Telurul este unul dintre elementele rare: conținutul său în scoarța terestră este doar .
În stare liberă, seleniul, ca și sulful, formează mai multe modificări alotrope, dintre care cele mai cunoscute sunt seleniul amorf, care este o pulbere roșu-brun, și seleniul gri, care formează cristale fragile cu un luciu metalic.
Telurul este cunoscut și sub forma unei modificări amorfe și sub formă de cristale de culoare gri deschis cu un luciu metalic.
Seleniul este un semiconductor tipic (vezi § 190). O proprietate importantă a acestuia ca semiconductor este o creștere bruscă a conductibilității electrice atunci când este iluminată. La interfața seleniului cu un conductor metalic, se formează un strat de barieră - o secțiune a circuitului care este capabilă să treacă curentul electric într-o singură direcție. Datorită acestor proprietăți, seleniul este utilizat în tehnologia semiconductoarelor pentru fabricarea redresoarelor și a celulelor solare cu un strat de barieră. Telurul este, de asemenea, un semiconductor, dar aplicațiile sale sunt mai limitate. Selenura și telururile unor metale au, de asemenea, proprietăți semiconductoare și sunt utilizate în electronică. În cantități mici, telurul servește ca aditiv de aliere a plumbului, îmbunătățindu-i proprietățile mecanice.
Selenura de hidrogen și telurura de hidrogen sunt gaze incolore cu miros urât. Soluțiile lor apoase sunt acizi, ale căror constante de disociere sunt puțin mai mari decât constanta de disociere a hidrogenului sulfurat.
Din punct de vedere chimic, seleniura de hidrogen și telurura de hidrogen sunt extrem de asemănătoare cu hidrogenul sulfurat. La fel ca hidrogenul sulfurat, au proprietăți foarte reducătoare. Când sunt încălzite, ambele se descompun. În același timp, este mai puțin stabil decât: așa cum se întâmplă în seria de halogenuri de hidrogen, rezistența moleculelor scade în timpul tranziției. Sărurile de seleniura de hidrogen și telurura de hidrogen - selenide și telururi - sunt similare cu sulfurile din punct de vedere al solubilității în apă și acizi. Prin tratarea selenidelor și telururilor cu acizi tari, se poate obține hidrogen selenidură și hidrogen telurura.
Când seleniul și telurul sunt arse în aer sau oxigen, se obțin dioxizi și care sunt în stare solidă în condiții normale și sunt anhidride ale acizilor selenos și teluric.
Spre deosebire de dioxidul de sulf, ele prezintă proprietăți predominant oxidante, fiind ușor reduse la seleniu și teluriu liber, de exemplu:
Prin acțiunea agenților oxidanți puternici, dioxizii de seleniu și teluriu pot fi transformați în acizi selenic și, respectiv, teluric.
Elementul telur a fost descoperit de Klaproth în 1782 în minereurile de aur din Ungaria. Numele de teluriu provine din grecescul „tellus” - pământ.În 1817, Berzelius a descoperit un element similar în proprietăți cu telurul în nămolul din camerele de plumb ale unei fabrici de acid sulfuric. A fost numit după numele grecesc al lunii - seleniu.
Seleniul și telurul sunt elemente din grupa VI a tabelului periodic. Proprietățile lor chimice sunt apropiate de sulf, dar diferă de acesta, în special telurul, prin faptul că au proprietăți metalice distincte. Ca și sulful, telurul și sulful formează forme amorfe și cristaline.
Sunt cunoscute două modificări cristaline ale seleniului. Cel mai stabil este seleniul gri sau metalic, care are o structură hexagonală (a = 4,354 A, c = 4,949 A). Se obține prin răcirea lentă a seleniului topit. Când seleniul este precipitat din soluții sau vaporii sunt răciți rapid, seleniul se obține sub formă de pulbere roșie liberă.Seleniul roșu are o structură cristalină monoclinică. Când este încălzit la 120 °, seleniul roșu devine gri.
Seleniul vitros se obține prin răcirea rapidă a seleniului topit sub forma unei mase fragile de plumb cenușiu. La o temperatură de aproximativ 50°, seleniul sticlos începe să se înmoaie; la temperaturi mai ridicate se transformă în seleniu cenușiu cristalin.
Telurul cristalin se obține prin condensarea vaporilor de telur. Are o culoare alb-argintiu. Sunt cunoscute două modificări ale telurului - α- și β-telur.Modificarea α hexagonală este izomorfă cu seleniul gri (a = 4,445 A, c = 5,91 A). Punct de tranziție α⇔β-telur 354°. Din soluții apoase, agenții reducători precipită pulbere brună de telur amorf.
Proprietățile fizice ale seleniului și telurului
Seleniul este un semiconductor tipic. La temperatura camerei este un slab conductor de electricitate. Conductivitatea electrică a seleniului este foarte dependentă de intensitatea luminii. La lumină, conductivitatea electrică este de 1000 de ori mai mare decât în întuneric. Cel mai mare efect îl exercită razele cu o lungime de undă de aproximativ 700 ml.
Telurul are o conductivitate electrică mai mare decât seleniul, iar rezistența electrică crește foarte mult la presiuni mari.
Ambele elemente sunt casante la temperaturi normale, dar atunci când sunt încălzite sunt susceptibile la deformare plastică.
La temperaturi obișnuite, seleniul și telurul nu reacţionează cu oxigenul. Când sunt încălzite în aer, se oxidează prin ardere, formând SeO2 și TeO2. Seleniul arde cu o flacără albastră, telurul cu o flacără albastră cu o margine verzuie. Arderea seleniului este însoțită de un miros caracteristic („miros de ridiche putrezită”).
Apa și acizii neoxidanți (acizi sulfuric și clorhidric diluați) nu au niciun efect asupra seleniului și telurului. Elementele se dizolvă în acid sulfuric concentrat, acid azotic, precum și în soluții alcaline concentrate fierbinți.
O proprietate importantă a seleniului și a telurului, care este folosită în tehnologia producției lor, este capacitatea lor de a se dizolva în alcalii sulfuri pentru a forma polisulfuri, care sunt ușor descompuse de acizi pentru a elibera seleniu și, respectiv, telur.
Seleniul se dizolvă în soluții de sulfit de sodiu pentru a forma un compus de tip tiosulfat, Na2SeSO3, care se descompune după acidificare pentru a elibera seleniu elementar.
Seleniul și teluriul reacționează cu toți halogenii la temperaturi obișnuite. Cu metalele formează selenide și telururi, asemănătoare cu sulfurile (de exemplu, Na2Se, Ag2Se etc.). Ca și sulful, seleniul și telurul formează gaze de hidrogen selenidură (H2Se) și hidrogen de teluriu (H2Te), obținute prin acțiunea acizilor asupra selenidelor și telururilor.
Telurul elementar nu se combină direct cu hidrogenul, dar seleniul reacţionează cu hidrogenul la temperaturi peste 400°C.
17.12.2019
Seria Far Cry continuă să-și încânte jucătorii cu stabilitate. După atât de mult timp, devine clar ce trebuie să faci în acest joc. Vânătoare, supraviețuire, capturare...
16.12.2019
Atunci când creați designul unui spațiu de locuit, trebuie acordată o atenție deosebită interiorului camerei de zi - acesta va deveni centrul „universului” dvs....
15.12.2019
Este imposibil să ne imaginăm construirea unei case fără utilizarea schelelor. Astfel de structuri sunt utilizate și în alte domenii de activitate economică. CU...
14.12.2019
Sudarea a apărut ca metodă de îmbinare permanentă a produselor metalice în urmă cu puțin mai mult de un secol. În același timp, este imposibil să-i supraestimam importanța în acest moment. ÎN...
14.12.2019
Optimizarea spațiului din jur este extrem de importantă atât pentru depozitele mici, cât și pentru cele mari. Acest lucru simplifică foarte mult munca și oferă...
13.12.2019
Tiglele metalice sunt materiale metalice pentru acoperisuri. Suprafața foilor este acoperită cu materiale polimerice și zinc. Placile naturale sunt imitate de materialul...
13.12.2019
Echipamentele de testare au fost utilizate pe scară largă în diverse domenii. Calitatea lui trebuie să fie impecabilă. Pentru a atinge acest obiectiv, dispozitivele sunt echipate...
13.12.2019
Stilul francez din interior a devenit popular recent printre iubitorii de soluții sofisticate și în același timp simple....
13.12.2019
Forjarea artistică este un meșteșug care necesită abilități și abilități speciale de la maestru, precum și perseverență și talent. În toate epocile, componentele pentru decorarea clădirii...
§8 Elemente VI Și grupurile.
Oxigen, sulf, seleniu, telur, poloniu.
Informații generale despre elemente Grupa VI A:
Elementele din grupa VI A (cu excepția poloniului) se numesc calcogenuri. Nivelul electronic exterior al acestor elemente conține șase electroni de valență (ns2 np4), astfel încât în stare normală prezintă o valență de 2 și în stare excitată -4 sau 6 (cu excepția oxigenului). Atomul de oxigen diferă de atomii altor elemente ale subgrupului prin absența unui subnivel d în stratul electronic exterior, ceea ce provoacă costuri mari de energie pentru „împerecherea” electronilor săi, care nu este compensată de energia formarea de noi legături covalente. Prin urmare, covalența oxigenului este de două. Cu toate acestea, în unele cazuri, un atom de oxigen care are perechi de electroni singuri poate acționa ca un donor de electroni și poate forma legături covalente suplimentare printr-un mecanism donor-acceptor.
Electronegativitatea acestor elemente scade treptat în ordinea O-S-Se-Te-Po. Starea de oxidare de la -2,+2,+4,+6. Raza atomului crește, ceea ce slăbește proprietățile nemetalice ale elementelor.
Elementele acestui subgrup formează cu hidrogen compuși de forma H2R (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po) Acești compuși se dizolvă în apă și formează acizi. Proprietățile acidului cresc în direcția H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se și Te formează compuși precum RO2 și RO3 cu oxigen. Din acești oxizi se formează acizi de tipul H2 RO3 și H2 RO4. Pe măsură ce numărul atomic crește, puterea acidului scade. Toate au proprietăți oxidante. Acizi precum H2 RO3 prezintă, de asemenea, proprietăți reducătoare.
Oxigen
Compuși și preparate naturali: Oxigenul este cel mai comun element din scoarța terestră. În stare liberă, se găsește în aerul atmosferic (21%); sub formă legată face parte din apă (88,9%), minerale, roci și toate substanțele din care sunt construite organismele plantelor și animalelor. Aerul atmosferic este un amestec de multe gaze, a căror parte principală este azotul și oxigenul și o cantitate mică de gaze nobile, dioxid de carbon și vapori de apă. Dioxidul de carbon se formează în natură în timpul arderii lemnului, cărbunelui și a altor tipuri de combustibil, în timpul respirației animalelor și al degradării. În unele locuri din lume, CO2 este eliberat în aer datorită activității vulcanice și, de asemenea, din surse subterane.
Oxigenul natural este format din trei izotopi stabili: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Izotopii 814 O, 815 O și 819 O au fost, de asemenea, obținuți artificial.
Oxigenul a fost obținut mai întâi în formă pură de K.V. Scheele în 1772, iar apoi în 1774 de D.Yu. Priestley, care l-a izolat de HgO. Cu toate acestea, Priestley nu știa că gazul pe care l-a obținut face parte din aer. Doar câțiva ani mai târziu, Lavoisier, care a studiat în detaliu proprietățile acestui gaz, a stabilit că este partea principală a aerului.
În laborator, oxigenul este obținut prin următoarele metode:
E
electroliza apei. Pentru a crește conductivitatea electrică a apei, se adaugă o soluție alcalină (de obicei 30% KOH) sau sulfați de metale alcaline:
În formă generală: 2H2 O →2H2 +O2
La catod: 4H2 О+4e¯→ 2H2 +4OH¯
La anod: 4OH−4e→2H2 O+O2
- Descompunerea compușilor care conțin oxigen:
Descompunerea termică a sării Berthollet sub acțiunea unui catalizator de MnO2.
KClO3 →2KCl+3O2
Descompunerea termică a permanganatului de potasiu
KMnO4 →K2 MnO4 +MnO2 +O2.
Descompunerea termică a nitraților de metale alcaline:
2KNO3 →2KNO2 +O2.
Descompunerea peroxizilor:
2H2O2 →2H2O+O2.
2BaO2 →2BaO+O2.
Descompunerea termică a oxidului de mercur (II):
2HgO→2HgO+O2.
Interacțiunea peroxizilor de metale alcaline cu monoxidul de carbon (IV):
2Na2 O2 +2CO2 →2Na2 CO3 +O2.
Descompunerea termică a înălbitorului în prezența unui catalizator - săruri de cobalt:
2Ca(OCl)Cl →2CaCl2 +O2.
Oxidarea peroxidului de hidrogen cu permanganat de potasiu în mediu acid:
2KMnO4 +H2 SO4 +5H2 O2 →K2 SO4 +2Mn SO4 +8H2 O+5O2.
In industrie:În prezent, în industrie, oxigenul se obține prin distilarea fracționată a aerului lichid. Când aerul lichid este ușor încălzit, azotul este mai întâi separat de acesta (fierbere (N2) = -196ºC), apoi se eliberează oxigen (fierbere (O2) = -183ºC).
Oxigenul obținut prin această metodă conține impurități de azot. Prin urmare, pentru a obține oxigen pur, amestecul rezultat este din nou distilat și în cele din urmă produce 99,5% oxigen. În plus, se obține o cantitate de oxigen prin electroliza apei. Electrolitul este o soluție de KOH 30%.
Oxigenul este stocat de obicei în butelii albastre la o presiune de 15 MPa.
Caracteristici fizico-chimice: Oxigenul este un gaz incolor, inodor, fără gust, puțin mai greu decât aerul, ușor solubil în apă. Oxigenul la o presiune de 0,1 MPa și o temperatură de -183ºС se transformă într-o stare lichidă și îngheață la -219ºС. În stare lichidă și solidă este atras de un magnet.
Conform metodei legăturii de valență, structura moleculei de oxigen, reprezentată de diagrama -:Ö::Ö: , nu explică puterea mai mare a unei molecule care are proprietăți paramagnetice, adică electroni nepereche în stare normală.
Ca rezultat al legăturii dintre electronii a doi atomi, se formează o pereche de electroni comună, după care electronul nepereche din fiecare atom formează o legătură reciprocă cu perechea neîmpărtășită a altui atom și se formează o legătură cu trei electroni între ei. În stare excitată, molecula de oxigen prezintă proprietăți diamagnetice, care corespund structurii conform schemei: Ö = Ö: ,
Un atom de oxigen îi lipsesc doi electroni pentru a umple un nivel de electroni. Prin urmare, oxigenul din reacțiile chimice poate adăuga cu ușurință doi electroni și prezintă o stare de oxidare de -2. Oxigenul numai în compușii cu elementul mai electronegativ fluor prezintă starea de oxidare +1 și +2: O2 F2, ОF2.
Oxigenul este un agent oxidant puternic. Nu interactioneaza doar cu gazele grele inerte (Kr, Xe, He, Rn), cu aurul si platina. Oxizii acestor elemente se formează în alte moduri. Oxigenul intră în reacții de ardere și oxidare atât cu substanțe simple, cât și cu cele complexe. Când nemetalele interacționează cu oxigenul, se formează oxizi acizi sau care formează sare, iar când metalele interacționează, se formează oxizi amfoteri sau amestecați. Astfel, oxigenul reacţionează cu fosforul la o temperatură de ~ 60 ° C,
4P+5O2 → 2P2 O5
Cu metale - oxizi ai metalelor corespunzătoare
4Al + 3O2 → 2Al2 O3
3Fe + 2O2 → Fe3 O4
Când metalele alcaline sunt încălzite în aer uscat, numai litiul formează oxidul Li2O, iar restul sunt peroxizi și superoxizi:
2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2
Oxigenul reacţionează cu hidrogenul la 300 °C:
2H2 + O2 = 2H2O.
Când interacționează cu fluorul, acesta prezintă proprietăți de restaurare:
O2 + F2 = F2 O2 (în descărcare electrică),
cu sulf - la o temperatură de aproximativ 250 °C:
Oxigenul reacţionează cu grafitul la 700 °C
C + O2 = CO2.
Interacțiunea oxigenului cu azotul începe doar la 1200°C sau la o descărcare electrică:
N2 + O22NO - Q.
Oxigenul reacționează, de asemenea, cu mulți compuși complecși, de exemplu, cu oxid de azot (II), reacționează deja la temperatura camerei:
2NO + O2 = 2NO2.
Când hidrogenul sulfurat se oxidează la încălzire, se formează sulf sau oxid de sulf (IV), în funcție de raportul dintre oxigen și hidrogen sulfurat:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
2H2S + 3О2 = 2SO2 + 2H2O
Majoritatea reacțiilor de oxidare care implică oxigen eliberează căldură și lumină, un proces numit ardere.
Ozon
Ozonul-O3 este a doua modificare alotropică a elementului oxigen. Molecula de O3 are o structură unghiulară (unghiul dintre legături este de 116º, lungimea legăturii O=O, l = 0,1278 nm) La nr. este un gaz albastru. Ozonul lichid este albastru închis. Este otrăvitor și exploziv mai ales în stare lichidă și solidă). Ozonul se formează în atmosferă în timpul descărcărilor fulgerelor și are un miros specific de prospețime.
De obicei, ozonul este produs în ozonizatoare prin trecerea unei descărcări electrice liniștite prin oxigen (reacția este endotermă și foarte reversibilă; randamentul de ozon este de 5%):
3O22O3AH=-285 kJ. În condiții de laborator, ozonul se obține prin acidificarea persulfatului cu acid azotic
(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+
H2S2O8 →2SO2 +O3 +H2O
O3 se formează cu randament scăzut ca rezultat al reacției:
3F2 +H2O(g)→6HF+O3
O3 este cel mai puternic agent oxidant, oxidează toate metalele (cu excepția metalelor de aur și platină) și majoritatea nemetalelor. Ea transformă oxizii inferiori în alții superiori, iar sulfurile metalice în sulfații lor. Reacțiile care implică O3 produc de obicei O2, de exemplu:
2Ag+O3 →Ag2 O+O2
PbS+4O3 →PbSO4 +4O2
NH2 +3O3 →HNO2 +H2O
Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2O+O2
Când sunt expuse la O3, metalele alcaline pot produce ozonide, compuși instabili care se descompun:
2KO3 →2KO2 +O2
Ca agent oxidant puternic, ozonul ucide bacteriile și, prin urmare, este folosit pentru a dezinfecta aerul. Un strat de ozon stabil este situat în atmosferă la o altitudine de ~22 km. Acest strat de ozon protejează Pământul de radiațiile ultraviolete pure care dăunează vieții.
Când ozonul reacționează cu o soluție de iodură de potasiu, se eliberează iod, în timp ce această reacție nu are loc cu oxigenul:
2KI + O3 + H2 O = I2 + 2KOH + O2.
Reacția este adesea folosită calitativ pentru detectarea ionilor I sau a ozonului. Pentru a face acest lucru, în soluție se adaugă amidon, care dă un complex albastru caracteristic cu iodul eliberat și este, de asemenea, de înaltă calitate, deoarece ozonul nu oxidează ionii Cl - și Br -.
Apă
Proprietățile fizice și chimice ale apei: Apa pură este un lichid transparent, incolor, insipid, inodor. Densitatea apei în timpul tranziției a ei de la starea solidă la starea lichidă nu scade, ca aproape toate celelalte substanțe, ci crește.
Apa este o substanță familiară și neobișnuită. Nu există substanță pe pământ care să fie mai importantă pentru noi decât apa obișnuită și, în același timp, nu există altă substanță ale cărei proprietăți ar avea atâtea contradicții și anomalii câte sunt în proprietățile sale.
Aproape ¾ din suprafața planetei noastre este ocupată de oceane și mări. Apa solidă - zăpadă și gheață - acoperă 20% din teren. Clima planetei depinde de apă. Geofizicienii susțin că Pământul s-ar fi răcit cu mult timp în urmă și s-ar fi transformat într-o bucată de piatră fără viață dacă nu ar fi fost apă. Are o capacitate termică foarte mare. Când se încălzește, absoarbe căldură; când se răcește, o eliberează. Apa Pământului absoarbe și returnează multă căldură, egalând astfel clima. Acele molecule care sunt împrăștiate în atmosferă – în nori și sub formă de vapori – protejează Pământul de frigul cosmic.
Proprietățile fizice ale apei diferă semnificativ de alți solvenți: la 4ºC, apa are o densitate maximă și numai cu o încălzire suplimentară densitatea ei scade. Dacă, odată cu scăderea temperaturii și în timpul trecerii de la starea lichidă la starea solidă, apa s-a schimbat în mod similar cu alte substanțe, atunci când se apropie iarna, straturile de suprafață ale apelor naturale s-ar răci la 0ºC și s-ar scufunda în fund până la întreaga masă. a rezervorului a căpătat o temperatură de 0ºC. Apa ar îngheța, sloturile de gheață s-ar scufunda în fund, iar rezervorul ar îngheța la toată adâncimea sa. Multe forme de viață în apă ar fi imposibile. În realitate, stratul răcit, care are o densitate mai mică, rămâne la suprafață, îngheață și, prin urmare, protejează straturile subiacente de răcire.
Apa are o capacitate termică anormal de mare (4,18 J/g∙K), astfel încât noaptea, precum și în timpul trecerii de la vară la iarnă, apa se răcește lent. Și în timpul zilei, sau în timpul trecerii de la iarnă la vară, se încălzește și încet, fiind astfel un regulator de temperatură pe glob.
Apa în stare normală este lichidă, în timp ce H2 S, H2 Se, H2 Te sunt gaze. Temperaturile de cristalizare și evaporare a apei sunt semnificativ mai mari decât temperaturile corespunzătoare acestor compuși.
Apa are o constantă dielectrică foarte mare (78,5 la 298K).
Apa este un solvent bun pentru lichidele polare și compușii cu legături ionice; formează hidrați cristalini cu mulți compuși chimici.
Multă vreme, proprietățile neobișnuite ale apei au fost un mister pentru oamenii de știință. Acestea se datorează în principal următoarelor motive:
Natura polară a moleculelor;
Prezența perechilor de electroni neîmpărțiți pe atomul de oxigen;
Legături de hidrogen.
Legătura dintre atomii de hidrogen și oxigen este polară, ceea ce duce la o asimetrie în distribuția sarcinilor electronice și, în consecință, la polaritatea moleculei. Lungimea legăturii este de 96 nm, iar unghiul dintre legături este de ~105º.
Prezența perechilor de electroni singure în oxigen și deplasarea perechilor de electroni partajate de la atomii de hidrogen la oxigen determină formarea legăturilor de hidrogen. Energia de legare este de 25 kJ/mol. Atomul de oxigen dintr-o moleculă de apă se află într-o stare de hibridizare sp3. Prin urmare, unghiul de legătură HOH este aproape de unghiul tetraedic (109,5º).
Greutatea moleculară a apei de vapori este de 18 și corespunde celei mai simple formule ale acesteia. Cu toate acestea, greutatea moleculară a lichidului se dovedește a fi mai mare. Aceasta indică faptul că asocierea moleculelor are loc în faza lichidă, adică. combinându-le în agregate mai complexe datorită formării legăturilor de hidrogen între molecule.
În apa solidă (gheață), atomul de oxigen al fiecărei molecule participă la formarea a două legături de hidrogen cu moleculele de apă învecinate.
Structura gheții aparține celor mai puțin dense structuri; există goluri în ea, ale căror dimensiuni sunt puțin mai mari decât dimensiunile unei molecule de apă. Când gheața se topește, structura ei este distrusă, dar legăturile de hidrogen rămân în fază lichidă, se formează asociații, dar există pentru o perioadă scurtă de timp: unele sunt distruse în mod constant și se formează alte agregate. Golurile unor astfel de agregate „de gheață” pot găzdui molecule de apă individuale, iar împachetarea moleculelor de apă devine densă. De aceea, atunci când gheața se topește, volumul ocupat de apă scade și densitatea acesteia crește. Când apa este încălzită, o parte din căldură este cheltuită rupând legăturile de hidrogen. Aceasta explică capacitatea mare de căldură a apei. Legăturile de hidrogen dintre moleculele de apă sunt rupte complet numai atunci când apa se transformă în abur.
Pe Pământ există un atom de deuteriu la fiecare 6800 de atomi de proțiu, iar în spațiul interstelar există deja un atom de deuteriu la fiecare 200 de atomi de proțiu.
Apa este o substanță foarte reactivă.
Apa reacționează cu multe metale cu eliberarea de hidrogen:
2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (bulos)
2K + 2H2 O = H2 + 2KOH (bulos)
3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (numai când este încălzit)
Nu toate, dar numai metalele suficient de active pot participa la reacțiile redox de acest tip. Metalele alcaline și alcalino-pământoase reacționează cel mai ușor.
Din nemetale De exemplu, carbonul și compusul său de hidrogen (metanul) reacționează cu apa. Aceste substanțe sunt mult mai puțin active decât metalele, dar sunt încă capabile să reacționeze cu apa la temperaturi ridicate:
C + H2O® H2 + CO
CH4 + 2H2O® 4H2 + CO2
Apa se descompune în hidrogen și oxigen atunci când este expusă curentului electric. Aceasta este, de asemenea, o reacție redox, în care apa este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător:
2H2O 
2H2 + O2
Apa reacționează cu multe oxizi nemetale. Spre deosebire de cele anterioare, aceste reacții nu sunt redox, ci reacții de cuplare:
P205 +3H20→2H3PO4; N205 +H20→2HNO3
Oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacţionează cu apa pentru a forma alcalii corespunzătoare:
CaO+H2O→Ca(OH)2
Nu toți oxizii metalici sunt capabili să reacționeze cu apa. Unele dintre ele sunt practic insolubile în apă și, prin urmare, nu reacţionează cu apa. Acestea sunt ZnO, TiO2, Cr2 O3, din care, de exemplu, se prepară vopsele rezistente la apă. Oxizii de fier sunt, de asemenea, insolubili în apă și nu reacţionează cu aceasta. Mulți compuși ai metalelor cu nemetale reacționează ușor cu apa pentru a forma hidroxizi metalici și compuși de hidrogen ai nemetalelor:
PCl3 +3H2O → H3PO3 + 3HCl
Al2S3 +6H2O→2Al(OH)3+3H2S
Ca3P2+6H2O→3Ca(OH)2+2PH3
Na3N+3H20→3NaOH+NH3
KH+H2O→KOH+H2
Apa formează numeroși compuși în care molecula sa este complet conservată. Acestea sunt așa-numitele hidratează. Dacă hidratul este cristalin, atunci se numește hidrat cristalin, De exemplu:
CuSO4 +5 H2O→CuSO4 . 5H2O
H2SO4 + H2O = H2SO4 . H2O (hidrat de acid sulfuric)
NaOH + H2O = NaOH . H2O (hidrat de sodă caustică)
Compușii care leagă apa în hidrați și hidrați cristalini sunt utilizați ca desicanți. Cu ajutorul lor, de exemplu, vaporii de apă sunt îndepărtați din aerul atmosferic umed.
O reacție specială a apei - fotosinteza - este sinteza de către plante a amidonului (C6 H10 O5)n și a altor compuși similari (carbohidrați), care are loc odată cu eliberarea de oxigen:
6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (sub lumină)
Apa are activitate catalitică. În absența urmelor de umiditate, reacțiile obișnuite practic nu au loc, de exemplu, sodiul nu se oxidează, fosforul alb nu se oxidează, clorul nu interacționează cu metalele, fluorura de hidrogen nu taie sticla.
Apă oxigenată
Peroxidul de hidrogen H2 O2 este un compus de hidrogen și oxigen, care conține o cantitate record de oxigen - 94% în greutate. Moleculele de H2O2 conțin grupări peroxid –O–O–, care determină în mare măsură proprietățile acestui compus.
Datorită distribuției asimetrice a legăturilor H-O, molecula H2O2 este foarte polară. Între moleculele de H2O2 se formează o legătură de hidrogen destul de puternică, ceea ce duce la asocierea lor. Prin urmare, în condiții normale, peroxidul de hidrogen este un lichid siropos de culoare albastru pal (densitate 1,44) cu un punct de fierbere destul de ridicat (150ºC). Când este depozitat, H2O2 se descompune.
Seleniul este obținut din deșeurile din producția de acid sulfuric, celuloză și hârtie și nămolul anodic de la rafinarea electrolitică a cuprului. Seleniul este prezent în nămol împreună cu sulful, telurul, metalele grele și nobile. Pentru extragerea seleniului, nămolul este filtrat și supus fie prăjirii oxidative (aproximativ 700 °C), fie încălzirii cu acid sulfuric concentrat. SeO2 volatil rezultat este captat în scrubere și precipitatoare electrostatice. Seleniul tehnic este precipitat din soluții cu dioxid de sulf. Se folosește și sinterizarea nămolului cu sodă, urmată de levigarea selenatului de sodiu cu apă și separarea seleniului din soluție. Pentru a obține seleniu de înaltă puritate utilizat ca material semiconductor, seleniul brut este rafinat folosind distilare în vid, recristalizare și alte metode.
Proprietățile fizice și chimice ale seleniului. Configurația învelișului electron exterior al atomului de Se este 4s2 4p4; doi electroni p au spinuri pereche, iar ceilalți doi au spini nepereche, astfel încât atomii de seleniu sunt capabili să formeze molecule Se2 sau lanțuri de atomi Sen. Lanțurile de atomi de seleniu pot fi închise în molecule de inel Se8. Diversitatea structurii moleculare determină existența seleniului în diverse modificări alotrope: amorfe (pulveroase, coloidale, sticloase) și cristaline (forme monoclinice α- și β și forme hexagonale γ). Seleniul amorf (roșu) sub formă de pulbere și coloidal (densitate 4,25 g/cm3 la 25 °C) se obține prin reducerea dintr-o soluție de acid selenos H2 SeO3, răcirea rapidă a vaporilor de seleniu și alte metode. Seleniul sticlos (negru) (densitate 4,28 g/cm3 la 25 °C) se obține prin încălzirea oricărei modificări a seleniului peste 220 °C, urmată de răcire rapidă. Seleniul vitros are un luciu sticlos și este fragil. Din punct de vedere termodinamic, seleniul hexagonal (gri) este cel mai stabil. Se obține din alte forme de seleniu prin încălzire până la topire, răcire lent la 180-210 ° C și menținere la această temperatură. Rețeaua sa este construită din lanțuri spiralate paralele de atomi. Atomii din lanțuri sunt legați covalent. Toate modificările seleniului au proprietăți fotoelectrice. Seleniul hexagonal până la punctul de topire este un semiconductor de impurități cu conductivitate în găuri. Seleniul este diamagnetic (vaporii săi sunt paramagnetici).
Seleniul este stabil în aer; oxigenul, apa, acidul clorhidric și acizii sulfuric diluați nu au niciun efect asupra acestuia; ne dizolvăm bine în acid azotic concentrat și aqua regia; în alcali se dizolvă disproporționat:
Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2 O
3Se + 6KOH → K2 SeO3 + 2K2 Se + 3H2 O
Seleniul din compuși are stări de oxidare -2, + 2, + 4, +6. Cu oxigenul, seleniul formează o serie de oxizi: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Ultimele două sunt anhidride ale acizilor selenic H2 SeO3 și selenic H2 SeO4 (săruri - seleniți și selenați). SeO2 este cel mai stabil. SeO2 și H2 SeO3 cu agenți oxidanți puternici prezintă proprietăți reducătoare:
3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl
Cu halogeni, seleniul dă compuși SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 și alții. Sulful și telurul formează o serie continuă de soluții solide cu seleniu. Cu azot, seleniul dă Se4 N4, cu carbon -CSe2. Compușii fosforului P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5 sunt cunoscuți. Hidrogenul interacționează cu seleniul la t>=200 °C, formând H2Se; o soluție de H2Se în apă se numește acid hidroselenic. Atunci când interacționează cu metalele, seleniul formează selenide. S-au obținut numeroși compuși ai seleniului. Toți compușii seleniului sunt otrăvitori.
Utilizări ale seleniului . Datorită costului redus și fiabilității sale, seleniul este utilizat în tehnologia convertoarelor în redresarea diodelor semiconductoare, precum și pentru dispozitive fotoelectrice (hexagonale), dispozitive de copiere electrofotografică (seleniu amorf), sinteza diferitelor selenide, ca fosfor în televiziune, optice și dispozitive de semnalizare, termistoare etc. n. seleniul este utilizat pe scară largă pentru decolorarea sticlei verzi și producerea ochelarilor de rubin; în metalurgie - pentru a da oțelului turnat o structură cu granulație fină, îmbunătățirea proprietăților mecanice ale oțelurilor inoxidabile; în industria chimică - ca catalizator; Seleniul este folosit și în industria farmaceutică și în alte industrii.
8.4 Telur
Compuși naturali și producție. De bază. sursele de teluriu sunt nămolul de la rafinarea electrolitică a cuprului și nămolul de la producția de acid sulfuric, precum și nămolurile alcaline de la rafinarea plumbului. La prelucrarea nămolului de acid sulfuric prin metoda de prăjire (vezi Seleniu), telurul rămâne în cenușă, care este levigat cu acid clorhidric. Se precipită din soluția de acid clorhidric prin trecerea SO2, după care soluția este diluată la un conținut de acid de 10-12% și telurul este precipitat la încălzirea cu SO2.
Atunci când nămolul este sinterizat cu sodă și leșierea ulterioară, telurul trece în soluție și, la neutralizare, se depune sub formă de TeO2. Telurul se obține fie prin reducerea directă a TeO2 cu cărbune, fie prin precipitare sub acțiunea SO2 asupra soluțiilor de acid clorhidric de TeO2. La prelucrarea nămolului prin metoda sulfurei (leșiere cu o soluție de Na2S), telurul este separat de soluție (după precipitarea Se prin aerare) prin acțiunea Na2S2O3 uscat:
Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S
La prelucrarea nămolului de cupru-electroliți, telurul se transformă în principal în zgură de sodă, care este obținută prin topirea reziduurilor într-un aliaj de aur-argint („metal Doré”). Când se utilizează sulfatarea, o parte din teluriu trece în soluții de sulfat împreună cu Cu. Dintre acestea, telurul este precipitat prin acțiunea cuprului metalic:
H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Сu → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O
Telurul se extrage din zgura de sodă după dizolvarea în apă fie prin neutralizare cu precipitare de TeO2 (se purifică prin reprecipitare din soluții sulfurate sau acide, se dizolvă în alcali și se izolează telurul prin electroliză), fie se precipită telurul brut direct din soluția de sodă. prin electroliză. Se reduce cu A1 într-o soluție alcalină:
6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. Apoi telurul este precipitat prin aerare:
2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH
Pentru a obține telur de înaltă puritate, se folosesc compușii săi volatili, în special TeCl4, care este purificat prin distilare sau rectificare și extracție din soluție de acid clorhidric. După hidroliza clorurii de TeO2, H2 este redus. Uneori H2 Te este folosit și pentru curățare. În etapele finale de purificare, se utilizează sublimarea în vid, distilarea sau rectificarea telurului, precum și topirea zonei sau cristalizarea direcțională.
Proprietati fizice si chimice. Telurul este o substanță gri-argintiu cu un luciu metalic, în straturi subțiri este de culoare roșu-brun, în vapori este galben-auriu. Telurul topit peste ~ 700 °C are conductivitate metalică. Telurul este diamagnetic, mag. susceptibilitate - 0,31·10-9. Duritate conform Mohs 2,3, conform Brinell 180-270 MPa; rezistență la tracțiune 10,8 MPa. Telurul este casant și devine ductil atunci când este încălzit.
Pentru telur, potențialul normal al electrodului este de 0,56 V. Telurul, chiar și dispersat, este stabil în aer, dar când este încălzit arde (flacără albastră cu un halou verde) cu formarea de TeO2. Telurul cristalin reacţionează cu apa peste 100°C, telurul amorf reacţionează peste 50°C. Soluțiile concentrate de alcalii dizolvă telurul pentru a forma teluriți și teluriți. Acidul clorhidric și H2SO4 diluat nu au efect asupra telurului, conc. H2 SO4 îl dizolvă, soluțiile roșii rezultate conțin cationul. HNO3 oxidează telurul în acid teluric H2 TeO3 (săruri de telurit):
Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2 O
Agenții oxidanți puternici (HClO3, KMnO4 etc.) sunt oxidați la acid teluric H2 TeO4 (săruri tellurate):
4Te + 3HClO4 + 4H2 O → 4H2 TeO4 + 3HCl
Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O
Telurul se dizolvă în soluții de sulfuri și polisulfuri ale metalelor alcaline (cu formare de tioteluride și tio-telurite). Reacţionează cu soluţiile de săruri Ag. Nu se dizolvă în CS2. Reacționează cu Cl2, F2 și Br2 la temperatura camerei, cu I2 când este încălzit, fuzionează cu S, P (nu formează compuși), As (dând As2 Te3), cu Si (pentru a forma Si2 Te3 și SiTe), cu Se ( formând soluţii solide în timpul cristalizării). Nu interacționează direct cu borul și carbonul; atunci când este încălzit, formează carbonil instabil gazos TeCO atunci când este încălzit. Când sunt topite cu metale, se obțin telururi.
Telurura de hidrogen H2 Te este un gaz incolor cu miros neplăcut; în stare lichidă galben-verzui, galben-lămâie cristalin; t. balot - 2°C, p.t. - 51 °C; dens 5,81 g/l; pentru gaz; iar in aer uscat la temperatura camerei se descompune incet, in aer umed se oxideaza la telur; când este încălzit în aer arde, dând TeO2; solubilitate în apă 0,1 M, soluția apoasă este un acid slab, K1 2·10-3; agent reducător puternic; obţinut prin reacţia Al2 Te3 cu acid clorhidric, precum şi prin electroliza unei soluţii de H2SO4 cu un catod de telur la 0°C; folosit pentru a produce telur de înaltă puritate.
Hexafluorura de TeF6 este un gaz incolor; p.p. - 37,8°C, sublim -38,6°C; dens 10,7 g/l; stabil în aer uscat, nu afectează sticla; se dizolvă în apă, hidrolizând treptat pentru a forma acizi fluoroteluric TeFn (OH)6-n, unde n este de la 1 la 4, și în final acid teluric; formează compuși cu fluorurile metalice, de exemplu. Ag și Ba; obţinut prin fluorurarea telurului la încălzire. Tetrafluorura TeF4 - cristale ale sistemului ortorombic; p.p. 129,6°C, p.t. 194°C (cu descompunere); densitate 4,22 g/cm3; foarte higroscopic, usor de hidrolizat; cu fluorurile de metale alcaline formează pentafluorotelurați M; obţinut prin acţiunea SeF4 asupra TeO2. Fluorurile sunt agenți telurafluoruratori.
tetraclorura TeC14 - cristale galbene; p.p. 224°C, p.t. 381,8°C; dens 3,01 g/cm3; nivelul de dependență de temperatură a presiunii vaporilor \gp (mm Hg) = 8.791 - - 3941/T (497 – 653); foarte higroscopic, se hidrolizează cu apă; în HC1 concentrat se dizolvă, formând acid cloroteluric H2 TeC16; extras din soluții de acid clorhidric cu tributil fosfat și alți solvenți organici; cu clorurile de metale alcaline formează hexa-M2 [TeCl6] și pentaclorotelurați M[TeC15], cu cloruri de Al, Fe(III), Zr și alți complecși cu cationi, de exemplu, TeC13; obtinut prin clorurare a telurului; TeCl4 este materia primă pentru producerea de teluriu de înaltă puritate. Diclorura brună TeC12 este stabilă în vapori și poate fi condensată într-un lichid. S-au obținut și două cloruri inferioare cristaline: Te2 Cl3 de culoare gri-argintie și negru metastabil cu un luciu metalic Te2Cl.
Prin precipitarea din soluții de apă se pot obține sulfuri TeS2 și TeS3 care se descompun la încălzire; TeS7 și Te7 S10 sunt cunoscute. Tiotelurații (de exemplu, Na2 TeS3) pot fi obținuți prin dizolvarea telurului într-o soluție de polisulfuri de metale alcaline sau sulf în soluții de politelururi, precum și prin fuziune. Tiotulurații sunt intermediari în unele procese de extracție a telurului.
Aplicație. Cea mai importantă zonă de aplicare a telurului este sinteza de descompunere a telururilor cu proprietăți semiconductoare. Telurul este folosit și în metalurgie pentru alierea fontei și oțelului, Pb, Cu (pentru a le crește rezistența mecanică și chimică). Telurul și compușii săi sunt utilizați în producția de catalizatori, speciali. ochelari, insecticide, erbicide etc.
Poloniu
Compuși naturali și producția de poloniu. Element chimic radioactiv din grupa VI a tabelului periodic, un analog al telurului. Număr atomic 84. Nu are izotopi stabili. Există 27 de izotopi radioactivi cunoscuți ai poloniului cu numere de masă de la 192 la 218, dintre care șapte (cu numere de masă de la 210 la 218) apar în natură în cantități foarte mici ca membri ai seriei radioactive de uraniu, toriu și actiniu, restul. izotopii sunt obținuți artificial. Cei mai longeviv izotopi ai poloniului sunt produși artificial 209 Po ( t 1/2 = 102 ani) și 208 Rho ( t 1/2 = 2,9 ani), precum și 210 Po conținute în minereurile de radiu-uraniu ( t 1/2 = 138,4 zile). Conținutul de 210 Po în scoarța terestră este de numai 2·10–14%; 1 tonă de uraniu natural conține 0,34 g de radiu și o fracțiune de miligram de poloniu-210. Cel mai scurt izotop cunoscut al poloniului este 213 Po ( t 1/2 = 3·10–7 s). Cei mai ușori izotopi ai poloniului sunt emițători alfa puri, în timp ce cei mai grei emit simultan raze alfa și gamma. Unii izotopi se descompun prin captarea electronilor, iar cei mai grei prezintă, de asemenea, o activitate beta foarte slabă. Diferiți izotopi ai poloniului au denumiri istorice adoptate la începutul secolului al XX-lea, când au fost obținuți ca urmare a unui lanț de descompunere din „elementul părinte”: RaF (210 Po), AcC" (211 Po), ThC" ( 212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).
Poloniul-210 este sintetizat prin iradierea bismutului natural (conține doar 208 Bi) cu neutroni în reactoare nucleare (se formează intermediar izotopul beta-activ al bismutului-210): 208 Bi + n→210 Bi → 210 Po + e. Când bismutul este iradiat de protoni accelerați, se formează poloniul-208, acesta este separat de bismut prin sublimare în vid - așa cum a făcut M. Curie. În URSS, metoda de izolare a poloniului a fost dezvoltată de Zinaida Vasilievna Ershova (1905–1995). În 1937, a fost trimisă la Paris la Institutul Radium din laboratorul lui M. Curie (condus la acea vreme de Irène Joliot-Curie). Ca urmare a acestei călătorii de afaceri, colegii ei au început să o numească „Madame Curie rusă”. Sub conducerea științifică a lui Z.V. Ershova, în țară a fost creată o producție permanentă, ecologică de poloniu, care a făcut posibilă implementarea programului intern de lansare a roverelor lunare, în care poloniul a fost folosit ca sursă de căldură.
Izotopii cu viață lungă ai poloniului nu au primit încă o utilizare practică semnificativă din cauza complexității sintezei lor. Reacțiile nucleare pot fi folosite pentru a le produce.
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,
unde 4 He sunt particule alfa, 1 H sunt protoni accelerați, 2 D sunt deuteroni accelerați (nuclee de deuteriu).
Proprietățile poloniului. Telurul prezintă deja parțial proprietăți metalice, în timp ce poloniul este un metal moale alb-argintiu. Datorită radioactivității puternice, strălucește în întuneric și devine foarte fierbinte, așa că este necesară îndepărtarea continuă a căldurii. Punctul de topire al poloniului este de 254 ° C (puțin mai mare decât cel al staniului), punctul de fierbere este de 962 ° C, prin urmare, chiar și cu încălzire ușoară, poloniul se sublimează. Densitatea poloniului este aproape aceeași cu cea a cuprului - 9,4 g/cm3. În cercetarea chimică se folosește doar poloniul-210; izotopii cu viață mai lungă practic nu sunt utilizați din cauza dificultății de a le obține cu aceleași proprietăți chimice.
Proprietățile chimice ale poloniului metalic sunt apropiate de proprietățile celui mai apropiat analog al său, telurul; prezintă stări de oxidare de –2, +2, +4, +6. În aer, poloniul se oxidează lent (rapid când este încălzit la 250 ° C) cu formarea de dioxid roșu PoO2 (când este răcit, devine galben ca urmare a rearanjarii rețelei cristaline). Hidrogenul sulfurat din soluții de săruri de poloniu precipită sulfura neagră PoS.
Radioactivitatea puternică a poloniului afectează proprietățile compușilor săi. Astfel, în acidul clorhidric diluat, poloniul se dizolvă încet pentru a forma soluții roz (culoarea ionilor Po2+):
Po + 2HCl® PoCl2 + H2,
totuși, sub influența propriei radiații, diclorura se transformă în PoCl4 galben. Acidul azotic diluat pasivează poloniul, în timp ce acidul azotic concentrat îl dizolvă rapid:
Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O
Poloniul este legat de nemetale din grupa VI prin reacția cu hidrogenul pentru a forma hidrura volatilă PoH2 (p.t. -35°C, bp +35°C, se descompune ușor), reacția cu metalele (când este încălzită) pentru a forma polonide solide negre. (Na2 Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo etc.) și reacția cu alcalii topiți pentru a forma polonide:
3Po + 6NaOH® 2Na2 Po + Na2 PoO3 + H2O.
Poloniul reacționează cu clorul când este încălzit pentru a forma cristale galbene strălucitoare de PoCl4, cu brom roșu se obțin cristale de PoBr4, cu iod, deja la 40 ° C, poloniul reacționează cu formarea de iodură volatilă neagră PoI4. Este cunoscută și tetrafluorura de poloniu alb PoF4. Când sunt încălzite, tetrahalogenurile se descompun pentru a forma dihalogenuri mai stabile:
PoCl4® PoCl2 + Cl2.
În soluții, poloniul există sub formă de cationi Po2+, Po4+, anioni PoO32–, PoO42–, precum și diverși ioni complexi, de exemplu, PoCl62–.
Utilizarea poloniului. Poloniul-210 emite raze alfa cu o energie de 5,3 MeV, care sunt decelerate în materia solidă, trecând doar în miimi de milimetru și renunțând la energia lor. Durata sa de viață face posibilă utilizarea poloniului ca sursă de energie în bateriile nucleare ale navelor spațiale: pentru a obține o putere de 1 kW, sunt suficiente doar 7,5 g de poloniu. În acest sens, este superior altor surse compacte de energie „nucleară”. O astfel de sursă de energie a funcționat, de exemplu, pe Lunokhod 2, încălzind echipamentul în timpul lungi nopți lunare. Desigur, puterea surselor de energie poloniului scade în timp - cu jumătate la fiecare 4,5 luni, dar izotopii poloniului cu viață mai lungă sunt prea scumpi. Poloniul este, de asemenea, convenabil de utilizat pentru studierea efectelor radiațiilor alfa asupra diferitelor substanțe. Ca emițător alfa, poloniul amestecat cu beriliu este folosit pentru a face surse compacte de neutroni:
9 Fii + 4 He ® 12 C + n.
În loc de beriliu, borul poate fi folosit în astfel de surse. S-a raportat că în 2004, inspectorii de la Agenția Internațională pentru Energie Atomică (AIEA) au descoperit un program de producție de poloniu în Iran. Acest lucru a condus la suspiciunea că ar putea fi folosit într-o sursă de beriliu pentru a „declanșa” cu neutroni o reacție nucleară în lanț în uraniu, care duce la o explozie nucleară.
Poloniul, atunci când este ingerat, poate fi considerat una dintre cele mai toxice substanțe: pentru 210 Po conținutul maxim admis în aer este de numai 40 de miliarde de microgram la 1 m3 de aer, adică. Poloniul este de 4 trilioane de ori mai toxic decât acidul cianhidric. Daunele sunt cauzate de particulele alfa (și într-o măsură mai mică și de raze gamma) emise de poloniu, care distrug țesuturile și provoacă tumori maligne. Atomii de poloniu se pot forma în plămânii umani ca urmare a descompunerii gazului radon din ei. În plus, metalul poloniu poate forma cu ușurință particule minuscule de aerosoli. Prin urmare, toate lucrările cu poloniu sunt efectuate de la distanță în cutii sigilate.
Descoperirea poloniului. Existența unui element cu numărul de serie 84 a fost prezisă de D.I. Mendeleev în 1889 - l-a numit dvitellurium (în sanscrită - „al doilea” teluriu) și a presupus că masa sa atomică va fi aproape de 212. Desigur, Mendeleev nu putea prevedea că acesta elementul va fi instabil. Poloniul este primul element radioactiv, descoperit în 1898 de către Curie în căutarea sursei de radioactivitate puternică în anumite minerale. Când s-a dovedit că minereul de rășină de uraniu radia mai puternic decât uraniul pur, Marie Curie a decis să izoleze chimic un nou element chimic radioactiv din acest compus. Înainte de aceasta, erau cunoscute doar două elemente chimice slab radioactive - uraniu și toriu. Curie a început cu analiza chimică calitativă tradițională a mineralului după schema standard, care a fost propusă de chimistul analitic german K.R. Fresenius (1818–1897) încă din 1841 și conform căreia multe generații de studenți timp de aproape un secol și jumătate cationi determinați folosind așa-numita „metodă cu hidrogen sulfurat”” La început avea aproximativ 100 g de mineral; apoi geologii americani i-au dat lui Pierre Curie încă 500 g. Efectuând o analiză sistematică, M. Curie a testat de fiecare dată fracții individuale (precipitate și soluții) pentru radioactivitate folosind un electrometru sensibil inventat de soțul ei. Fracțiile inactive au fost aruncate, cele active au fost analizate în continuare. A fost ajutată de unul dintre conducătorii atelierului de chimie de la Școala de Fizică și Chimie Industrială, Gustav Bemon.
În primul rând, Curie a dizolvat mineralul în acid azotic, a evaporat soluția până la uscare, a dizolvat reziduul în apă și a trecut un curent de hidrogen sulfurat prin soluție. În acest caz, s-a format un precipitat de sulfuri metalice; în conformitate cu metoda Fresenius, acest sediment ar putea conține sulfuri insolubile de plumb, bismut, cupru, arsenic, antimoniu și o serie de alte metale. Precipitatul a fost radioactiv, chiar dacă uraniul și toriu au rămas în soluție. Ea a tratat precipitatul negru cu sulfură de amoniu pentru a separa arsenul și antimoniul - în aceste condiții formează tiosăruri solubile, de exemplu, (NH4)3 AsS4 și (NH4)3 SbS3. Soluția nu a prezentat radioactivitate și a fost aruncată. În sediment au rămas sulfuri de plumb, bismut și cupru.
Curie a dizolvat partea din precipitat care nu a fost dizolvată în sulfură de amoniu în acid azotic, a adăugat acid sulfuric la soluție și a evaporat-o pe flacăra unui arzător până când au apărut vapori grosi de SO3 alb. În aceste condiții, acidul azotic volatil este complet îndepărtat, iar nitrații metalici sunt transformați în sulfați. După răcirea amestecului și adăugarea de apă rece, sedimentul conținea sulfat de plumb insolubil PbSO4 - nu a existat radioactivitate în el. Ea a aruncat precipitatul și a adăugat o soluție puternică de amoniac la soluția filtrată. În același timp, a căzut din nou un precipitat, de data aceasta alb; conținea un amestec de sulfat de bismut bazic (BiO)2SO4 și hidroxid de bismut Bi(OH)3. În soluție a rămas complex cupru amoniac SO4 de culoare albastru strălucitor. Precipitatul alb, spre deosebire de soluție, s-a dovedit a fi foarte radioactiv. Deoarece plumbul și cuprul fuseseră deja separate, precipitatul alb conținea bismut și un amestec al noului element.
Curie a transformat din nou precipitatul alb în sulfură maro închis Bi2S3, l-a uscat și l-a încălzit într-o fiolă evacuată. Sulfura de bismut nu s-a schimbat (este rezistentă la căldură și se topește doar la 685 ° C), totuși, din sediment s-au eliberat unii vapori, care s-au depus sub forma unei pelicule negre pe partea rece a fiolei. Filmul era radioactiv și se pare că conținea un nou element chimic - un analog al bismutului în tabelul periodic. A fost poloniu - primul element radioactiv descoperit după uraniu și toriu, înscris în tabelul periodic (în același 1898, a fost descoperit radiul, precum și un grup de gaze nobile - neon, cripton și xenon). După cum sa dovedit mai târziu, poloniul se sublimează cu ușurință atunci când este încălzit - volatilitatea sa este aproximativ aceeași cu cea a zincului.
Soții Curie nu s-au grăbit să numească stratul negru de pe sticlă un element nou. Doar radioactivitatea nu a fost suficientă. Colegul și prietenul lui Curie, chimistul francez Eugene Anatole Demarsay (1852–1903), specialist în domeniul analizei spectrale (a descoperit europiul în 1901), a examinat spectrul de emisie al acoperirii negre și nu a găsit linii noi în acesta. care ar putea indica prezența unui nou element. Analiza spectrală este una dintre cele mai sensibile metode, permițând detectarea multor substanțe în cantități microscopice invizibile pentru ochi. Cu toate acestea, într-un articol publicat la 18 iulie 1898, cei de la Curie scriau: „Credem că substanța pe care am izolat-o din gudronul de uraniu conține un metal încă necunoscut, care este un analog al bismutului în proprietățile sale analitice. Dacă se confirmă existența unui nou metal, ne propunem să-l numim poloniu, după patria unuia dintre noi” (Polonia în latină – Polonia). Acesta este singurul caz în care un nou element chimic care nu a fost încă identificat a primit deja un nume. Cu toate acestea, nu a fost posibil să se obțină cantități în greutate de poloniu - era prea puțin din acesta în minereul de uraniu (mai târziu poloniul a fost obținut artificial). Și nu acest element i-a făcut celebri pe Curies, ci radiul.
Compușii hidroxi transargonoizi ai sulfului sunt mai stabili decât compușii de clor corespunzători, iar compușii de fosfor sunt și mai stabili. Acidul percloric și perclorații sunt agenți oxidanți puternici, în timp ce acidul sulfuric și sulfații sunt agenți de oxidare slabi, iar acidul fosforic și fosfații sunt și mai slabi. Această diferență de proprietăți corespunde valorilor electronegativității X= 3 pentru CI, 2,5 pentru S, 2,1 pentru P și Δx(față de oxigen) este 0,5 pentru Cl, 1,0 pentru S, 1,4 pentru P. Valorile caracteristice ale căldurilor de reacție prezentate mai jos reflectă o creștere a valorilor Δx:
HCI (g.) + 2O 2 (g.) → HCIO 4 (l.) + 8 kJ mol -1
H2S (g.) + 2O2 (g.) → H2SO4 (l.) + 790 kJ mol -1
H3R (g.) + 2O2 (g.) → H3PO4 (l.) + 1250 kJ mol -1
Compușii stabili ai sulfului, seleniului și telurului corespund mai multor stări de oxidare de la -2 la +6, așa cum se arată în diagrama atașată:
6S03, H2SO4, SF6H2SeO4, SeF6TeO3, Te(OH)6, TeF6
4 SO 2, H 2 SO 3 SeO 2, H 2 SeO 3 TeO 2
0 S 8 , S 2 Se Te
2H2S, S2-H2SeH2Te
Oxizi de sulf
Valenta normala oxid de sulf(monoxidul) SO este semnificativ mai puțin stabil decât oxizii trans-argonoizi SO2 și SO3. Călurile formării lor au următoarele valori:
1/8S 8 (k.) + 1/2O 2 (g.) → SO (g.) - 7 kJ mol -1
1/8S 8 (k.) + O2 (g.) → SO2 (g.) + 297 kJ mol -1
1/8S 8 (k.) + 3/2O 2 (g.) → SO3 (g.) + 396 kJ mol -1
Din primele două ecuații rezultă că descompunerea oxidului de sulf în dioxid de sulf și sulf este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură.
2SO (g.) → 1/8S 8 (k.) + SO 2 (g.) + 311 kJ mol -1
Prin urmare, nu este surprinzător faptul că oxidul de sulf nu este cunoscut ca fiind un compus stabil, ci există doar ca molecule extrem de reactive într-o stare gazoasă foarte rarefiată sau în matrice înghețată. Acest oxid are structura
cu doi electroni având spini paraleli și seamănă cu moleculele de O 2 și S 2.
Dioxid de sulf SO2 se formează în timpul arderii sulfului sau sulfurilor, cum ar fi pirita (FeS2)
S + O 2 → SO 2
FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Este un gaz incolor cu un miros înțepător caracteristic. Punctele de topire și de fierbere ale dioxidului de sulf sunt -75 și, respectiv, -10 °C.
În laborator, dioxidul de sulf este de obicei produs prin acțiunea unui acid puternic asupra sulfitului de acid de sodiu solid
H2SO4 + NaHS03 → NaHS04 + H2O + SO2
Poate fi curățat și uscat prin barbotare prin acid sulfuric concentrat. Dioxidul de sulf are următoarea structură electronică:
Această structură folosește un 3 d-orbitale precum și 3 s-orbital și trei 3 p-orbitali. Lungimea legăturii sulf-oxigen determinată experimental este de 143 pm; aceasta este ceva mai mică decât valoarea de 149 pm care ar fi de așteptat pentru o dublă obligație. Unghiul O-S-O este de 119,5°.
Cantități mari de dioxid de sulf sunt folosite pentru a produce acid sulfuric, acid sulfuros și sulfiți. SO 2 ucide ciupercile și bacteriile și este folosit la conservarea și uscarea prunelor uscate, caiselor și altor fructe. O soluție de sulfit acid de calciu Ca(HSO 3) 2, obținută prin reacția dioxidului de sulf cu hidroxid de calciu, este utilizată la producerea pastei de hârtie din lemn. Acesta dizolvă lignina, substanța care ține fibrele de celuloză împreună, și eliberează aceste fibre, care sunt apoi procesate în hârtie.
Trioxid (trioxid) sulful SO 3 se formează în cantităţi foarte mici atunci când sulful arde în aer. Este de obicei produs prin oxidarea dioxidului de sulf cu aer în prezența unui catalizator. Reacția de formare a acestui compus din substanțe simple este exotermă, dar mai puțin exotermă (pe atom de oxigen) decât reacția de formare a dioxidului de sulf. Caracteristica echilibrului
SO 2 (g.) + 1/2O 2 (g.) → SO 3 (g.)
este că se poate obține un randament satisfăcător de S03 la temperaturi scăzute; reacția se desfășoară aproape complet. Cu toate acestea, la temperaturi scăzute viteza de reacție este atât de scăzută încât combinația directă de reactanți nu poate fi utilizată ca bază pentru un proces industrial. La temperaturi ridicate, când se atinge o viteză de reacție satisfăcătoare, randamentul este scăzut datorită poziției de echilibru nefavorabile.
Soluția la această problemă a fost descoperirea catalizatorilor corespunzători (platină, pentoxid de vanadiu), care accelerează reacția fără a-i afecta echilibrul. Reacția catalitică nu are loc într-un amestec de gaze, ci pe suprafața catalizatorului atunci când moleculele vin în contact cu acesta. În practică, dioxidul de sulf, obținut prin arderea sulfului sau a piritei, se amestecă cu aer și se trece peste un catalizator la o temperatură de 400-450°C. În aceste condiții, aproximativ 99% din dioxidul de sulf este transformat în trioxid de sulf. Această metodă este utilizată în principal în producția de acid sulfuric.
Trioxidul de sulf este un gaz foarte corosiv; se combină energic cu apa pentru a da acid sulfuric
SO3 (g.) + H2O (l.) → H2SO4 (l.) + 130 kJ mol -1
Orez. 8.3. Trioxid de sulf și unii acizi sulfurosi cu oxigen.
Trioxidul de sulf se dizolvă ușor în acid sulfuric pentru a se forma oleum, sau acid sulfuric fumos constând în principal din acid disulfuric H 2 S 2 O 7 (numit și acid pirosulfuric)
SO 3 + H 2 SO 4 ⇔ H 2 S 2 O 7
La 44,5°C, trioxidul de sulf se condensează într-un lichid incolor, care se solidifică la 16,8°C pentru a forma cristale transparente. Această substanță este polimorfă, iar cristalele formate la 16,8°C sunt o formă instabilă (forma α). Forma stabilă este cristalele mătăsoase, asemănătoare azbestului, care se formează atunci când cristalele alfa sau lichidul sunt păstrate pentru scurt timp în prezența urmelor de umiditate (Fig. 8.3). Există și alte câteva forme ale acestei substanțe, dar ele sunt greu de studiat din cauza conversiei extrem de lente a unei forme în alta. La temperaturi peste 50°C, cristalele asemănătoare azbestului se evaporă încet, formând vapori de SO3.
Moleculele de trioxid de sulf în fază gazoasă, în lichid și în cristale alfa au o structură electronică
Molecula are o structură plată cu aceeași lungime de legătură (143 pm) ca și în molecula de dioxid de sulf.
Proprietățile trioxidului de sulf pot fi explicate în mare măsură prin stabilitatea mai scăzută a dublei legături sulf-oxigen în comparație cu două legături simple dintre ele. Astfel, ca rezultat al reacției cu apa, o legătură dublă în trioxidul de sulf este înlocuită cu două legături simple în acidul sulfuric rezultat.
Stabilitatea crescută a produsului este evidențiată de cantitatea mare de căldură eliberată în timpul reacției.
Acid sulfuros
O soluție de acid sulfuros H 2 SO 3 se prepară prin dizolvarea dioxidului de sulf în apă. Atât acidul sulfuros, cât și sărurile sale, sulfiții, sunt agenți reducători puternici. Ele formează acid sulfuric H 2 SO 4 și sulfați atunci când sunt oxidate cu oxigen, halogeni, peroxid de hidrogen și agenți oxidanți similari.
Acidul sulfuros are structura
Acid sulfuric și sulfați
Acidul sulfuric H 2 SO 4 este unul dintre cele mai importante produse chimice utilizate în industria chimică și în industriile conexe. Acesta este un lichid uleios greu (densitate 1,838 g cm -3), care fumează ușor în aer datorită eliberării de urme de trioxid de sulf, care apoi se combină cu vaporii de apă pentru a forma picături de acid sulfuric. Acidul sulfuric pur, atunci când este încălzit, produce abur bogat în trioxid de sulf, iar apoi fierbe la 338 ° C, menținând o compoziție constantă (98% H 2 SO 4 și 2% H 2 O). Acesta este „acid sulfuric concentrat” industrial obișnuit.
Acidul sulfuric concentrat este foarte coroziv. Ea se leagă lacom cu apa; amestecarea cu apă este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură ca urmare a formării ionului de hidroniu
H 2 SO 4 + 2H 2 O → 2H 3 O + + SO 4 2-
Pentru diluarea acidului sulfuric concentrat trebuie turnat în apă într-un jet subțireîn timp ce se amestecă soluția; apa nu poate fi adăugată la acid, deoarece aceasta va provoca fierberea și stropirea puternică a acidului. Un acid diluat ocupă un volum mai mic decât componentele sale, iar efectul reducerii volumului este maxim la raportul H 2 SO 4: H 2 O = 1: 2 [(H 3 O +) 2 (SO 4) 2-].
Proprietăți chimice și utilizări ale acidului sulfuric
Utilizarea acidului sulfuric este determinată de proprietățile sale chimice - este folosit ca acid, ca agent de deshidratare și ca agent de oxidare.
Acidul sulfuric are un punct de fierbere ridicat (330°C), ceea ce face posibilă utilizarea lui pentru prelucrarea sărurilor acizilor mai volatili în vederea obținerii acestor acizi. Acidul azotic, de exemplu, poate fi preparat prin încălzirea azotatului de sodiu cu acid sulfuric
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
Acidul azotic este distilat la 86°C. Acidul sulfuric este, de asemenea, utilizat pentru a produce îngrășăminte cu fosfat solubil, sulfat de amoniu utilizat ca îngrășământ, alți sulfați și multe produse chimice și farmaceutice. Oțelul este de obicei curățat de rugină prin scufundare într-o baie de acid sulfuric ("decapare") înainte de a fi acoperit cu zinc, staniu sau email. Acidul sulfuric servește ca electrolit în bateriile convenționale cu plumb.
Acidul sulfuric are o capacitate atât de puternică de a absorbi apa încât poate fi folosit ca un deshidratant eficient. Gazele care nu reacţionează cu acidul sulfuric pot fi uscate prin trecerea lor prin acesta. Puterea de deshidratare a acidului sulfuric concentrat este atât de mare încât compușii organici precum zahărul, sub acțiunea sa, pierd hidrogen și oxigen sub formă de apă.
$C_(12)H_(22)O_(11) \rightarrow 12C + 11H_(2)O$
Zahăr (zaharoză) H2SO4
Mulți explozivi, cum ar fi nitroglicerina, sunt produși prin reacția dintre compușii organici și acidul azotic, având ca rezultat formarea de exploziv și apă, de ex.
C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (NO 3) 3 + 3H 2 O
Glicerol H2SO4 Nitroglicerină
Pentru ca aceste reacții reversibile să se desfășoare de la stânga la dreapta, acidul azotic este amestecat cu acid sulfuric, care, datorită efectului său de deshidratare, favorizează formarea produselor de reacție. (Alte două exemple sunt date în Secțiunea 7.7.)
Acidul sulfuric concentrat fierbinte este un agent oxidant puternic; produsul reducerii sale este dioxidul de sulf. Acidul sulfuric dizolvă cuprul și poate chiar oxida carbonul
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
Dizolvarea cuprului în acid sulfuric concentrat fierbinte ilustrează reacția generală - dizolvarea unui metal inactiv într-un acid cu acțiunea simultană a unui agent oxidant. Metalele active sunt oxidate în cationi prin acțiunea unui ion de hidrogen, care este apoi redus la hidrogen elementar, de exemplu
Zn + 2Н + → Zn 2+ + Н 2 (g.)
O reacție similară nu are loc cu cuprul. Totuși, cuprul poate fi oxidat la ion Cu 2+ prin acțiunea unui agent oxidant puternic, cum ar fi clorul sau acidul azotic, sau, așa cum se arată mai sus, cu acid sulfuric concentrat fierbinte.
Sulfati
Acidul sulfuric se combină cu baze pentru a forma sulfați medii, cum ar fi K2SO4 (sulfat de potasiu) și sulfați acizi (uneori numiți bisulfați), cum ar fi sulfatul acid de potasiu KHSO4.
Sulfații ușor solubili se găsesc sub formă de minerale, care includ CaSO 4 2H 2 O (gips), SrSO 4, BaSO 4 (barit) și PbSO 4. Cel mai puțin solubil dintre toți sulfații este sulfatul de bariu; prin urmare, formarea sa sub formă de precipitat alb servește ca reacție calitativă la ionul sulfat.
Cei mai comuni sulfați solubili includ: Na 2 SO 4 10H 2 O, (NH 4) 2 SO 4, MgSO 4 7H 2 O (sare amară), CuSO 4 5H 2 O (sulfat de cupru), FeSO 4 7H 2 O, ( NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O (o sare bine cristalizată și ușor de purificat utilizată în chimia analitică pentru prepararea soluțiilor standard de fier bivalent), ZnSO 4 7H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2O (aun), (NH4)Al(S04)212H2O (aluminiu-alaun) şi KCr(S04)212H20 (alaun de crom).
Acizi tio- sau sulfonici
Tiosulfatul de sodiu Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O (numit incorect „hiposulfit de sodiu”) este o substanță folosită în fotografie. Se obține prin fierberea unei soluții de sulfit de sodiu cu sulf pur
SO 3 2- + S → S 2 O 3 2-
Ion bisulfit Ion tiosulfat
Acidul tiosulfuric H2S2O3 este instabil; Când tiosulfatul este tratat cu acid, se formează dioxid de sulf și sulf.
Structura ionului tiosulfat S 2 O 3 2- este interesantă prin faptul că cei doi atomi de sulf nu sunt echivalenți. Acest ion este un ion sulfat SO 4 2-, în care unul dintre atomii de oxigen este înlocuit cu un atom de sulf (Fig. 8.4). Atomului de sulf central i se poate atribui o stare de oxidare de +6, iar atomului de sulf atașat i se poate atribui o stare de oxidare de -2.
Ionul tiosulfat este ușor oxidat, în special de iod, la 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 -
Această reacție între ionul tiosulfat și iod este utilizată pe scară largă în analiza cantitativă a substanțelor cu proprietăți oxidante sau reducătoare.
Orez. 8.4. Ioni de tiosulfat și tetrationat.
Seleniu și teluriu
Compușii transargonoizi de seleniu seamănă foarte mult cu compușii de sulf corespunzători. Selenații, sărurile acidului selenic H 2 SeO 4 sunt foarte asemănătoare cu sulfații. Acidul teluric are formula Te(OH) 6, iar atomul central mare are un număr de coordonare nu 4, ci 6, la fel ca atomul de iod din molecula H 5 IO 6.
Slide 2
Sulful, seleniul și telurul sunt elemente ale subgrupului principal al grupului VI, membri ai familiei calcogenului.
Slide 3
Sulf
Sulful este una dintre substanțele cunoscute omenirii din timpuri imemoriale. Chiar și grecii și romanii antici i-au găsit diverse utilizări practice. Bucăți de sulf nativ au fost folosite pentru a îndeplini ritualul expulzării spiritelor rele.
Slide 4
Telurul
Într-una dintre regiunile Austriei, numită Semigorye, a fost descoperit în secolul al XVIII-lea un ciudat minereu alb-albăstrui.
Slide 5
seleniu
Seleniul este unul dintre elementele pe care omul le cunoștea chiar înainte de descoperirea sa oficială. Acest element chimic a fost foarte bine mascat de alte elemente chimice care aveau caracteristici similare cu seleniul. Principalele elemente care îl mascau erau sulful și telurul.
Slide 6
Chitanță
Metoda de oxidare a hidrogenului sulfurat la sulf elementar a fost dezvoltată pentru prima dată în Marea Britanie, unde au învățat să obțină cantități semnificative de sulf din Na2CO3 rămas după producerea sodă folosind metoda chimistului francez N. Leblanc a sulfurei de calciu CaS. Metoda lui Leblanc se bazează pe reducerea sulfatului de sodiu cu cărbune în prezența calcarului CaCO3. Na2S04 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Slide 7
Soda este apoi levigată cu apă, iar suspensia apoasă de sulfură de calciu slab solubilă este tratată cu dioxid de carbon
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Hidrogenul sulfurat rezultat H2S amestecat cu aer este trecut într-un cuptor peste un strat de catalizator. În acest caz, din cauza oxidării incomplete a hidrogenului sulfurat, se formează sulf 2H2S + O2 = 2H2O + 2S
Slide 8
Când este încălzit cu acid clorhidric, acidul selenic este redus la acid selenos. Apoi, dioxidul de sulf SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 este trecut prin soluția rezultată de acid selenos.Pentru purificare, seleniul este apoi ars în oxigen saturat cu vapori de acid azotic fumos HNO3. În acest caz, dioxidul de seleniu pur SeO2 sublimează. Dintr-o soluție de SeO2 în apă, după adăugarea acidului clorhidric, seleniul este din nou precipitat prin trecerea dioxidului de sulf prin soluție.
Slide 9
Pentru a separa Te de nămol, acestea sunt sinterizate cu sodă urmată de levigare. Te intră într-o soluție alcalină, din care, la neutralizare, precipită sub formă de TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl. Pentru purificarea telurului din S si Se se foloseste capacitatea acestuia, sub actiunea unui agent reducator (Al) in mediu alcalin, de a se transforma in ditelurura disodica solubila Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na.
Slide 10
Pentru a precipita telurul se trece prin soluție aer sau oxigen: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Pentru a obtine telur de puritate deosebita se cloreaza: Te+2Cl2=TeCl4. Tetraclorura rezultată este purificată prin distilare sau rectificare. Apoi tetraclorura este hidrolizată cu apă: TeCl4 + 2H2O = TeO2Ї + 4HCl, iar TeO2 rezultat se reduce cu hidrogen: TeO2 + 4H2 = Te + 2H2O.
Slide 11
Proprietăți fizice
Slide 12
Proprietăți chimice
În aer, sulful arde, formând dioxid de sulf - un gaz incolor cu miros înțepător: S + O2 → SO2 Proprietățile reducătoare ale sulfului se manifestă în reacțiile sulfului cu alte nemetale, dar la temperatura camerei sulful reacționează numai cu fluor. : S + 3F2 → SF6
Slide 13
Sulful topit reacţionează cu clorul, cu posibila formare a două cloruri inferioare 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 La încălzire, sulful reacţionează şi cu fosforul, formând un amestec de sulfuri de fosfor, printre care se numără sulfura superioară P2S5: 5S + 2P → P2S2 În plus, când este încălzit, sulful reacționează cu hidrogenul, carbonul, siliciul: S + H2 → H2S (hidrogen sulfurat) C + 2S → CS2 (disulfură de carbon)
Slide 14
Dintre substanțele complexe, trebuie menționată în primul rând reacția sulfului cu alcalii topiți, în care sulful este disproporționat în mod similar cu clorul: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Cu acizi oxidanți concentrați, sulful reacționează numai cu încălzire prelungită: S+ 6HNO3 (conc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (conc) → 3SO2 + 2H2O
Slide 15
La 100–160°C se oxidează de apă: Te+2H2O= TeO2+2H2 La fierbere în soluții alcaline, telurul se disproporționează formând telurura și teluritul: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
Slide 16
HNO3 diluat oxidează Te la acid teluric H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Agenții oxidanți puternici (HClO3, KMnO4) oxidează Te la acid teluric slab H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Compușii de telur (+2) sunt instabili și predispuși la disproporționare: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Slide 17
Când este încălzit în aer, arde pentru a forma SeO2 cristalin incolor: Se + O2 = SeO2. Reacționează cu apa când este încălzit: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Seleniul reacționează când este încălzit cu acid azotic pentru a forma acid selenos H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Slide 18
Când este fiert în soluții alcaline, seleniul este disproporționat: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Dacă seleniul este fiert într-o soluție alcalină prin care trece aer sau oxigen, atunci se formează soluții roșu-brun care conțin poliselenide: K2Se + 3Se = K2Se4
