa seperti RO2 dan RO3 dengan oksigen. Dari oksida ini terbentuk asam tipe H2 RO3 dan H2 RO4. Dengan bertambahnya nomor atom, kekuatan asam menurun. Semuanya memiliki sifat pengoksidasi. Asam seperti H2 RO3 juga menunjukkan sifat pereduksi.
Oksigen
Senyawa dan sediaan alami: Oksigen adalah unsur paling umum di kerak bumi. Dalam keadaan bebas, ditemukan di udara atmosfer (21%); dalam bentuk terikat merupakan bagian dari air (88,9%), mineral, batuan dan semua zat yang membentuk organisme tumbuhan dan hewan. Udara atmosfer merupakan campuran dari banyak gas, yang sebagian besar adalah nitrogen dan oksigen, serta sejumlah kecil gas mulia, karbon dioksida, dan uap air. Karbon dioksida terbentuk di alam selama pembakaran kayu, batu bara dan jenis bahan bakar lainnya, pernapasan hewan, dan pembusukan. Di beberapa tempat di dunia, CO2 dilepaskan ke udara akibat aktivitas gunung berapi dan juga dari sumber bawah tanah.
Oksigen alami terdiri dari tiga isotop stabil: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Isotop 814 O, 815 O, dan 819 O juga diperoleh secara buatan.
Oksigen pertama kali diperoleh dalam bentuk murni oleh K.V. Scheele pada tahun 1772, dan kemudian pada tahun 1774 oleh D.Yu. Priestley, yang mengisolasinya dari HgO. Namun, Priestley tidak mengetahui bahwa gas yang diperolehnya adalah bagian dari udara. Hanya beberapa tahun kemudian, Lavoisier, yang mempelajari sifat-sifat gas ini secara rinci, menetapkan bahwa gas ini adalah bagian utama dari udara.
Di laboratorium, oksigen diperoleh dengan menggunakan metode berikut:
E
elektrolisis air. Untuk meningkatkan konduktivitas listrik air, larutan alkali (biasanya 30% KOH) atau logam alkali sulfat ditambahkan ke dalamnya:
Bentuk umum: 2H2 O →2H2 +O2
Di katoda: 4H2 О+4e¯→ 2H2 +4OH¯
Di anoda: 4OH−4e→2H2 O+O2
- Penguraian senyawa yang mengandung oksigen:
Dekomposisi termal garam Berthollet di bawah aksi katalis MnO2.
KClO3 →2KCl+3O2
Dekomposisi termal kalium permanganat
KMnO4 →K2 MnO4 +MnO2 +O2.
Dekomposisi termal nitrat logam alkali:
2KNO3 →2KNO2 +O2.
Penguraian peroksida:
2H2 O2 →2H2 O+O2.
2BaO2 →2BaO+O2.
Dekomposisi termal merkuri (II) oksida:
2HgO→2HgO+O2.
Interaksi peroksida logam alkali dengan karbon monoksida (IV):
2Na2 O2 +2CO2 →2Na2 CO3 +O2.
Dekomposisi termal pemutih dengan adanya katalis - garam kobalt:
2Ca(OCl)Cl →2CaCl2 +O2.
Oksidasi hidrogen peroksida dengan kalium permanganat dalam lingkungan asam:
2KMnO4 +H2 SO4 +5H2 O2 →K2 SO4 +2Mn SO4 +8H2 O+5O2.
Dalam industri: Saat ini, di industri, oksigen diperoleh dengan distilasi fraksional udara cair. Ketika udara cair sedikit dipanaskan, nitrogen terlebih dahulu dipisahkan (tboil (N2) = -196ºC), kemudian oksigen dilepaskan (tboil (O2) = -183ºC).
Oksigen yang diperoleh dengan metode ini mengandung pengotor nitrogen. Oleh karena itu, untuk memperoleh oksigen murni, campuran yang dihasilkan didistilasi kembali dan akhirnya menghasilkan oksigen 99,5%. Selain itu, sebagian oksigen diperoleh melalui elektrolisis air. Elektrolitnya adalah larutan KOH 30%.
Oksigen biasanya disimpan dalam silinder biru dengan tekanan 15 MPa.
Ciri-ciri fisikokimia: Oksigen adalah gas yang tidak berwarna, tidak berbau, tidak berasa, sedikit lebih berat dari udara, sedikit larut dalam air. Oksigen pada tekanan 0,1 MPa dan suhu -183ºС berubah wujud menjadi cair, dan membeku pada -219ºС. Dalam keadaan cair dan padat, ia ditarik oleh magnet.
Menurut metode ikatan valensi, struktur molekul oksigen diwakili oleh diagram -:Ö::Ö: , tidak menjelaskan kekuatan yang lebih besar dari suatu molekul yang mempunyai sifat paramagnetik, yaitu elektron tidak berpasangan dalam keadaan normal.
Sebagai hasil dari ikatan antara elektron dari dua atom, satu pasangan elektron yang sama terbentuk, setelah itu elektron yang tidak berpasangan di setiap atom membentuk ikatan timbal balik dengan pasangan atom lain yang tidak berbagi dan ikatan tiga elektron terbentuk di antara mereka. Dalam keadaan tereksitasi, molekul oksigen menunjukkan sifat diamagnetik, yang sesuai dengan struktur sesuai skema: Ö = Ö: ,
Sebuah atom oksigen kekurangan dua elektron untuk mengisi tingkat elektron. Oleh karena itu, oksigen dalam reaksi kimia dapat dengan mudah menambahkan dua elektron dan menunjukkan bilangan oksidasi -2. Oksigen hanya dalam senyawa dengan unsur fluor yang lebih elektronegatif menunjukkan bilangan oksidasi +1 dan +2: O2 F2, ОF2.
Oksigen merupakan oksidator kuat. Ia tidak hanya berinteraksi dengan gas inert berat (Kr, Xe, He, Rn), dengan emas dan platinum. Oksida unsur-unsur ini dibentuk dengan cara lain. Oksigen masuk ke dalam reaksi pembakaran dan oksidasi dengan zat sederhana dan kompleks. Ketika non-logam berinteraksi dengan oksigen, oksida asam atau pembentuk garam terbentuk, dan ketika logam berinteraksi, oksida amfoter atau campuran terbentuk.Dengan demikian, oksigen bereaksi dengan fosfor pada suhu ~ 60 ° C,
4P+5O2 → 2P2 O5
Dengan logam - oksida dari logam yang bersangkutan
4Al + 3O2 → 2Al2 O3
3Fe + 2O2 → Fe3 O4
Ketika logam alkali dipanaskan di udara kering, hanya litium yang membentuk oksida Li2O, dan sisanya adalah peroksida dan superoksida:
2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2
Oksigen bereaksi dengan hidrogen pada 300 °C:
2H2 + O2 = 2H2 O.
Ketika berinteraksi dengan fluor, ia menunjukkan sifat restoratif:
O2 + F2 = F2 O2 (dalam debit listrik),
dengan belerang - pada suhu sekitar 250 °C:
Oksigen bereaksi dengan grafit pada 700 °C
C + O2 = CO2.
Interaksi oksigen dengan nitrogen hanya dimulai pada 1200°C atau dalam pelepasan listrik:
N2 + O22NO - Q.
Oksigen juga bereaksi dengan banyak senyawa kompleks, misalnya dengan nitrogen oksida (II), ia sudah bereaksi pada suhu kamar:
2NO + O2 = 2NO2.
Ketika hidrogen sulfida teroksidasi ketika dipanaskan, belerang atau belerang oksida (IV) terbentuk, tergantung pada rasio antara oksigen dan hidrogen sulfida:
2H2 S + O2 = 2S + 2H2 O
2H2 S + 3О2 = 2SO2 + 2H2 O
Sebagian besar reaksi oksidasi yang melibatkan oksigen melepaskan panas dan cahaya, suatu proses yang disebut pembakaran.
Ozon
Ozon-O3 adalah modifikasi alotropik kedua dari unsur oksigen. Molekul O3 mempunyai struktur bersudut (sudut antar ikatan 116º, panjang ikatan O=O, l = 0,1278 nm) Pada no. itu adalah gas biru. Ozon cair berwarna biru tua. Ini beracun dan mudah meledak terutama dalam bentuk cair dan padat). Ozon terbentuk di atmosfer selama pelepasan petir dan memiliki aroma kesegaran yang khas.
Biasanya, ozon diproduksi dalam ozonizer dengan melewatkan pelepasan listrik yang tenang melalui oksigen (reaksinya bersifat endotermik dan sangat reversibel; hasil ozon adalah 5%):
3O22O3 ΔH=-285 kJ. Dalam kondisi laboratorium, ozon diperoleh dengan mengasamkan persulfat dengan asam nitrat
(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+
H2 S2 O8 →2SO2 +O3 +H2 O
O3 terbentuk dengan hasil rendah sebagai hasil reaksi:
3F2 +H2 O(g)→6HF+O3
O3 merupakan oksidator terkuat, mengoksidasi semua logam (kecuali logam emas dan platina) dan sebagian besar nonlogam. Ini mengubah oksida yang lebih rendah menjadi oksida yang lebih tinggi, dan logam sulfida menjadi sulfatnya. Reaksi yang melibatkan O3 biasanya menghasilkan O2, misalnya:
2Ag+O3 →Ag2 O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
NH2 +3O3 →HNO2 +H2 O
Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2 O+O2
Ketika terkena O3, logam alkali dapat menghasilkan ozonida, senyawa tidak stabil yang terurai:
2KO3 →2KO2 +O2
Sebagai zat pengoksidasi kuat, ozon membunuh bakteri dan oleh karena itu digunakan untuk mendisinfeksi udara. Lapisan ozon yang stabil terletak di atmosfer pada ketinggian ~22 km. Lapisan ozon ini melindungi bumi dari radiasi ultraviolet murni yang merusak kehidupan.
Ketika ozon bereaksi dengan larutan kalium iodida, yodium dilepaskan, sedangkan reaksi ini tidak terjadi dengan oksigen:
2KI + O3 + H2 O = I2 + 2KOH + O2.
Reaksi ini sering digunakan secara kualitatif untuk mendeteksi ion I atau ozon. Untuk melakukan ini, pati ditambahkan ke dalam larutan, yang memberikan karakteristik kompleks biru dengan yodium yang dilepaskan, dan juga berkualitas tinggi karena ozon tidak mengoksidasi ion Cl - dan Br -.
Air
Sifat fisik dan kimia air: Air murni adalah cairan bening, tidak berwarna, tidak berasa, tidak berbau. Kepadatan air selama transisi dia dari padat ke cair tidak berkurang, seperti hampir semua zat lainnya, tetapi bertambah.
Air adalah zat yang familiar dan tidak biasa. Tidak ada zat di bumi yang lebih penting bagi kita daripada air biasa, dan pada saat yang sama tidak ada zat lain yang sifat-sifatnya memiliki kontradiksi dan anomali sebanyak sifat-sifatnya.
Hampir ¾ permukaan planet kita ditempati oleh samudra dan lautan. Air padat - salju dan es - menutupi 20% daratan. Iklim planet ini bergantung pada air. Ahli geofisika berpendapat bahwa Bumi sudah lama mendingin dan berubah menjadi bongkahan batu tak bernyawa jika bukan karena air. Ia memiliki kapasitas panas yang sangat tinggi. Ketika memanas, ia menyerap panas, dan ketika mendingin, ia melepaskannya. Air di bumi menyerap dan mengembalikan banyak panas, sehingga menyeimbangkan iklim. Molekul-molekul yang tersebar di atmosfer - di awan dan dalam bentuk uap - melindungi bumi dari dinginnya kosmik.
Sifat fisik air sangat berbeda dengan pelarut lainnya: Pada suhu 4ºC, air memiliki massa jenis maksimum, dan hanya dengan pemanasan lebih lanjut massa jenisnya berkurang. Jika, dengan penurunan suhu dan selama peralihan dari wujud cair ke wujud padat, air berubah serupa dengan zat lain, maka ketika musim dingin mendekat, lapisan permukaan perairan alami akan mendingin hingga 0ºC dan tenggelam ke dasar hingga seluruh massa. reservoir memperoleh suhu 0ºC. Air akan membeku, es yang terapung akan tenggelam ke dasar, dan reservoir akan membeku hingga seluruh kedalamannya. Banyak bentuk kehidupan di air yang mustahil terjadi. Pada kenyataannya, lapisan yang didinginkan, yang memiliki kepadatan lebih rendah, tetap berada di permukaan, membeku, dan dengan demikian melindungi lapisan di bawahnya dari pendinginan.
Air memiliki kapasitas panas yang sangat tinggi (4,18 J/g∙K), sehingga pada malam hari, serta selama peralihan dari musim panas ke musim dingin, air mendingin secara perlahan. Dan pada siang hari, atau selama peralihan dari musim dingin ke musim panas, suhu juga memanas secara perlahan, sehingga menjadi pengatur suhu bumi.
Air dalam keadaan normal berbentuk cair, sedangkan H2 S, H2 Se, H2 Te berbentuk gas. Suhu kristalisasi dan penguapan air jauh lebih tinggi daripada suhu senyawa ini.
Air memiliki konstanta dielektrik yang sangat tinggi (78,5 pada 298K).
Air adalah pelarut yang baik untuk cairan polar dan senyawa dengan ikatan ionik; air membentuk kristal hidrat dengan banyak senyawa kimia.
Untuk waktu yang lama, sifat-sifat air yang tidak biasa menjadi misteri bagi para ilmuwan. Hal ini terutama disebabkan oleh alasan berikut:
Sifat molekul yang polar;
Kehadiran pasangan elektron yang tidak terbagi pada atom oksigen;
Ikatan hidrogen.
Ikatan antara atom hidrogen dan oksigen bersifat polar, yang menyebabkan asimetri dalam distribusi muatan elektronik dan, akibatnya, polaritas molekul. Panjang ikatannya adalah 96 nm, dan sudut antar ikatannya ~105º.
Kehadiran pasangan elektron bebas dalam oksigen dan perpindahan pasangan elektron bersama dari atom hidrogen ke oksigen menyebabkan terbentuknya ikatan hidrogen. Energi ikatnya adalah 25 kJ/mol. Atom oksigen dalam molekul air berada dalam keadaan hibridisasi sp3. Oleh karena itu, sudut ikatan HOH mendekati sudut tetrahedik (109,5º).
Berat molekul uap air adalah 18 dan sesuai dengan rumus paling sederhana. Namun, berat molekul cairan tersebut ternyata lebih tinggi. Hal ini menunjukkan bahwa penggabungan molekul terjadi pada fase cair, yaitu. menggabungkannya menjadi agregat yang lebih kompleks karena pembentukan ikatan hidrogen antar molekul.
Dalam air padat (es), atom oksigen dari setiap molekul berpartisipasi dalam pembentukan dua ikatan hidrogen dengan molekul air yang berdekatan.
Struktur es termasuk dalam struktur yang paling tidak padat, terdapat rongga di dalamnya yang ukurannya sedikit lebih besar dari dimensi molekul air. Ketika es mencair, strukturnya hancur, tetapi ikatan hidrogen tetap berada dalam fase cair, asosiasi terbentuk, namun tidak bertahan lama: beberapa terus-menerus hancur dan agregat lainnya terbentuk. Rongga dari agregat “es” tersebut dapat menampung molekul air tunggal, dan kumpulan molekul air menjadi padat. Itulah sebabnya, ketika es mencair, volume yang ditempati air berkurang dan massa jenisnya bertambah. Ketika air dipanaskan, sebagian panasnya dihabiskan untuk memutuskan ikatan hidrogen. Hal ini menjelaskan tingginya kapasitas panas air. Ikatan hidrogen antar molekul air terputus sepenuhnya hanya ketika air berubah menjadi uap.
Di Bumi terdapat satu atom deuterium untuk setiap 6800 atom protium, dan di ruang antarbintang sudah terdapat satu atom deuterium untuk setiap 200 atom protium.
Air adalah zat yang sangat reaktif.
Air bereaksi dengan banyak hal logam dengan pelepasan hidrogen:
2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (riuh)
2K + 2H2 O = H2 + 2KOH (riuh)
3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (hanya jika dipanaskan)
Tidak semua, tetapi hanya logam yang cukup aktif yang dapat berpartisipasi dalam reaksi redoks jenis ini. Logam alkali dan alkali tanah bereaksi paling mudah.
Dari non-logam Misalnya karbon dan senyawa hidrogennya (metana) bereaksi dengan air. Zat-zat ini kurang aktif dibandingkan logam, namun masih mampu bereaksi dengan air pada suhu tinggi:
C + H2 O ® H2 + CO
CH4 + 2H2 O ® 4H2 + CO2
Air terurai menjadi hidrogen dan oksigen ketika terkena arus listrik. Ini juga merupakan reaksi redoks, di mana air merupakan zat pengoksidasi dan zat pereduksi:
2H2O 
2H2 + O2
Air bereaksi dengan banyak hal oksida non-logam. Berbeda dengan reaksi sebelumnya, reaksi ini bukanlah reaksi redoks, melainkan reaksi gandingan:
P2 O5 +3H2 O→2H3 PO4 ; N2 O5 +H2 O→2HNO3
Oksida logam alkali dan alkali tanah bereaksi dengan air membentuk basa yang sesuai:
CaO+H2 O→Ca(OH)2
Tidak semua oksida logam mampu bereaksi dengan air. Beberapa di antaranya praktis tidak larut dalam air sehingga tidak bereaksi dengan air. Ini adalah ZnO, TiO2, Cr2 O3, yang misalnya digunakan untuk membuat cat tahan air. Oksida besi juga tidak larut dalam air dan tidak bereaksi dengannya. Banyak senyawa logam dengan nonlogam mudah bereaksi dengan air membentuk hidroksida logam dan senyawa hidrogen nonlogam:
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
Air membentuk banyak senyawa yang molekulnya terawetkan sepenuhnya. Inilah yang disebut hidrat. Jika hidratnya berbentuk kristal, maka disebut kristal hidrat, Misalnya:
CuSO4 +5 H2 O→CuSO4 . 5H2O
H2 SO4 + H2 O = H2 SO4 . H2O (asam sulfat hidrat)
NaOH + H2O = NaOH . H2O (soda kaustik hidrat)
Senyawa yang mengikat air menjadi hidrat dan hidrat kristalin digunakan sebagai pengering. Dengan bantuan mereka, misalnya, uap air dihilangkan dari udara atmosfer yang lembab.
Reaksi khusus air—fotosintesis—adalah sintesis pati (C6 H10 O5)n dan senyawa serupa lainnya (karbohidrat) oleh tanaman, yang terjadi dengan pelepasan oksigen:
6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (di bawah cahaya)
Air memiliki aktivitas katalitik. Dengan tidak adanya jejak uap air, reaksi biasa praktis tidak terjadi, misalnya natrium tidak teroksidasi, fosfor putih tidak teroksidasi, klorin tidak berinteraksi dengan logam, hidrogen fluorida tidak memotong kaca.
Hidrogen peroksida
Hidrogen peroksida H2 O2 adalah senyawa hidrogen dan oksigen, mengandung jumlah oksigen yang mencapai rekor - 94% berat. Molekul H2O2 mengandung gugus peroksida –O–O–, yang sangat menentukan sifat senyawa ini.
Karena distribusi ikatan H-O yang asimetris, molekul H2 O2 sangat polar. Ikatan hidrogen yang cukup kuat muncul antara molekul H2O2, yang mengarah pada penyatuannya. Oleh karena itu, dalam kondisi normal, hidrogen peroksida berbentuk cairan manis berwarna biru pucat (densitas 1,44) dengan titik didih cukup tinggi (150ºC). Saat disimpan, H2 O2 terurai.
Selenium diperoleh dari limbah asam sulfat, produksi pulp dan kertas, serta lumpur anoda dari pemurnian tembaga secara elektrolitik. Selenium hadir dalam lumpur bersama dengan belerang, telurium, logam berat dan mulia. Untuk mengekstrak selenium, lumpur disaring dan dilakukan pemanggangan oksidatif (sekitar 700 °C) atau pemanasan dengan asam sulfat pekat. SeO2 yang mudah menguap yang dihasilkan ditangkap dalam scrubber dan pengendap elektrostatis. Selenium teknis diendapkan dari larutan dengan sulfur dioksida. Sintering lumpur dengan soda juga digunakan, diikuti dengan pencucian natrium selenat dengan air dan pemisahan selenium dari larutan. Untuk mendapatkan selenium dengan kemurnian tinggi yang digunakan sebagai bahan semikonduktor, selenium mentah dimurnikan menggunakan distilasi vakum, rekristalisasi, dan metode lainnya.
Sifat fisik dan kimia selenium. Konfigurasi kulit elektron terluar atom Se adalah 4s2 4p4; dua elektron p mempunyai spin berpasangan, dan dua elektron lainnya mempunyai spin tidak berpasangan, sehingga atom selenium mampu membentuk molekul Se2 atau rantai atom Sen. Rantai atom selenium dapat ditutup menjadi molekul cincin Se8. Keragaman struktur molekul menentukan keberadaan selenium dalam berbagai modifikasi alotropik: amorf (bubuk, koloid, kaca) dan kristal (bentuk α dan β monoklinik dan bentuk heksagonal). Selenium bubuk dan koloid amorf (merah) (densitas 4,25 g/cm3 pada 25 °C) diperoleh dengan reduksi dari larutan asam selenous H2 SeO3, pendinginan cepat uap selenium, dan metode lainnya. Selenium kaca (hitam) (densitas 4,28 g/cm3 pada 25 °C) diperoleh dengan memanaskan setiap modifikasi selenium di atas 220 °C, diikuti dengan pendinginan cepat. Selenium vitreous memiliki kilau seperti kaca dan rapuh. Secara termodinamika, selenium heksagonal (abu-abu) adalah yang paling stabil. Ini diperoleh dari bentuk selenium lain dengan memanaskan sampai meleleh, mendinginkannya perlahan hingga 180-210 ° C dan menahannya pada suhu ini. Kisinya dibangun dari rantai atom spiral paralel. Atom-atom dalam rantai terikat secara kovalen. Semua modifikasi selenium memiliki sifat fotolistrik. Selenium heksagonal hingga titik lelehnya merupakan semikonduktor pengotor dengan konduktivitas lubang. Selenium bersifat diamagnetik (uapnya bersifat paramagnetik).
Selenium stabil di udara; oksigen, air, asam klorida dan asam sulfat encer tidak berpengaruh padanya; kita larut dengan baik dalam asam nitrat pekat dan aqua regia; dalam basa ia larut secara tidak proporsional:
Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2 O
3Se + 6KOH → K2 SeO3 + 2K2 Se + 3H2 O
Selenium dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -2, + 2, + 4, +6. Dengan oksigen, selenium membentuk serangkaian oksida: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Dua yang terakhir adalah anhidrida asam selenat H2 SeO3 dan selenat H2 SeO4 (garam - selenit dan selenat). SeO2 adalah yang paling stabil. SeO2 dan H2 SeO3 dengan zat pengoksidasi kuat menunjukkan sifat pereduksi:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl
Dengan halogen, selenium menghasilkan senyawa SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 dan lain-lain. Belerang dan telurium membentuk rangkaian larutan padat yang berkesinambungan dengan selenium. Dengan nitrogen, selenium menghasilkan Se4 N4, dengan karbon -CSe2. Senyawa fosfor P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5 telah diketahui. Hidrogen berinteraksi dengan selenium pada t>=200 °C, membentuk H2 Se; larutan H2Se dalam air disebut asam hidroselenat. Saat berinteraksi dengan logam, selenium membentuk selenida. Banyak senyawa kompleks selenium telah diperoleh. Semua senyawa selenium beracun.
Kegunaan selenium . Karena biaya rendah dan keandalannya, selenium digunakan dalam teknologi konverter dalam memperbaiki dioda semikonduktor, serta untuk perangkat fotolistrik (heksagonal), perangkat penyalin elektrofotografi (selenium amorf), sintesis berbagai selenida, sebagai fosfor dalam televisi, optik dan perangkat sinyal, termistor, dll n.selenium banyak digunakan untuk menghilangkan warna kaca hijau dan memproduksi kacamata ruby; dalam metalurgi - untuk memberi baja tuang struktur berbutir halus, meningkatkan sifat mekanik baja tahan karat; di industri kimia - sebagai katalis; Selenium juga digunakan dalam industri farmasi dan industri lainnya.
8.4 Telurium
Senyawa alami dan produksinya. Dasar. sumber telurium adalah lumpur dari pemurnian tembaga secara elektrolitik dan lumpur dari produksi asam sulfat, serta sampah basa dari pemurnian timbal. Saat mengolah lumpur asam sulfat dengan metode pemanggangan (lihat Selenium), telurium tetap berada di dalam abu, yang dilarutkan dengan asam klorida. Se diendapkan dari larutan asam klorida dengan melewatkan SO2, setelah itu larutan diencerkan hingga kadar asam 10-12% dan telurium diendapkan bila dipanaskan dengan SO2.
Ketika lumpur disinter dengan soda dan pencucian berikutnya, telurium masuk ke dalam larutan dan, setelah netralisasi, diendapkan dalam bentuk TeO2. Telurium diperoleh dengan reduksi langsung TeO2 dengan batubara, atau dengan pengendapan di bawah aksi SO2 pada larutan asam klorida TeO2. Saat mengolah lumpur menggunakan metode sulfida (pencucian dengan larutan Na2 S), telurium dipisahkan dari larutan (setelah pengendapan Se melalui aerasi) melalui aksi Na2 S2 O3 kering:
Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S
Saat memproses lumpur tembaga-elektrolit, telurium terutama berubah menjadi terak soda, yang diperoleh dengan melebur residu menjadi paduan emas-perak (“logam Doré”). Ketika sulfatisasi digunakan, sebagian telurium masuk ke dalam larutan sulfat bersama dengan Cu. Dari jumlah tersebut, telurium diendapkan oleh aksi logam tembaga:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Сu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O
Telurium diekstraksi dari terak soda setelah dilarutkan dalam air baik dengan netralisasi dengan pengendapan TeO2 (dimurnikan dengan pengendapan ulang dari larutan sulfida atau asam, dilarutkan dalam alkali dan telurium diisolasi dengan elektrolisis), atau telurium mentah diendapkan langsung dari larutan soda. dengan elektrolisis. Ini direduksi oleh A1 dalam larutan basa:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. Kemudian telurium diendapkan dengan cara aerasi:
2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH
Untuk mendapatkan telurium dengan kemurnian tinggi, digunakan senyawa volatilnya, khususnya TeCl4, yang dimurnikan dengan distilasi atau rektifikasi dan ekstraksi dari larutan asam klorida. Setelah hidrolisis TeO2 klorida, H2 direduksi. Terkadang H2 Te juga digunakan untuk pembersihan. Pada tahap akhir pemurnian, sublimasi vakum, distilasi atau rektifikasi telurium, serta peleburan zona atau kristalisasi terarah digunakan.
Sifat fisik dan kimia. Telurium berbentuk zat abu-abu keperakan dengan kilau metalik, pada lapisan tipis berwarna merah kecoklatan, pada uap berwarna kuning keemasan. Telurium yang meleleh di atas ~700 °C memiliki konduktivitas logam. Telurium bersifat diamagnetik, mag. kerentanan - 0,31·10-9. Kekerasan menurut Mohs 2.3, menurut Brinell 180-270 MPa; kekuatan tarik 10,8 MPa. Telurium rapuh dan menjadi ulet jika dipanaskan.
Untuk telurium, potensial elektroda normal adalah 0,56 V. Telurium, meskipun terdispersi, stabil di udara, tetapi bila dipanaskan akan terbakar (nyala biru dengan lingkaran hijau) dengan pembentukan TeO2. Telurium kristal bereaksi dengan air di atas 100°C, telurium amorf bereaksi di atas 50°C. Larutan alkali pekat melarutkan telurium untuk membentuk telurida dan telurit. Asam klorida dan H2 SO4 encer tidak berpengaruh pada telurium, konsentrasi. H2 SO4 melarutkannya, larutan merah yang dihasilkan mengandung kation. HNO3 mengoksidasi telurium menjadi asam telurat H2 TeO3 (garam telurit):
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2 O
Zat pengoksidasi kuat (HClO3, KMnO4, dll.) dioksidasi menjadi asam telurat H2 TeO4 (garam telurat):
4Te + 3HClO4 + 4H2 O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O
Telurium larut dalam larutan logam alkali sulfida dan polisulfida (dengan pembentukan tiotellurida dan tiotellurit). Bereaksi dengan larutan garam Ag. Tidak larut dalam CS2. Bereaksi dengan Cl2, F2 dan Br2 pada suhu kamar, dengan I2 bila dipanaskan, melebur dengan S, P (tidak membentuk senyawa), As (menghasilkan As2 Te3), dengan Si (membentuk Si2 Te3 dan SiTe), dengan Se ( membentuk larutan padat selama kristalisasi). Ia tidak berinteraksi langsung dengan boron dan karbon, ketika dipanaskan, ia membentuk gas karbonil TeCO yang tidak stabil. Ketika menyatu dengan logam, telurida diperoleh.
Hidrogen telurida H2 Te adalah gas tidak berwarna dengan bau tidak sedap; dalam keadaan cair berwarna kuning kehijauan, kristal kuning lemon; t.bale - 2°C, mp. - 51 °C; padat 5,81 gram/l; untuk gas; dan di udara kering pada suhu kamar ia terurai perlahan, di udara lembab ia teroksidasi menjadi telurium; ketika dipanaskan di udara ia terbakar, menghasilkan TeO2; kelarutan dalam air 0,1 M, larutan berair adalah asam lemah, K1 2·10-3; zat pereduksi kuat; diperoleh dengan mereaksikan Al2 Te3 dengan asam klorida, serta dengan elektrolisis larutan H2 SO4 dengan katoda telurium pada 0°C; digunakan untuk menghasilkan telurium dengan kemurnian tinggi.
TeF6 heksafluorida adalah gas tidak berwarna; mp - 37,8°C, luar biasa -38,6°C; padat 10,7 gram/l; stabil di udara kering, tidak mempengaruhi kaca; larut dalam air, secara bertahap terhidrolisis membentuk asam fluorotelurik TeFn (OH)6-n, dengan n dari 1 hingga 4, dan akhirnya asam telurat; membentuk senyawa dengan logam fluorida, misalnya. Ag dan Ba; diperoleh dengan fluoridasi telurium saat dipanaskan. Tetrafluorida TeF4 - kristal sistem ortorombik; mp 129,6°C, bp. 194°C (dengan dekomposisi); kepadatan 4,22 g/cm3; sangat higroskopis, mudah terhidrolisis; dengan logam alkali fluorida membentuk pentafluorotellurates M; diperoleh dari aksi SeF4 pada TeO2. Fluorida adalah agen tellurafluorinasi.
TeC14 tetraklorida - kristal kuning; mp 224°C, bp. 381,8°C; padat 3,01 gram/cm3; tingkat ketergantungan suhu terhadap tekanan uap \gp (mm Hg) = 8,791 - - 3941/T (497 – 653); sangat higroskopis, terhidrolisis dengan air; dalam HC1 pekat larut, membentuk asam klorotelurik H2 TeC16; diekstraksi dari larutan asam klorida dengan tributil fosfat dan pelarut organik lainnya; dengan klorida logam alkali membentuk heksa-M2 [TeCl6] dan pentaklorotellurat M[TeC15], dengan klorida Al, Fe(III), Zr dan kompleks lain dengan kation, misalnya TeC13; diperoleh dengan klorinasi telurium; TeCl4 adalah bahan awal untuk produksi telurium dengan kemurnian tinggi. Diklorida coklat TeC12 stabil dalam uap dan dapat terkondensasi menjadi cairan. Dua kristal klorida rendah juga diperoleh: Te2 Cl3 abu-abu perak dan hitam metastabil dengan kilau logam Te2 Cl.
Dengan pengendapan dari larutan air, sulfida TeS2 dan TeS3 dapat diperoleh, yang terurai ketika dipanaskan; TeS7 dan Te7 S10 dikenal. Tiotelurat (misalnya, Na2 TeS3) dapat diperoleh dengan melarutkan telurium dalam larutan polisulfida logam alkali atau belerang dalam larutan politellurida, serta dengan fusi. Tiotellurat adalah perantara dalam beberapa proses ekstraksi telurium.
Aplikasi. Area penerapan telurium yang paling penting adalah sintesis dekomposisi telurida dengan sifat semikonduktor. Telurium juga digunakan dalam metalurgi untuk paduan besi cor dan baja, Pb, Cu (untuk meningkatkan ketahanan mekanik dan kimianya). Telurium dan senyawanya digunakan dalam produksi katalis khusus. gelas, insektisida, herbisida, dll.
Polonium
Senyawa alami dan produksi polonium. Unsur kimia radioaktif golongan VI tabel periodik, analog dengan telurium. Nomor atom 84. Tidak memiliki isotop stabil. Terdapat 27 isotop radioaktif polonium dengan nomor massa 192 hingga 218, tujuh di antaranya (dengan nomor massa 210 hingga 218) terdapat di alam dalam jumlah yang sangat kecil sebagai anggota rangkaian radioaktif uranium, torium, dan aktinium, sisanya isotop diperoleh secara artifisial. Isotop polonium yang berumur paling panjang diproduksi secara artifisial 209 Po ( T 1/2 = 102 tahun) dan 208 Rho ( T 1/2 = 2,9 tahun), serta 210 Po yang terkandung dalam bijih radium-uranium ( T 1/2 = 138,4 hari). Kandungan 210 Po pada kerak bumi hanya 2·10–14%; 1 ton uranium alam mengandung 0,34 g radium dan sepersekian miligram polonium-210. Isotop polonium berumur terpendek yang diketahui adalah 213 Po ( T 1/2 = 3·10–7 detik). Isotop polonium yang paling ringan adalah pemancar alfa murni, sedangkan isotop yang lebih berat memancarkan sinar alfa dan gamma secara bersamaan. Beberapa isotop meluruh melalui penangkapan elektron, dan isotop terberat juga menunjukkan aktivitas beta yang sangat lemah. Isotop polonium yang berbeda mempunyai nama sejarah yang diadopsi pada awal abad ke-20, ketika mereka diperoleh sebagai hasil dari rantai peluruhan dari “elemen induk”: RaF (210 Po), AcC" (211 Po), ThC" ( 212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).
Polonium-210 disintesis dengan menyinari bismut alami (hanya mengandung 208 Bi) dengan neutron dalam reaktor nuklir (isotop beta-aktif bismut-210 terbentuk antara): 208 Bi + n→210 Bi → 210 Po + e. Ketika bismut diiradiasi oleh proton yang dipercepat, polonium-208 terbentuk, ia dipisahkan dari bismut melalui sublimasi dalam ruang hampa - seperti yang dilakukan M. Curie. Di Uni Soviet, metode isolasi polonium dikembangkan oleh Zinaida Vasilievna Ershova (1905–1995). Pada tahun 1937, ia dikirim ke Paris ke Institut Radium di laboratorium M. Curie (saat itu dipimpin oleh Irène Joliot-Curie). Akibat perjalanan bisnis ini, rekan-rekannya mulai memanggilnya “Nyonya Curie Rusia”. Di bawah kepemimpinan ilmiah ZV Ershova, produksi polonium permanen dan ramah lingkungan diciptakan di negara tersebut, yang memungkinkan penerapan program domestik untuk meluncurkan penjelajah bulan, di mana polonium digunakan sebagai sumber panas.
Isotop polonium yang berumur panjang belum banyak digunakan secara praktis karena rumitnya sintesisnya. Reaksi nuklir dapat digunakan untuk memproduksinya.
207 Pb + 4 He ® 208 Po + 3n,
208 Bi + 1 H ® 208 Po + 2n,
208 Bi + 2 D ® 208 Po + 3n,
208 Bi + 2 D ® 208 Po + 2n,
dimana 4 He adalah partikel alfa, 1 H adalah proton yang dipercepat, 2 D adalah deuteron yang dipercepat (inti deuterium).
Sifat polonium. Telurium sebagian sudah menunjukkan sifat logam, sedangkan polonium adalah logam lunak berwarna putih keperakan. Karena radioaktivitasnya yang kuat, ia bersinar dalam gelap dan menjadi sangat panas, sehingga diperlukan penghilangan panas secara terus menerus. Titik leleh polonium adalah 254 ° C (sedikit lebih tinggi dari titik leleh timah), titik didihnya adalah 962 ° C, oleh karena itu, meskipun sedikit pemanasan, polonium menyublim. Massa jenis polonium hampir sama dengan massa jenis tembaga - 9,4 g/cm3. Dalam penelitian kimia, hanya polonium-210 yang digunakan, isotop yang berumur lebih panjang praktis tidak digunakan karena sulitnya memperolehnya dengan sifat kimia yang sama.
Sifat kimia polonium logam mirip dengan sifat analog terdekatnya, telurium; ia menunjukkan bilangan oksidasi –2, +2, +4, +6. Di udara, polonium teroksidasi perlahan (cepat bila dipanaskan hingga 250 ° C) dengan pembentukan PoO2 dioksida merah (bila didinginkan, menjadi kuning akibat penataan ulang kisi kristal). Hidrogen sulfida dari larutan garam polonium mengendapkan PoS sulfida hitam.
Radioaktivitas polonium yang kuat mempengaruhi sifat senyawanya. Jadi, dalam asam klorida encer, polonium perlahan larut membentuk larutan berwarna merah muda (warna ion Po2+):
Po + 2HCl ® PoCl2 + H2,
namun, di bawah pengaruh radiasinya sendiri, diklorida berubah menjadi PoCl4 kuning. Asam nitrat encer mempasifkan polonium, sedangkan asam nitrat pekat dengan cepat melarutkannya:
Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2 O
Polonium terikat dengan non-logam golongan VI melalui reaksi dengan hidrogen membentuk hidrida volatil PoH2 (mp -35°C, bp +35°C, mudah terurai), bereaksi dengan logam (bila dipanaskan) membentuk polonida padat berwarna hitam (Na2 Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo, dll.) dan reaksi dengan alkali cair membentuk polonida:
3Po + 6NaOH ® 2Na2 Po + Na2 PoO3 + H2 O.
Polonium bereaksi dengan klorin ketika dipanaskan membentuk kristal PoCl4 berwarna kuning cerah, diperoleh kristal PoBr4 berwarna merah brom, dengan yodium, pada suhu 40 ° C, polonium bereaksi dengan pembentukan iodida PoI4 yang mudah menguap berwarna hitam. Polonium tetrafluorida putih PoF4 juga dikenal. Ketika dipanaskan, tetrahalida terurai membentuk dihalida yang lebih stabil:
PoCl4 ® PoCl2 + Cl2 .
Dalam larutan, polonium terdapat dalam bentuk kation Po2+, Po4+, anion PoO32–, PoO42–, serta berbagai ion kompleks, misalnya PoCl62–.
Penggunaan polonium. Polonium-210 memancarkan sinar alfa dengan energi 5,3 MeV, yang diperlambat dalam benda padat, hanya melewati seperseribu milimeter dan melepaskan energinya. Masa pakainya memungkinkan polonium digunakan sebagai sumber energi dalam baterai nuklir pesawat ruang angkasa: untuk memperoleh daya 1 kW, cukup 7,5 g polonium saja. Dalam hal ini, ia lebih unggul daripada sumber energi "nuklir" kompak lainnya. Sumber energi seperti itu bekerja, misalnya, pada Lunokhod 2, memanaskan peralatan selama malam bulan yang panjang. Tentu saja, kekuatan sumber energi polonium menurun seiring waktu - setengahnya setiap 4,5 bulan, tetapi isotop polonium yang berumur lebih panjang terlalu mahal. Polonium juga mudah digunakan untuk mempelajari efek radiasi alfa pada berbagai zat. Sebagai pemancar alfa, polonium yang dicampur dengan berilium digunakan untuk membuat sumber neutron kompak:
9 Menjadi + 4 Dia ® 12 C + n.
Alih-alih berilium, boron dapat digunakan dalam sumber tersebut. Dilaporkan bahwa pada tahun 2004, inspektur dari Badan Energi Atom Internasional (IAEA) menemukan program produksi polonium di Iran. Hal ini menimbulkan kecurigaan bahwa bahan ini dapat digunakan dalam sumber berilium untuk "memicu" reaksi berantai nuklir dalam uranium dengan neutron, yang menyebabkan ledakan nuklir.
Polonium, jika tertelan, dapat dianggap sebagai salah satu zat paling beracun: untuk 210 Po, kandungan maksimum yang diperbolehkan di udara hanya 40 miliar mikrogram per 1 m3 udara, yaitu. Polonium 4 triliun kali lebih beracun dibandingkan asam hidrosianat. Kerusakan ini disebabkan oleh partikel alfa (dan pada tingkat lebih rendah juga sinar gamma) yang dipancarkan polonium, yang merusak jaringan dan menyebabkan tumor ganas. Atom polonium dapat terbentuk di paru-paru manusia akibat peluruhan gas radon di dalamnya. Selain itu, logam polonium dapat dengan mudah membentuk partikel aerosol yang sangat kecil. Oleh karena itu, semua pekerjaan dengan polonium dilakukan dari jarak jauh dalam kotak tertutup.
Penemuan polonium. Keberadaan suatu unsur dengan nomor atom 84 telah diprediksi oleh DI Mendeleev pada tahun 1889 - ia menyebutnya ditellurium (dalam bahasa Sansekerta - telurium "kedua") dan berasumsi bahwa massa atomnya akan mendekati 212. Tentu saja, Mendeleev tidak dapat meramalkan hal itu ini elemennya akan menjadi tidak stabil. Polonium adalah unsur radioaktif pertama, ditemukan pada tahun 1898 oleh keluarga Curie dalam pencarian mereka untuk sumber radioaktivitas kuat pada mineral tertentu. Ketika ternyata bijih resin uranium memancarkan radiasi lebih kuat daripada uranium murni, Marie Curie memutuskan untuk secara kimia mengisolasi unsur kimia radioaktif baru dari senyawa ini. Sebelumnya, hanya dua unsur kimia radioaktif lemah yang diketahui - uranium dan thorium. Curie memulai dengan analisis kimia kualitatif tradisional mineral menurut skema standar, yang diusulkan oleh ahli kimia analitik Jerman K.R. Fresenius (1818–1897) pada tahun 1841 dan menurut skema tersebut banyak generasi siswa selama hampir satu setengah abad menentukan kation menggunakan apa yang disebut “metode hidrogen sulfida” " Pada awalnya dia mendapat sekitar 100 g mineral; kemudian ahli geologi Amerika memberi Pierre Curie 500 g lagi.Melakukan analisis sistematis, M. Curie setiap kali menguji fraksi individu (endapan dan larutan) untuk radioaktivitas menggunakan elektrometer sensitif yang ditemukan oleh suaminya. Pecahan yang tidak aktif dibuang, pecahan yang aktif dianalisis lebih lanjut. Ia dibantu oleh salah satu pimpinan bengkel kimia di Sekolah Fisika dan Kimia Industri, Gustav Bemon.
Pertama-tama, Curie melarutkan mineral tersebut dalam asam nitrat, menguapkan larutan hingga kering, melarutkan residu dalam air dan melewatkan aliran hidrogen sulfida melalui larutan. Dalam hal ini, endapan logam sulfida terbentuk; Sesuai dengan metode Fresenius, sedimen ini mungkin mengandung sulfida timbal, bismut, tembaga, arsenik, antimon, dan sejumlah logam lainnya yang tidak larut. Endapannya bersifat radioaktif, meskipun uranium dan thorium tetap berada dalam larutan. Dia mengolah endapan hitam dengan amonium sulfida untuk memisahkan arsenik dan antimon - dalam kondisi ini mereka membentuk tiosal yang dapat larut, misalnya (NH4)3 AsS4 dan (NH4)3 SbS3. Solusinya tidak menunjukkan radioaktivitas dan dibuang. Timbal, bismut dan tembaga sulfida tetap berada di sedimen.
Curie melarutkan bagian endapan yang tidak larut dalam amonium sulfida dalam asam nitrat, menambahkan asam sulfat ke dalam larutan dan menguapkannya di atas api pembakar sampai muncul uap SO3 berwarna putih kental. Dalam kondisi ini, asam nitrat yang mudah menguap dihilangkan seluruhnya, dan logam nitrat diubah menjadi sulfat. Setelah campuran didinginkan dan ditambahkan air dingin, endapan tersebut mengandung timbal sulfat PbSO4 yang tidak larut - tidak ada radioaktivitas di dalamnya. Dia membuang endapannya dan menambahkan larutan amonia kuat ke dalam larutan yang disaring. Pada saat yang sama, endapan turun lagi, kali ini putih; mengandung campuran basa bismut sulfat (BiO)2 SO4 dan bismut hidroksida Bi(OH)3. Amonia tembaga kompleks SO4 berwarna biru cerah tetap berada dalam larutan. Endapan putih, tidak seperti larutannya, ternyata sangat radioaktif. Karena timbal dan tembaga telah dipisahkan, endapan putih mengandung bismut dan campuran unsur baru.
Curie kembali mengubah endapan putih menjadi sulfida coklat tua Bi2S3, mengeringkannya dan memanaskannya dalam ampul yang telah dievakuasi. Bismut sulfida tidak berubah (tahan terhadap panas dan hanya meleleh pada suhu 685 ° C), namun sebagian uap keluar dari sedimen, yang mengendap dalam bentuk lapisan hitam di bagian dingin ampul. Film tersebut bersifat radioaktif dan tampaknya mengandung unsur kimia baru - analog dengan bismut dalam tabel periodik. Itu adalah polonium - unsur radioaktif pertama yang ditemukan setelah uranium dan thorium, yang tertulis dalam tabel periodik (pada tahun 1898 yang sama, radium ditemukan, serta sekelompok gas mulia - neon, kripton, dan xenon). Ternyata kemudian, polonium mudah menyublim ketika dipanaskan - volatilitasnya kira-kira sama dengan seng.
Keluarga Curie tidak terburu-buru menyebut lapisan hitam pada kaca sebagai elemen baru. Radioaktivitas saja tidak cukup. Rekan dan teman Curie, ahli kimia Perancis Eugene Anatole Demarsay (1852–1903), seorang spesialis di bidang analisis spektral (ia menemukan europium pada tahun 1901), memeriksa spektrum emisi lapisan hitam dan tidak menemukan garis baru di dalamnya. yang dapat menunjukkan adanya unsur baru. Analisis spektral adalah salah satu metode paling sensitif, yang memungkinkan pendeteksian banyak zat dalam jumlah mikroskopis yang tidak terlihat oleh mata. Namun, dalam sebuah artikel yang diterbitkan pada tanggal 18 Juli 1898, keluarga Curie menulis: “Kami berpendapat bahwa zat yang kami isolasi dari tar uranium mengandung logam yang belum diketahui, yang analog dengan bismut dalam sifat analitisnya. Jika keberadaan logam baru terbukti, kami mengusulkan untuk menyebutnya polonium, sesuai dengan nama tanah air salah satu dari kami” (Polonia dalam bahasa Latin - Polandia). Ini adalah satu-satunya kasus ketika unsur kimia baru yang belum teridentifikasi telah diberi nama. Namun, polonium dalam jumlah berat tidak dapat diperoleh - kandungan polonium dalam bijih uranium terlalu sedikit (kemudian polonium diperoleh secara artifisial). Dan bukan elemen inilah yang membuat keluarga Curie terkenal, melainkan radium.
Senyawa hidroksi transargonoid dari belerang lebih stabil dibandingkan senyawa klor, dan senyawa fosfor bahkan lebih stabil. Asam perklorat dan perklorat adalah zat pengoksidasi kuat, sedangkan asam sulfat dan sulfat adalah zat pengoksidasi lemah, dan asam fosfat dan fosfat bahkan lebih lemah. Perbedaan sifat ini sesuai dengan nilai keelektronegatifan X= 3 untuk Cl, 2,5 untuk S, 2,1 untuk P, dan Δх(relatif terhadap oksigen) adalah 0,5 untuk Cl, 1,0 untuk S, 1,4 untuk P. Nilai karakteristik kalor reaksi yang diberikan di bawah ini mencerminkan peningkatan nilai 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
Senyawa stabil belerang, selenium, dan telurium memiliki beberapa bilangan oksidasi dari -2 hingga +6, seperti yang ditunjukkan pada diagram terlampir:
6 JADI 3 , H 2 JADI 4 , SF 6 H 2 SeO 4 , SeF 6 TeO 3 , Te(OH) 6 , TeF 6
4 JADI 2, H 2 JADI 3 SeO 2, H 2 SeO 3 TeO 2
0 S 8 , S 2 Se Te
2 H 2 S, S 2- H 2 Se H 2 Te
Sulfur oksida
Valensi normal belerang oksida(monoksida) SO secara signifikan kurang stabil dibandingkan oksida trans-argonoid SO 2 dan SO 3. Panas pembentukannya memiliki nilai sebagai berikut:
1/8S 8 (k.) + 1/2O 2 (g.) → SO (g.) - 7 kJ mol -1
1/8S 8 (k.) + O 2 (g.) → SO 2 (g.) + 297 kJ mol -1
1/8S 8 (k.) + 3/2O 2 (g.) → SO 3 (g.) + 396 kJ mol -1
Dari dua persamaan pertama dapat disimpulkan bahwa penguraian oksida belerang menjadi belerang dioksida dan belerang disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas.
2SO (g.) → 1/8S 8 (k.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1
Oleh karena itu tidak mengherankan bahwa sulfur oksida tidak diketahui sebagai senyawa yang stabil, namun hanya ada sebagai molekul yang sangat reaktif dalam bentuk gas yang sangat dijernihkan atau dalam matriks beku. Oksida ini memiliki struktur
dengan dua elektron yang mempunyai spin paralel, dan menyerupai molekul O 2 dan S 2.
Sulfur dioksida SO 2 terbentuk selama pembakaran belerang atau sulfida, seperti pirit (FeS 2)
S + O 2 → JADI 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Ini adalah gas tidak berwarna dengan bau menyengat yang khas. Titik leleh dan titik didih sulfur dioksida masing-masing adalah -75 dan -10 °C.
Di laboratorium, sulfur dioksida biasanya dihasilkan oleh aksi asam kuat pada asam natrium sulfit padat
H 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaHSO 4 + H 2 O + SO 2
Dapat dibersihkan dan dikeringkan dengan cara digelembungkan melalui asam sulfat pekat. Sulfur dioksida memiliki struktur elektronik sebagai berikut:
Struktur ini menggunakan satu 3 D-orbital serta 3 S-orbital dan tiga 3 P-orbital. Panjang ikatan sulfur-oksigen yang ditentukan secara eksperimental adalah 143 pm; ini agak kurang dari nilai 149 pm yang diharapkan untuk ikatan rangkap. Sudut O-S-O adalah 119,5°.
Sulfur dioksida dalam jumlah besar digunakan untuk menghasilkan asam sulfat, asam sulfat, dan sulfit. SO 2 membunuh jamur dan bakteri dan digunakan dalam pengalengan dan pengeringan buah plum, aprikot dan buah-buahan lainnya. Larutan asam kalsium sulfit Ca(HSO 3) 2, diperoleh melalui reaksi sulfur dioksida dengan kalsium hidroksida, digunakan dalam produksi pulp kertas dari kayu. Ini melarutkan lignin, zat yang menyatukan serat selulosa, dan melepaskan serat tersebut, yang kemudian diolah menjadi kertas.
Trioksida (trioksida) belerang SO 3 terbentuk dalam jumlah yang sangat kecil ketika belerang terbakar di udara. Biasanya dihasilkan dengan mengoksidasi sulfur dioksida dengan udara dengan adanya katalis. Reaksi pembentukan senyawa ini dari zat sederhana bersifat eksotermik, tetapi kurang eksotermik (per atom oksigen) dibandingkan reaksi pembentukan sulfur dioksida. Fitur keseimbangan
JADI 2 (g.) + 1/2O 2 (g.) → JADI 3 (g.)
apakah hasil SO 3 yang memuaskan dapat diperoleh pada suhu rendah; reaksi berlangsung hampir sempurna. Namun, pada suhu rendah laju reaksi sangat rendah sehingga kombinasi langsung reaktan tidak dapat digunakan sebagai dasar proses industri. Pada suhu tinggi, ketika laju reaksi yang memuaskan tercapai, hasil menjadi rendah karena posisi kesetimbangan yang tidak menguntungkan.
Solusi untuk masalah ini adalah penemuan katalis yang tepat (platinum, vanadium pentoksida), yang mempercepat reaksi tanpa mempengaruhi kesetimbangannya. Reaksi katalitik tidak terjadi pada campuran gas, tetapi pada permukaan katalis ketika molekul bersentuhan dengannya. Dalam praktiknya, sulfur dioksida, yang diperoleh dengan membakar belerang atau pirit, dicampur dengan udara dan dilewatkan melalui katalis pada suhu 400-450°C. Dalam kondisi ini, sekitar 99% sulfur dioksida diubah menjadi sulfur trioksida. Metode ini digunakan terutama dalam produksi asam sulfat.
Sulfur trioksida adalah gas yang sangat korosif; ia bergabung kuat dengan air untuk menghasilkan asam sulfat
SO 3 (g.) + H 2 O (l.) → H 2 SO 4 (l.) + 130 kJ mol -1
Beras. 8.3. Sulfur trioksida dan beberapa asam oksigen sulfur.
Sulfur trioksida mudah larut dalam asam sulfat untuk membentuk oleum, atau asam sulfat yang berasap terutama terdiri dari asam disulfat H 2 S 2 O 7 (juga disebut asam pirosulfat)
JADI 3 + H 2 JADI 4 ⇔ H 2 S 2 O 7
Pada suhu 44,5°C, sulfur trioksida mengembun menjadi cairan tidak berwarna, yang membeku pada suhu 16,8°C membentuk kristal transparan. Zat ini bersifat polimorfik, dan kristal yang terbentuk pada suhu 16,8°C merupakan bentuk tidak stabil (bentuk α). Bentuk stabilnya adalah kristal halus, mirip dengan asbes, yang terbentuk ketika kristal alfa atau cairan disimpan dalam waktu singkat dengan adanya sedikit uap air (Gbr. 8.3). Ada juga beberapa bentuk lain dari zat ini, namun sulit dipelajari karena konversi satu bentuk ke bentuk lainnya sangat lambat. Pada suhu di atas 50°C, kristal mirip asbes menguap secara perlahan, membentuk uap SO3.
Molekul belerang trioksida dalam fase gas, cair dan kristal alfa memiliki struktur elektronik
Molekul tersebut memiliki struktur datar dengan panjang ikatan yang sama (143 pm) seperti pada molekul sulfur dioksida.
Sifat-sifat belerang trioksida sebagian besar dapat dijelaskan oleh lebih rendahnya stabilitas ikatan rangkap belerang-oksigen dibandingkan dengan dua ikatan tunggal di antara keduanya. Jadi, sebagai hasil reaksi dengan air, satu ikatan rangkap pada sulfur trioksida digantikan oleh dua ikatan tunggal pada asam sulfat yang dihasilkan.
Peningkatan stabilitas produk dibuktikan dengan banyaknya panas yang dilepaskan selama reaksi.
Asam sulfat
Larutan asam sulfat H 2 SO 3 dibuat dengan melarutkan sulfur dioksida dalam air. Baik asam sulfat maupun garamnya, sulfit, merupakan zat pereduksi kuat. Mereka membentuk asam sulfat H 2 SO 4 dan sulfat ketika dioksidasi dengan oksigen, halogen, hidrogen peroksida dan zat pengoksidasi serupa.
Asam sulfat memiliki struktur
Asam sulfat dan sulfat
Asam sulfat H 2 SO 4 adalah salah satu produk kimia terpenting yang digunakan dalam industri kimia dan industri terkait. Ini adalah cairan berminyak berat (massa jenis 1,838 g cm -3), sedikit berasap di udara karena pelepasan sisa sulfur trioksida, yang kemudian bergabung dengan uap air membentuk tetesan asam sulfat. Asam sulfat murni, bila dipanaskan, menghasilkan uap yang kaya akan sulfur trioksida, dan kemudian mendidih pada suhu 338 ° C, mempertahankan komposisi konstan (98% H 2 SO 4 dan 2% H 2 O). Ini adalah “asam sulfat pekat” industri biasa.
Asam sulfat pekat sangat korosif. Dia dengan rakus berhubungan dengan air; Pencampuran dengan air disertai dengan pelepasan panas dalam jumlah besar akibat terbentuknya ion hidronium
H 2 JADI 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + JADI 4 2-
Untuk mengencerkan asam sulfat pekat itu harus dituangkan ke dalam air dalam aliran tipis sambil mengaduk larutan; air tidak dapat ditambahkan ke asam, karena ini akan menyebabkan asam mendidih dan memercik kuat. Asam encer menempati volume yang lebih kecil daripada komponennya, dan efek pengurangan volume maksimum pada perbandingan H 2 SO 4: H 2 O = 1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-].
Sifat kimia dan kegunaan asam sulfat
Penggunaan asam sulfat ditentukan oleh sifat kimianya - digunakan sebagai asam, sebagai zat dehidrasi dan zat pengoksidasi.
Asam sulfat memiliki titik didih yang tinggi (330°C), sehingga memungkinkan digunakan untuk mengolah garam dari asam yang lebih mudah menguap guna memperoleh asam tersebut. Asam nitrat, misalnya, dapat dibuat dengan memanaskan natrium nitrat dengan asam sulfat
NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3
Asam nitrat didistilasi pada suhu 86°C. Asam sulfat juga digunakan untuk memproduksi pupuk fosfat larut, amonium sulfat yang digunakan sebagai pupuk, sulfat lainnya, dan banyak bahan kimia dan obat-obatan. Baja biasanya dibersihkan dari karat dengan cara direndam dalam rendaman asam sulfat ("pengawetan") sebelum dilapisi dengan seng, timah, atau enamel. Asam sulfat berfungsi sebagai elektrolit dalam baterai timbal konvensional.
Asam sulfat memiliki kemampuan yang kuat dalam menyerap air sehingga dapat digunakan sebagai dehidrator yang efektif. Gas yang tidak bereaksi dengan asam sulfat dapat dikeringkan dengan cara dilewatkan melaluinya. Kekuatan dehidrasi asam sulfat pekat begitu besar sehingga senyawa organik seperti gula, akibat aksinya, kehilangan hidrogen dan oksigen dalam bentuk air.
$C_(12)H_(22)O_(11) \panah kanan 12C + 11H_(2)O$
Gula (sukrosa) H 2 SO 4
Banyak bahan peledak, seperti nitrogliserin, dihasilkan oleh reaksi antara senyawa organik dan asam nitrat, menghasilkan pembentukan bahan peledak dan air, misalnya bahan peledak.
C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3H 2 O
Gliserol H 2 SO 4 Nitrogliserin
Agar reaksi reversibel ini berlangsung dari kiri ke kanan, asam nitrat dicampur dengan asam sulfat, yang karena efek dehidrasinya, mendorong pembentukan produk reaksi. (Dua contoh lainnya diberikan di Bagian 7.7.)
Asam sulfat pekat panas adalah zat pengoksidasi kuat; produk reduksinya adalah sulfur dioksida. Asam sulfat melarutkan tembaga dan bahkan dapat mengoksidasi karbon
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
C + 2H 2 JADI 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
Melarutkan tembaga dalam asam sulfat pekat panas menggambarkan reaksi umum - pembubaran logam tidak aktif dalam asam dengan aksi simultan zat pengoksidasi. Logam aktif dioksidasi menjadi kation melalui aksi ion hidrogen, yang kemudian direduksi menjadi unsur hidrogen, misalnya
Zn + 2Н + → Zn 2+ + H 2 (g.)
Reaksi serupa tidak terjadi pada tembaga. Namun, tembaga dapat dioksidasi menjadi ion Cu 2+ melalui aksi zat pengoksidasi kuat, seperti klorin atau asam nitrat, atau, seperti ditunjukkan di atas, dengan asam sulfat pekat panas.
sulfat
Asam sulfat bergabung dengan basa membentuk sulfat sedang, seperti K 2 SO 4 (kalium sulfat), dan sulfat asam (kadang-kadang disebut bisulfat), seperti asam kalium sulfat KHSO 4.
Sulfat yang sedikit larut ditemukan dalam bentuk mineral, antara lain CaSO 4 2H 2 O (gipsum), SrSO 4, BaSO 4 (barit) dan PbSO 4. Sulfat yang paling sedikit larut adalah barium sulfat; oleh karena itu, pembentukannya sebagai endapan putih merupakan reaksi kualitatif terhadap ion sulfat.
Sulfat larut yang paling umum meliputi: Na 2 SO 4 10H 2 O, (NH 4) 2 SO 4, MgSO 4 7H 2 O (garam pahit), CuSO 4 5H 2 O (tembaga sulfat), FeSO 4 7H 2 O, ( NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O (garam yang mudah mengkristal dan mudah dimurnikan yang digunakan dalam kimia analitik untuk pembuatan larutan standar besi divalen), ZnSO 4 7H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O (tawas), (NH 4)Al(SO 4) 2 12H 2 O (aluminium-amonium tawas) dan KCr(SO 4) 2 12H 2 O (kromium tawas).
Asam tio atau sulfonat
Natrium tiosulfat Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O (salah disebut “natrium hiposulfit”) adalah zat yang digunakan dalam fotografi. Itu diperoleh dengan merebus larutan natrium sulfit dengan belerang murni
JADI 3 2- + S → S 2 O 3 2-
Ion bisulfit Ion tiosulfat
Asam tiosulfat H 2 S 2 O 3 tidak stabil; Ketika tiosulfat diolah dengan asam, sulfur dioksida dan sulfur akan terbentuk.
Struktur ion tiosulfat S 2 O 3 2- menarik karena kedua atom belerang tidak setara. Ion ini adalah ion sulfat SO 4 2-, yang salah satu atom oksigennya digantikan oleh atom belerang (Gbr. 8.4). Atom belerang pusat dapat diberi bilangan oksidasi +6, dan atom belerang yang terikat dapat diberi bilangan oksidasi -2.
Ion tiosulfat mudah teroksidasi, terutama oleh yodium, menjadi ion 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 -
Reaksi antara ion tiosulfat dan yodium ini banyak digunakan dalam analisis kuantitatif zat dengan sifat pengoksidasi atau pereduksi.
Beras. 8.4. Ion tiosulfat dan tetrationat.
Selenium dan telurium
Senyawa selenium transargonoid sangat mirip dengan senyawa belerang yang bersangkutan. Selenat, garam asam selenat H 2 SeO 4 sangat mirip dengan sulfat. Asam telurat mempunyai rumus Te(OH) 6, dan atom pusatnya yang besar mempunyai bilangan koordinasi bukan 4, melainkan 6, sama seperti atom iodin pada molekul H 5 IO 6.
Geser 2
Belerang, selenium dan telurium adalah unsur-unsur subkelompok utama golongan VI, anggota keluarga kalkogen.
Geser 3
Sulfur
Belerang merupakan salah satu zat yang dikenal umat manusia sejak dahulu kala. Bahkan orang Yunani dan Romawi kuno menemukan berbagai kegunaan praktisnya. Potongan belerang asli digunakan untuk melakukan ritual mengusir roh jahat.
Geser 4
Telurium
Di salah satu wilayah Austria, yang disebut Semigorye, ditemukan bijih aneh berwarna putih kebiruan pada abad ke-18.
Geser 5
selenium
Selenium adalah salah satu unsur yang diketahui manusia bahkan sebelum penemuan resminya. Unsur kimia ini sangat tersamarkan oleh unsur kimia lain yang memiliki karakteristik serupa dengan selenium. Unsur utama yang menutupinya adalah belerang dan telurium.
Geser 6
Kuitansi
Metode oksidasi hidrogen sulfida menjadi unsur belerang pertama kali dikembangkan di Inggris Raya, di mana mereka belajar memperoleh sejumlah besar belerang dari sisa Na2CO3 setelah produksi soda menggunakan metode ahli kimia Prancis N. Leblanc dari kalsium sulfida CaS. Metode Leblanc didasarkan pada reduksi natrium sulfat dengan batubara dengan adanya batu kapur CaCO3. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Geser 7
Soda tersebut kemudian dilarutkan dengan air, dan suspensi berair dari kalsium sulfida yang sukar larut diolah dengan karbon dioksida.
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Hasil hidrogen sulfida H2S yang bercampur dengan udara dilewatkan dalam tungku melalui lapisan katalis. Dalam hal ini, karena oksidasi hidrogen sulfida yang tidak sempurna, terbentuk belerang 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
Geser 8
Ketika dipanaskan dengan asam klorida, asam selenat direduksi menjadi asam selenat. Kemudian, sulfur dioksida SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 dilewatkan melalui larutan asam selenous yang dihasilkan.Untuk memurnikannya, selenium kemudian dibakar dalam oksigen jenuh dengan uap asam nitrat HNO3 yang berasap. Dalam hal ini, selenium dioksida murni SeO2 menyublim. Dari larutan SeO2 dalam air, setelah ditambahkan asam klorida, selenium diendapkan kembali dengan melewatkan sulfur dioksida melalui larutan.
Geser 9
Untuk memisahkan Te dari lumpur, mereka disinter dengan soda diikuti dengan pencucian. Te masuk ke dalam larutan basa, yang setelah dinetralkan, ia mengendap dalam bentuk TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. Untuk memurnikan telurium dari S dan Se, kemampuannya, di bawah aksi zat pereduksi (Al) dalam media basa, untuk berubah menjadi ditellurida larut dinatrium Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na digunakan.
Geser 10
Untuk mengendapkan telurium, udara atau oksigen dilewatkan melalui larutan: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Untuk mendapatkan telurium dengan kemurnian khusus, telurium diklorinasi: Te+2Cl2=TeCl4. Tetraklorida yang dihasilkan dimurnikan dengan distilasi atau rektifikasi. Kemudian tetraklorida dihidrolisis dengan air: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl, dan TeO2 yang dihasilkan direduksi dengan hidrogen: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
Geser 11
Properti fisik
Geser 12
Sifat kimia
Di udara, belerang terbakar, membentuk belerang dioksida - gas tidak berwarna dengan bau menyengat: S + O2 → SO2 Sifat pereduksi belerang dimanifestasikan dalam reaksi belerang dengan non-logam lainnya, tetapi pada suhu kamar belerang hanya bereaksi dengan fluor. : S + 3F2 → SF6
Geser 13
Belerang cair bereaksi dengan klor, dengan kemungkinan pembentukan dua klorida yang lebih rendah 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Ketika dipanaskan, belerang juga bereaksi dengan fosfor, membentuk campuran fosfor sulfida, di antaranya adalah sulfida yang lebih tinggi P2S5: 5S + 2P → P2S2 Selain itu , jika dipanaskan, belerang bereaksi dengan hidrogen, karbon, silikon: S + H2 → H2S (hidrogen sulfida) C + 2S → CS2 (karbon disulfida)
Geser 14
Dari zat kompleks, pertama-tama kita harus memperhatikan reaksi belerang dengan alkali cair, di mana belerang tidak proporsional seperti klorin: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Dengan asam pengoksidasi pekat, belerang hanya bereaksi dengan pemanasan yang lama: S+ 6HNO3 (konsentrasi) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konsentrasi) → 3SO2 + 2H2O
Geser 15
Pada suhu 100–160°C telurium dioksidasi oleh air: Te+2H2O= TeO2+2H2 Ketika direbus dalam larutan basa, telurium terdisproporsi membentuk telurida dan telurit: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
Geser 16
Encerkan HNO3 mengoksidasi Te menjadi asam telurat H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Oksidator kuat (HClO3, KMnO4) mengoksidasi Te menjadi asam telurat lemah H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Senyawa telurium (+2) tidak stabil dan rentan terhadap disproporsionasi: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Geser 17
Ketika dipanaskan di udara, ia terbakar membentuk kristal SeO2 yang tidak berwarna: Se + O2 = SeO2. Bereaksi dengan air jika dipanaskan: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selenium bereaksi jika dipanaskan dengan asam nitrat membentuk asam selenous H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Geser 18
Ketika direbus dalam larutan basa, selenium menjadi tidak proporsional: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Jika selenium direbus dalam larutan basa yang dilalui udara atau oksigen, maka akan terbentuk larutan berwarna merah-coklat yang mengandung poliselenida: K2Se + 3Se = K2Se4
