Selen, telur, polonij i njihovi spojevi. Opće karakteristike p-elemenata skupine VIA. Halkogeni Kisik sumporni spojevi

Slajd 12

Kemijska svojstva

U zraku sumpor gori, stvarajući sumporov dioksid - bezbojni plin oštrog mirisa: S + O2 → SO2 Redukcijska svojstva sumpora očituju se u reakcijama sumpora s drugim nemetalima, ali na sobnoj temperaturi sumpor reagira samo s fluorom : S + 3F2 → SF6

Slajd 13

Rastaljeni sumpor reagira s klorom, uz moguću tvorbu dva niža klorida 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 Zagrijavanjem sumpor također reagira s fosforom, stvarajući smjesu fosfornih sulfida, među kojima je viši sulfid P2S5: 5S + 2P → P2S2 Osim toga, kada se zagrijava, sumpor reagira s vodikom, ugljikom, silicijem: S + H2 → H2S (vodikov sulfid) C + 2S → CS2 (ugljikov disulfid)

Slajd 14

Od složenih tvari prije svega valja istaknuti reakciju sumpora s rastaljenom lužinom, pri čemu je sumpor disproporcionalan slično kloru: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O S koncentriranim oksidirajućim kiselinama sumpor reagira samo uz dulje zagrijavanje: S+ 6HNO3 (konc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (konc) → 3SO2 + 2H2O

Slajd 15

Pri 100–160°C oksidira ga voda: Te+2H2O= TeO2+2H2 Kuhanjem u alkalnim otopinama, telur disproporcionira u telurid i telurit: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.

Slajd 16

Razrijeđena HNO3 oksidira Te u telurnu kiselinu H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Jaki oksidansi (HClO3, KMnO4) oksidiraju Te do slabe telurne kiseline H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Spojevi telura (+2) su nestabilni i skloni disproporcioniranju: 2TeCl2=TeCl4+Te.

Slajd 17

Zagrijavanjem na zraku gori stvarajući bezbojni kristalni SeO2: Se + O2 = SeO2. Zagrijavanjem reagira s vodom: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selen reagira zagrijavanjem s dušičnom kiselinom i nastaje selenasta kiselina H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.

Slajd 18

Kada se kuha u alkalnim otopinama, selen disproporcionira: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Ako se selen kuha u alkalnoj otopini kroz koju prolazi zrak ili kisik, nastaju crveno-smeđe otopine koje sadrže poliselenide: K2Se + 3Se = K2Se4

Selen i telur nalaze se u VI skupini periodnog sustava i analozi su sumpora. Na vanjskoj elektronskoj razini selen i telur imaju po 6 elektrona: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4, pa pokazuju oksidacijska stanja IV, VI i -II. Kao i u svakoj skupini periodnog sustava, kako se atomska masa elementa povećava, kisela svojstva elementa slabe, a bazična se povećavaju, tako i telur pokazuje niz bazičnih (metalnih) svojstava i ne čudi da su pronalazači zamijenio za metal.

Selen karakterizira polimorfizam; postoje 3 kristalne i 2 amorfne modifikacije.

Staklasti selen dobiven brzo ohlađenim rastaljenim selenom, sastoji se od prstenastih molekula Se 8 i prstenova do 1000 atoma.

Crveni amorfni selen nastaje ako se para Se brzo ohladi, uglavnom se sastoji od nepravilno orijentiranih molekula Se 8, kristalizacijom se otapa u CS 2, dobivaju se dvije kristalne modifikacije:

t taline 170 0 C t taline 180 0 C

sporo brzo

građena od molekula Se 8.

Najstabilniji sivi heksagonalni selen , koji se sastoji od beskonačnih lanaca atoma selena. Kada se zagrije, sve izmjene idu u potonji. Ovo je jedina modifikacija poluvodiča. Ima: talište 221 0 C i vrelište 685 0 C. U pari se uz Se 8 nalaze i molekule s manjim brojem atoma, sve do Se 2.

Za telur je sve jednostavnije - heksagonalni telur je najstabilniji, s temperaturom taljenja 452 0 C i temperaturom vrelišta 993 0 C. Amorfni telur je fino dispergirani heksagonalni telur.

Selen i telur su stabilni na zraku, kada se zagrijavaju, izgaraju, stvarajući diokside SeO 2 i TeO 2. Na sobnoj temperaturi ne reagiraju s vodom.

Kada se amorfni selen zagrije na t 60 0 C, počinje reagirati s vodom:

3Se + 3H 2 O = 2H 2 Se + H 2 SeO 3 (17)

Telur je manje aktivan i reagira s vodom iznad 100 0 C. S lužinama reagira u blažim uvjetima, pri čemu nastaje:

3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O (18)

3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)

Ne reagiraju s kiselinama (HCl i razrijeđena H 2 SO 4), razrijeđena HNO 3 ih oksidira u H 2 SeO 3; H 2 TeO 3 , ako je kiselina koncentrirana, tada oksidira telur u bazični nitrat Te 2 O 3 (OH)NO 3 .

Koncentrirana H 2 SO 4 otapa selen i telur, stvarajući

Se 8 (HSO 4) 2 – zeleni H 2 SeO 3

Te 4 (HSO 4) 2 – crveni Te 2 O 3 SO 4

½ rješenja

nestabilan

Se i Te su oslobođeni

Se, kao i S, karakteriziraju reakcije adicije:

Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (najstabilniji) (20)

Na 2 S + 2Te = Na 2 STe 2 (najstabilniji) (21)

u općem slučaju Na 2 SE n, gdje je E = Se, Te.

Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)

selenosulfat

Za telur, ova reakcija se događa samo u autoklavima.

Se + KCN = KSeCN (nepoznato za telur) (23)

Selen stupa u interakciju s vodikom na temperaturi od 200 0 C:

Se + H 2 = H 2 Se (24)

Za telur, reakcija se odvija s poteškoćama i prinos vodikovog telurida je mali.

Selen i telur reagiraju s većinom metala. U spojevima, selen i telur karakterizirani su oksidacijskim stanjima -2, +4, a također je poznato +6.

Spojevi s kisikom. SeO 2 – bijel, subliman. – 337 0 C, otapa se u vodi pri čemu nastaje H 2 SeO 3 – nestabilan, na temperaturi od 72 0 C raspada se pertektičkom reakcijom.

TeO 2 – vatrostalniji, t pl. – 733 0 S, vrelište. – 1260 0 C, nehlapljiv, slabo topljiv u vodi, lako topiv u lužinama, minimalna topljivost javlja se pri pH ~ 4, iz otopine se oslobađa talog H 2 TeO 3, nestabilan i raspada se sušenjem.

Trioksidi. Viši oksidi nastaju pod djelovanjem jakih oksidacijskih sredstava.

SeO 3 (sliči SO 3) reagira s vodom i nastaje H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, jak oksidans, otapa Au:

2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)

otapa Pt u smjesi s HCl.

TeO 3 je nisko aktivna tvar, postoji u amorfnim i kristalnim modifikacijama. Amorfni trioksid se hidratizira nakon dugotrajnog izlaganja vrućoj vodi, pretvarajući se u orto-telurnu kiselinu H 6 TeO 6 . Otapa se u koncentriranim otopinama lužina kada se zagrijava, stvarajući telurate.

H 2 TeO 4 ima tri varijante: orto-telurna kiselina H 6 TeO 6 je visoko topljiva u H 2 O, njezine otopine ne daju kiselu reakciju; nakon dehidracije, polimetatelurna kiselina (H 2 TeO 4). ) n je netopljiv u vodi. Alotelurna kiselina se dobiva zagrijavanjem orto-telurne kiseline u zatvorenoj ampuli, miješa se s vodom u bilo kojem omjeru i kisele je prirode. Intermedijaran je, ima 6 – 10 molekula u lancu, nestabilan je, na sobnoj temperaturi prelazi u orto-telurnu kiselinu, a zagrijavanjem na zraku brzo prelazi u H 2 TeO 4.

Sol. Za selenate, soli teških metala su visoko topljive u vodi; selenati alkalnih metala, olova i, za razliku od sulfata, Ag i Tl su slabo topljivi. Zagrijavanjem stvaraju selenite (različite od sulfata). Seleniti su stabilniji od sulfita; mogu se topiti, za razliku od sulfita.

Telurati Na 2 H 4 TeO 6 - ortotelurat postoji u dvije modifikacije, dobiva se na niskim temperaturama, topiv je u vodi, a na visokim temperaturama je netopljiv. Dehidracijom se dobiva Na 2 TeO 4 koji je netopljiv u vodi. Teške telurate i alkalijske metale karakterizira niska topljivost. Za razliku od telurata, natrijev telurit je topiv u vodi.

Hidridi. Plinovi H 2 Se i H 2 Te otapaju se u vodi i daju jače kiseline od H 2 S. Kada se neutraliziraju s alkalijama, tvore soli slične Na 2 S. Teluride i selenide, poput Na 2 S, karakteriziraju adicijske reakcije:

Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)

Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)

U općem slučaju nastaju Na 2 ES 3 i Na 2 ES 4, gdje je E selen i telur.

Kloridi. Ako je za sumpor najstabilniji S 2 Cl 2, onda je za selen poznat sličan spoj, ali je najstabilniji SeCl 4, za telur TeCl 4. Kada se otopi u vodi, SeCl4 hidrolizira:

SeCl 4 + 3H 2 O = 4HCl + H 2 SeO 3 (28)

TeCl 4 se otapa bez primjetne hidrolize.

Za TeCl 4 poznati su sljedeći kompleksi: K 2 TeCl 6 i KTeCl 5, s aluminijevim kloridom gradi kationske komplekse + -. U nekim slučajevima i selen stvara komplekse, ali za njega su poznati samo heksakloroselenati: M 2 SeCl 6 .

Kada se zagrijavaju, oni sublimiraju i disociraju:

SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)

tijekom kondenzacije su nesrazmjerni:

2TeCl 2 = Te + TeCl 4 (30)

Poznato je da fluoridi, bromidi i jodidi nastaju samo u teluru.

Sulfidi. Pri spajanju sa sumporom ne nastaju spojevi. Kada H 2 S djeluje na soli selena i telura, moguće je istaložiti TeS 2 i smjesu SeS 2 i SeS (vjeruje se da je to smjesa S i Se).

Sintezom, zamjenom sumpora selenom u molekuli S 8 dobiveni su Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7, supstitucija se odvija preko jednog atoma sumpora.

Kemija elemenata Nemetali VIA podskupine

Elementi podskupine VIA su nemetali, osim Po.

Kisik se jako razlikuje od ostalih elemenata podskupine i ima posebnu ulogu u kemiji. Stoga je kemija kisika posebna lekcija.

Među ostalim elementima, sumpor je od najveće važnosti. Kemija sumpora je vrlo opsežna, budući da sumpor tvori veliki broj različitih spojeva. Njegovi spojevi naširoko se koriste u kemijskoj praksi iu raznim industrijama. Kada se govori o nemetalima VIA podskupine, najviše pažnje posvetit će se kemiji sumpora.

Glavna pitanja obrađena na predavanju

Opće karakteristike nemetala VIA podskupine. Prirodni spojevi Sumpor

Jednostavne tvari Spojevi sumpora

Sumporovodik, sulfidi, polisulfidi

Sumporov dioksid. Sulfiti

Sumporov trioksid

Sumporne kiseline. Oksidativna svojstva. Sulfati

Ostali spojevi sumpora

Selen, telur

Jednostavne tvari Spojevi selena i telura

Selenidi i teluridi

Se i Te spojevi u oksidacijskom stanju (+4)

Selenska i telurska kiselina. Oksidativna svojstva.

Najkarakterističnija oksidacijska stanja za S, Se, Te su -

xia: (–2), 0, +4, +6, za kisik: (–2), (–1), 0.

Kada se ide od S do Te, stabilnost najvišeg oksidacijskog stanja je +6

smanjuje, a stabilnost oksidacijskog stanja +4 raste.

Za Se, Te, Po, – najstabilnije oksidacijsko stanje je +4.

Neke karakteristike atoma elemenata ViB - podskupine

Kako se vidi iz navedenih podataka , kisik se vrlo razlikuje od ostalih elemenata podskupine visoka energija ionizacije, ma-

mali radijus orbite atoma i velika elektronegativnost, samo F ima veću elektronegativnost.

Kisik, koji ima vrlo posebnu ulogu u kemiji, smatra se iz

učinkovit. Od ostalih elemenata skupine VIA najvažniji je sumpor.

(SF2, SCl2), +3 (S2O3, H2S2O4). Raznolikost sumpornih spojeva potvrđuje i činjenica da je poznato oko 20 kiselina koje sadrže kisik S.

Snaga veze između S atoma pokazuje se razmjernom snazi

veze S s drugim nemetalima: O, H, Cl, dakle, S karakterizira

uključujući vrlo uobičajeni mineral pirit FeS2 i politionske kiseline (npr. H2 S4 O6), dakle, kemija sumpora je prilično opsežna.

Najvažniji spojevi sumpora koji se koriste u industriji

Sumporni spoj koji se najviše koristi u industriji i laboratoriju je sumporna kiselina. Obim svjetske proizvodnje usluga

nitne kiseline je 136 milijuna tona. (nijedna druga kiselina se ne proizvodi u tako velikim količinama). Uobičajeni spojevi uključuju ko-

soli sumporne kiseline - sulfati, kao i soli sumporne kiseline - sulfiti.

Prirodni sulfidi koriste se za dobivanje najvažnijih obojenih materijala

loj: Cu, Zn, Pb, Ni, Co, itd. Ostali uobičajeni spojevi sumpora uključuju: hidrosulfidnu kiselinu H2 S, sumporne di- i triokside: SO2

i SO3, tiosulfat Na2S203; kiseline: disumporna (pirosumporna) H2 S2 O7, perok-

natrijev sumpor H2 S2 O8 i peroksodisulfati (persulfati): Na2 S2 O8 i

(NH4)2S2O8.

Sumpor u prirodi

pojavljuje se u obliku jednostavne tvari, stvarajući velike podzemne naslage,

te u obliku sulfidnih i sulfatnih minerala , kao iu obliku veza,

koje su nečistoće u ugljenu i nafti. Ugljen i nafta dobivaju se kao rezultat

one razgradnje organskih tvari, a sumpor ulazi u sastav životinja i biljaka

tjelesne bjelančevine. Stoga, kada se ugljen i nafta spaljuju, nastaju sumporni oksidi,

zagađujući okoliš.

Prirodni spojevi sumpora

Riža. Pirit FeS2 je glavni mineral koji se koristi za proizvodnju sumporne kiseline

samorodni sumpor;

sulfidni minerali:

FeS2 – pirit ili željezni pirit

FeCuS2 – halkopirit (bakreni sumpor-

FeAsS – arsenopirit

PbS – galenit ili olovni sjaj

ZnS – sfalerit ili cinkova mješavina

HgS – cinober

Cu2 S - halkozit ili bakreni sjaj

Ag2 S – argentit ili srebrni sjaj

MoS2 – molibdenit

Sb2 S3 – sjaj stibnita ili antimona

As4 S4 – realgar;

sulfati:

Na2SO4. 10 H2 O – mirabilit

CaSO4. 2H2 O – gips

CaSO4 - anhidrit

BaSObarit ili teški spar

SrSO4 – celestin.

Riža. Gips CaSO4. 2H2O

Jednostavna tvar

U jednostavnoj tvari atomi sumpora povezani su -vezom s dva susjedna.

Najstabilnija struktura je ona koja se sastoji od osam atoma sumpora,

sjedinjeni u valoviti prsten nalik na krunu. Postoji nekoliko modifikacija sumpora: rombični sumpor, monoklinski i plastični sumpor. Pri normalnim temperaturama sumpor je u obliku žutih, lomljivih kristala.

čelici rombičnog oblika (-S), oblikovani-

ciran od strane S8 molekula. Druga modifikacija, monoklinski sumpor (-S), također se sastoji od osmeročlanih prstenova, ali se razlikuje po položaju.

raspored molekula S8 u kristalu. Kada dis-

Kada se sumpor topi, prstenovi pucaju. U isto vrijeme, možemo

ovdje će nastati zapetljane niti koje

Riža. Sumpor

učiniti talinu viskoznom, s daljnjim

Na višim temperaturama polimerni lanci mogu se razgraditi i viskoznost će oslabiti. Plastični sumpor nastaje tijekom naglog hlađenja rastaline

sumpora i sastoji se od isprepletenih lanaca. Tijekom vremena (u roku od nekoliko dana) pretvara se u rombični sumpor.

Sumpor vrije na 445o C. U parama sumpora javljaju se sljedeće ravnoteže:

Molekule S2 imaju strukturu sličnu O2.

Sumpor se može oksidirati (obično u SO2) i reducirati

ažuriran na S(-2). Na uobičajenim temperaturama, gotovo sve reakcije koje uključuju čvrsti sumpor su inhibirane; javljaju se samo reakcije s fluorom, klorom i živom.

Ova reakcija se koristi za vezivanje sitnih kapljica prolivene žive.

Tekući i paroviti sumpor vrlo su reaktivni . Zn, Fe, Cu izgaraju u parama sumpora. Prilikom prolaska pored H 2 stvara preko rastaljenog sumpora

H 2 S. U reakcijama s vodikom i metalima sumpor djeluje kao oksidans

Sumpor se vrlo lako može oksidirati pod utjecajem halogena

i kisika. Kada se zagrijava na zraku, sumpor gori plavim plamenom, oksidirajući

do SO2.

S + O2 = SO2

Sumpor se oksidira koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom:

S + 2H2 SO4 (konc.) = 3SO2 + 2H2 O,

S + 6HNO3 (konc.) = H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2 O

U vrućim alkalijskim otopinama sumpor je neproporcionalan.

3S + 6 NaOH = 2 Na2 S + Na2 SO3 + 3 H2 O.

Kada sumpor stupa u interakciju s otopinom amonijevog sulfida, žuto-crvena polisulfidni ioni(–S–S–)n ili Sn 2– .

Kad se sumpor zagrijava s otopinom sulfita, dobiva se tiosulfat i

kada se zagrijava s otopinom cijanida - tiocijanata:

S + Na 2 SO3 = Na2 S2 O3, S + KCN = KSCN

Za analitičku detekciju Fe3+ iona koristi se kalijev tiocijanat ili tiocijanat:

3+ + SCN – = 2+ + H2 O

Rezultirajući kompleksni spoj je krvavocrvene boje,

čak i pri neznatnoj koncentraciji hidratiziranih iona Fe3+ u dis-

Svake godine u svijetu se iskopa oko 33 milijuna tona prirodnog sumpora. Glavna količina iskopanog sumpora prerađuje se u sumpornu kiselinu i koristi

Koristi se u gumarskoj industriji za vulkanizaciju gume. Dodatak sumpora-

veže se na dvostruke veze makromolekula gume, tvoreći disulfidne mostove

ki –S– S–, čime ih, takoreći, “umrežava” što gumi daje čvrstoću i elastičnost. Kada se u gumu unese velika količina sumpora, ispada ebo-

gnjida, koja je dobar izolacijski materijal koji se koristi u elektrotehnici. Sumpor se također koristi u farmaceutici za izradu masti za kožu i u poljoprivredi za suzbijanje biljnih nametnika.

Spojevi sumpora

Sumporovodik, sulfidi, polisulfidi

Vodikov sulfid H 2 S prirodno se pojavljuje u sumpornim mineralnim vodama,

prisutan u vulkanskom i prirodnom plinu, nastao tijekom raspadanja bijelog

kova tijela.

Sumporovodik je bezbojni plin s mirisom pokvarenog jaja i vrlo je otrovan.

Slabo je topiv u vodi; na sobnoj temperaturi, tri volumena plinovitog H2S otopljena su u jednoj koncentraciji H2S

normalna otopina je ~ 0,1 mol/l . Kada se otopi u vodi nastaje

hidrosulfidna kiselina, koja je jedna od najslabijih kiselina:

§8 Elementi VI I grupe.

Kisik, sumpor, selen, telur, polonij.

Opće informacije o elementima Grupa VI A:

Elementi skupine VI A (osim polonija) nazivaju se halkogenidi. Vanjska elektronska razina ovih elemenata sadrži šest valentnih elektrona (ns2 np4), pa u normalnom stanju pokazuju valenciju 2, a u pobuđenom stanju -4 ili 6 (osim kisika). Atom kisika razlikuje se od atoma ostalih elemenata podskupine u odsutnosti d-podrazine u vanjskom elektroničkom sloju, što uzrokuje velike troškove energije za "sparivanje" njegovih elektrona, što se ne kompenzira energijom stvaranje novih kovalentnih veza. Prema tome, kovalentnost kisika je dva. Međutim, u nekim slučajevima, atom kisika koji ima usamljene elektronske parove može djelovati kao donor elektrona i formirati dodatne kovalentne veze kroz mehanizam donor-akceptor.

Elektronegativnost ovih elemenata postupno opada redom O-S-Se-Te-Po. Oksidacijsko stanje od -2,+2,+4,+6. Povećava se radijus atoma, što slabi nemetalna svojstva elemenata.

Elementi ove podskupine tvore spojeve oblika H2 R (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po) s vodikom. Ovi se spojevi otapaju u vodi i tvore kiseline. Svojstva kiseline rastu u smjeru H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po. S, Se i Te tvore spojeve poput RO2 i RO3 s kisikom. Iz ovih oksida nastaju kiseline tipa H2 RO3 i H2 RO4. Kako se atomski broj povećava, jačina kiseline se smanjuje. Svi oni imaju oksidirajuća svojstva. Kiseline poput H2 RO3 također pokazuju redukcijska svojstva.

Kisik

Prirodni spojevi i pripravci: Kisik je najčešći element u zemljinoj kori. U slobodnom stanju nalazi se u atmosferskom zraku (21%); u vezanom obliku ulazi u sastav vode (88,9%), minerala, stijena i svih tvari od kojih su građeni organizmi biljaka i životinja. Atmosferski zrak je mješavina mnogih plinova, od kojih glavni dio čine dušik i kisik, a manjim dijelom plemeniti plinovi, ugljikov dioksid i vodena para. Ugljični dioksid nastaje u prirodi izgaranjem drva, ugljena i drugih vrsta goriva, disanjem životinja i truljenjem. U nekim mjestima diljem svijeta CO2 se ispušta u zrak zbog vulkanske aktivnosti, ali i iz podzemnih izvora.

Prirodni kisik sastoji se od tri stabilna izotopa: 816 O (99,75%), 817 O (0,04), 818 O (0,20). Izotopi 814 O, 815 O i 819 O također su dobiveni umjetnim putem.

Kisik je prvi dobio u čistom obliku K.V. Scheele 1772. godine, a zatim 1774. godine D.Yu Priestley, koji ga je izolirao iz HgO. Međutim, Priestley nije znao da je plin koji je dobio dio zraka. Tek nekoliko godina kasnije, Lavoisier, koji je detaljno proučavao svojstva ovog plina, ustanovio je da je on glavni dio zraka.

U laboratoriju se kisik dobiva sljedećim metodama:

E elektroliza vode. Da bi se povećala električna vodljivost vode, u nju se dodaje otopina lužine (obično 30% KOH) ili sulfati alkalnih metala:

U općem obliku: 2H2 O →2H2 +O2

Na katodi: 4H2 O+4e¯→ 2H2 +4OH¯

Na anodi: 4OH−4e→2H2 O+O2

- Razgradnja spojeva koji sadrže kisik:

Toplinska razgradnja Bertoletove soli pod djelovanjem MnO2 katalizatora.

KClO3 → 2KCl+3O2

Toplinska razgradnja kalijevog permanganata

KMnO4 →K2 MnO4 +MnO2 +O2.

Toplinska razgradnja nitrata alkalijskih metala:

2KNO3 →2KNO2 +O2.

Razgradnja peroksida:

2H2 O2 → 2H2 O+O2.

2BaO2 → 2BaO+O2.

Toplinska razgradnja živinog (II) oksida:

2HgO→2HgO+O2.

Interakcija peroksida alkalijskih metala s ugljikovim monoksidom (IV):

2Na2 O2 +2CO2 →2Na2 CO3 +O2.

Toplinska razgradnja izbjeljivača u prisutnosti katalizatora - soli kobalta:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl2 +O2.

Oksidacija vodikovog peroksida s kalijevim permanganatom u kiseloj sredini:

2KMnO4 +H2 SO4 +5H2 O2 →K2 SO4 +2Mn SO4 +8H2 O+5O2.

U industriji: Trenutno se u industriji kisik dobiva frakcijskom destilacijom tekućeg zraka. Kada se tekući zrak lagano zagrije, iz njega se najprije odvoji dušik (tvrije (N2) = -196ºC), zatim se oslobađa kisik (tvrije (O2) = -183ºC).

Kisik dobiven ovom metodom sadrži nečistoće dušika. Stoga, da bi se dobio čisti kisik, dobivena smjesa se ponovno destilira i na kraju proizvodi 99,5% kisika. Osim toga, dio kisika dobiva se elektrolizom vode. Elektrolit je 30% otopina KOH.

Kisik se obično skladišti u plavim cilindrima pod tlakom od 15 MPa.

Fizikalno-kemijske karakteristike: Kisik je plin bez boje, mirisa i okusa, malo teži od zraka, malo topiv u vodi. Kisik pri tlaku od 0,1 MPa i temperaturi od -183ºS prelazi u tekuće stanje, a smrzava se na -219ºS. U tekućem i čvrstom stanju privlači ga magnet.

Prema metodi valentne veze, struktura molekule kisika, predstavljena dijagramom -:Ö::Ö: , ne objašnjava veću snagu molekule koja ima paramagnetska svojstva, odnosno nesparene elektrone u normalnom stanju.

Kao rezultat veze između elektrona dvaju atoma nastaje jedan zajednički elektronski par, nakon čega nespareni elektron u svakom atomu stvara međusobnu vezu s nedijeljenim parom drugog atoma i između njih nastaje troelektronska veza. U pobuđenom stanju molekula kisika pokazuje dijamagnetska svojstva, koja odgovaraju strukturi prema shemi: Ö = Ö: ,

Atomu kisika nedostaju dva elektrona da popune elektronsku razinu. Stoga kisik u kemijskim reakcijama može lako dodati dva elektrona i pokazati oksidacijsko stanje od -2. Kisik samo u spojevima s elektronegativnim elementom fluorom pokazuje oksidacijsko stanje +1 i +2: O2 F2, OF2.

Kisik je jako oksidacijsko sredstvo. Ne stupa u interakciju samo s teškim inertnim plinovima (Kr, Xe, He, Rn), sa zlatom i platinom. Oksidi ovih elemenata nastaju na druge načine. Kisik ulazi u reakcije izgaranja i oksidacije s jednostavnim i složenim tvarima. Kada nemetali stupaju u interakciju s kisikom, nastaju kiseli oksidi ili oksidi koji tvore soli, a kada stupaju u interakciju metali, nastaju amfoterni ili mješoviti oksidi, dakle, kisik reagira s fosforom na temperaturi od ~ 60 ° C,

4P+5O2 → 2P2 O5

S metalima - oksidi odgovarajućih metala

4Al + 3O2 → 2Al2 O3

3Fe + 2O2 → Fe3 O4

Kad se alkalni metali zagrijavaju na suhom zraku, samo litij stvara oksid Li2O, a ostalo su peroksidi i superoksidi:

2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2

Kisik reagira s vodikom na 300 °C:

2H2 + O2 = 2H2 O.

U interakciji s fluorom pokazuje obnavljajuća svojstva:

O2 + F2 = F2 O2 (u električnom pražnjenju),

sa sumporom - na temperaturi od oko 250 °C:

Kisik reagira s grafitom na 700 °C

C + O2 = CO2.

Interakcija kisika s dušikom počinje tek na 1200°C ili u električnom pražnjenju:

N2 + O22NO - Q.

Kisik također reagira s mnogim složenim spojevima, na primjer, s dušikovim oksidom (II), reagira već na sobnoj temperaturi:

2NO + O2 = 2NO2.

Kad se sumporovodik zagrijavanjem oksidira, nastaje sumpor ili sumporov oksid (IV), ovisno o omjeru između kisika i sumporovodika:

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

2H2 S + 3O2 = 2SO2 + 2H2 O

Većina oksidacijskih reakcija koje uključuju kisik oslobađa toplinu i svjetlost, proces koji se naziva izgaranje.

Ozon

Ozon-O3 je druga alotropska modifikacija elementa kisika. Molekula O3 ima kutnu strukturu (kut između veza je 116º, duljina O=O veze l = 0,1278 nm) Na br. to je plavi plin. Tekući ozon je tamnoplav. Otrovan je i eksplozivan, osobito u tekućem i krutom stanju). Ozon nastaje u atmosferi tijekom pražnjenja groma i ima specifičan miris svježine.

Obično se ozon proizvodi u ozonizatorima propuštanjem tihog električnog pražnjenja kroz kisik (reakcija je endotermna i vrlo reverzibilna; prinos ozona je 5%):

3O22O3 ΔH=-285 kJ. U laboratorijskim uvjetima ozon se dobiva zakiseljavanjem persulfata dušičnom kiselinom

(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+

H2 S2 O8 → 2SO2 + O3 + H2 O

O3 nastaje u niskom prinosu kao rezultat reakcije:

3F2 +H20(g)→6HF+O3

O3 je najjači oksidans, oksidira sve metale (osim metala zlata i platine) i većinu nemetala. Pretvara niže okside u više, a metalne sulfide u njihove sulfate. Reakcije koje uključuju O3 obično proizvode O2, na primjer:

2Ag+O3 →Ag2 O+O2

PbS+4O3 →PbSO4 +4O2

NH2 +3O3 → HNO2 +H2 O

Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2 O+O2

Kada su izloženi O3, alkalijski metali mogu proizvesti ozonide, nestabilne spojeve koji se razgrađuju:

2KO3 →2KO2 +O2

Kao jako oksidacijsko sredstvo, ozon ubija bakterije i stoga se koristi za dezinfekciju zraka. Stabilan ozonski omotač nalazi se u atmosferi na visini od ~22 km. Ovaj ozonski omotač štiti Zemlju od po život štetnog čistog ultraljubičastog zračenja.

Kada ozon reagira s otopinom kalijevog jodida, oslobađa se jod, dok se ta reakcija ne događa s kisikom:

2KI + O3 + H2 O = I2 + 2KOH + O2.

Reakcija se često koristi kvalitativno za detekciju I-iona ili ozona. Za to se u otopinu dodaje škrob koji s oslobođenim jodom daje karakterističan plavi kompleks, a uz to je i kvalitetan jer ozon ne oksidira Cl - i Br - ione.

Voda

Fizikalna i kemijska svojstva vode:Čista voda je prozirna tekućina bez boje, okusa, mirisa. Gustoća vode tijekom prijelaza nju iz krutog u tekuće stanje ne smanjuje, kao gotovo sve druge tvari, nego raste.

Voda je poznata i neobična tvar. Ne postoji tvar na zemlji koja je za nas važnija od obične vode, a u isto vrijeme ne postoji nijedna tvar čija bi svojstva imala toliko proturječja i anomalija koliko ih ima u svojstvima.

Gotovo ¾ površine našeg planeta zauzimaju oceani i mora. Čvrsta voda - snijeg i led - prekriva 20% kopna. Klima planeta ovisi o vodi. Geofizičari tvrde da bi se Zemlja davno ohladila i pretvorila u beživotni komad kamena da nije bilo vode. Ima vrlo visok toplinski kapacitet. Kada se zagrije, apsorbira toplinu; kada se ohladi, oslobađa je. Zemljina voda apsorbira i vraća puno topline, čime se izjednačava klima. Te molekule koje su raspršene u atmosferi – u oblacima iu obliku pare – štite Zemlju od kozmičke hladnoće.

Fizička svojstva vode bitno se razlikuju od ostalih otapala: na 4ºC voda ima najveću gustoću, a tek daljnjim zagrijavanjem gustoća joj opada. Ako bi se s padom temperature i tijekom prijelaza iz tekućeg u kruto stanje voda mijenjala slično kao i druge tvari, tada bi se s približavanjem zime površinski slojevi prirodnih voda ohladili na 0ºC i potonuli na dno sve dok se cijela masa ne potopi. rezervoara postigla je temperaturu od 0ºC. Voda bi se zaledila, sante leda bi potonule na dno, a rezervoar bi se zaledio do cijele dubine. Mnogi oblici života u vodi bili bi nemogući. U stvarnosti, ohlađeni sloj, koji ima manju gustoću, ostaje na površini, smrzava se i time štiti slojeve ispod od hlađenja.

Voda ima nenormalno visok toplinski kapacitet (4,18 J/g∙K), pa se noću, kao i na prijelazu iz ljeta u zimu, voda sporo hladi. A danju, odnosno na prijelazu iz zime u ljeto, također se polagano zagrijava i tako je regulator temperature na kugli zemaljskoj.

Voda je u svom normalnom stanju tekućina, dok su H2 S, H2 Se, H2 Te plinovi. Temperature kristalizacije i isparavanja vode znatno su više od odgovarajućih temperatura ovih spojeva.

Voda ima vrlo visoku dielektričnu konstantu (78,5 na 298 K).

Voda je dobro otapalo za polarne tekućine i spojeve s ionskim vezama; s mnogim kemijskim spojevima stvara kristalne hidrate.

Dugo su vremena neobična svojstva vode bila misterij za znanstvenike. Oni su uglavnom uzrokovani sljedećim razlozima:

Polarna priroda molekula;

Prisutnost nepodijeljenih elektronskih parova na atomu kisika;

Vodikove veze.

Veza između atoma vodika i kisika je polarna, što dovodi do asimetrije u raspodjeli elektronskih naboja, a posljedično i do polariteta molekule. Duljina veze je 96 nm, a kut između veza ~105º.

Prisutnost usamljenih parova elektrona u kisiku i premještanje zajedničkih parova elektrona iz atoma vodika u kisik uzrokuju stvaranje vodikovih veza. Energija vezanja je 25 kJ/mol. Atom kisika u molekuli vode je u stanju sp3 hibridizacije. Stoga je vezni kut HOH blizu tetraedskog kuta (109,5º).

Molekularna težina vodene pare je 18 i odgovara njezinoj najjednostavnijoj formuli. Međutim, ispada da je molekularna težina tekućine veća. To ukazuje da se asocijacija molekula događa u tekućoj fazi, tj. spajajući ih u složenije agregate zbog stvaranja vodikovih veza među molekulama.

U čvrstoj vodi (ledu) atom kisika svake molekule sudjeluje u stvaranju dviju vodikovih veza sa susjednim molekulama vode.

Struktura leda spada u najmanje guste strukture, u njemu postoje šupljine čije su dimenzije nešto veće od dimenzija molekule vode. Kada se led otopi, njegova struktura se uništava, ali vodikove veze ostaju u tekućoj fazi, nastaju asocijati, ali postoje kratko: jedni se stalno uništavaju i nastaju drugi agregati. Praznine takvih "ledenih" agregata mogu primiti pojedinačne molekule vode, a pakiranje molekula vode postaje gušće. Zato se prilikom topljenja leda volumen vode smanjuje, a gustoća povećava. Kada se voda zagrijava, dio topline se troši na kidanje vodikovih veza. To objašnjava visok toplinski kapacitet vode. Vodikove veze između molekula vode potpuno se prekidaju tek kada se voda pretvori u paru.

Na Zemlji postoji jedan atom deuterija na svakih 6800 atoma protija, au međuzvjezdanom prostoru već postoji jedan atom deuterija na svakih 200 atoma protija.

Voda je vrlo reaktivna tvar.

Voda reagira s mnogima metali uz oslobađanje vodika:

2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (bučan)

2K + 2H2 O = H2 + 2KOH (bučan)

3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (samo kada se zagrije)

Ne svi, već samo dovoljno aktivni metali mogu sudjelovati u redoks reakcijama ovog tipa. Najlakše reagiraju alkalijski i zemnoalkalijski metali.

Iz nemetali Na primjer, ugljik i njegov vodikov spoj (metan) reagiraju s vodom. Ove tvari su mnogo manje aktivne od metala, ali još uvijek mogu reagirati s vodom na visokim temperaturama:

C + H2 O ® H2 + CO

CH4 + 2H2 O® 4H2 + CO2

Voda se razlaže na vodik i kisik kada je izložena električnoj struji. Ovo je također redoks reakcija, gdje je voda i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo:

2H2O 2H2 + O2

Voda reagira s mnogima oksidi nemetali. Za razliku od prethodnih, ove reakcije nisu redoks, već reakcije sprezanja:

P205 +3H20→2H3PO4; N2O5 +H2O→2HNO3

Oksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala reagiraju s vodom i tvore odgovarajuće lužine:

CaO+H2 O→Ca(OH)2

Nisu svi metalni oksidi sposobni reagirati s vodom. Neki od njih su praktički netopljivi u vodi i stoga ne reagiraju s vodom. To su ZnO, TiO2, Cr2 O3, od kojih se, na primjer, pripremaju vodootporne boje. Željezni oksidi također su netopljivi u vodi i ne reagiraju s njom. Mnogi spojevi metala s nemetalima lako reagiraju s vodom pri čemu nastaju odgovarajući metalni hidroksidi i vodikovi spojevi nemetala:

PCl3 +3H2 O → H3 PO3 + 3HCl

Al2S3 +6H2O→2Al(OH)3 +3H2S

Ca3 P2+6H2 O→3Ca(OH)2 +2PH3

Na3N+3H20→3NaOH+NH3

KH+H2 O→KOH+H2

Voda stvara brojne spojeve u kojima je njezina molekula potpuno očuvana. To su tzv hidratizira. Ako je hidrat kristalan, tada se zove kristalni hidrat, Na primjer:

CuSO4 +5 H2 O→CuSO4 . 5H2O

H2 SO4 + H2 O = H2 SO4 . H2O (hidrat sumporne kiseline)

NaOH + H2O = NaOH . H2O (kaustična soda hidrat)

Kao sredstva za sušenje koriste se spojevi koji vezuju vodu u hidrate i kristalne hidrate. Uz njihovu pomoć, na primjer, uklanja se vodena para iz vlažnog atmosferskog zraka.

Posebna reakcija vode - fotosinteza - je sinteza škroba (C6 H10 O5) n i drugih sličnih spojeva (ugljikohidrata) u biljkama, koja se javlja uz oslobađanje kisika:

6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (pod svjetlom)

Voda ima katalitičku aktivnost. U nedostatku tragova vlage, obične reakcije praktički se ne događaju, na primjer, natrij ne oksidira, bijeli fosfor ne oksidira, klor ne stupa u interakciju s metalima, vodikov fluorid ne reže staklo.

Vodikov peroksid

Vodikov peroksid H2 O2 je spoj vodika i kisika, koji sadrži rekordnu količinu kisika - 94% težine. Molekule H2O2 sadrže peroksidne skupine –O–O–, koje uvelike određuju svojstva ovog spoja.

Zbog asimetrične raspodjele H-O veza, molekula H2 O2 je visoko polarna. Između molekula H2O2 nastaje prilično jaka vodikova veza, što dovodi do njihovog povezivanja. Stoga je u normalnim uvjetima vodikov peroksid sirupasta tekućina blijedoplave boje (gustoće 1,44) s prilično visokim vrelištem (150ºC). Kada se skladišti, H2 O2 se razgrađuje.

Selen se dobiva iz otpada iz proizvodnje sumporne kiseline, celuloze i papira i anodnog mulja iz elektrolitičke rafinacije bakra. Selen je prisutan u mulju zajedno sa sumporom, telurijem, teškim i plemenitim metalima. Za izdvajanje selena, mulj se filtrira i podvrgava ili oksidativnom prženju (oko 700 °C) ili zagrijavanju s koncentriranom sumpornom kiselinom. Nastali hlapljivi SeO2 se hvata u pročišćivačima i elektrostatskim taložnicima. Tehnički selen taloži se iz otopina sumpornim dioksidom. Također se koristi sinteriranje mulja sa sodom, zatim ispiranje natrijevog selenata vodom i odvajanje selena iz otopine. Za dobivanje selena visoke čistoće koji se koristi kao poluvodički materijal, sirovi se selen rafinira pomoću vakuumske destilacije, rekristalizacije i drugih metoda.

Fizikalna i kemijska svojstva selena. Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma Se je 4s2 4p4; dva p-elektrona imaju sparene spinove, a druga dva nesparene spinove, pa atomi selena mogu formirati molekule Se2 ili lance atoma Sen. Lanci atoma selena mogu se zatvoriti u prstenaste molekule Se8. Raznolikost molekularne strukture uvjetuje postojanje selena u različitim alotropskim modifikacijama: amorfnim (praškasti, koloidni, staklasti) i kristalnim (monoklinski α- i β-oblici i heksagonalni γ-oblici). Amorfni (crveni) praškasti i koloidni selen (gustoće 4,25 g/cm3 pri 25 °C) dobiva se redukcijom iz otopine selenske kiseline H2 SeO3, brzim hlađenjem para selena i drugim metodama. Staklasti (crni) selen (gustoće 4,28 g/cm3 na 25 °C) dobiva se zagrijavanjem bilo koje modifikacije selena iznad 220 °C, nakon čega slijedi brzo hlađenje. Staklasti selen ima stakleni sjaj i krhak je. Termodinamički je najstabilniji heksagonalni (sivi) selen. Dobiva se iz drugih oblika selena zagrijavanjem do taljenja, polaganim hlađenjem na 180-210°C i držanjem na toj temperaturi. Njegova rešetka izgrađena je od paralelnih spiralnih lanaca atoma. Atomi unutar lanaca povezani su kovalentno. Sve modifikacije selena imaju fotoelektrična svojstva. Heksagonalni selen do tališta je poluvodič s nečistoćama s rupčastom vodljivošću. Selen je dijamagnetičan (njegove pare su paramagnetične).

Selen je postojan na zraku; kisik, voda, klorovodična i razrijeđena sumporna kiselina ne djeluju dobro u koncentriranoj dušičnoj kiselini, a u lužinama se otapa nerazmjerno;

Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2 O

3Se + 6KOH → K2 SeO3 + 2K2 Se + 3H2 O

Selen u spojevima ima oksidacijska stanja -2, +2, +4, +6. S kisikom selen stvara niz oksida: SeO, Se2 O3, SeO2, SeO3. Posljednja dva su anhidridi selenske H2 SeO3 i selenske H2 SeO4 kiseline (soli – seleniti i selenati). SeO2 je najstabilniji. SeO2 i H2 SeO3 s jakim oksidansima pokazuju redukcijska svojstva:

3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl

S halogenima selen daje spojeve SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2 Cl2 i druge. Sumpor i telur sa selenom tvore kontinuirani niz čvrstih otopina. S dušikom selen daje Se4 N4, s ugljikom -CSe2. Poznati su spojevi fosfora P2 Se3, P4 Se3, P2 Se5. Vodik međudjelova sa selenom pri t>=200 °C, pri čemu nastaje H2 Se; otopina H2Se u vodi naziva se hidroselenska kiselina. U interakciji s metalima selen stvara selenide. Dobiveni su brojni kompleksni spojevi selena. Svi spojevi selena su otrovni.

Upotreba selena . Zbog niske cijene i pouzdanosti, selen se koristi u konverterskoj tehnici kod ispravljanja poluvodičkih dioda, kao i za fotoelektrične uređaje (heksagonalni), uređaje za elektrofotografsko kopiranje (amorfni selen), sintezu raznih selenida, kao fosfor u televizijskim, optičkim i signalni uređaji, termistori itd. n. selen se široko koristi za obezbojenje zelenog stakla i proizvodnju rubin stakala; u metalurgiji - dati lijevanom čeliku fino zrnatu strukturu, poboljšati mehanička svojstva nehrđajućeg čelika; u kemijskoj industriji - kao katalizator; Selen se također koristi u farmaceutskoj industriji i drugim industrijama.

8.4 Telur

Prirodni spojevi i proizvodnja. Osnovni, temeljni. izvori telura su mulj iz elektrolitičke rafinacije bakra i mulj iz proizvodnje sumporne kiseline, kao i alkalna šljaka iz rafinacije olova. Prilikom obrade mulja sumporne kiseline metodom prženja (vidi Selen), telur ostaje u pepelu, koji se ispire klorovodičnom kiselinom. Se se taloži iz otopine klorovodične kiseline propuštanjem SO2, nakon čega se otopina razrijedi do sadržaja kiseline od 10-12%, a telur se taloži zagrijavanjem uz SO2.

Kada se mulj sinteruje sa sodom i naknadnim ispiranjem, telur prelazi u otopinu i nakon neutralizacije se taloži u obliku TeO2. Telur se dobiva ili izravnom redukcijom TeO2 ugljenom, ili taloženjem pod djelovanjem SO2 na otopine TeO2 klorovodične kiseline. Pri obradi mulja sulfidnom metodom (ispiranje otopinom Na2S), telur se odvaja od otopine (nakon taloženja Se prozračivanjem) djelovanjem suhog Na2S2O3:

Na2 TeS3 + 2Na2 SO3 → Te + 2Na2 S2 O3 + Na2 S

Pri obradi bakreno-elektrolitnog taloga telur se uglavnom pretvara u soda trosku, koja se dobiva taljenjem ostataka u leguru zlata i srebra ("Dore metal"). Kada se koristi sulfatizacija, dio telura odlazi u otopine sulfata zajedno s Cu. Od njih, telur se taloži djelovanjem metalnog bakra:

H2 TeO3 + 4H2 SO4 + 6Su → Te + Cu2 Te + 4CuSO4 + 6H2 O

Telur se ekstrahira iz soda troske nakon otapanja u vodi ili neutralizacijom uz taloženje TeO2 (pročišćava se ponovnim taloženjem iz sulfidnih ili kiselih otopina, otapa se u alkalijama i telur se izolira elektrolizom), ili se sirovi telur taloži izravno iz otopine sode. elektrolizom. Reducira se za A1 u alkalnoj otopini:

6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. Tada se prozračivanjem taloži telur:

2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH

Za dobivanje telura visoke čistoće koriste se njegovi hlapljivi spojevi, posebice TeCl4, koji se pročišćava destilacijom ili rektifikacijom i ekstrakcijom iz otopine klorovodične kiseline. Nakon hidrolize TeO2 klorida, H2 se reducira. Ponekad se za čišćenje koristi i H2 Te. U završnim fazama pročišćavanja koristi se vakuumska sublimacija, destilacija ili rektifikacija telura, kao i zonsko taljenje ili usmjerena kristalizacija.

Fizička i kemijska svojstva. Telur je srebrnasto-siva tvar metalnog sjaja, u tankim slojevima je crveno-smeđe boje, u pari je zlatno-žuta. Taljenje telura iznad ~ 700 °C ima metalnu vodljivost. Telur je dijamagnetičan, mag. osjetljivost - 0,31·10-9. Tvrdoća po Mohsu 2.3, po Brinellu 180-270 MPa; vlačna čvrstoća 10,8 MPa. Telur je krt i zagrijavanjem postaje rastegljiv.

Za telur je normalni elektrodni potencijal 0,56 V. Telur, čak i raspršen, postojan je na zraku, ali zagrijavanjem gori (plavi plamen sa zelenim aureolom) uz stvaranje TeO2. Kristalni telur reagira s vodom iznad 100°C, amorfni telur reagira iznad 50°C. Koncentrirane otopine lužina otapaju telur pri čemu nastaju teluridi i teluriti. Klorovodična kiselina i razrijeđeni H2 SO4 ne djeluju na telur, konc. H2 SO4 ga otapa, a nastale crvene otopine sadrže kation. HNO3 oksidira telur u telurnu kiselinu H2 TeO3 (teluritne soli):

Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2 O

Jaki oksidansi (HClO3, KMnO4 itd.) oksidiraju se u teluratnu kiselinu H2 TeO4 (teluratne soli):

4Te + 3HClO4 + 4H2 O → 4H2 TeO4 + 3HCl

Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O

Telur se otapa u otopinama sulfida i polisulfida alkalijskih metala (uz nastanak tiotelurida i tiotelurita). Reagira s otopinama Ag soli. Ne otapa se u CS2. Reagira s Cl2, F2 i Br2 na sobnoj temperaturi, s I2 kada se zagrijava, stapa se sa S, P (ne stvara spojeve), As (dajući As2 Te3), sa Si (tvoreći Si2 Te3 i SiTe), sa Se ( stvaranje čvrstih otopina tijekom kristalizacije). Ne stupa u izravnu interakciju s borom i ugljikom kada se zagrijava, stvara plinoviti nestabilni karbonil TeCO kada se zagrijava. Pri spajanju s metalima dobivaju se teluridi.

Vodikov telurid H2 Te je bezbojan plin neugodna mirisa; u tekućem stanju zelenkastožuta, kristalna limunžuta; t. bale -2°C, tt. -51 °C; gusta 5,81 g/l; za plin; a na suhom zraku pri sobnoj temperaturi polagano se raspada, na vlažnom zraku oksidira u telur; pri zagrijavanju na zraku gori, dajući TeO2; topljivost u vodi 0,1 M, vodena otopina je slaba kiselina, K1 2·10-3; jak redukcijski agens; dobiva se reakcijom Al2 Te3 s klorovodičnom kiselinom, kao i elektrolizom otopine H2 SO4 s katodom od telura pri 0°C; koristi se za proizvodnju telura visoke čistoće.

TeF6 heksafluorid je bezbojni plin; t.t. - 37,8°C, sublimno -38,6°C; gusta 10,7 g/l; stabilan na suhom zraku, ne utječe na staklo; otapa se u vodi, postupno hidrolizirajući da nastane fluorotelurne kiseline TeFn (OH)6-n, gdje je n od 1 do 4, i konačno telurna kiselina; stvara spojeve s metalnim fluoridima, na primjer. Ag i Ba; dobiven fluoridacijom telura pri zagrijavanju. Tetrafluorid TeF4 - kristali ortorombskog sustava; t.t. 129,6°C, t.k. 194°C (s raspadom); gustoća 4,22 g/cm3; vrlo higroskopan, lako hidroliziran; s fluoridima alkalijskih metala tvori pentafluorotelurate M; dobiven djelovanjem SeF4 na TeO2. Fluoridi su telurafluorirajuća sredstva.

TeC14 tetraklorid - žuti kristali; t.t. 224°C, t.k. 381,8°C; gusta 3,01 g/cm3; razina temperaturne ovisnosti tlaka pare \gp (mm Hg) = 8,791 - - 3941/T (497 – 653); vrlo higroskopan, hidrolizira s vodom; u koncentriranoj HC1 otapaju se pri čemu nastaje klorotelurna kiselina H2 TeC16; ekstrahiran iz otopina klorovodične kiseline tributil fosfatom i drugim organskim otapalima; s kloridima alkalijskih metala tvori heksa-M2 [TeCl6] i pentaklortelurate M[TeC15], s kloridima Al, Fe(III), Zr i drugim kompleksima s kationima, npr. TeC13; dobiven kloriranjem telura; TeCl4 je početni materijal za proizvodnju telura visoke čistoće. Smeđi diklorid TeC12 stabilan je u pari i može se kondenzirati u tekućinu. Dobivena su i dva kristalna niža klorida: srebrno sivi Te2 Cl3 i metastabilni crni s metalnim sjajem Te2 Cl.

Taloženjem iz vodenih otopina mogu se dobiti sulfidi TeS2 i TeS3, koji se zagrijavanjem raspadaju; Poznati su TeS7 i Te7 S10. Tiotelurati (npr. Na2 TeS3) mogu se dobiti otapanjem telura u otopini polisulfida alkalijskih metala ili sumpora u otopinama politelurida, kao i fuzijom. Tiotelurati su intermedijeri u nekim procesima ekstrakcije telura.

Primjena. Najvažnije područje primjene telura je sinteza razgradnje telurida s poluvodičkim svojstvima. Telur se također koristi u metalurgiji za legiranje lijevanog željeza i čelika, Pb, Cu (radi povećanja njihove mehaničke i kemijske otpornosti). Telur i njegovi spojevi koriste se u proizvodnji katalizatora, posebnih. stakla, insekticidi, herbicidi itd.

Polonij

Prirodni spojevi i proizvodnja polonija. Radioaktivni kemijski element VI skupine periodnog sustava, analog telura. Atomski broj 84. Nema stabilnih izotopa. Poznato je 27 radioaktivnih izotopa polonija s masenim brojevima od 192 do 218, od kojih se sedam (s masenim brojevima od 210 do 218) pojavljuju u prirodi u vrlo malim količinama kao članovi radioaktivnog niza urana, torija i aktinija, a ostali izotopi se dobivaju umjetnim putem. Najdugovječniji izotopi polonija su umjetno proizvedeni 209 Po ( t 1/2 = 102 godine) i 208 Rho ( t 1/2 = 2,9 godina), kao i 210 Po sadržan u radij-uranovim rudama ( t 1/2 = 138,4 dana). Sadržaj 210 Po u zemljinoj kori iznosi samo 2·10–14%; 1 tona prirodnog urana sadrži 0,34 g radija i djelić miligrama polonija-210. Najkraće živući poznati izotop polonija je 213 Po ( t 1/2 = 3·10–7 s). Najlakši izotopi polonija su čisti alfa emiteri, dok oni teži istovremeno emitiraju alfa i gama zrake. Neki se izotopi raspadaju hvatanjem elektrona, a oni najteži također pokazuju vrlo slabu beta aktivnost. Različiti izotopi polonija imaju povijesna imena usvojena još početkom 20. stoljeća, kada su dobiveni kao rezultat lanca raspada "roditeljskog elementa": RaF (210 Po), AcC" (211 Po), ThC" ( 212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).

Polonij-210 se sintetizira zračenjem prirodnog bizmuta (sadrži samo 208 Bi) neutronima u nuklearnim reaktorima (beta-aktivni izotop bizmuta-210 nastaje posredno): 208 Bi + n→210 Bi → 210 Po + e. Kada se bizmut ozrači ubrzanim protonima, nastaje polonij-208, odvaja se od bizmuta sublimacijom u vakuumu – kako je to učinio M. Curie. U SSSR-u je metodu izolacije polonija razvila Zinaida Vasiljevna Eršova (1905–1995). Godine 1937. poslana je u Pariz na Institut za radij u laboratoriju M. Curie (u to vrijeme pod vodstvom Irène Joliot-Curie). Kao rezultat ovog poslovnog putovanja, njezini su je kolege počeli zvati “ruska gospođa Curie”. Pod znanstvenim vodstvom Z.V. Ershova, u zemlji je stvorena stalna, ekološki prihvatljiva proizvodnja polonija, što je omogućilo provedbu domaćeg programa za lansiranje lunarnih rovera, u kojima je polonij korišten kao izvor topline.

Dugoživući izotopi polonija još nisu dobili značajniju praktičnu primjenu zbog složenosti njihove sinteze. Za njihovu proizvodnju mogu se koristiti nuklearne reakcije.

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,

gdje su 4 He alfa čestice, 1 H ubrzani protoni, 2 D ubrzani deuteroni (jezgre deuterija).

Svojstva polonija. Već telur djelomično pokazuje metalna svojstva, dok je polonij mekani srebrnastobijeli metal. Zbog jake radioaktivnosti svijetli u mraku i jako se zagrijava pa je potrebno kontinuirano odvođenje topline. Talište polonija je 254 ° C (malo više od one kod kositra), vrelište je 962 ° C, stoga, čak i uz lagano zagrijavanje, polonij sublimira. Gustoća polonija gotovo je jednaka gustoći bakra - 9,4 g/cm3. U kemijskim istraživanjima koristi se samo polonij-210; dugovječniji izotopi praktički se ne koriste zbog poteškoća u dobivanju istih kemijskih svojstava.

Kemijska svojstva metalnog polonija slična su svojstvima njegovog najbližeg analoga, telura; pokazuje oksidacijska stanja od –2, +2, +4, +6. Na zraku polonij polako oksidira (brzo kada se zagrije na 250 ° C) uz stvaranje crvenog dioksida PoO2 (kada se ohladi, postaje žut kao rezultat preuređivanja kristalne rešetke). Sumporovodik iz otopina polonijevih soli taloži crni sulfid PoS.

Jaka radioaktivnost polonija utječe na svojstva njegovih spojeva. Dakle, u razrijeđenoj klorovodičnoj kiselini polonij se polako otapa stvarajući ružičaste otopine (boja Po2+ iona):

Po + 2HCl ® PoCl2 + H2,

međutim diklorid pod utjecajem vlastitog zračenja prelazi u žuti PoCl4. Razrijeđena dušična kiselina pasivizira polonij, dok ga koncentrirana dušična kiselina brzo otapa:

Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2 O

Polonij je povezan s nemetalima skupine VI reakcijom s vodikom pri čemu nastaje hlapljivi hidrid PoH2 (t.t. -35°C, t.t. +35°C, lako se raspada), reakcijom s metalima (kada se zagrijava) pri čemu nastaju crni čvrsti polonid (Na2Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo, itd.) i reakcija s rastaljenim alkalijama da nastane polonid:

3Po + 6NaOH ® 2Na2 Po + Na2 PoO3 + H2 O.

Polonij reagira s klorom kada se zagrijava stvarajući svijetlo žute kristale PoCl4, s bromom se dobivaju crveni kristali PoBr4, s jodom, već na 40 ° C, polonij reagira stvaranjem crnog hlapljivog jodida PoI4. Poznat je i bijeli polonijev tetrafluorid PoF4. Zagrijavanjem se tetrahalogenidi razgrađuju i stvaraju stabilnije dihalogenide:

PoCl4® PoCl2 + Cl2.

U otopinama polonij postoji u obliku kationa Po2+, Po4+, aniona PoO32–, PoO42–, kao i raznih složenih iona, na primjer, PoCl62–.

Upotreba polonija. Polonij-210 emitira alfa zrake s energijom od 5,3 MeV, koje se usporavaju u čvrstoj tvari, prolaze samo tisućinke milimetra i odustaju od svoje energije. Njegov životni vijek omogućuje korištenje polonija kao izvora energije u nuklearnim baterijama svemirskih brodova: za dobivanje snage od 1 kW dovoljno je samo 7,5 g polonija. U tom pogledu je superiorniji od ostalih kompaktnih "nuklearnih" izvora energije. Takav izvor energije radio je, primjerice, na Lunohodu 2, zagrijavajući opremu tijekom duge lunarne noći. Naravno, snaga polonijevih izvora energije opada s vremenom - za polovicu svaka 4,5 mjeseca, ali dugovječniji izotopi polonija preskupi su. Polonij je također pogodan za korištenje za proučavanje učinaka alfa zračenja na različite tvari. Kao alfa emiter, polonij pomiješan s berilijem koristi se za izradu kompaktnih izvora neutrona:

9 Be + 4 He ® 12 C + n.

Umjesto berilija, u takvim izvorima može se koristiti bor. Objavljeno je da su 2004. godine inspektori Međunarodne agencije za atomsku energiju (IAEA) otkrili program proizvodnje polonija u Iranu. To je dovelo do sumnje da bi se mogao koristiti u izvoru berilija za "pokretanje" neutronima lančane nuklearne reakcije u uranu, što dovodi do nuklearne eksplozije.

Polonij se, kada se proguta, može smatrati jednom od najotrovnijih tvari: za 210 Po najveći dopušteni sadržaj u zraku je samo 40 milijarditih dijelova mikrograma po 1 m3 zraka, tj. Polonij je 4 trilijuna puta otrovniji od cijanovodične kiseline. Oštećenja uzrokuju alfa čestice (au manjoj mjeri i gama zrake) koje emitira polonij, a koje razaraju tkivo i uzrokuju zloćudne tumore. Atomi polonija mogu nastati u ljudskim plućima kao rezultat raspada plina radona u njima. Osim toga, metalni polonij može lako formirati sićušne čestice aerosola. Stoga se sav rad s polonijem izvodi na daljinu u zatvorenim kutijama.

Otkriće polonija. Postojanje elementa s rednim brojem 84 predvidio je D. I. Mendeljejev 1889. godine - nazvao ga je dvitelurij (na sanskrtu - "drugi" telur) i pretpostavio da će njegova atomska masa biti blizu 212. Naravno, Mendeljejev to nije mogao predvidjeti ovaj element će biti nestabilan. Polonij je prvi radioaktivni element koji su 1898. otkrili supružnici Curie u potrazi za izvorom jake radioaktivnosti u određenim mineralima. Kada se pokazalo da ruda uranove smole zrači jače od čistog urana, Marie Curie je odlučila iz tog spoja kemijski izolirati novi radioaktivni kemijski element. Prije toga bila su poznata samo dva slabo radioaktivna kemijska elementa - uran i torij. Curie je započeo s tradicionalnom kvalitativnom kemijskom analizom minerala prema standardnoj shemi koju je predložio njemački analitičar K.R. Fresenius (1818. – 1897.) još 1841. godine i prema kojoj su mnoge generacije studenata gotovo stoljeće i pol. određivao katione tzv. "metodom sumporovodika" U početku je imala oko 100 g minerala; tada su američki geolozi dali Pierreu Curieu još 500 g. Provodeći sustavnu analizu, M. Curie je svaki put ispitivala radioaktivnost pojedinih frakcija (taloga i otopina) pomoću osjetljivog elektrometra koji je izumio njezin suprug. Neaktivne frakcije su odbačene, a aktivne su dalje analizirane. Pomogao joj je jedan od voditelja kemijske radionice u Školi fizike i industrijske kemije Gustav Bemon.

Prije svega, Curie je otopio mineral u dušičnoj kiselini, ispario otopinu do suhog, otopio ostatak u vodi i pustio mlaz sumporovodika kroz otopinu. U tom slučaju nastaje talog metalnih sulfida; u skladu s Freseniusovom metodom, ovaj sediment mogao bi sadržavati netopljive sulfide olova, bizmuta, bakra, arsena, antimona i niza drugih metala. Talog je bio radioaktivan, iako su uran i torij ostali u otopini. Obradila je crni talog amonijevim sulfidom kako bi odvojila arsen i antimon - pod tim uvjetima oni stvaraju topljive tiosoli, na primjer, (NH4)3 AsS4 i (NH4)3 SbS3. Otopina nije pokazala radioaktivnost i odbačena je. U sedimentu su ostali sulfidi olova, bizmuta i bakra.

Curie je dio taloga koji nije bio otopljen u amonijevom sulfidu otopio u dušičnoj kiselini, dodao sumpornu kiselinu u otopinu i ispario na plamenu plamenika do pojave guste bijele pare SO3. Pod tim uvjetima, hlapljiva dušična kiselina se potpuno uklanja, a metalni nitrati se pretvaraju u sulfate. Nakon hlađenja smjese i dodavanja hladne vode, sediment je sadržavao netopljivi olovni sulfat PbSO4 - u njemu nije bilo radioaktivnosti. Bacila je talog i dodala jaku otopinu amonijaka u filtriranu otopinu. U isto vrijeme opet je pao talog, ovaj put bijeli; sadržavao je smjesu bazičnog bizmut sulfata (BiO)2 SO4 i bizmut hidroksida Bi(OH)3. U otopini je ostao kompleksni bakar amonijak SO4 svijetloplave boje. Pokazalo se da je bijeli talog, za razliku od otopine, vrlo radioaktivan. Budući da su olovo i bakar već bili odvojeni, bijeli talog sadržavao je bizmut i primjesu novog elementa.

Curie je ponovo pretvorio bijeli talog u tamnosmeđi sulfid Bi2S3, osušio ga i zagrijao u evakuiranoj ampuli. Bizmutov sulfid se nije promijenio (otporan je na toplinu i topi se tek na 685°C), međutim iz sedimenta su se oslobodile neke pare koje su se u obliku crnog filma taložile na hladnom dijelu ampule. Film je bio radioaktivan i očito je sadržavao novi kemijski element - analog bizmuta u periodnom sustavu. Bio je to polonij - prvi otkriveni radioaktivni element nakon urana i torija, upisan u periodni sustav (te iste 1898. godine otkriven je radij, kao i skupina plemenitih plinova - neon, kripton i ksenon). Kako se kasnije pokazalo, polonij lako sublimira kada se zagrije - njegova hlapljivost je približno ista kao i cinka.

Curijevi se nisu žurili nazvati crni premaz na staklu novim elementom. Sama radioaktivnost nije bila dovoljna. Curiejev kolega i prijatelj, francuski kemičar Eugene Anatole Demarsay (1852. – 1903.), stručnjak za spektralnu analizu (otkrio europij 1901.), ispitivao je emisijski spektar crnog premaza i nije u njemu pronašao nikakve nove linije. koji bi mogli ukazivati ​​na prisutnost novog elementa. Spektralna analiza je jedna od najosjetljivijih metoda, koja omogućuje detekciju mnogih tvari u mikroskopskim količinama nevidljivim oku. Međutim, u članku objavljenom 18. srpnja 1898. Curievi su napisali: “Mislimo da tvar koju smo izolirali iz uranovog katrana sadrži još nepoznati metal, koji je po svojim analitičkim svojstvima analogan bizmutu. Ako se potvrdi postojanje novog metala, predlažemo da ga nazovemo polonij, po domovini jednog od nas” (Polonia na latinskom - Poljska). Ovo je jedini slučaj kada je novi kemijski element koji još nije identificiran već dobio ime. Međutim, nije bilo moguće dobiti težinske količine polonija - bilo ga je premalo u uranovoj rudi (kasnije se polonij dobivao umjetnim putem). I nije taj element proslavio Curijeve, već radij.

Telur je jedan od rijetkih elemenata: njegov sadržaj u zemljinoj kori iznosi samo .

U slobodnom stanju selen, kao i sumpor, tvori nekoliko alotropskih modifikacija, od kojih su najpoznatije amorfni selen, koji je crveno-smeđi prah, i sivi selen, koji tvori krte kristale metalnog sjaja.

Telur je također poznat u obliku amorfne modifikacije iu obliku svijetlosivih kristala s metalnim sjajem.

Selen je tipičan poluvodič (vidi § 190). Njegovo važno svojstvo kao poluvodiča je naglo povećanje električne vodljivosti pri osvjetljavanju. Na sučelju selena i metalnog vodiča formira se barijerni sloj - dio strujnog kruga koji može propustiti električnu struju samo u jednom smjeru. Zbog ovih svojstava selen se koristi u tehnologiji poluvodiča za izradu ispravljača i solarnih ćelija sa barijernim slojem. Telur je također poluvodič, ali su njegove primjene ograničenije. Selenid i teluridi nekih metala također imaju svojstva poluvodiča i koriste se u elektronici. U malim količinama, telur služi kao aditiv za legiranje olova, poboljšavajući njegova mehanička svojstva.

Vodikov selenid i vodikov telurid su bezbojni plinovi neugodnog mirisa. Njihove vodene otopine su kiseline čije su konstante disocijacije nešto veće od konstante disocijacije sumporovodika.

Kemijski su vodikov selenid i vodikov telurid vrlo slični vodikovom sulfidu. Poput sumporovodika, imaju izrazito reducirajuća svojstva. Zagrijavanjem se oba razgrađuju. Istodobno je manje stabilan od: baš kao što se događa u nizu halogenovodika, snaga molekula opada tijekom prijelaza. Soli vodikovog selenida i vodikovog telurida - selenidi i teluridi - slične su sulfidima po topljivosti u vodi i kiselinama. Obradom selenida i telurida jakim kiselinama mogu se dobiti vodikov selenid i vodikov telurid.

Spaljivanjem selena i telura na zraku ili kisiku dobivaju se dioksidi i , koji su u normalnim uvjetima u čvrstom stanju i predstavljaju anhidride selenske i telurne kiseline.

Za razliku od sumpornog dioksida, oni pokazuju pretežno oksidacijska svojstva, lako se reduciraju u slobodni selen i telur, na primjer:

Djelovanjem jakih oksidacijskih sredstava selenov i telurov dioksid mogu se pretvoriti u selensku, odnosno telurnu kiselinu.