Telūrs ir viens no retajiem elementiem: tā saturs zemes garozā ir tikai .
Brīvā stāvoklī selēns, tāpat kā sērs, veido vairākas alotropas modifikācijas, no kurām pazīstamākās ir amorfais selēns, kas ir sarkanbrūns pulveris, un pelēkais selēns, kas veido trauslus kristālus ar metālisku spīdumu.
Telūrs ir pazīstams arī amorfas modifikācijas veidā un gaiši pelēku kristālu veidā ar metālisku spīdumu.
Selēns ir tipisks pusvadītājs (sk. § 190). Svarīga tā kā pusvadītāja īpašība ir straujš elektriskās vadītspējas pieaugums, kad tas ir apgaismots. Selēna saskarnē ar metāla vadītāju veidojas barjeras slānis - ķēdes daļa, kas spēj plūst elektrisko strāvu tikai vienā virzienā. Šo īpašību dēļ selēns tiek izmantots pusvadītāju tehnoloģijā taisngriežu un saules bateriju ar barjeras slāni ražošanā. Telūrs ir arī pusvadītājs, taču tā pielietojums ir ierobežotāks. Dažu metālu selenīdam un telurīdiem ir arī pusvadītāju īpašības, un tos izmanto elektronikā. Nelielos daudzumos telūrs kalpo kā svina leģējoša piedeva, uzlabojot tā mehāniskās īpašības.
Ūdeņraža selenīds un ūdeņraža telurīds ir bezkrāsainas gāzes ar nepatīkamu smaku. To ūdens šķīdumi ir skābes, kuru disociācijas konstantes ir nedaudz lielākas par sērūdeņraža disociācijas konstanti.
Ķīmiski ūdeņraža selenīds un ūdeņraža telurīds ir ļoti līdzīgi sērūdeņradim. Tāpat kā sērūdeņradis, tiem ir ļoti reducējošas īpašības. Sildot, tie abi sadalās. Tajā pašā laikā tas ir mazāk stabils nekā: tāpat kā tas notiek ūdeņraža halogenīdu sērijā, molekulu stiprums pārejas laikā samazinās. Ūdeņraža selenīda un ūdeņraža telurīda sāļi – selenīdi un telurīdi – pēc šķīdības ūdenī un skābēs ir līdzīgi sulfīdiem. Apstrādājot selenīdus un telurīdus ar stiprām skābēm, var iegūt ūdeņraža selenīdu un ūdeņraža telurīdu.
Selēnu un telūru sadedzinot gaisā vai skābeklī, tiek iegūti dioksīdi un, kas normālos apstākļos ir cietā stāvoklī un ir selēna un telūrskābes anhidrīdi.
Atšķirībā no sēra dioksīda, tiem piemīt galvenokārt oksidējošas īpašības, viegli reducējoties līdz brīvam selēnam un telūram, piemēram:
Spēcīgu oksidētāju iedarbībā selēna un telūra dioksīdus var pārvērst attiecīgi selēnskābē un telūrskābē.
Telūra elementu Klaprots atklāja 1782. gadā Ungārijas zelta rūdās. Telūra nosaukums cēlies no grieķu valodas “tellis” - zeme.1817. gadā Bērzeliuss sērskābes rūpnīcas svina kameru dūņās atklāja telūram līdzīgu elementu. Tas tika nosaukts pēc grieķu mēness nosaukuma - selēns.
Selēns un telūrs ir periodiskās tabulas VI grupas elementi. To ķīmiskās īpašības ir tuvu sēram, taču tās atšķiras no tā, īpaši telūra, ar atšķirīgām metāliskām īpašībām. Tāpat kā sērs, telūrs un sērs veido amorfas un kristāliskas formas.
Ir zināmas divas selēna kristāliskās modifikācijas. Visstabilākais ir pelēkais vai metāliskais selēns, kuram ir sešstūra struktūra (a = 4,354 A, c = 4,949 A). To iegūst, lēni atdzesējot izkausētu selēnu. No šķīdumiem izgulsnējot selēnu vai strauji atdzesējot tvaikus, selēnu iegūst irdena sarkana pulvera veidā.Sarkanajam selēnam ir monokliniska kristāliska struktūra. Sildot līdz 120°, sarkanais selēns kļūst pelēks.
Stiklveida selēnu iegūst, strauji atdzesējot izkausētu selēnu trauslas pelēcīgi svina masas veidā. Apmēram 50° temperatūrā stiklveida selēns sāk mīkstināt, augstākā temperatūrā pārvēršas kristāliski pelēkā selēnā.
Kristālisko telūru iegūst, kondensējot telūra tvaikus. Tam ir sudrabaini balta krāsa. Ir zināmas divas telūra modifikācijas - α- un β-telūrs.Sešstūra α-modifikācija ir izomorfa pelēkajam selēnam (a = 4,445 A, c = 5,91 A). Pārejas punkts α⇔β-telūrs 354°. No ūdens šķīdumiem reducējošie aģenti izgulsnē brūnu amorfā telūra pulveri.
Selēna un telūra fizikālās īpašības
Selēns ir tipisks pusvadītājs. Istabas temperatūrā tas ir slikts elektrības vadītājs. Selēna elektriskā vadītspēja ir ļoti atkarīga no gaismas intensitātes. Gaismā elektriskā vadītspēja ir 1000 reižu lielāka nekā tumsā. Vislielāko efektu rada stari, kuru viļņa garums ir aptuveni 700 ml.
Telūram ir augstāka elektrovadītspēja nekā selēnam, un augstā spiedienā elektriskā pretestība ievērojami palielinās.
Abi elementi normālā temperatūrā ir trausli, bet karsējot tie ir uzņēmīgi pret plastiskām deformācijām.
Parastā temperatūrā selēns un telūrs nereaģē ar skābekli. Karsējot gaisā, tie degot oksidējas, veidojot SeO2 un TeO2. Selēns deg ar zilu liesmu, telūrs ar zilu liesmu ar zaļganu maliņu. Selēna sadegšanu pavada raksturīga smaka (“sapuvušu redīsu smarža”).
Ūdens un neoksidējošās skābes (atšķaidīta sērskābe un sālsskābe) neietekmē selēnu un telūru. Elementi izšķīst koncentrētā sērskābē, slāpekļskābē, kā arī karstos koncentrētos sārmu šķīdumos.
Svarīga selēna un telūra īpašība, kas tiek izmantota to ražošanas tehnoloģijā, ir to spēja izšķīst sēra sārmos, veidojot polisulfīdus, kurus viegli sadalot skābēm, izdalās attiecīgi selēns un telūrs.
Selēns izšķīst nātrija sulfīta šķīdumos, veidojot tiosulfāta tipa savienojumu Na2SeSO3, kas, paskābinot, sadalās, atbrīvojot elementāru selēnu.
Selēns un telūrs parastā temperatūrā reaģē ar visiem halogēniem. Ar metāliem tie veido selenīdus un telurīdus, kas līdzīgi sulfīdiem (piemēram, Na2Se, Ag2Se utt.). Tāpat kā sērs, selēns un telūrs veido ūdeņraža selenīda (H2Se) un ūdeņraža telūra (H2Te) gāzes, kas iegūtas, skābēm iedarbojoties uz selenīdiem un telurīdiem.
Elementārais telūrs nesavienojas tieši ar ūdeņradi, bet selēns reaģē ar ūdeņradi temperatūrā virs 400°.
17.12.2019
Far Cry sērija turpina priecēt savus spēlētājus ar stabilitāti. Pēc tik daudz laika kļūst skaidrs, kas jums jādara šajā spēlē. Medības, izdzīvošana, sagūstīšana...
16.12.2019
Veidojot dzīvojamās telpas dizainu, īpaša uzmanība jāpievērš dzīvojamās istabas interjeram - tas kļūs par jūsu “visuma” centru....
15.12.2019
Nav iespējams iedomāties mājas celtniecību, neizmantojot sastatnes. Šādas struktūras tiek izmantotas arī citās saimnieciskās darbības jomās. AR...
14.12.2019
Metināšana parādījās kā metāla izstrādājumu pastāvīgas savienošanas metode nedaudz vairāk nekā pirms gadsimta. Tajā pašā laikā tā nozīmi šobrīd nav iespējams pārvērtēt. IN...
14.12.2019
Apkārtējās telpas optimizēšana ir ārkārtīgi svarīga gan mazām, gan lielām noliktavām. Tas ievērojami vienkāršo darbu un nodrošina...
13.12.2019
Metāla dakstiņi ir metāla jumta seguma materiāli. Lokšņu virsma ir pārklāta ar polimērmateriāliem un cinku. Dabīgās flīzes imitē materiāls...
13.12.2019
Testēšanas iekārtas ir plaši izmantotas dažādās jomās. Tās kvalitātei jābūt nevainojamai. Lai sasniegtu šo mērķi, ierīces ir aprīkotas...
13.12.2019
Franču stils interjerā pēdējā laikā kļuvis populārs izsmalcinātu un tajā pašā laikā vienkāršu risinājumu cienītāju vidū....
13.12.2019
Mākslinieciskā kalšana ir amats, kas no meistara prasa īpašas prasmes un iemaņas, kā arī neatlaidību un talantu. Visos laikmetos ēku apdares sastāvdaļas...
§8 Elementi VI Un grupas.
Skābeklis, sērs, selēns, telūrs, polonijs.
Vispārīga informācija par elementiem VI A grupa:
VI A grupas elementus (izņemot poloniju) sauc par halkogenīdiem. Šo elementu ārējais elektroniskais līmenis satur sešus valences elektronus (ns2 np4), tāpēc normālā stāvoklī tiem ir valence 2, bet ierosinātā stāvoklī -4 vai 6 (izņemot skābekli). Skābekļa atoms atšķiras no citu apakšgrupas elementu atomiem ar to, ka ārējā elektroniskajā slānī nav d-apakšlīmeņa, kas rada lielas enerģijas izmaksas tā elektronu “savienošanai pārī”, ko nekompensē elektroniskā slāņa enerģija. jaunu kovalento saišu veidošanās. Tāpēc skābekļa kovalence ir divas. Tomēr dažos gadījumos skābekļa atoms ar vientuļiem elektronu pāriem var darboties kā elektronu donors un veidot papildu kovalentās saites, izmantojot donora-akceptora mehānismu.
Šo elementu elektronegativitāte pakāpeniski samazinās O-S-Se-Te-Po secībā. Oksidācijas stāvoklis no -2,+2,+4,+6. Palielinās atoma rādiuss, kas vājina elementu nemetāliskās īpašības.
Šīs apakšgrupas elementi ar ūdeņradi veido H2 R formas savienojumus (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po), kas šķīst ūdenī un veido skābes. Skābju īpašības palielinās virzienā H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se un Te ar skābekli veido tādus savienojumus kā RO2 un RO3. No šiem oksīdiem veidojas H2RO3 un H2RO4 tipa skābes. Palielinoties atomu skaitam, skābes stiprums samazinās. Visām tām piemīt oksidējošas īpašības. Skābēm, piemēram, H2RO3, ir arī reducējošas īpašības.
Skābeklis
Dabiski savienojumi un preparāti: Skābeklis ir visizplatītākais elements zemes garozā. Brīvā stāvoklī tas ir atrodams atmosfēras gaisā (21%); saistītā veidā tā ir daļa no ūdens (88,9%), minerāliem, iežiem un visām vielām, no kurām veidoti augu un dzīvnieku organismi. Atmosfēras gaiss ir daudzu gāzu maisījums, kuru galvenā daļa ir slāpeklis un skābeklis, un neliels daudzums cēlgāzu, oglekļa dioksīda un ūdens tvaiku. Oglekļa dioksīds dabā veidojas koksnes, ogļu un cita veida kurināmā sadegšanas, dzīvnieku elpošanas un sabrukšanas laikā. Dažviet pasaulē CO2 izplūst gaisā vulkāniskās aktivitātes dēļ un arī no pazemes avotiem.
Dabiskais skābeklis sastāv no trim stabiliem izotopiem: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Izotopi 814 O, 815 O un 819 O arī tika iegūti mākslīgi.
Skābekli tīrā veidā 1772. gadā vispirms ieguva K. V. Šēle, bet pēc tam 1774. gadā D. Ju. Prīstlijs, kurš to izolēja no HgO. Tomēr Prīstlijs nezināja, ka iegūtā gāze ir daļa no gaisa. Tikai dažus gadus vēlāk Lavuazjē, kurš detalizēti pētīja šīs gāzes īpašības, konstatēja, ka tā ir galvenā gaisa daļa.
Laboratorijā skābekli iegūst, izmantojot šādas metodes:
E
ūdens elektrolīze. Lai palielinātu ūdens elektrisko vadītspēju, tam pievieno sārmu šķīdumu (parasti 30% KOH) vai sārmu metālu sulfātus:
Vispārīgā formā: 2H2 O → 2H2 +O2
Pie katoda: 4H2 О+4e¯→ 2H2 +4OH¯
Pie anoda: 4OH−4e→2H2 O+O2
- Skābekli saturošu savienojumu sadalīšanās:
Bertolē sāls termiskā sadalīšanās MnO2 katalizatora ietekmē.
KClO3 → 2KCl+3O2
Kālija permanganāta termiskā sadalīšanās
KMnO4 →K2 MnO4 +MnO2 +O2.
Sārmu metālu nitrātu termiskā sadalīšanās:
2KNO3 → 2KNO2 +O2.
Peroksīdu sadalīšanās:
2H2 O2 → 2H2 O+O2.
2BaO2 → 2BaO+O2.
Dzīvsudraba (II) oksīda termiskā sadalīšanās:
2HgO→2HgO+O2.
Sārmu metālu peroksīdu mijiedarbība ar oglekļa monoksīdu (IV):
2Na2 O2 +2CO2 →2Na2 CO3 +O2.
Balinātāja termiskā sadalīšanās katalizatora - kobalta sāļu klātbūtnē:
2Ca(OCl)Cl →2CaCl2 +O2.
Ūdeņraža peroksīda oksidēšana ar kālija permanganātu skābā vidē:
2KMnO4 +H2SO4 +5H2O2 →K2SO4 +2Mn SO4 +8H2O+5O2.
Rūpniecībā: Pašlaik rūpniecībā skābekli iegūst, frakcionēti destilējot šķidru gaisu. Šķidru gaisu nedaudz uzkarsējot, vispirms no tā tiek atdalīts slāpeklis (tboil (N2) = -196ºC), pēc tam izdalās skābeklis (tboil (O2) = -183ºC).
Ar šo metodi iegūtais skābeklis satur slāpekļa piemaisījumus. Tāpēc, lai iegūtu tīru skābekli, iegūtais maisījums tiek atkārtoti destilēts un galu galā rada 99,5% skābekļa. Turklāt daļu skābekļa iegūst ūdens elektrolīzē. Elektrolīts ir 30% KOH šķīdums.
Skābekli parasti uzglabā zilos cilindros ar spiedienu 15 MPa.
Fizikāli ķīmiskās īpašības: Skābeklis ir bezkrāsaina, bez smaržas, garšas gāze, nedaudz smagāka par gaisu, nedaudz šķīst ūdenī. Skābeklis 0,1 MPa spiedienā un -183ºС temperatūrā pārvēršas šķidrā stāvoklī un sasalst pie -219ºС. Šķidrā un cietā stāvoklī to pievelk magnēts.
Saskaņā ar valences saites metodi skābekļa molekulas struktūra, kas attēlota diagrammā -:Ö::Ö: , neizskaidro lielāku spēku molekulai, kurai ir paramagnētiskas īpašības, tas ir, nepāra elektroni normālā stāvoklī.
Saiknes rezultātā starp divu atomu elektroniem veidojas viens kopīgs elektronu pāris, pēc kura nepāra elektrons katrā atomā veido savstarpēju saiti ar cita atoma nedalīto pāri un starp tiem veidojas trīs elektronu saite. Uzbudinātā stāvoklī skābekļa molekulai piemīt diamagnētiskas īpašības, kas atbilst struktūrai saskaņā ar shēmu: Ö = Ö: ,
Skābekļa atomam trūkst divu elektronu, lai aizpildītu elektronu līmeni. Tāpēc skābeklis ķīmiskajās reakcijās var viegli pievienot divus elektronus un uzrādīt oksidācijas stāvokli -2. Skābeklis tikai savienojumos ar elektronnegatīvāku elementu fluoru uzrāda oksidācijas pakāpi +1 un +2: O2 F2, ОF2.
Skābeklis ir spēcīgs oksidētājs. Tas mijiedarbojas ne tikai ar smagajām inertajām gāzēm (Kr, Xe, He, Rn), ar zeltu un platīnu. Šo elementu oksīdi veidojas citos veidos. Skābeklis nonāk degšanas un oksidācijas reakcijās gan ar vienkāršām, gan sarežģītām vielām. Nemetāliem mijiedarbojoties ar skābekli, veidojas skābi vai sāļus veidojoši oksīdi, bet metāliem mijiedarbojoties amfotēriski vai jaukti oksīdi.Tādējādi skābeklis reaģē ar fosforu ~ 60 ° C temperatūrā,
4P+5O2 → 2P2 O5
Ar metāliem - atbilstošo metālu oksīdi
4Al + 3O2 → 2Al2 O3
3Fe + 2O2 → Fe3O4
Karsējot sārmu metālus sausā gaisā, tikai litijs veido oksīdu Li2O, bet pārējie ir peroksīdi un superoksīdi:
2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2
Skābeklis reaģē ar ūdeņradi 300 °C temperatūrā:
2H2 + O2 = 2H2O.
Mijiedarbojoties ar fluoru, tam piemīt atjaunojošas īpašības:
O2 + F2 = F2 O2 (elektriskajā izlādē),
ar sēru - aptuveni 250 °C temperatūrā:
Skābeklis reaģē ar grafītu 700 °C temperatūrā
C + O2 = CO2.
Skābekļa mijiedarbība ar slāpekli sākas tikai pie 1200°C vai elektriskās izlādes:
N2 + O22NO - Q.
Skābeklis reaģē arī ar daudziem sarežģītiem savienojumiem, piemēram, ar slāpekļa oksīdu (II), tas reaģē jau istabas temperatūrā:
2NO + O2 = 2NO2.
Kad sērūdeņradis karsējot oksidējas, atkarībā no skābekļa un sērūdeņraža attiecības veidojas sērs vai sēra oksīds (IV):
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
2H2S + 3О2 = 2SO2 + 2H2O
Lielākā daļa oksidācijas reakciju, kas saistītas ar skābekli, atbrīvo siltumu un gaismu, ko sauc par sadegšanu.
Ozons
Ozons-O3 ir skābekļa elementa otrā alotropā modifikācija. O3 molekulai ir leņķiskā struktūra (leņķis starp saitēm ir 116º, O=O saites garums, l = 0,1278 nm) Pie Nr. tā ir zila gāze. Šķidrais ozons ir tumši zils. Tas ir indīgs un sprādzienbīstams, īpaši šķidrā un cietā stāvoklī). Ozons veidojas atmosfērā zibens izlādes laikā un tam piemīt specifiska svaiguma smarža.
Parasti ozonu ražo ozonizatoros, izlaižot klusu elektrisko izlādi caur skābekli (reakcija ir endotermiska un ļoti atgriezeniska; ozona iznākums ir 5%):
3O22O3 ΔH=-285 kJ. Laboratorijas apstākļos ozonu iegūst, paskābinot persulfātu ar slāpekļskābi
(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+
H2 S2 O8 → 2SO2 +O3 +H2 O
O3 veidojas ar zemu iznākumu reakcijas rezultātā:
3F2 +H2O(g)→6HF+O3
O3 ir spēcīgākais oksidētājs, oksidē visus metālus (izņemot zeltu un platīnu) un lielāko daļu nemetālu. Tas pārvērš zemākos oksīdus augstākos, bet metālu sulfīdus to sulfātos. Reakcijās ar O3 parasti rodas O2, piemēram:
2Ag+O3 →Ag2 O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
NH2 +3O3 →HNO2 +H2O
Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2 O+O2
Saskaroties ar O3, sārmu metāli var radīt ozonīdus, nestabilus savienojumus, kas sadalās:
2KO3 → 2KO2 +O2
Kā spēcīgs oksidētājs ozons iznīcina baktērijas un tāpēc tiek izmantots gaisa dezinfekcijai. Atmosfērā ~22 km augstumā atrodas stabils ozona slānis. Šis ozona slānis aizsargā Zemi no dzīvībai kaitīga tīra ultravioletā starojuma.
Ozonam reaģējot ar kālija jodīda šķīdumu, izdalās jods, savukārt ar skābekli šī reakcija nenotiek:
2KI + O3 + H2 O = I2 + 2KOH + O2.
Reakciju bieži izmanto kvalitatīvi I-jonu vai ozona noteikšanai. Lai to izdarītu, šķīdumam pievieno cieti, kas dod raksturīgu zilu kompleksu ar izdalīto jodu, turklāt tas ir kvalitatīvs, jo ozons neoksidē Cl - un Br - jonus.
Ūdens
Ūdens fizikālās un ķīmiskās īpašības: Tīrs ūdens ir bezkrāsains, bez garšas, bez smaržas, caurspīdīgs šķidrums. Ūdens blīvums pārejas laikā viņa no cietas uz šķidru stāvokli nesamazinās, tāpat kā gandrīz visas citas vielas, bet palielinās.
Ūdens ir pazīstama un neparasta viela. Uz zemes nav vielas, kas mums būtu svarīgāka par parasto ūdeni, un tajā pašā laikā nav citas vielas, kuras īpašībās būtu tik daudz pretrunu un anomāliju, cik tās īpašībās.
Gandrīz ¾ mūsu planētas virsmas aizņem okeāni un jūras. Ciets ūdens – sniegs un ledus – klāj 20% zemes. Planētas klimats ir atkarīgs no ūdens. Ģeofiziķi apgalvo, ka Zeme jau sen būtu atdzisusi un pārvērtusies par nedzīvu akmens gabalu, ja nebūtu ūdens. Tam ir ļoti augsta siltuma jauda. Kad tas uzsilst, tas absorbē siltumu; kad tas atdziest, tas to atbrīvo. Zemes ūdens gan absorbē, gan atdod daudz siltuma, tādējādi izlīdzinot klimatu. Tās molekulas, kas ir izkaisītas atmosfērā – mākoņos un tvaiku veidā – pasargā Zemi no kosmiskā aukstuma.
Ūdens fizikālās īpašības būtiski atšķiras no citiem šķīdinātājiem: 4ºC ūdens blīvums ir maksimālais, un tikai tālāk karsējot tā blīvums samazinās. Ja, pazeminoties temperatūrai un pārejot no šķidra stāvokļa cietā stāvoklī, ūdens mainījās līdzīgi citām vielām, tad, tuvojoties ziemai, dabisko ūdeņu virszemes slāņi atdzisīs līdz 0ºC un nogrimtu dibenā līdz visai masai. rezervuāra temperatūra sasniedza 0ºC. Ūdens sasaltu, ledus gabali nogrimtu apakšā, un rezervuārs sasaltu visā dziļumā. Daudzas dzīvības formas ūdenī būtu neiespējamas. Patiesībā atdzesētais slānis, kuram ir mazāks blīvums, paliek uz virsmas, sasalst un tādējādi aizsargā apakšējos slāņus no atdzišanas.
Ūdenim ir nenormāli liela siltumietilpība (4,18 J/g∙K), tāpēc naktīs, kā arī pārejot no vasaras uz ziemu, ūdens lēni atdziest. Un dienas laikā vai pārejā no ziemas uz vasaru tas arī lēnām uzsilst, tādējādi būdams temperatūras regulators uz zemeslodes.
Ūdens normālā stāvoklī ir šķidrums, savukārt H2S, H2Se, H2Te ir gāzes. Ūdens kristalizācijas un iztvaikošanas temperatūras ir ievērojami augstākas nekā atbilstošās šo savienojumu temperatūras.
Ūdenim ir ļoti augsta dielektriskā konstante (78,5 pie 298K).
Ūdens ir labs šķīdinātājs polāriem šķidrumiem un savienojumiem ar jonu saitēm; tas veido kristāliskus hidrātus ar daudziem ķīmiskiem savienojumiem.
Zinātniekiem ilgu laiku ūdens neparastās īpašības bija noslēpums. Tos galvenokārt izraisa šādi iemesli:
Molekulu polārais raksturs;
Nedalītu elektronu pāru klātbūtne uz skābekļa atoma;
Ūdeņraža saites.
Saite starp ūdeņraža un skābekļa atomiem ir polāra, kas izraisa elektronisko lādiņu sadalījuma asimetriju un līdz ar to arī molekulas polaritāti. Saites garums ir 96 nm, un leņķis starp saitēm ir ~ 105º.
Vientuļo elektronu pāru klātbūtne skābeklī un kopīgo elektronu pāru pārvietošanās no ūdeņraža atomiem uz skābekli izraisa ūdeņraža saišu veidošanos. Saistīšanas enerģija ir 25 kJ/mol. Skābekļa atoms ūdens molekulā atrodas sp3 hibridizācijas stāvoklī. Tāpēc HOH saites leņķis ir tuvu tetraediskajam leņķim (109,5º).
Tvaika ūdens molekulmasa ir 18 un atbilst tā vienkāršākajai formulai. Tomēr šķidruma molekulmasa izrādās lielāka. Tas norāda, ka molekulu asociācija notiek šķidrā fāzē, t.i. apvienojot tos sarežģītākos agregātos, jo starp molekulām veidojas ūdeņraža saites.
Cietā ūdenī (ledus) katras molekulas skābekļa atoms piedalās divu ūdeņraža saišu veidošanā ar blakus esošajām ūdens molekulām.
Ledus struktūra pieder pie vismazāk blīvajām struktūrām, tajā ir tukšumi, kuru izmēri ir nedaudz lielāki par ūdens molekulas izmēriem. Ledus kūstot, tā struktūra tiek iznīcināta, bet ūdeņraža saites paliek šķidrā fāzē, veidojas asociētie savienojumi, taču tie pastāv neilgu laiku: daži tiek pastāvīgi iznīcināti un veidojas citi agregāti. Šādu “ledus” agregātu tukšumos var ievietot atsevišķas ūdens molekulas, un ūdens molekulu iepakojums kļūst blīvs. Tāpēc, ledus kūstot, ūdens aizņemtais tilpums samazinās un palielinās tā blīvums. Sildot ūdeni, daļa siltuma tiek iztērēta ūdeņraža saišu pārraušanai. Tas izskaidro ūdens lielo siltumietilpību. Ūdeņraža saites starp ūdens molekulām pilnībā pārtrūkst tikai tad, kad ūdens pārvēršas tvaikā.
Uz Zemes ir viens deitērija atoms uz katriem 6800 protija atomiem, un starpzvaigžņu telpā jau ir viens deitērija atoms uz katriem 200 protija atomiem.
Ūdens ir ļoti reaģējoša viela.
Ūdens reaģē ar daudziem metāli ar ūdeņraža izdalīšanos:
2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH (traumīgs)
2K + 2H2O = H2 + 2KOH (traumīgs)
3Fe + 4H2O = 4H2 + Fe3O4 (tikai sildot)
Ne visi, bet tikai pietiekami aktīvi metāli var piedalīties šāda veida redoksreakcijās. Visvieglāk reaģē sārmu un sārmzemju metāli.
No nemetāli Piemēram, ogleklis un tā ūdeņraža savienojums (metāns) reaģē ar ūdeni. Šīs vielas ir daudz mazāk aktīvas nekā metāli, bet joprojām spēj reaģēt ar ūdeni augstā temperatūrā:
C + H2 O ® H2 + CO
CH4 + 2H2 O ® 4H2 + CO2
Elektriskās strāvas ietekmē ūdens sadalās ūdeņradī un skābeklī. Šī ir arī redoksreakcija, kurā ūdens ir gan oksidētājs, gan reducētājs:
2H2O 
2H2 + O2
Ūdens reaģē ar daudziem oksīdi nemetāli. Atšķirībā no iepriekšējām, šīs reakcijas nav redoksreakcijas, bet gan savienošanas reakcijas:
P2O5 +3H2O→2H3PO4; N2O5 +H2O→2HNO3
Sārmu un sārmzemju metālu oksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot atbilstošus sārmus:
CaO+H2 O→Ca(OH)2
Ne visi metālu oksīdi spēj reaģēt ar ūdeni. Daži no tiem praktiski nešķīst ūdenī un tāpēc nereaģē ar ūdeni. Tie ir ZnO, TiO2, Cr2 O3, no kuriem gatavo, piemēram, ūdensizturīgas krāsas. Dzelzs oksīdi arī nešķīst ūdenī un ar to nereaģē. Daudzi metālu savienojumi ar nemetāliem viegli reaģē ar ūdeni, veidojot atbilstošus metālu hidroksīdus un nemetālu ūdeņraža savienojumus:
PCl3 +3H2O → H3PO3 + 3HCl
Al2S3 +6H2O→2Al(OH)3 +3H2S
Ca3 P2+6H2 O→3Ca(OH)2 +2PH3
Na3 N+3H2 O→3NaOH+NH3
KH+H2 O→KOH+H2
Ūdens veido daudzus savienojumus, kuros tā molekula ir pilnībā saglabāta. Tie ir tā sauktie hidratē. Ja hidrāts ir kristālisks, tad to sauc kristālisks hidrāts, Piemēram:
CuSO4 +5 H2 O→CuSO4 . 5H2O
H2 SO4 + H2 O = H2 SO4 . H2O (sērskābes hidrāts)
NaOH + H2O = NaOH . H2O (kaustiskā soda hidrāts)
Savienojumus, kas saista ūdeni hidrātos un kristāliskos hidrātos, izmanto kā desikantu. Ar to palīdzību, piemēram, no mitra atmosfēras gaisa tiek noņemti ūdens tvaiki.
Īpaša ūdens reakcija – fotosintēze – ir cietes (C6 H10 O5)n un citu līdzīgu savienojumu (ogļhidrātu) sintēze, ko veic augi, izdalot skābekli:
6n CO2 + 5n H2O = (C6H10O5)n + 6n O2 (gaismā)
Ūdenim ir katalītiskā aktivitāte. Ja nav mitruma pēdu, parastās reakcijas praktiski nenotiek, piemēram, nātrijs neoksidējas, baltais fosfors neoksidējas, hlors nesadarbojas ar metāliem, fluorūdeņradis negriež stiklu.
Ūdeņraža peroksīds
Ūdeņraža peroksīds H2 O2 ir ūdeņraža un skābekļa savienojums, kas satur rekordlielu skābekļa daudzumu – 94% no svara. H2O2 molekulas satur peroksīdu grupas –O–O–, kas lielā mērā nosaka šī savienojuma īpašības.
H-O saišu asimetriskā sadalījuma dēļ H2O2 molekula ir ļoti polāra. Starp H2O2 molekulām veidojas diezgan spēcīga ūdeņraža saite, kas izraisa to asociāciju. Tāpēc normālos apstākļos ūdeņraža peroksīds ir gaiši zilas krāsas sīrupains šķidrums (blīvums 1,44) ar diezgan augstu viršanas temperatūru (150ºC). Uzglabājot, H2O2 sadalās.
Selēnu iegūst no sērskābes, celulozes un papīra ražošanas atkritumiem un no vara elektrolītiskās rafinēšanas atkritumiem. Selēns atrodas dūņās kopā ar sēru, telūru, smagajiem un cēlmetāliem. Lai iegūtu selēnu, dūņas filtrē un pakļauj oksidatīvai grauzdēšanai (apmēram 700 °C) vai karsēšanai ar koncentrētu sērskābi. Iegūtais gaistošais SeO2 tiek uztverts skruberos un elektrostatiskajos nogulsnēs. Tehniskais selēns tiek izgulsnēts no šķīdumiem ar sēra dioksīdu. Izmanto arī dūņu saķepināšanu ar sodu, kam seko nātrija selenāta izskalošana ar ūdeni un selēna atdalīšana no šķīduma. Lai iegūtu augstas tīrības pakāpes selēnu, ko izmanto kā pusvadītāju materiālu, neapstrādātu selēnu attīra, izmantojot vakuumdestilāciju, pārkristalizāciju un citas metodes.
Selēna fizikālās un ķīmiskās īpašības. Se atoma ārējā elektronu apvalka konfigurācija ir 4s2 4p4; diviem p-elektroniem ir sapāroti spini, bet pārējiem diviem ir nepāra spini, tāpēc selēna atomi spēj veidot Se2 molekulas vai Sen atomu ķēdes. Selēna atomu ķēdes var noslēgt Se8 gredzena molekulās. Molekulārās struktūras daudzveidība nosaka selēna esamību dažādās allotropās modifikācijās: amorfā (pulverveida, koloidālā, stiklveida) un kristāliskā (monoklīniskās α- un β-formas un sešstūra γ-formas). Amorfo (sarkano) pulverveida un koloidālo selēnu (blīvums 4,25 g/cm3 25 °C temperatūrā) iegūst, reducējot no selēnskābes H2 SeO3 šķīduma, ātri atdzesējot selēna tvaikus un izmantojot citas metodes. Stiklainu (melno) selēnu (blīvums 4,28 g/cm3 25 °C temperatūrā) iegūst, karsējot jebkuru selēna modifikāciju virs 220 °C, kam seko ātra dzesēšana. Stiklveida selēnam ir stiklveida spīdums un tas ir trausls. Termodinamiski visstabilākais ir sešstūrains (pelēks) selēns. To iegūst no citām selēna formām, karsējot līdz kušanai, lēnām atdzesējot līdz 180-210 °C un turot šajā temperatūrā. Tās režģis ir veidots no paralēlām atomu spirālveida ķēdēm. Atomi ķēdēs ir kovalenti saistīti. Visām selēna modifikācijām ir fotoelektriskas īpašības. Sešstūrains selēns līdz kušanas temperatūrai ir piemaisījumu pusvadītājs ar caurumu vadītspēju. Selēns ir diamagnētisks (tā tvaiki ir paramagnētiski).
Selēns ir stabils gaisā; skābeklis, ūdens, sālsskābe un atšķaidīta sērskābe to neietekmē; mēs labi šķīst koncentrētā slāpekļskābē un ūdeņos, sārmos nesamērīgi šķīst:
Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2 O
3Se + 6KOH → K2 SeO3 + 2K2 Se + 3H2O
Savienojumos esošajam selēnam ir oksidācijas pakāpe -2, + 2, + 4, +6. Ar skābekli selēns veido virkni oksīdu: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Pēdējie divi ir selēna H2 SeO3 un selēnskābju H2 SeO4 anhidrīdi (sāļi – selenīti un selenāti). SeO2 ir visstabilākais. SeO2 un H2 SeO3 ar spēcīgiem oksidētājiem uzrāda reducējošās īpašības:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl
Ar halogēniem selēns dod savienojumus SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 un citus. Sērs un telūrs veido nepārtrauktu cieto šķīdumu sēriju ar selēnu. Ar slāpekli selēns dod Se4 N4, ar oglekli -CSe2. Ir zināmi fosfora savienojumi P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5. Ūdeņradis mijiedarbojas ar selēnu pie t>=200 °C, veidojot H2 Se; H2Se šķīdumu ūdenī sauc par hidroselēnskābi. Mijiedarbojoties ar metāliem, selēns veido selenīdus. Ir iegūti daudzi selēna kompleksu savienojumi. Visi selēna savienojumi ir indīgi.
Selēna lietojumi . Pateicoties zemajām izmaksām un uzticamībai, selēnu izmanto pārveidotāju tehnoloģijās pusvadītāju diodēs, kā arī fotoelektriskās ierīcēs (sešstūrainos), elektrofotogrāfiskās kopēšanas iekārtās (amorfā selenā), dažādu selenīdu sintēzei, kā fosforu televīzijā, optiskajā un signālierīces, termistori uc n. selēnu plaši izmanto zaļā stikla krāsas noņemšanai un rubīna stiklu ražošanai; metalurģijā - piešķirt lietam tēraudam smalkgraudainu struktūru, uzlabot nerūsējošā tērauda mehāniskās īpašības; ķīmiskajā rūpniecībā - kā katalizators; Selēnu izmanto arī farmācijas rūpniecībā un citās nozarēs.
8.4 Telūrs
Dabiskie savienojumi un ražošana. Pamata. telūra avoti ir nogulsnes no vara elektrolītiskās rafinēšanas un sērskābes ražošanas dūņas, kā arī svina rafinēšanas sārmaini izdedži. Apstrādājot sērskābes dūņas ar apdedzināšanas metodi (sk. Selēns), telūrs paliek plēnē, kas tiek izskalots ar sālsskābi. Se izgulsnējas no sālsskābes šķīduma, izlaižot SO2, pēc tam šķīdumu atšķaida līdz skābes saturam 10-12% un, karsējot ar SO2, izgulsnējas telūrs.
Kad dūņas tiek saķepinātas ar sodu un pēc tam izskalojas, telūrs nonāk šķīdumā un pēc neitralizēšanas tiek nogulsnēts TeO2 formā. Telūru iegūst, tieši reducējot TeO2 ar akmeņoglēm, vai arī nogulsnējot SO2 iedarbībā uz TeO2 sālsskābes šķīdumiem. Apstrādājot dūņas, izmantojot sulfīda metodi (izskalošana ar Na2S šķīdumu), telūrs tiek atdalīts no šķīduma (pēc Se izgulsnēšanas ar aerāciju) ar sausa Na2S2O3 iedarbībā:
Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S
Apstrādājot vara-elektrolītu dūņas, telūrs galvenokārt pārvēršas sodas izdedžos, ko iegūst, atlikumus kausējot zelta-sudraba sakausējumā (“Dore metāls”). Izmantojot sulfatizāciju, daļa telūra kopā ar Cu nonāk sulfāta šķīdumos. No tiem telūrs tiek izgulsnēts, iedarbojoties metāliskajam vara:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Сu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O
Telūrs tiek ekstrahēts no sodas izdedžiem pēc izšķīdināšanas ūdenī vai nu neitralizējot ar TeO2 nogulsnēšanu (to attīra, atkārtoti nogulsnējot no sulfīda vai skābiem šķīdumiem, izšķīdina sārmā un telūru izdala ar elektrolīzi), vai arī telūrs tiek izgulsnēts tieši no sodas šķīduma. ar elektrolīzi. To reducē par A1 sārmainā šķīdumā:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. Tad telūrs tiek izgulsnēts ar aerāciju:
2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH
Lai iegūtu augstas tīrības pakāpes telūru, tiek izmantoti tā gaistošie savienojumi, jo īpaši TeCl4, ko attīra destilējot vai rektificējot un ekstrahējot no sālsskābes šķīduma. Pēc TeO2 hlorīda hidrolīzes H2 tiek reducēts. Dažreiz tīrīšanai izmanto arī H2 Te. Attīrīšanas beigu stadijā tiek izmantota telūra vakuumsublimācija, destilācija vai rektifikācija, kā arī zonas kausēšana vai virziena kristalizācija.
Fizikālās un ķīmiskās īpašības. Telūrs ir sudrabaini pelēka viela ar metālisku spīdumu, plānās kārtās tas ir sarkanbrūnā krāsā, tvaikos zeltaini dzeltens. Izkausētam telūram virs ~ 700 °C ir metāla vadītspēja. Telūrs ir diamagnētisks, mag. uzņēmība - 0,31·10-9. Cietība pēc Mosa 2.3, pēc Brinela 180-270 MPa; stiepes izturība 10,8 MPa. Telūrs ir trausls un karsējot kļūst elastīgs.
Telūram normālais elektroda potenciāls ir 0,56 V. Telūrs, pat izkliedēts, ir stabils gaisā, bet sildot tas deg (zila liesma ar zaļu oreolu), veidojot TeO2. Kristāliskais telūrs reaģē ar ūdeni virs 100°C, amorfais telūrs reaģē virs 50°C. Koncentrēti sārmu šķīdumi izšķīdina telūru, veidojot telurīdus un telurītus. Sālsskābe un atšķaidīts H2 SO4 neietekmē telūru, konc. H2SO4 to izšķīdina, iegūtie sarkanie šķīdumi satur katjonu. HNO3 oksidē telūru par telūrskābi H2 TeO3 (telurīta sāļiem):
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2 O
Spēcīgi oksidētāji (HClO3, KMnO4 utt.) tiek oksidēti līdz telūrskābei H2 TeO4 (telurātsāļiem):
4Te + 3HClO4 + 4H2O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O
Telūrs izšķīst sārmu metālu sulfīdu un polisulfīdu šķīdumos (veidojot tiotelurīdus un tiotelurītus). Reaģē ar Ag sāļu šķīdumiem. Nešķīst CS2. Tas reaģē ar Cl2, F2 un Br2 istabas temperatūrā, ar I2 karsējot, saplūst ar S, P (neveido savienojumus), As (dod As2 Te3), ar Si (veidojot Si2 Te3 un SiTe), ar Se ( veidojot cietus šķīdumus kristalizācijas laikā). Tas tieši neiedarbojas ar boru un oglekli; karsējot, tas karsējot veido gāzveida nestabilu karbonil TeCO. Sakausējot ar metāliem, tiek iegūti telurīdi.
Ūdeņraža telurīds H2 Te ir bezkrāsaina gāze ar nepatīkamu smaku; šķidrā stāvoklī zaļgani dzeltens, kristāliski citrondzeltens; t. ķīpa -2°C, ku.c. - 51 °C; blīvs 5,81 g/l; gāzei; un sausā gaisā istabas temperatūrā tas lēnām sadalās, mitrā gaisā oksidējas līdz telūram; karsējot gaisā, tas sadedzina, radot TeO2; šķīdība ūdenī 0,1 M, ūdens šķīdums ir vāja skābe, K1 2·10-3; spēcīgs reducētājs; iegūts, Al2 Te3 reaģējot ar sālsskābi, kā arī elektrolīzē H2 SO4 šķīdumam ar telūra katodu 0°C temperatūrā; izmanto augstas tīrības pakāpes telūra ražošanai.
TeF6 heksafluorīds ir bezkrāsaina gāze; m.p. - 37,8°C, cildens -38,6°C; blīvs 10,7 g/l; stabils sausā gaisā, neietekmē stiklu; izšķīst ūdenī, pakāpeniski hidrolizējot, veidojot fluorotelūrskābes TeFn (OH)6-n, kur n ir no 1 līdz 4, un galu galā telūrskābi; veido savienojumus, piemēram, ar metālu fluorīdiem. Ag un Ba; ko iegūst, fluorējot telūru karsējot. Tetrafluorīds TeF4 - ortorombiskās sistēmas kristāli; m.p. 129,6°C, bp. 194°C (ar sadalīšanos); blīvums 4,22 g/cm3; ļoti higroskopisks, viegli hidrolizējams; ar sārmu metālu fluorīdiem veido pentafluorotelurātus M; iegūts, SeF4 iedarbojoties uz TeO2. Fluorīdi ir telurafluorēšanas līdzekļi.
TeC14 tetrahlorīds - dzelteni kristāli; m.p. 224°C, bp. 381,8°C; blīvs 3,01 g/cm3; tvaika spiediena temperatūras atkarības līmenis \gp (mm Hg) = 8,791 - - 3941/T (497 - 653); ļoti higroskopisks, hidrolizējas ar ūdeni; koncentrētā HC1 izšķīdina, veidojot hlortelurskābi H2 TeC16; ekstrahē no sālsskābes šķīdumiem ar tributilfosfātu un citiem organiskiem šķīdinātājiem; ar sārmu metālu hlorīdiem veido heksa-M2 [TeCl6] un pentahlortelurātus M[TeC15], ar Al, Fe(III), Zr hlorīdiem un citiem kompleksiem ar katjoniem, piemēram, TeC13; iegūts, hlorējot telūru; TeCl4 ir izejmateriāls augstas tīrības pakāpes telūra ražošanai. Brūnais dihlorīds TeC12 ir stabils tvaikos un var tikt kondensēts šķidrumā. Tika iegūti arī divi kristāliski zemākie hlorīdi: sudrabaini pelēks Te2Cl3 un metastabils melns ar metālisku spīdumu Te2Cl.
Izgulsnējot no ūdens šķīdumiem, var iegūt sulfīdus TeS2 un TeS3, kas karsējot sadalās; TeS7 un Te7 S10 ir zināmi. Tiotelulātus (piemēram, Na2 TeS3) var iegūt, izšķīdinot telūru sārmu metālu polisulfīdu šķīdumā vai sēru politelulīdu šķīdumos, kā arī sakausējot. Tiotelurāti ir starpprodukti dažos telūra ekstrakcijas procesos.
Pieteikums. Vissvarīgākā telūra pielietojuma joma ir telurīdu ar pusvadītāju īpašībām sadalīšanās sintēze. Telūru izmanto arī metalurģijā čuguna un tērauda, Pb, Cu leģēšanai (lai palielinātu to mehānisko un ķīmisko izturību). Telūrs un tā savienojumi tiek izmantoti katalizatoru ražošanā, speciālā. brilles, insekticīdi, herbicīdi utt.
Polonijs
Dabiskie savienojumi un polonija ražošana. Periodiskās tabulas VI grupas radioaktīvais ķīmiskais elements, telūra analogs. Atomskaitlis 84. Nav stabilu izotopu. Ir zināmi 27 polonija radioaktīvie izotopi ar masas skaitu no 192 līdz 218, no kuriem septiņi (ar masas skaitļiem no 210 līdz 218) sastopami dabā ļoti mazos daudzumos kā urāna, torija un aktīnija radioaktīvās sērijas dalībnieki, pārējie izotopus iegūst mākslīgi. Visilgāk dzīvojošie polonija izotopi ir mākslīgi iegūti 209 Po ( t 1/2 = 102 gadi) un 208 Rho ( t 1/2 = 2,9 gadi), kā arī 210 Po, ko satur rādija-urāna rūdas ( t 1/2 = 138,4 dienas). 210 Po saturs zemes garozā ir tikai 2·10–14%; 1 tonna dabiskā urāna satur 0,34 g rādija un miligrama daļu polonija-210. Īsākais zināmais polonija izotops ir 213 Po ( t 1/2 = 3,10–7 s). Vieglākie polonija izotopi ir tīri alfa izstarotāji, savukārt smagākie vienlaikus izstaro alfa un gamma starus. Daži izotopi sadalās, satverot elektronus, un vissmagākajiem arī ir ļoti vāja beta aktivitāte. Dažādiem polonija izotopiem ir vēsturiski nosaukumi, kas pieņemti 20. gadsimta sākumā, kad tie tika iegūti sabrukšanas ķēdes rezultātā no “sākotnējā elementa”: RaF (210 Po), AcC" (211 Po), ThC" ( 212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).
Polonijs-210 tiek sintezēts, apstarojot dabisko bismutu (tajā ir tikai 208 Bi) ar neitroniem kodolreaktoros (starpposmā veidojas bismuta-210 beta-aktīvais izotops): 208 Bi + n→210 Bi → 210 Po + e. Apstarojot bismutu ar paātrinātiem protoniem, veidojas polonijs-208, tas tiek atdalīts no bismuta, sublimējot vakuumā – kā to darīja M. Kirī. PSRS polonija izolēšanas metodi izstrādāja Zinaida Vasiļjevna Eršova (1905–1995). 1937. gadā viņa tika nosūtīta uz Parīzi uz Rādija institūtu M. Kirī laboratorijā (tolaik vadīja Irēna Džolio-Kirī). Šī komandējuma rezultātā viņas kolēģi sāka viņu saukt par "krievu kundzi Kirī". Z. V. Eršovas zinātniskajā vadībā valstī tika izveidota pastāvīga, videi draudzīga polonija ražošana, kas ļāva īstenot vietējo programmu Mēness roveru palaišanai, kurā polonijs tika izmantots kā siltuma avots.
Ilgmūžīgie polonija izotopi to sintēzes sarežģītības dēļ vēl nav saņēmuši nozīmīgu praktisku pielietojumu. To iegūšanai var izmantot kodolreakcijas.
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,
kur 4 He ir alfa daļiņas, 1 H ir paātrinātie protoni, 2 D ir paātrinātie deuteroni (deitērija kodoli).
Polonija īpašības. Telūram jau daļēji piemīt metāliskas īpašības, savukārt polonijs ir mīksts sudrabaini balts metāls. Spēcīgās radioaktivitātes dēļ tas spīd tumsā un kļūst ļoti karsts, tāpēc nepieciešama nepārtraukta siltuma noņemšana. Polonija kušanas temperatūra ir 254 ° C (nedaudz augstāka nekā alvas), viršanas temperatūra ir 962 ° C, tāpēc pat ar nelielu karsēšanu polonijs sublimējas. Polonija blīvums ir gandrīz tāds pats kā vara - 9,4 g/cm3. Ķīmiskajos pētījumos tiek izmantots tikai polonijs-210, ilgāku mūžu izotopus praktiski neizmanto, jo ir grūti iegūt tos ar vienādām ķīmiskajām īpašībām.
Metāliskā polonija ķīmiskās īpašības ir tuvas tā tuvākā analoga telūra īpašībām; tam ir oksidācijas pakāpe –2, +2, +4, +6. Gaisā polonijs lēnām oksidējas (ātri, uzkarsējot līdz 250 ° C), veidojot sarkano dioksīdu PoO2 (atdzesējot, kristāla režģa pārkārtošanās rezultātā tas kļūst dzeltens). Sērūdeņradis no polonija sāļu šķīdumiem izgulsnē melno sulfīdu PoS.
Polonija spēcīgā radioaktivitāte ietekmē tā savienojumu īpašības. Tādējādi atšķaidītā sālsskābē polonijs lēnām izšķīst, veidojot rozā šķīdumus (Po2+ jonu krāsa):
Po + 2HCl ® PoCl2 + H2,
tomēr sava starojuma ietekmē dihlorīds pārvēršas dzeltenā PoCl4. Atšķaidīta slāpekļskābe pasivē poloniju, bet koncentrēta slāpekļskābe to ātri izšķīdina:
Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O
Polonijs ir saistīts ar VI grupas nemetāliem, reaģējot ar ūdeņradi, veidojot gaistošu hidrīdu PoH2 (temp. -35°C, bp +35°C, viegli sadalās), reaģējot ar metāliem (karsējot), veidojot melnus cietus polonīdus. (Na2 Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo utt.) un reakcija ar izkausētiem sārmiem, veidojot polonīdus:
3Po + 6NaOH ® 2Na2 Po + Na2 PoO3 + H2O.
Karsējot polonijs reaģē ar hloru, veidojot spilgti dzeltenus PoCl4 kristālus, ar broma sarkanajiem PoBr4 kristāliem iegūst, ar jodu jau 40 ° C temperatūrā polonijs reaģē, veidojot melnu gaistošu jodīdu PoI4. Ir zināms arī baltais polonija tetrafluorīds PoF4. Karsējot, tetrahalogenīdi sadalās, veidojot stabilākus dihalogenīdus:
PoCl4 ® PoCl2 + Cl2 .
Šķīdumos polonijs eksistē kā katjoni Po2+, Po4+, anjoni PoO32–, PoO42–, kā arī dažādi kompleksi joni, piemēram, PoCl62–.
Polonija lietošana. Polonijs-210 izstaro alfa starus ar enerģiju 5,3 MeV, kas cietā vielā tiek palēnināti, šķērsojot tikai milimetra tūkstošdaļas un atsakoties no savas enerģijas. Tā kalpošanas laiks ļauj izmantot poloniju kā enerģijas avotu kosmosa kuģu kodolbaterijās: lai iegūtu 1 kW jaudu, pietiek tikai ar 7,5 g polonija. Šajā ziņā tas ir pārāks par citiem kompaktajiem "kodolenerģijas avotiem". Šāds enerģijas avots darbojās, piemēram, uz Lunokhod 2, sildot iekārtas garajā Mēness naktī. Protams, polonija enerģijas avotu jauda laika gaitā samazinās - uz pusi ik pēc 4,5 mēnešiem, bet polonija izotopi, kas dzīvo ilgāk, ir pārāk dārgi. Polonijs ir ērti lietojams arī alfa starojuma ietekmes uz dažādām vielām pētīšanai. Kā alfa izstarotājs poloniju, kas sajaukts ar beriliju, izmanto kompaktu neitronu avotu ražošanai:
9 Be + 4 He ® 12 C + n.
Berilija vietā šādos avotos var izmantot boru. Tika ziņots, ka 2004.gadā Starptautiskās Atomenerģijas aģentūras (IAEA) inspektori Irānā atklāja polonija ražošanas programmu. Tas radīja aizdomas, ka to varētu izmantot berilija avotā, lai ar neitroniem "izraisītu" kodola ķēdes reakciju urānā, izraisot kodolsprādzienu.
Poloniju, ja to uzņem, var uzskatīt par vienu no toksiskākajām vielām: 210 Po maksimālais pieļaujamais saturs gaisā ir tikai 40 miljarddaļas mikrogramu uz 1 m3 gaisa, t.i. Polonijs ir 4 triljonus reižu toksiskāks nekā ciānūdeņražskābe. Bojājumus rada polonija izstarotās alfa daļiņas (un mazākā mērā arī gamma stari), kas iznīcina audus un izraisa ļaundabīgus audzējus. Polonija atomi cilvēka plaušās var veidoties radona gāzes sabrukšanas rezultātā. Turklāt metāls polonijs var viegli veidot sīkas aerosola daļiņas. Tāpēc viss darbs ar poloniju tiek veikts attālināti aizzīmogotās kastēs.
Polonija atklāšana. Elementa ar kārtas numuru 84 eksistenci 1889. gadā paredzēja D.I.Mendeļejevs - viņš to nosauca par dvitelūriju (sanskritā - "otro" telūru) un pieņēma, ka tā atommasa būs tuvu 212. Protams, Mendeļejevs to nevarēja paredzēt. šis elements būs nestabils. Polonijs ir pirmais radioaktīvais elements, ko 1898. gadā atklāja Kirī, meklējot spēcīgas radioaktivitātes avotu noteiktos minerālos. Kad izrādījās, ka urāna sveķu rūda izstaro spēcīgāk nekā tīrs urāns, Marija Kirī nolēma no šī savienojuma ķīmiski izolēt jaunu radioaktīvu ķīmisko elementu. Pirms tam bija zināmi tikai divi vāji radioaktīvi ķīmiskie elementi - urāns un torijs. Kirī sāka ar minerālu tradicionālo kvalitatīvo ķīmisko analīzi pēc standarta shēmas, ko tālajā 1841. gadā ierosināja vācu analītiskais ķīmiķis K. R. Freseniuss (1818–1897) un saskaņā ar kuru gandrīz pusotru gadsimtu ilga vairākas studentu paaudzes. nosaka katjonus, izmantojot tā saukto sērūdeņraža metodi" Sākumā viņai bija apmēram 100 g minerālvielas; Pēc tam amerikāņu ģeologi Pjēram Kirī iedeva vēl 500 g.. Veicot sistemātisku analīzi, M. Kirī katru reizi pārbaudīja atsevišķu frakciju (nogulšņu un šķīdumu) radioaktivitāti, izmantojot jutīgu elektrometru, ko izgudroja viņas vīrs. Neaktīvās frakcijas tika izmestas, aktīvās tika analizētas tālāk. Viņai palīdzēja viens no Fizikas un rūpnieciskās ķīmijas skolas ķīmiskās darbnīcas vadītājiem Gustavs Bemons.
Pirmkārt, Kirī izšķīdināja minerālu slāpekļskābē, iztvaicēja šķīdumu līdz sausumam, izšķīdināja atlikumu ūdenī un caur šķīdumu izlaida sērūdeņraža plūsmu. Šajā gadījumā veidojās metālu sulfīdu nogulsnes; saskaņā ar Freseniusa metodi šie nogulumi var saturēt nešķīstošus svina, bismuta, vara, arsēna, antimona un vairāku citu metālu sulfīdus. Nogulsnes bija radioaktīvas, lai gan urāns un torijs palika šķīdumā. Viņa apstrādāja melnās nogulsnes ar amonija sulfīdu, lai atdalītu arsēnu un antimonu - šādos apstākļos tie veido šķīstošos tiosāļus, piemēram, (NH4)3 AsS4 un (NH4)3 SbS3. Šķīdumam nebija radioaktivitātes, un tas tika izmests. Svina, bismuta un vara sulfīdi palika nogulumos.
Kirī izšķīdināja slāpekļskābē to nogulšņu daļu, kas nebija izšķīdināta amonija sulfīdā, pievienoja šķīdumam sērskābi un iztvaicēja uz degļa liesmas, līdz parādījās biezi balti SO3 tvaiki. Šādos apstākļos gaistošā slāpekļskābe tiek pilnībā noņemta, un metālu nitrāti tiek pārvērsti sulfātos. Pēc maisījuma atdzesēšanas un auksta ūdens pievienošanas nogulsnēs bija nešķīstošs svina sulfāts PbSO4 - radioaktivitātes tajos nebija. Viņa izmeta nogulsnes un filtrētajam šķīdumam pievienoja stipru amonjaka šķīdumu. Tajā pašā laikā atkal nokrita nogulsnes, šoreiz baltas; tajā bija bāziskā bismuta sulfāta (BiO)2 SO4 un bismuta hidroksīda Bi(OH)3 maisījums. Šķīdumā palika komplekss vara amonjaks SO4 spilgti zilā krāsā. Baltās nogulsnes, atšķirībā no šķīduma, izrādījās ļoti radioaktīvas. Tā kā svins un varš jau bija atdalīti, baltās nogulsnes saturēja bismutu un jaunā elementa piejaukumu.
Kirī atkal pārveidoja baltās nogulsnes tumši brūnā sulfīdā Bi2S3, izžāvēja un karsēja evakuētā ampulā. Bismuta sulfīds nemainījās (tas ir izturīgs pret karstumu un kūst tikai 685 ° C temperatūrā), tomēr no nogulsnēm izdalījās daži tvaiki, kas melnas plēves veidā nogulsnējās uz ampulas aukstās daļas. Filma bija radioaktīva un acīmredzot saturēja jaunu ķīmisko elementu - bismuta analogu periodiskajā tabulā. Tas bija polonijs – pirmais atklātais radioaktīvais elements pēc urāna un torija, ierakstīts periodiskajā tabulā (tajā pašā 1898. gadā tika atklāts rādijs, kā arī cēlgāzu grupa – neons, kriptons un ksenons). Kā izrādījās vēlāk, karsējot polonijs viegli sublimējas - tā nepastāvība ir aptuveni tāda pati kā cinkam.
Kāriji nesteidzās nosaukt stikla melno pārklājumu par jaunu elementu. Ar radioaktivitāti vien nepietika. Kirī kolēģis un draugs, franču ķīmiķis Eižens Anatols Demarsē (1852–1903), speciālists spektrālās analīzes jomā (viņš atklāja eiropiju 1901. gadā), izpētīja melnā pārklājuma emisijas spektru un tajā neatrada jaunas līnijas. kas varētu norādīt uz jauna elementa klātbūtni. Spektrālā analīze ir viena no jutīgākajām metodēm, kas ļauj noteikt daudzas vielas acij neredzamos mikroskopiskos daudzumos. Tomēr rakstā, kas publicēts 1898. gada 18. jūlijā, Kirī raksta: “Mēs domājam, ka viela, kuru mēs izolējām no urāna darvas, satur vēl nezināmu metālu, kas pēc analītiskajām īpašībām ir bismuta analogs. Ja jauna metāla esamība tiek apstiprināta, mēs piedāvājam to nosaukt par poloniju kāda no mums dzimtenes vārdā” (Polonia latīņu valodā - Polija). Šis ir vienīgais gadījums, kad jauns ķīmiskais elements, kas vēl nav identificēts, jau ir saņēmis nosaukumu. Tomēr polonija svara daudzumu nebija iespējams iegūt - urāna rūdā tā bija pārāk maz (vēlāk poloniju ieguva mākslīgi). Un nevis šis elements padarīja Kirī slavenus, bet gan rādijs.
Sēra transargonoīdu hidroksi savienojumi ir stabilāki nekā attiecīgie hlora savienojumi, bet fosfora savienojumi ir vēl stabilāki. Perhlorskābe un perhlorāti ir spēcīgi oksidētāji, savukārt sērskābe un sulfāti ir vāji oksidētāji, bet fosforskābe un fosfāti ir vēl vājāki. Šī īpašību atšķirība atbilst elektronegativitātes vērtībām X= 3 Cl, 2,5 S, 2,1 P un Δх(attiecībā pret skābekli) ir 0,5 Cl, 1,0 S, 1,4 P. Tālāk norādītās reakcijas siltumu raksturīgās vērtības atspoguļo vērtību pieaugumu Δх:
HCl (g.) + 2O 2 (g.) → HClO 4 (l.) + 8 kJ mol -1
H 2S (g.) + 2O 2 (g.) → H 2 SO 4 (l.) + 790 kJ mol -1
H 3R (g.) + 2O 2 (g.) → H 3 PO 4 (l.) + 1250 kJ mol -1
Stabili sēra, selēna un telūra savienojumi atbilst vairākiem oksidācijas stāvokļiem no -2 līdz +6, kā parādīts pievienotajā diagrammā:
6 SO 3 , H 2 SO 4 , SF 6 H 2 SeO 4 , SeF 6 TeO 3 , Te(OH) 6 , TeF 6
4 SO 2, H 2 SO 3 SeO 2, H 2 SeO 3 TeO 2
0 S 8 , S 2 Se Te
2 H 2 S, S 2- H 2 Se H 2 Te
Sēra oksīdi
Normāla valence sēra oksīds(monoksīds) SO ir ievērojami mazāk stabils nekā trans-argonoīdu oksīdi SO 2 un SO 3. To veidošanās siltumiem ir šādas vērtības:
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
No pirmajiem diviem vienādojumiem izriet, ka sēra oksīda sadalīšanās sēra dioksīdā un sērā notiek kopā ar liela daudzuma siltuma izdalīšanos
2SO (g.) → 1/8S 8 (k.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1
Tāpēc nav pārsteidzoši, ka sēra oksīds nav zināms kā stabils savienojums, bet tas pastāv tikai kā ārkārtīgi reaģējošas molekulas ļoti retinātā gāzveida stāvoklī vai saldētās matricās. Šim oksīdam ir struktūra
ar diviem elektroniem ar paralēliem spiniem, un tas atgādina O 2 un S 2 molekulas.
Sēra dioksīds SO 2 veidojas sēra vai sulfīdu, piemēram, pirīta (FeS 2) sadegšanas laikā.
S + O 2 → SO 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Tā ir bezkrāsaina gāze ar raksturīgu asu smaku. Sēra dioksīda kušanas un viršanas temperatūra ir attiecīgi -75 un -10 °C.
Laboratorijā sēra dioksīdu parasti iegūst, spēcīgai skābei iedarbojoties uz cietu nātrija skābes sulfītu
H 2 SO 4 + NaHSO 3 → NaHSO 4 + H 2 O + SO 2
To var tīrīt un žāvēt, burbuļojot caur koncentrētu sērskābi. Sēra dioksīdam ir šāda elektroniskā struktūra:
Šī struktūra izmanto vienu 3 d-orbitālā, kā arī 3 s-orbitālā un trīs 3 lpp- orbitāles. Eksperimentāli noteiktais sēra-skābekļa saites garums ir 143 pm; tas ir nedaudz mazāks par 149 pm vērtību, kas būtu sagaidāma dubultai saitei. O-S-O leņķis ir 119,5°.
Sērskābes, sērskābes un sulfītu ražošanai tiek izmantots liels sēra dioksīda daudzums. SO 2 iznīcina sēnītes un baktērijas, un to izmanto žāvētu plūmju, aprikožu un citu augļu konservēšanai un žāvēšanai. Skābā kalcija sulfīta Ca(HSO 3) 2 šķīdumu, kas iegūts sēra dioksīdam reaģējot ar kalcija hidroksīdu, izmanto papīra masas ražošanā no koksnes. Tas izšķīdina lignīnu, vielu, kas satur celulozes šķiedras kopā, un atbrīvo šīs šķiedras, kuras pēc tam pārstrādā papīrā.
Trioksīds (trioksīds) sērs SO 3 veidojas ļoti mazos daudzumos, sēram degot gaisā. To parasti iegūst, oksidējot sēra dioksīdu ar gaisu katalizatora klātbūtnē. Šī savienojuma veidošanās reakcija no vienkāršām vielām ir eksotermiska, bet mazāk eksotermiska (uz skābekļa atomu) nekā sēra dioksīda veidošanās reakcija. Līdzsvara iezīme
SO 2 (g.) + 1/2O 2 (g.) → SO 3 (g.)
ir tas, ka zemā temperatūrā var iegūt apmierinošu SO 3 iznākumu; reakcija norit gandrīz pilnībā. Tomēr zemās temperatūrās reakcijas ātrums ir tik zems, ka tiešu reaģentu kombināciju nevar izmantot kā rūpnieciskā procesa pamatu. Augstās temperatūrās, kad tiek sasniegts apmierinošs reakcijas ātrums, iznākums ir zems nelabvēlīgā līdzsvara stāvokļa dēļ.
Šīs problēmas risinājums bija piemērotu katalizatoru (platīna, vanādija pentoksīda) atklāšana, kas paātrina reakciju, neietekmējot tās līdzsvaru. Katalītiskā reakcija nenotiek gāzu maisījumā, bet uz katalizatora virsmas, kad molekulas ar to saskaras. Praksē sēra dioksīdu, ko iegūst, sadedzinot sēru vai pirītu, sajauc ar gaisu un laiž pāri katalizatoram 400-450°C temperatūrā. Šādos apstākļos aptuveni 99% sēra dioksīda pārvēršas sēra trioksīdā. Šo metodi galvenokārt izmanto sērskābes ražošanā.
Sēra trioksīds ir ļoti kodīga gāze; tas enerģiski savienojas ar ūdeni, veidojot sērskābi
SO 3 (g.) + H 2 O (l.) → H 2 SO 4 (l.) + 130 kJ mol -1
Rīsi. 8.3. Sēra trioksīds un dažas sēra skābekļa skābes.
Sēra trioksīds viegli izšķīst sērskābē, veidojot oleum, vai kūpoša sērskābe kas galvenokārt sastāv no disērskābes H 2 S 2 O 7 (saukta arī par pirosērskābi)
SO 3 + H 2 SO 4 ⇔ H 2 S 2 O 7
44,5°C temperatūrā sēra trioksīds kondensējas bezkrāsainā šķidrumā, kas sacietē 16,8°C, veidojot caurspīdīgus kristālus. Šī viela ir polimorfa, un kristāli, kas veidojas 16,8 ° C temperatūrā, ir nestabila forma (α-forma). Stabilā forma ir zīdaini kristāli, līdzīgi azbestam, kas veidojas, īslaicīgi turot alfa kristālus vai šķidrumu mitruma pēdu klātbūtnē (8.3. att.). Ir arī vairākas citas šīs vielas formas, taču tās ir grūti izpētīt, jo viena forma ļoti lēni pārvēršas citā. Temperatūrā virs 50°C azbestam līdzīgi kristāli lēnām iztvaiko, veidojot SO 3 tvaikus.
Sēra trioksīda molekulām gāzes fāzē, šķidrumā un alfa kristālos ir elektroniska struktūra
Molekulai ir plakana struktūra ar tādu pašu saites garumu (143 pm) kā sēra dioksīda molekulā.
Sēra trioksīda īpašības lielā mērā var izskaidrot ar zemāku sēra-skābekļa dubultsaites stabilitāti, salīdzinot ar divām atsevišķām saitēm starp tām. Tādējādi reakcijas ar ūdeni rezultātā viena dubultsaite sēra trioksīdā tiek aizstāta ar divām vienvietīgām saitēm iegūtajā sērskābē
Par produkta paaugstināto stabilitāti liecina lielais siltuma daudzums, kas izdalās reakcijas laikā.
Sērskābe
Sērskābes H 2 SO 3 šķīdumu sagatavo, izšķīdinot sēra dioksīdu ūdenī. Gan sērskābe, gan tās sāļi, sulfīti, ir spēcīgi reducējoši līdzekļi. Tie veido sērskābi H 2 SO 4 un sulfātus, oksidējoties ar skābekli, halogēniem, ūdeņraža peroksīdu un līdzīgiem oksidētājiem.
Sērskābei ir struktūra
Sērskābe un sulfāti
Sērskābe H 2 SO 4 ir viens no svarīgākajiem ķīmiskajiem produktiem, ko izmanto ķīmiskajā rūpniecībā un ar to saistītās nozarēs. Tas ir smags eļļains šķidrums (blīvums 1,838 g cm -3), kas gaisā nedaudz kūp, jo izdalās sēra trioksīda pēdas, kas pēc tam savienojas ar ūdens tvaikiem, veidojot sērskābes pilienus. Tīra sērskābe, karsējot, rada tvaiku, kas bagāts ar sēra trioksīdu, un pēc tam vārās 338 ° C temperatūrā, saglabājot nemainīgu sastāvu (98% H 2 SO 4 un 2% H 2 O). Šī ir parasta rūpnieciskā "koncentrēta sērskābe".
Koncentrēta sērskābe ir ļoti kodīga. Viņa alkatīgi savienojas ar ūdeni; sajaukšanos ar ūdeni pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās hidronija jonu veidošanās rezultātā
H 2 SO 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + SO 4 2-
Koncentrētas sērskābes atšķaidīšanai to vajadzētu ielej ūdenī ar plānu strūklu maisot šķīdumu; ūdeni nevar pievienot skābei, jo tas izraisīs viršanu un spēcīgu skābes izšļakstīšanos. Atšķaidīta skābe aizņem mazāku tilpumu nekā tās sastāvdaļas, un tilpuma samazināšanas efekts ir maksimālais pie attiecības H 2 SO 4: H 2 O = 1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-].
Sērskābes ķīmiskās īpašības un lietojumi
Sērskābes pielietojumu nosaka tās ķīmiskās īpašības – to izmanto kā skābi, kā dehidrētāju un oksidētāju.
Sērskābei ir augsta viršanas temperatūra (330°C), kas ļauj to izmantot gaistošāku skābju sāļu apstrādei, lai iegūtu šīs skābes. Piemēram, slāpekļskābi var pagatavot, karsējot nātrija nitrātu ar sērskābi
NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3
Slāpekļskābi destilē 86°C temperatūrā. Sērskābi izmanto arī šķīstošo fosfātu mēslošanas līdzekļu, amonija sulfāta, ko izmanto kā mēslojumu, citu sulfātu un daudzu ķīmisku un farmaceitisku vielu ražošanai. Tēraudu parasti attīra no rūsas, iegremdējot sērskābes vannā (“marinēšana”), pirms tas tiek pārklāts ar cinku, alvu vai emalju. Sērskābe kalpo kā elektrolīts parastajos svina akumulatoros.
Sērskābei ir tik spēcīga spēja absorbēt ūdeni, ka to var izmantot kā efektīvu dehidratatoru. Gāzes, kas nereaģē ar sērskābi, var izžāvēt, izlaižot tās caur to. Koncentrētai sērskābei ir tik liela dehidratācijas spēja, ka organiskie savienojumi, piemēram, cukurs, tās iedarbībā zaudē ūdeņradi un skābekli ūdens veidā.
$C_(12)H_(22)O_(11) \labā bultiņa 12C + 11H_(2)O$
Cukurs (saharoze) H2SO4
Daudzas sprāgstvielas, piemēram, nitroglicerīns, rodas organisko savienojumu un slāpekļskābes reakcijā, kā rezultātā veidojas sprāgstviela un ūdens, piem.
C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3H 2 O
Glicerīns H 2 SO 4 Nitroglicerīns
Lai šīs atgriezeniskās reakcijas noritētu no kreisās uz labo pusi, slāpekļskābi sajauc ar sērskābi, kas, pateicoties savai dehidratējošai iedarbībai, veicina reakcijas produktu veidošanos. (Divi citi piemēri ir sniegti 7.7. sadaļā.)
Karsti koncentrēta sērskābe ir spēcīgs oksidētājs; tā reducēšanās produkts ir sēra dioksīds. Sērskābe izšķīdina varu un var pat oksidēt oglekli
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
Vara šķīdināšana karstā koncentrētā sērskābē ilustrē vispārējo reakciju - neaktīva metāla šķīdināšana skābē, vienlaikus iedarbojoties ar oksidētāju. Aktīvie metāli tiek oksidēti par katjoniem, iedarbojoties ar ūdeņraža jonu, kas pēc tam tiek reducēts par elementāru ūdeņradi, piemēram,
Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (g.)
Līdzīga reakcija nenotiek ar varu. Tomēr varu var oksidēt līdz Cu 2+ jonam, iedarbojoties ar spēcīgu oksidētāju, piemēram, hloru vai slāpekļskābi, vai, kā parādīts iepriekš, ar karstu koncentrētu sērskābi.
Sulfāti
Sērskābe apvienojas ar bāzēm, veidojot vidējus sulfātus, piemēram, K 2 SO 4 (kālija sulfātu) un skābes sulfātus (dažreiz sauktus par bisulfātiem), piemēram, kālija skābes sulfātu KHSO 4.
Viegli šķīstošie sulfāti ir atrodami minerālu veidā, kas ietver CaSO 4 2H 2 O (ģipsis), SrSO 4, BaSO 4 (barīts) un PbSO 4. Vismazāk šķīstošais no visiem sulfātiem ir bārija sulfāts; tāpēc tā veidošanās kā baltas nogulsnes kalpo kā kvalitatīva reakcija uz sulfāta jonu.
Visizplatītākie šķīstošie sulfāti ir: Na 2 SO 4 10H 2 O, (NH 4) 2 SO 4, MgSO 4 7H 2 O (rūgtais sāls), CuSO 4 5H 2 O (vara sulfāts), FeSO 4 7H 2 O, ( NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O (labi kristalizējošs un viegli attīrāms sāls, ko izmanto analītiskajā ķīmijā divvērtīgā dzelzs standartšķīdumu pagatavošanai), ZnSO 4 7H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O (aluns), (NH 4)Al(SO 4) 2 12H 2 O (alumīnija-amonija alauns) un KCr(SO 4) 2 12H 2 O (hroma alauns).
Tio- vai sulfonskābes
Nātrija tiosulfāts Na 2 S 2 O 3 · 5H 2 O (nepareizi saukts par "nātrija hiposulfītu") ir fotogrāfijā izmantota viela. To iegūst, vārot nātrija sulfīta šķīdumu ar tīru sēru
SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-
Bisulfīta jons Tiosulfāta jons
Tiosulfurskābe H 2 S 2 O 3 ir nestabila; Tiosulfātu apstrādājot ar skābi, veidojas sēra dioksīds un sērs.
Tiosulfāta jona S 2 O 3 2- struktūra ir interesanta ar to, ka divi sēra atomi nav līdzvērtīgi. Šis jons ir sulfātjons SO 4 2-, kurā viens no skābekļa atomiem ir aizstāts ar sēra atomu (8.4. att.). Centrālajam sēra atomam var piešķirt oksidācijas pakāpi +6, bet piesaistītajam sēra atomam var piešķirt oksidācijas pakāpi -2.
Tiosulfāta jons viegli oksidējas, īpaši ar jodu, par tetrationāta jonu S 4 O 6 2-
2S 2 O 3 2- → S 4 O 6 2- +2 e
2S 2O 3 2- +I 2 → S 4 O 6 2- + 2I -
Šo reakciju starp tiosulfāta jonu un jodu plaši izmanto vielu ar oksidējošām vai reducējošām īpašībām kvantitatīvā analīzē.
Rīsi. 8.4. Tiosulfāta un tetrationāta joni.
Selēns un telūrs
Transargonoīdu selēna savienojumi ļoti līdzinās attiecīgajiem sēra savienojumiem. Selenāti, selēnskābes H 2 SeO 4 sāļi ir ļoti līdzīgi sulfātiem. Telūrskābei ir formula Te(OH) 6, un lielajam centrālajam atomam koordinācijas skaitlis ir nevis 4, bet 6, tāpat kā joda atomam H 5 IO 6 molekulā.
2. slaids
Sērs, selēns un telūrs ir VI grupas galvenās apakšgrupas elementi, halkogēnu saimes pārstāvji.
3. slaids
Sērs
Sērs ir viena no vielām, kas cilvēcei zināma kopš neatminamiem laikiem. Pat senie grieķi un romieši tam atrada dažādus praktiskus pielietojumus. Vietējā sēra gabaliņi tika izmantoti, lai veiktu ļauno garu izraidīšanas rituālu.
4. slaids
Telūrs
Vienā no Austrijas reģioniem, ko sauca par Semigoriju, 18. gadsimtā tika atklāta dīvaina zilgani balta rūda.
5. slaids
selēns
Selēns ir viens no elementiem, ko cilvēks zināja pat pirms tā oficiālā atklāšanas. Šo ķīmisko elementu ļoti labi maskēja citi ķīmiskie elementi, kas pēc īpašībām bija līdzīgi selēnam. Galvenie elementi, kas to maskēja, bija sērs un telūrs.
6. slaids
Kvīts
Metode sērūdeņraža oksidēšanai par elementāru sēru pirmo reizi tika izstrādāta Lielbritānijā, kur viņi iemācījās iegūt ievērojamus sēra daudzumus no Na2CO3, kas paliek pēc sodas ražošanas, izmantojot franču ķīmiķa N. Leblanka kalcija sulfīda CaS metodi. Leblanc metodes pamatā ir nātrija sulfāta reducēšana ar akmeņoglēm kaļķakmens CaCO3 klātbūtnē. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
7. slaids
Pēc tam soda tiek izskalota ar ūdeni, un slikti šķīstošā kalcija sulfīda ūdens suspensiju apstrādā ar oglekļa dioksīdu.
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Iegūtais sērūdeņradis H2S, kas sajaukts ar gaisu, tiek izvadīts krāsnī virs katalizatora slāņa. Šajā gadījumā sērūdeņraža nepilnīgas oksidēšanās dēļ veidojas sērs 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
8. slaids
Sildot ar sālsskābi, selēnskābe tiek reducēta par selēnskābi. Pēc tam caur iegūto selēnskābes šķīdumu tiek izvadīts sēra dioksīds SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4. Lai attīrītu, selēnu sadedzina skābeklī, kas piesātināts ar kūpošās slāpekļskābes HNO3 tvaikiem. Šajā gadījumā tīrs selēna dioksīds SeO2 sublimējas. No SeO2 šķīduma ūdenī pēc sālsskābes pievienošanas atkal tiek izgulsnēts selēns, laižot caur šķīdumu sēra dioksīdu.
9. slaids
Lai atdalītu Te no dūņām, tās saķepina ar sodu, kam seko izskalošana. Te nonāk sārmainā šķīdumā, no kura, neitralizējot, izgulsnējas TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl formā. Telūra attīrīšanai no S un Se tiek izmantota tā spēja reducējošā aģenta (Al) iedarbībā sārmainā vidē pārveidoties par šķīstošu dinātrija ditelurīdu Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
10. slaids
Telūra nogulsnēšanai caur šķīdumu tiek izvadīts gaiss vai skābeklis: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Īpašas tīrības telūra iegūšanai to hlorē: Te+2Cl2=TeCl4. Iegūto tetrahlorīdu attīra destilējot vai rektificējot. Pēc tam tetrahlorīds tiek hidrolizēts ar ūdeni: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl, un iegūtais TeO2 tiek reducēts ar ūdeņradi: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
11. slaids
Fizikālās īpašības
12. slaids
Ķīmiskās īpašības
Gaisā sērs deg, veidojot sēra dioksīdu - bezkrāsainu gāzi ar asu smaku: S + O2 → SO2 Sēra reducējošās īpašības izpaužas sēra reakcijās ar citiem nemetāliem, bet istabas temperatūrā sērs reaģē tikai ar fluoru. : S + 3F2 → SF6
13. slaids
Izkausēts sērs reaģē ar hloru, iespējams, veidojot divus zemākus hlorīdus 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Sildot, sērs reaģē arī ar fosforu, veidojot fosfora sulfīdu maisījumu, starp kuriem ir augstākais sulfīds P2S5: 5S + 2P → P2S2 Turklāt, karsējot, sērs reaģē ar ūdeņradi, oglekli, silīciju: S + H2 → H2S (sērūdeņradis) C + 2S → CS2 (oglekļa disulfīds)
14. slaids
No kompleksajām vielām pirmām kārtām jāatzīmē sēra reakcija ar izkausētu sārmu, kurā sērs ir disproporcionāls līdzīgi kā hlors: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Ar koncentrētām oksidējošām skābēm sērs reaģē tikai ar ilgstošu karsēšanu: S+ 6HNO3 (konc.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konc.) → 3SO2 + 2H2O
15. slaids
100–160°C to oksidē ūdens: Te+2H2O= TeO2+2H2 Vārot sārmainos šķīdumos, telūrs nesamērīgi veido telurīdu un telurītu: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
16. slaids
Atšķaidīts HNO3 oksidē Te par telūrskābi H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Spēcīgi oksidētāji (HClO3, KMnO4) oksidē Te līdz vājai telūrskābei H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Telūra savienojumi (+2) ir nestabili un pakļauti disproporcijai: 2TeCl2=TeCl4+Te.
17. slaids
Karsējot gaisā, tas sadeg, veidojot bezkrāsainu kristālisku SeO2: Se + O2 = SeO2. Karsējot reaģē ar ūdeni: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selēns reaģē, karsējot ar slāpekļskābi, veidojot selēnskābi H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
18. slaids
Vārot sārmainos šķīdumos, selēns neproporcionē: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Ja selēnu vāra sārmainā šķīdumā, caur kuru tiek izvadīts gaiss vai skābeklis, tad veidojas sarkanbrūni šķīdumi, kas satur poliselenīdus: K2Se + 3Se = K2Se4
