شیمی عناصر غیر فلزات زیرگروه VIA

عناصر زیر گروه VIA غیر فلزات هستند، به جز Po.

اکسیژن با سایر عناصر زیرگروه بسیار متفاوت است و نقش ویژه ای در شیمی ایفا می کند. بنابراین، شیمی اکسیژن در یک سخنرانی جداگانه برجسته شده است.

از جمله عناصر دیگر بالاترین ارزشگوگرد دارد شیمی گوگرد بسیار گسترده است، زیرا گوگرد ترکیبات زیادی را تشکیل می دهد. ترکیبات آن به طور گسترده در عمل شیمیایی و در صنایع مختلف استفاده می شود. هنگام بحث در مورد نافلزات زیر گروه VIA، بیشترین توجه به شیمی گوگرد معطوف خواهد شد.

مسائل کلیدی مطرح شده در سخنرانی

مشخصات عمومی غیر فلزات زیر گروه VIA. ترکیبات طبیعی گوگرد

ماده ساده ترکیبات گوگردی

سولفید هیدروژن، سولفیدها، پلی سولفیدها

دی اکسید گوگرد. سولفیت ها

تری اکسید گوگرد

اسید سولفوریک. خواص اکسیداتیو سولفات ها

سایر ترکیبات گوگردی

سلنیوم، تلوریم

مواد ساده ترکیبات سلنیوم و تلوریم

سلنیدها و تلوریدها

ترکیبات Se و Te در حالت اکسیداسیون (+4)

اسیدهای سلنیک و تلوریک. خواص اکسیداتیو

				عناصر زیر گروه VIA
					ویژگی های عمومی
						عناصر p متعلق به زیر گروه VIA هستند: اسید-
					جنس O، گوگرد S، سلنیوم Se، تلوریوم Te، پلونیوم Po.
									فرمول کلی برای الکترون های ظرفیت
									thrones - ns 2 np 4 .
			اکسیژن
						اکسیژن، گوگرد، سلنیوم و تلوریم غیر فلزات هستند.
					آنها اغلب تحت نام مشترک "کالکوژن" گروه بندی می شوند.
					که به معنای "تشکیل سنگ معدن" است. در واقع بسیاری
					فلزات در طبیعت به شکل اکسیدها و سولفیدها یافت می شوند.
					در سنگ معدن سولفید				در مقادیر کم با
					سلنیدها و تلوریدها وجود دارد.
						پولونیوم یک عنصر رادیواکتیو بسیار نادر است که
					که یک فلز است.
			مولیبدن
						برای ایجاد یک هشت الکترون پایدار
					اتم های کالکوژن تنها دو الکترومغناطیسی ندارند.
					جدید حداقل حالت اکسیداسیون (-2) است
			تنگستن		مقاوم در برابر تمام عناصر. این درجه از اکسیداسیون است
					عناصر در ترکیبات طبیعی نشان داده می شوند - خوب -
					طرف ها، سولفیدها، سلنیدها و تلوریدها.
						تمام عناصر زیرگروه VIA، به جز O، نمایش داده می شوند
			دریاچه		درجات مثبتاکسیداسیون +6 و +4. اکثر-
					بالاترین حالت اکسیداسیون اکسیژن +2 است، آن را نشان می دهد
	فقط در ارتباط با F.

مشخصه ترین حالت های اکسیداسیون برای S، Se، Te می باشد

xia: (-2)، 0، +4، +6، برای اکسیژن: (-2)، (-1)، 0.

در گذر از S به Te، ثبات بالاترین درجهاکسیداسیون +6

کاهش می یابد و پایداری حالت اکسیداسیون +4 افزایش می یابد.

برای Se، Te، Po، - پایدارترین حالت اکسیداسیون +4 است.

برخی از ویژگی های اتم های عناصر ViB - زیر گروه ها

		نسبت فامیلی	انرژی اول
		elektrootri-	یونیزاسیون،
		مقدار	kJ/mol
		(طبق نظرسنجی)
				افزایش تعداد
				لایه های تاج و تخت؛
				افزایش اندازه یک اتم؛
				کاهش انرژی io-
				کاهش برق
				ارزش های

همانطور که از داده های بالا پیداست ، اکسیژن با سایر عناصر زیرگروه بسیار متفاوت استارزش بالای انرژی یونیزاسیون، ma-

شعاع مداری بزرگ اتم و الکترونگاتیوی بالا، فقط F الکترونگاتیوی بالاتری دارد.

اکسیژن، که نقش بسیار ویژه ای در شیمی ایفا می کند، مورد توجه قرار گرفت

معقولانه در میان سایر عناصر گروه VIA، گوگرد از همه مهمتر است.

			گوگرد تعداد بسیار زیادی از انواع مختلف را تشکیل می دهد
			اتصالات مختلف ترکیبات آن تقریباً از همه شناخته شده است
			عناصر mi، به جز Au، Pt، I و گازهای نجیب. کرو-
			من از ترکیبات گسترده S در قدرت
	3s2 3p4
			اکسیداسیون (-2)، +4، +6، به عنوان یک قاعده شناخته شده است،
			ترکیبات پایدار در حالت های اکسیداسیون: +1 (S2 O)، +2

(SF2، SCl2)، +3 (S2 O3، H2 S2 O4). تنوع ترکیبات گوگردی نیز با این واقعیت تأیید می شود که تنها حدود 20 اسید حاوی اکسیژن S شناخته شده است.

معلوم می شود که قدرت پیوند بین اتم های S متناسب با

پیوند S با سایر غیر فلزات: O، H، Cl، بنابراین، S مشخص می شود

از جمله پیریت معدنی بسیار رایج، FeS2، و اسیدهای پلی تیونیک (مانند H2 S4 O6) بنابراین، شیمی گوگرد بسیار گسترده است.

مهمترین ترکیبات گوگردی مورد استفاده در صنعت

پرمصرف ترین ترکیب گوگردی در صنعت و آزمایشگاه، اسید سولفوریک است. حجم جهانی تولید سرم

اسید 136 میلیون تن است. (هیچ اسید دیگری به این مقدار زیاد تولید نمی شود). ترکیبات رایج عبارتند از

آیا اسید سولفوریک - سولفات ها، و همچنین نمک های اسید سولفوریک - سولفیت ها.

سولفیدهای طبیعیبرای بدست آوردن مهمترین فلزات غیرآهنی استفاده می شود

تال ها: مس، روی، سرب، نیکل، کبالت و غیره. سایر ترکیبات گوگردی رایج عبارتند از: هیدروسولفید اسید H2 S، دی و تری اکسید گوگرد: SO2

و SO3، تیوسولفات Na2 S2 O3. اسیدها: دی سولفوریک (پیروسولفوریک) H2 S2 O7، پراکس-

کدی سولفات H2 S2 O8 و پراکسودی سولفات ها (پرسولفات ها): Na2 S2 O8 و

(NH4)2 S2 O8.

گوگرد در طبیعت

چای به شکل یک ماده ساده، تشکیل ذخایر بزرگ زیرزمینی،

و به صورت کانی های سولفیدی و سولفاتی و همچنین به شکل ترکیبات،

که ناخالصی های زغال سنگ و نفت هستند. زغال سنگ و نفت در نتیجه به دست می آید

آن تجزیه مواد آلی، و گوگرد بخشی از حیوانات و گیاهان است

پروتئین های بدن بنابراین، هنگامی که زغال سنگ و نفت سوزانده می شوند، اکسیدهای گوگرد تشکیل می شوند.

آلودگی محیط زیست

ترکیبات گوگردی طبیعی

برنج. پیریت FeS2 اصلی ترین ماده معدنی مورد استفاده برای تولید اسید سولفوریک است.

گوگرد بومی؛

مواد معدنی سولفیدی:

FeS2 - پیریت یا پیریت آهن

FeCuS2 - کالکوپیریت (مقدار مس

FeAsS - آرسنوپیریت

PbS - درخشش گالن یا سرب

ZnS - مخلوط اسفالریت یا روی

HgS - سینابار

Cu2 S- درخشش کالکوسیت یا مس

Ag2 S - براق آرژانتیت یا نقره ای

MoS2 - مولیبدنیت

Sb2 S3 - درخشش استیبنیت یا آنتیموان

As4 S4 - realgar;

سولفات ها:

Na2 SO4. 10 H2 O - میرابیلیت

CaSO4. 2H2 O - گچ

CaSO4 - انیدریت

باسوباریت یا اسپار سنگین

SrSO4 سلستین است.

برنج. گچ CaSO4. 2H2O

ماده ساده

در یک ماده ساده، اتم های گوگرد با دو اتم همسایه پیوند دارند.

پایدارترین ساختاری است که از هشت اتم گوگرد تشکیل شده است.

در یک حلقه راه راه شبیه یک تاج متحد شده است. چندین تغییر برای گوگرد وجود دارد: گوگرد لوزی، مونوکلینیک و گوگرد پلاستیکی. در دمای معمولی، گوگرد به شکل کریستال های شکننده زرد رنگ است.

شکل لوزی (-S)، تشکیل شده توسط

مولکول های یونی S8. اصلاح دیگر - گوگرد مونوکلینیک (-S) نیز از حلقه های هشت عضوی تشکیل شده است، اما در مکان متفاوت است.

آرایش مولکول های S8 در کریستال وقتی از

حلقه های ذوب گوگرد پاره شده اند. در همان زمان، مو-

رشته های درهم می تواند تشکیل شود که

برنج. گوگرد

مذاب را با بیشتر چسبناک کنید

با افزایش دما، زنجیره های پلیمری می توانند شکسته شوند و ویسکوزیته کاهش می یابد. گوگرد پلاستیکی در طی سرد شدن شدید مذاب تشکیل می شود

گوگرد و متشکل از زنجیرهای درهم تنیده است. با گذشت زمان (در عرض چند روز) به گوگرد لوزی تبدیل می شود.

گوگرد در دمای 445 درجه سانتیگراد می جوشد. تعادل در بخار گوگرد اتفاق می افتد:

450 درجه سانتیگراد	650 درجه سانتیگراد	900 درجه سانتیگراد	1500 درجه سانتیگراد
S 8  S 6	 S 4	 S 2	 اس

مولکول های S2 ساختاری مشابه O2 دارند.

گوگرد را می توان اکسید کرد (معمولاً به SO2) و می توان آن را کاهش داد

به S(-2) ارتقا یافت. در دماهای معمولی، تقریباً تمام واکنش‌های مربوط به گوگرد جامد مهار می‌شوند؛ فقط واکنش‌هایی با فلوئور، کلر و جیوه ادامه می‌یابد.

این واکنش برای اتصال کوچکترین قطرات جیوه ریخته شده استفاده می شود.

گوگرد مایع و بخار بسیار واکنش پذیر هستند . بخار گوگرد روی، آهن، مس را می سوزاند. هنگام عبور از H 2 روی مذاب گوگرد تشکیل می شود

H 2 S. در واکنش با هیدروژن و فلزات، گوگرد به عنوان اکسید کننده عمل می کند

گوگرد را می توان به راحتی تحت تأثیر هالوژن ها اکسید کرد.

و اکسیژن هنگامی که در هوا گرم می شود، گوگرد با شعله آبی می سوزد و اکسید می شود

تا SO2.

S + O2 = SO2

گوگرد با اسیدهای سولفوریک و نیتریک غلیظ اکسید می شود:

S + 2H2 SO4 (conc.) = 3SO2 + 2H2 O،

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

در محلول های قلیایی داغ، گوگرد نامتناسب است.

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

هنگامی که گوگرد با محلول سولفید آمونیوم واکنش نشان می دهد، زرد مایل به قرمز است یون های پلی سولفید(–S–S–)n یا Sn 2– .

هنگامی که گوگرد با محلول سولفیت گرم می شود، تیوسولفات به دست می آید و

هنگامی که با محلول سیانید - تیوسیانات گرم می شود:

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

تیوسیانات پتاسیم یا تیوسیانات برای تشخیص تحلیلی یون های Fe3 استفاده می شود:

3+ + SCN – = 2+ + H2O

ترکیب پیچیده به دست آمده دارای رنگ قرمز خون است،

حتی در غلظت کم یون Fe3+ هیدراته در

سالانه حدود 33 میلیون تن گوگرد بومی در جهان استخراج می شود. مقدار اصلی گوگرد استخراج شده به اسید سولفوریک تبدیل شده و مورد استفاده قرار می گیرد

در صنعت لاستیک برای ولکانیزه کردن لاستیک استفاده می شود. گوگرد اضافه کنید

به پیوندهای دوگانه ماکرومولکول های لاستیک متصل می شود و پل های دی سولفیدی را تشکیل می دهد

ki -S- S-، به این ترتیب، گویی آنها را "دوخت" می کند، که به لاستیک قدرت و کشش می بخشد. هنگامی که مقدار زیادی گوگرد به لاستیک وارد می شود، ebo-

nit، که یک ماده عایق خوب است که در مهندسی برق استفاده می شود. گوگرد همچنین در داروسازی برای ساخت پمادهای پوستی و در کشاورزی برای کنترل آفات گیاهی استفاده می شود.

ترکیبات گوگردی

سولفید هیدروژن، سولفیدها، پلی سولفیدها

سولفید هیدروژن H 2 S به طور طبیعی در آب های معدنی گوگردی وجود دارد.

موجود در گازهای آتشفشانی و طبیعی، که در طی فروپاشی رنگ سفید تشکیل شده است

اجساد kov

سولفید هیدروژن گازی بی رنگ با بوی تخم مرغ فاسد و بسیار سمی است.

کمی در آب محلول است، در دمای اتاق، سه حجم H2S گازی در یک حجم آب حل می شود.غلظت H2S در اشباع

محلول اسمی ~ 0.1 mol/l است . هنگامی که در آب حل می شود، تشکیل می شود

اسید هیدروسولفید که یکی از ضعیف ترین اسیدها است:

		H2 S  H+ + HS –، K1 = 6. 10 –8،
		HS -  H+ + S 2–،								K2 = 1.10 -14
مجری:											بسیاری از سولفیدهای طبیعی شناخته شده هستند (لیست کانی های سولفیدی را ببینید). سولفیدهای بسیاری از فلزات غیرآهنی سنگین (مس، روی، سرب، نیکل، کبالت، کادمیوم، مو) هستند. از سنگ معدن های مهم صنعتی هستند. آنها با شلیک در هوا به اکسید تبدیل می شوند، به عنوان مثال، 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 سپس اکسیدها اغلب با زغال سنگ احیا می شوند: ZnO + C = Zn + CO گاهی اوقات اکسیدها با عمل اسید وارد محلول می شوند و سپس محلول برای احیای فلز تحت الکترولیز قرار می گیرد. سولفیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی عملاً هستند ترکیبات یونی شیمیایی سولفیدهای فلزات دیگر - مزیت ترکیبات کووالانسی ورید، به عنوان یک قاعده، از ترکیب غیر استوکیومتری. بسیاری از نافلزات نیز سولفیدهای کووالانسی تشکیل می دهند: B، C، Si، Ge، P، As، Sb. سولفیدهای طبیعی As و Sb شناخته شده اند. سولفیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی و همچنین سولفیدها خوراک آمونیوم در آب بسیار محلول است و بقیه سولفیدها نامحلول هستند قافیه ها آنها از محلول ها به شکل رسوبات رنگی مشخص جدا می شوند. مثلا، Pb(NO3)2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 این واکنش برای تشخیص H2 S و S2– در محلول استفاده می شود. برخی از سولفیدهای نامحلول در آب به دلیل تشکیل اسید هیدروسولفوریک بسیار ضعیف و فرار، می توانند توسط اسیدها به محلول وارد شوند. اسید بومی، برای مثال، NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 سولفیدها را می توان در اسیدها حل کرد: FeS، NiS، CoS، MnS، ZnS. سولفیدهای فلزی و مقادیر روابط عمومی سولفیدها رنگ رسوب ارزش روابط عمومی 5 . 10–18 1 . 10–24 2 . 10–25 2 . 10–27 6 . 10–36 4 . 10–53 رنگ قهوه ای 2 . 10–27 2 . 10–28 2 . 10–10 2 . 10–24 سولفیدها که با مقدار بسیار کم محصول حلالیت مشخص می شوند، نمی توانند با تشکیل H2S در اسیدها حل شوند. سولفیدها در شکاف ها حل نمی شوند: CuS، PbS، Ag2 S، HgS، SnS، Bi2 S3، Sb2 S3، Sb2 S5، CdS، As2 S3، As2 S5، SnS2. اگر واکنش انحلال سولفید به دلیل تشکیل H2S غیرممکن باشد، سپس می توان آن را با عمل اسید نیتریک غلیظ به محلول منتقل کرد اسلات یا آکوا رژیا. CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O آنیون سولفید S2- یک گیرنده پروتون قوی است (os- نوآوری با توجه به برونستد). بنابراینسولفیدهای بسیار محلول

کلکوژن ها
زیر گروه از طریق. کلکوژن ها
اکسیژن
عنصر اکسیژن O هشتمین عنصر جدول تناوبی عناصر و اولین عنصر از زیر گروه VIA است (جدول 7a). این عنصر بیشترین فراوانی را در پوسته زمین دارد و حدود 50 درصد (وزنی) را تشکیل می دهد. هوایی که ما تنفس می کنیم حاوی CHALCOGENES است، 20٪ اکسیژن در حالت آزاد (غیر محدود) و 88٪ اکسیژن در هیدروسفر در حالت محدود به شکل آب H2O است.
رایج ترین ایزوتوپ 168O است. هسته چنین ایزوتوپی شامل 8 پروتون و 8 نوترون است. ایزوتوپ به طور قابل توجهی کمتر رایج (0.2٪) با 10 نوترون، 188O. حتی کمتر رایج (0.04٪) ایزوتوپ 9 نوترون، 178O است. میانگین وزنی جرم همه ایزوتوپ ها 044/16 است. از آنجایی که جرم اتمی ایزوتوپ کربن با جرم شماره 12 دقیقاً 12000 است و سایر جرم های اتمی بر اساس این استاندارد هستند، جرم اتمی اکسیژن طبق این استاندارد باید 15.9994 باشد.
اکسیژن یک گاز دو اتمی است، مانند هیدروژن، نیتروژن و هالوژن های فلوئور، کلر (برم و ید نیز مولکول های دو اتمی را تشکیل می دهند، اما گاز نیستند). بیشتر اکسیژن مورد استفاده در صنعت از جو می آید. برای انجام این کار، روش‌های نسبتاً ارزانی برای مایع کردن هوای تصفیه‌شده شیمیایی با استفاده از چرخه‌های فشرده‌سازی و تبرید ایجاد شده‌اند. هوای مایع به آرامی گرم می شود، در حالی که ترکیبات فرارتر و به راحتی تبخیر می شوند و اکسیژن مایع جمع می شود. این روش را تقطیر کسری یا تقطیر هوای مایع می نامند. در این حالت، آلودگی اکسیژن به مخلوط نیتروژن اجتناب ناپذیر است و برای به دست آوردن اکسیژن با خلوص بالا، فرآیند یکسوسازی تا حذف کامل نیتروژن تکرار می شود.
به AIR نیز مراجعه کنید.
در دمای 182.96 درجه سانتیگراد و فشار 1 اتمسفر، اکسیژن از یک گاز بی رنگ به مایع آبی کم رنگ تبدیل می شود. وجود رنگ نشان می دهد که ماده حاوی مولکول هایی با الکترون های جفت نشده است. در 218.7 درجه سانتیگراد، اکسیژن جامد می شود. گاز O2 1.105 بار سنگین‌تر از هوا است و در دمای 0 درجه سانتی‌گراد و 1 اتمسفر، 1 لیتر اکسیژن دارای جرم 1.429 گرم است. برای وجود حیات در آب مهم است. توده‌های زیادی از اکسیژن در صنعت فولاد برای حذف سریع ناخالصی‌های نامطلوب، عمدتاً کربن، گوگرد و فسفر، به شکل اکسید در طی فرآیند دمیدن یا مستقیماً با دمیدن اکسیژن از طریق مذاب استفاده می‌شود. یکی از کاربردهای مهم اکسیژن مایع به عنوان اکسید کننده پیشرانه است. اکسیژن ذخیره شده در سیلندرها در پزشکی برای غنی سازی هوا با اکسیژن و همچنین در فناوری جوشکاری و برش فلزات استفاده می شود.
تشکیل اکسیدهافلزات و غیرفلزات با اکسیژن واکنش داده و اکسید تشکیل می دهند. واکنش ها می تواند با آزاد شدن مقدار زیادی انرژی رخ دهد و با درخشش قوی، فلش، سوزش همراه باشد. نور فلاش از اکسیداسیون فویل یا سیم آلومینیوم یا منیزیم تولید می شود. اگر گازها در طول اکسیداسیون تشکیل شوند، در نتیجه آزاد شدن گرمای واکنش منبسط می شوند و می توانند باعث انفجار شوند. همه عناصر برای آزاد کردن گرما با اکسیژن واکنش نمی دهند. برای مثال اکسیدهای نیتروژن با جذب گرما تشکیل می شوند. اکسیژن با عناصر واکنش داده و اکسیدهای عناصر مربوطه را تشکیل می دهد الف) در حالت عادی یا ب) در حالت اکسیداسیون بالا. چوب، کاغذ و بسیاری از مواد طبیعی یا محصولات ارگانیک حاوی کربن و هیدروژن بر اساس نوع (الف) می سوزند و مثلاً CO یا بر اساس نوع (ب) تشکیل CO2 می دهند.
ازن.علاوه بر اکسیژن اتمی (تک اتمی) و اکسیژن مولکولی (دیاتومیک) O2، ازن وجود دارد، ماده ای که مولکول های آن از سه اتم اکسیژن O3 تشکیل شده است. این اشکال تغییرات آلوتروپیک هستند. با عبور یک تخلیه الکتریکی آرام از اکسیژن خشک، ازن به دست می آید:
3O2 2O3 ازن دارای بوی تحریک کننده قوی است و اغلب در نزدیکی موتورهای الکتریکی یا ژنراتورهای برق یافت می شود. ازن در دماهای یکسان از نظر شیمیایی فعال تر از اکسیژن است. معمولاً با تشکیل اکسیدها و آزاد شدن اکسیژن آزاد واکنش نشان می دهد، به عنوان مثال: Hg + O3 -> HgO + O2 ازن برای تصفیه آب (ضد عفونی)، برای سفید کردن پارچه ها، نشاسته، تصفیه روغن، برای خشک کردن و پیری چوب موثر است. و چای، در تولید وانیلین و کافور. به اکسیژن مراجعه کنید.
گوگرد، سلنیوم، تلوریم، پلونیوم
در انتقال از اکسیژن به پلونیوم در زیر گروه VIA، تغییر خواص از غیر فلزی به فلزی کمتر از عناصر زیر گروه VA است. ساختار الکترونیکی ns2np4 کالکوژن ها پذیرش الکترون ها را به جای بازگشت آنها نشان می دهد. خروج جزئی الکترون ها از فلز فعال به کالکوژن با تشکیل ترکیبی با پیوند یونی جزئی امکان پذیر است، اما نه به همان درجه یونی بودن یک ترکیب مشابه با اکسیژن. فلزات سنگین با پیوند کووالانسی کالکوژنیدها را تشکیل می دهند، ترکیبات رنگی و کاملا نامحلول هستند.
اشکال مولکولیتشکیل یک هشت الکترون در اطراف هر اتم در حالت عنصری به دلیل الکترون های اتم های همسایه انجام می شود. در نتیجه، به عنوان مثال، در مورد گوگرد، یک مولکول حلقوی S8 به دست می آید که بر اساس نوع تاج ساخته شده است. هیچ پیوند محکمی بین مولکول ها وجود ندارد، بنابراین گوگرد در دماهای پایین ذوب می شود، می جوشد و تبخیر می شود. سلنیوم، که مولکول Se8 را تشکیل می دهد، ساختار و مجموعه ای از خواص مشابه دارد. تلوریم احتمالاً زنجیره های Te8 را تشکیل می دهد، اما این ساختار به طور قطعی ایجاد نشده است. ساختار مولکولی پلونیوم نیز مشخص نیست. پیچیدگی ساختار مولکول ها اشکال مختلف وجود آنها را در حالت جامد، مایع و گاز (آلوتروپی) تعیین می کند؛ این ویژگی، بدیهی است که ویژگی متمایز کالکوژن ها در میان گروه های دیگر عناصر است. پایدارترین شکل گوگرد، شکل a یا گوگرد لوزی شکل است. دومین شکل بی ثبات b، یا گوگرد مونوکلینیک، که می تواند در ذخیره سازی به گوگرد a تبدیل شود. سایر تغییرات گوگرد در نمودار نشان داده شده است:

A-Sulfur و B-Sulphur در CS2 محلول هستند. اشکال دیگر گوگرد نیز شناخته شده است. m-form مایع چسبناک احتمالاً از ساختار "تاج" تشکیل شده است که حالت لاستیکی آن را توضیح می دهد. با سرد شدن یا تراکم شدید بخار گوگرد، گوگرد پودری تشکیل می شود که به آن "رنگ گوگرد" می گویند. بخارات و همچنین پودر بنفش که از سرد شدن سریع بخارات به دست می آید، بر اساس نتایج مطالعات در میدان مغناطیسی، حاوی الکترون های جفت نشده هستند. برای Se و Te، آلوتروپی کمتر مشخصه است، اما شباهت کلی با گوگرد دارد، با تغییرات سلنیوم مشابه تغییرات گوگرد.
واکنش پذیری.تمام عناصر زیرگروه VIA با اهداکنندگان یک الکترون (فلزات قلیایی، هیدروژن، رادیکال متیل HCH3) واکنش می دهند و ترکیباتی از ترکیب RMR را تشکیل می دهند، به عنوان مثال. نشان دادن عدد هماهنگی 2، مانند HSH، CH3SCH3، NaSNa و ClSCl. شش الکترون ظرفیت در اطراف اتم کالکوژن هماهنگ می شوند، دو الکترون در لایه s ظرفیتی و چهار الکترون در لایه p ظرفیت. این الکترون‌ها می‌توانند در تشکیل پیوندی با گیرنده الکترون قوی‌تر (مثلاً اکسیژن)، که آنها را دور می‌کشد و مولکول‌ها و یون‌ها را تشکیل می‌دهند، شرکت کنند. بنابراین، این کالکوژن ها حالت های اکسیداسیون II، IV، VI را نشان می دهند و پیوندهای عمدتا کووالانسی را تشکیل می دهند. در خانواده کالکوژن، تظاهر حالت اکسیداسیون VI با افزایش عدد اتمی ضعیف می شود، زیرا جفت الکترون ns2 کمتر و کمتر در تشکیل پیوندها در عناصر سنگین تر نقش دارد (اثر یک جفت بی اثر). ترکیبات با چنین حالت های اکسیداسیون عبارتند از SO و H2SO2 برای گوگرد (II). SO2 و H2SO3 برای گوگرد (IV)؛ SO3 و H2SO4 برای گوگرد (IV). ترکیبات سایر کالکوژن ها دارای ترکیبات مشابهی هستند، اگرچه تفاوت هایی نیز وجود دارد. حالت های اکسیداسیون عجیب و غریب نسبتا کمی وجود دارد. روش های استخراج عناصر آزاد از مواد خام طبیعی برای کالکوژن های مختلف متفاوت است. ذخایر بزرگ گوگرد آزاد در سنگ ها، برخلاف مقادیر جزئی دیگر کالکوژن ها در حالت آزاد، شناخته شده است. گوگرد رسوبی را می توان با روش ژئوتکنولوژی (فرایند فلش) استخراج کرد: آب یا بخار فوق گرم از طریق لوله داخلی پمپ می شود تا گوگرد ذوب شود و سپس گوگرد مذاب. هوای فشردهاز طریق لوله متحدالمرکز بیرونی به سطح اکسترود می شود. به این ترتیب گوگرد تمیز و ارزان از ذخایر لوئیزیانا و زیر خلیج مکزیک در سواحل تگزاس به دست می آید. سلنیوم و تلوریم از انتشار گازهای حاصل از متالورژی مس، روی و سرب و همچنین از لجن الکترومتالورژی نقره و سرب استخراج می‌شوند. برخی از گیاهان که سلنیوم در آنها متمرکز است، منبع مسمومیت دنیای حیوانات می شوند. گوگرد رایگان پیدا می کند برنامه عالیدر کشاورزی به عنوان قارچ کش پودری. تنها در ایالات متحده آمریکا سالانه حدود 5.1 میلیون تن گوگرد برای فرآیندهای مختلف و فناوری های شیمیایی استفاده می شود. مقدار زیادی گوگرد در تولید اسید سولفوریک مصرف می شود.
کلاس های جداگانه ای از ترکیبات کالکوژن، به ویژه هالیدها، از نظر خواص بسیار متفاوت هستند.
ترکیبات هیدروژنیهیدروژن به آرامی با کالکوژن ها واکنش می دهد و هیدریدهای H2M را تشکیل می دهد. بین آب (هیدرید اکسیژن) و هیدریدهای سایر کالکوژنها که بوی منزجر کننده و سمی دارند و محلولهای آبی آنها اسیدهای ضعیف (قویترین آنها H2Te) است، تفاوت زیادی وجود دارد. فلزات به طور مستقیم با کالکوژن ها واکنش می دهند و کالکوژنیدها را تشکیل می دهند (مانند سولفید سدیم Na2S، سولفید پتاسیم K2S). گوگرد در محلول های آبی این سولفیدها پلی سولفیدها را تشکیل می دهد (به عنوان مثال Na2Sx). هیدریدهای کالکوژن را می توان از محلول های اسیدی شده سولفیدهای فلزی جابجا کرد. بنابراین، سولفان‌های H2Sx از محلول‌های اسیدی Na2Sx جدا می‌شوند (که در آن x می‌تواند بیشتر از 50 باشد؛ با این حال، تنها سولفان‌هایی با x ~ 6 مورد مطالعه قرار گرفته‌اند).
هالیدهاکالکوژن ها مستقیماً با هالوژن ها واکنش می دهند و هالیدهایی با ترکیبات مختلف تشکیل می دهند. دامنه هالوژن های واکنش دهنده و پایداری ترکیبات حاصل به نسبت شعاع کالکوژن و هالوژن بستگی دارد. با افزایش جرم اتمی هالوژن امکان تشکیل هالید با حالت اکسیداسیون بالا کاهش می یابد، زیرا یون هالید به هالوژن اکسید می شود و کالکوژن به یک کالکوژن آزاد یا هالید کالکوژن در یک کالکوژن کاهش می یابد. حالت اکسیداسیون پایین، به عنوان مثال: TeI6 -> TeI4 + I2 حالت اکسیداسیون I برای گوگرد، ممکن است در ترکیب (SCl)2 یا S2Cl2 تحقق یابد (این ترکیب به اندازه کافی قابل اطمینان ایجاد نشده است). غیر معمول ترین هالید گوگرد SF6 است که بسیار بی اثر است. گوگرد موجود در این ترکیب به قدری توسط اتم های فلوئور محافظت می شود که حتی تهاجمی ترین مواد نیز عملاً هیچ تأثیری بر SF6 ندارند. از جدول. 7b که گوگرد و سلنیوم یدید تشکیل نمی دهند.
هالیدهای پیچیده کالکوژن شناخته شده‌اند که از برهمکنش یک هالکوژن با یون‌های هالید تشکیل می‌شوند، برای مثال،
TeCl4 + 2Cl = TeCl62.
اکسیدها و اکسواسیدها.اکسیدهای کالکوژن از برهمکنش مستقیم با اکسیژن تشکیل می شوند. گوگرد در هوا یا اکسیژن می سوزد و ناخالصی های SO2 و SO3 را تشکیل می دهد. روش های دیگری برای به دست آوردن SO3 استفاده می شود. هنگامی که SO2 با گوگرد تعامل می کند، تشکیل SO امکان پذیر است. سلنیوم و تلوریم اکسیدهای مشابهی را تشکیل می دهند، اما در عمل اهمیت کمتری دارند. خواص الکتریکی اکسیدهای سلنیوم و به ویژه سلنیوم خالص رشد کاربرد عملی آنها را در الکترونیک و صنعت برق تعیین می کند. آلیاژهای آهن و سلنیوم نیمه هادی هستند و برای ساختن یکسو کننده ها استفاده می شوند. از آنجایی که رسانایی سلنیوم به نور و دما بستگی دارد، از این خاصیت در ساخت فتوسل و سنسورهای دما استفاده می شود. تری اکسیدها برای همه عناصر این زیر گروه به جز پولونیوم شناخته شده اند. اکسیداسیون کاتالیزوری SO2 به SO3 زمینه ساز تولید صنعتی اسید سولفوریک است. SO3 جامد دارای تغییرات آلوتروپیک است: کریستال های پر شکل، ساختار آزبست مانند، ساختار یخ مانند و حلقوی پلیمری (SO3)3. سلنیوم و تلوریم در SO3 مایع حل می شوند و ترکیبات بین کلکوژنیک مانند SeSO3 و TeSO3 را تشکیل می دهند. به دست آوردن SeO3 و TeO3 با مشکلات خاصی همراه است. SeO3 از مخلوط گاز Se و O2 در یک لوله تخلیه به دست می آید و TeO3 از کم آبی شدید H6TeO6 تشکیل می شود. اکسیدهای مذکور هیدرولیز می شوند یا به شدت با آب واکنش می دهند و اسید تشکیل می دهند. اسید سولفوریک از بیشترین اهمیت عملی برخوردار است. برای به دست آوردن آن، از دو فرآیند استفاده می شود - روش تماس دائمی در حال توسعه و روش برج نیتروژن قدیمی (همچنین به SULFUR مراجعه کنید).
اسید سولفوریک یک اسید قوی است. با آزاد شدن گرما توسط واکنش H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 به طور فعال با آب برهمکنش می‌کند، بنابراین، هنگام رقیق کردن اسید سولفوریک غلیظ باید مراقب بود، زیرا گرمای بیش از حد می‌تواند باعث آزاد شدن بخارات از مخزن اسید شود (سوختگی ناشی از اسید سولفوریک اغلب رخ می‌دهد. همراه با افزودن مقدار کمی اسید سولفوریک به آب آن). به دلیل میل ترکیبی بالا برای آب، H2SO4 (مجموع) به شدت با لباس‌های پنبه‌ای، قند و بافت‌های زنده انسان تعامل می‌کند و آب را از بین می‌برد. مقادیر زیادی اسید برای تصفیه سطحی فلزات، در کشاورزی برای تولید سوپر فسفات (همچنین به فسفر مراجعه کنید)، در فرآوری نفت خام تا مرحله یکسوسازی، در فناوری پلیمرها، رنگ‌ها، در صنعت داروسازی و بسیاری از موارد استفاده می‌شود. سایر صنایع اسید سولفوریک مهمترین ترکیب معدنی از دیدگاه صنعتی است. اکسواسیدهای کلکوژن در جدول آورده شده است. قرن هفتم لازم به ذکر است که برخی از اسیدها فقط به صورت محلول و برخی دیگر فقط به صورت نمک وجود دارند.
در میان سایر اکسو اسیدهای گوگردی، جایگاه مهمی در صنعت به اسید سولفوردار H2SO3 اختصاص دارد که با حل شدن SO2 در آب، اسید ضعیفی که فقط در محلول های آبی وجود دارد، تشکیل می شود. نمک های آن کاملاً پایدار است. اسید و نمک های آن عوامل کاهنده هستند و به عنوان "ضد کلر" برای حذف کلر اضافی از سفید کننده استفاده می شود. اسید تیوسولفوریک و نمک های آن در عکاسی برای حذف AgBr واکنش نداده اضافی از فیلم عکاسی استفاده می شود: AgBr + S2O32 [] + Br
نام "هیپو سولفیت سدیم" برای نمک سدیم اسید تیوسولفوریک متأسفانه است، نام صحیح "تیوسولفات" نشان دهنده پیوند ساختاری این اسید با اسید سولفوریک است که در آن یک اتم اکسیژن هیدراته نشده با یک اتم گوگرد ("thio") جایگزین می شود. ). اسیدهای پلی تیونیک دسته جالبی از ترکیبات را نشان می دهند که در آن زنجیره ای از اتم های گوگرد بین دو گروه SO3 تشکیل می شود. داده های زیادی در مورد مشتقات H2S2O6 وجود دارد، اما اسیدهای پلی تیونیک همچنین می توانند حاوی تعداد زیادی اتم گوگرد باشند. پراکسواسیدها نه تنها به عنوان اکسید کننده، بلکه به عنوان واسطه برای تولید پراکسید هیدروژن نیز مهم هستند. اسید پراکسودی سولفوریک از اکسیداسیون الکترولیتی یون HSO4 در سرما به دست می آید. اسید پراکسو سولفوریک از هیدرولیز اسید پراکسودی سولفوریک تشکیل می شود: 2HSO4 -> H2S2O8 + 2e
H2S2O8 + H2O -> H2SO5 + H2SO4 محدوده اسیدهای سلنیوم و تلوریوم بسیار کمتر است. اسید سلنوس H2SeO3 از تبخیر آب از محلول SeO2 به دست می آید. بر خلاف اسید سولفوره H2SO3 (عامل کاهنده) یک عامل اکسید کننده است و به راحتی هالیدها را به هالوژن اکسید می کند. جفت الکترون 4s2 سلنیوم به طور فعال در تشکیل یک پیوند شرکت نمی کند (اثر یک جفت بی اثر؛ در بخش واکنش پذیری گوگرد به بالا مراجعه کنید)، و بنابراین سلنیوم به راحتی به حالت عنصری منتقل می شود. اسید سلنیک به همین دلیل به راحتی تجزیه می شود و H2SeO3 و Se را تشکیل می دهد. اتم Te شعاع بزرگتری دارد و بنابراین در تشکیل پیوندهای دوگانه ناکارآمد است. بنابراین، اسید تلوریک به شکل معمول خود وجود ندارد.

و 6 گروه هیدروکسو توسط تلوریوم برای تشکیل H6TeO6 یا Te(OH)6 هماهنگ می شوند.
اگزوهالیدها.اکسواسیدها و اکسیدهای کالکوژن با هالوژن ها و PX5 واکنش می دهند و اگزوهالیدهایی با ترکیب MOX2 و MO2X2 تشکیل می دهند. به عنوان مثال، SO2 با PCl5 واکنش می دهد و SOCl2 (تیونیل کلرید) را تشکیل می دهد:
PCl5 + SO2 -> POCl3 + SOCl2
فلوراید SOF2 مربوطه از برهمکنش SOCl2 و SbF3 و تیونیل بروماید SOBr2 از SOCl2 و HBr تشکیل می شود. سولفوریل کلرید SO2Cl2 از کلرزنی با کلر SO2 (در حضور کافور) به دست می آید، سولفوریل فلوراید SO2F2 نیز به طور مشابه به دست می آید. کلروفلوراید SO2ClF از SO2Cl2، SbF3 و SbCl3 تشکیل می شود. اسید کلروسولفونیک HOSO2Cl از عبور کلر از اسید سولفوریک دود به دست می آید. فلوروسولفونیک اسید نیز به همین ترتیب تشکیل می شود. Oxohalides سلنیوم SeOCl2، SeOF2، SeOBr2 نیز شناخته شده است.
ترکیبات حاوی نیتروژن و گوگرد.گوگرد ترکیبات مختلفی را با نیتروژن تشکیل می دهد که بسیاری از آنها به خوبی شناخته نشده اند. هنگامی که S2Cl2 با آمونیاک تیمار می شود، N4S4 (تترا سولفور تترانیترید)، S7HN (هپتاسولفور ایمید) و سایر ترکیبات تشکیل می شود. مولکول های S7HN به عنوان یک مولکول حلقوی S8 ساخته می شوند که در آن یک اتم گوگرد با نیتروژن جایگزین می شود. N4S4 نیز از گوگرد و آمونیاک تشکیل شده است. با عمل قلع و اسید کلریدریک به تترا سولفور تترایمید S4N4H4 تبدیل می شود. یکی دیگر از مشتقات نیتروژن اسید سولفامیک NH2SO3H دارای اهمیت صنعتی است، یک ماده کریستالی سفید و غیر رطوبت گیر. از برهمکنش اوره یا آمونیاک با اسید سولفوریک دوددار به دست می آید. این اسید از نظر قدرت نزدیک به اسید سولفوریک است. نمک آمونیوم NH4SO3NH2 آن به عنوان ضد شعله و نمک فلزات قلیایی به عنوان علف کش استفاده می شود.
پولونیوم.علیرغم دسترسی محدود پولونیوم، شیمی این آخرین عنصر از زیرگروه VIA از طریق بهره برداری از خاصیت رادیواکتیویته آن (معمولاً در واکنش های شیمیاییآن را با تلوریم به عنوان یک حامل یا واکنش دهنده مخلوط می شود). نیمه عمر پایدارترین ایزوتوپ 210Po تنها 138.7 روز است، بنابراین دشواری های مطالعه آن قابل درک است. برای به دست آوردن 1 گرم پو باید بیش از 11.3 تن زمین اورانیوم فرآوری شود. 210Po را می توان با بمباران نوترونی 209Bi به دست آورد، که ابتدا به 210Bi تبدیل می شود و سپس یک ذره b را بیرون می اندازد و 210Po را تشکیل می دهد. ظاهراً پلونیوم همان حالت های اکسیداسیون را مانند سایر کالکوژن ها نشان می دهد. پلونیوم هیدرید H2Po، اکسید PoO2 سنتز شده‌اند، نمک‌هایی با حالت‌های اکسیداسیون II و IV شناخته شده‌اند. ظاهرا PoO3 وجود ندارد.

دایره المعارف کولیر. - جامعه باز. 2000 .

ببینید «CHALCOGENES» در فرهنگ‌های دیگر چیست:

کلکوژن ها، عناصر شیمیایی گروه VI سیستم تناوبی: اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم. ترکیبات کالکوژن با عناصر شیمیایی الکترومثبت بیشتر کالکوژنیدها (اکسیدها، سولفیدها، سلنیدها، تلوریدها) ... دایره المعارف مدرن

عناصر شیمیایی گروه VI از سیستم تناوبی اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم ... فرهنگ لغت دایره المعارفی بزرگ

گروه → 16 ↓ دوره 2 8 اکسیژن ... ویکی پدیا

عناصر شیمیایی گروه VI سیستم تناوبی اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم. * * * CHALCOGENES CHALCOGENES، عناصر شیمیایی گروه ششم جدول تناوبی اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم ... فرهنگ لغت دایره المعارفی

کالکوژن ها- chalkogenai statusas T sritis chemija apibrėžtis S, Se, Te, (Po). atitikmenys: انگلیسی. کالکوژن rus. کالکوژن ها ... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

شیمی. عناصر VIa gr. تناوبی سیستم ها: اکسیژن O، گوگرد S، سلنیوم Se، تلوریم Te، پولونیوم پو. خارج لایه الکترونی اتم های X دارای پیکربندی s2p4 است. با افزایش در. n شعاع کووالانسی و یونی X افزایش می یابد، انرژی کاهش می یابد ... ... دایره المعارف شیمی

در گروه VIA سیستم تناوبی عناصر D.I. مندلیف شامل اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم، پلونیوم است. چهار مورد اول ماهیت غیر فلزی دارند. نام مشترک عناصر این گروه کالکوژن ها،که از یونانی ترجمه شده است. به معنای "تشکیل سنگ معدن" است که نشان دهنده حضور آنها در طبیعت است.

فرمول الکترونیکی پوسته ظرفیت اتم های عناصر گروه VIA.

اتم های این عناصر دارای 6 الکترون ظرفیتی در اوربیتال های s و p سطح انرژی بیرونی هستند. از این تعداد، دو اوربیتال p نیمه پر هستند.

اتم اکسیژن با اتم های سایر کالکوژن ها به دلیل عدم وجود سطح پایین d متفاوت است. بنابراین، اکسیژن، به عنوان یک قاعده، قادر است تنها دو پیوند با اتم های عناصر دیگر ایجاد کند. با این حال، در برخی موارد، وجود جفت‌های تک الکترون در سطح انرژی خارجی به اتم اکسیژن اجازه می‌دهد تا پیوندهای اضافی را توسط مکانیسم گیرنده دهنده ایجاد کند.

برای اتم‌های دیگر کالکوژن‌ها، وقتی انرژی از بیرون تامین می‌شود، تعداد الکترون‌های جفت‌نشده می‌تواند در نتیجه انتقال الکترون‌های s و p به زیرسطح d افزایش یابد. بنابراین، اتم های گوگرد و سایر کالکوژن ها قادرند نه تنها 2، بلکه 4 و 6 پیوند با اتم های عناصر دیگر ایجاد کنند. به عنوان مثال، در حالت برانگیخته یک اتم گوگرد، الکترون های سطح انرژی بیرونی می توانند پیکربندی الکترونیکی 3s 2 3p 3 3d 1 و 3s 1 3p 3 3d 2 را به دست آورند:

بسته به وضعیت پوسته الکترونی، حالت های اکسیداسیون مختلف (CO) ظاهر می شود. در ترکیبات با فلزات و هیدروژن، عناصر این گروه CO = -2 را نشان می دهند. در ترکیبات دارای اکسیژن و غیر فلزات، گوگرد، سلنیوم و تلوریم می توانند CO=4+ و CO=6+ داشته باشند. در برخی از ترکیبات آنها CO = +2 را نشان می دهند.

اکسیژن پس از فلوئور در الکترونگاتیوی دوم است. در فلوراکسید F 2 O حالت اکسیداسیون اکسیژن مثبت و برابر 2+ است. با سایر عناصر، اکسیژن معمولاً در ترکیبات حالت اکسیداسیون 2- را نشان می دهد، به استثنای پراکسید هیدروژن H 2 O 2 و مشتقات آن، که در آنها اکسیژن حالت اکسیداسیون 1- دارد. در موجودات زنده، اکسیژن، گوگرد و سلنیوم بخشی از مولکول های زیستی در حالت اکسیداسیون -2 هستند.

در سری O - S - Se-Te - Po شعاع اتم ها و یون ها افزایش می یابد. بر این اساس، انرژی یونیزاسیون و الکترونگاتیوی نسبی به طور طبیعی در یک جهت کاهش می یابد.

با افزایش تعداد سریال عناصر گروه VIA، فعالیت اکسیداتیو اتم های خنثی کاهش می یابد و فعالیت کاهشی یون های منفی افزایش می یابد. همه اینها منجر به تضعیف خواص غیر فلزی کالکوژن ها در طول انتقال از اکسیژن به تلوریوم می شود.

با افزایش تعداد اتمی کالکوژن ها، اعداد هماهنگی مشخصه افزایش می یابد. این به این دلیل است که در طول انتقال از عناصر p دوره چهارم به عناصر p دوره پنجم و ششم، d - و حتی اوربیتال های f. بنابراین، اگر برای گوگرد و سلنیوم معمولی ترین اعداد هماهنگی 3 و 4 باشد، برای تلوریم - 6 و حتی 8.

در شرایط عادی، ترکیبات هیدروژنی H 2 E عناصر گروه VIA، به استثنای آب، گازهایی با بوی بسیار نامطبوع هستند. پایداری ترمودینامیکی این ترکیبات از آب به هیدروژن تلورید H 2 Te کاهش می یابد. در محلول های آبی، خواص کمی اسیدی از خود نشان می دهند. در سری H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ، قدرت اسیدها افزایش می یابد.

این به دلیل افزایش شعاع یون های E 2- و ضعیف شدن پیوندهای E-N است. در همین راستا، توانایی کاهشی H 2 E افزایش می یابد.

گوگرد، سلنیوم، تلوریم دو سری از اکسیدهای اسیدی را تشکیل می دهند: EO 2 و EO 3. آنها مربوط به هیدروکسیدهای اسیدی با ترکیب H 2 EO 3 و H 2 EO 4 هستند. اسیدهای H 2 EO 3 در حالت آزاد ناپایدار هستند. نمک‌های این اسیدها و خود اسیدها دوگانگی ردوکس را نشان می‌دهند، زیرا عناصر S، Se و Te در این ترکیبات حالت اکسیداسیون میانی 4+ دارند.

اسیدهای ترکیب H 2 EO 4 پایدارتر هستند و در واکنش ها مانند عوامل اکسید کننده رفتار می کنند (بالاترین حالت اکسیداسیون عنصر +6 است).

خواص شیمیاییترکیبات اکسیژناکسیژن رایج ترین عنصر در پوسته زمین است (49.4%). محتوای زیاد و فعالیت شیمیایی بالای اکسیژن، شکل غالب وجود اکثر عناصر زمین را به شکل ترکیبات حاوی اکسیژن تعیین می کند. اکسیژن بخشی از تمام مواد آلی حیاتی است - پروتئین ها، چربی ها، کربوهیدرات ها.

بسیاری از فرآیندهای حیاتی بسیار مهم مانند تنفس، اکسیداسیون اسیدهای آمینه، چربی ها و کربوهیدرات ها بدون اکسیژن غیرممکن هستند. تنها چند گیاه که بی هوازی نامیده می شوند، می توانند بدون اکسیژن زنده بمانند.

در حیوانات بالاتر (شکل 8.7)، اکسیژن وارد خون می شود، با هموگلوبین ترکیب می شود و یک ترکیب اکسی هموگلوبین را تشکیل می دهد که به راحتی تجزیه می شود. با جریان خون، این ترکیب وارد مویرگ های اندام های مختلف می شود. در اینجا، اکسیژن از هموگلوبین جدا می شود و از طریق دیواره های مویرگ ها به بافت ها پخش می شود. ارتباط بین هموگلوبین و اکسیژن شکننده است و به دلیل تعامل دهنده-گیرنده با یون Fe 2+ انجام می شود.

در حالت استراحت، فرد حدود 0.5 متر مکعب هوا در ساعت استنشاق می کند. اما تنها 1/5 از اکسیژن استنشاق شده با هوا در بدن باقی می ماند. با این حال، اکسیژن اضافی (4/5) برای ایجاد غلظت بالا در خون ضروری است. این، مطابق با قانون فیک، سرعت کافی از انتشار اکسیژن از طریق دیواره های مویرگ را فراهم می کند. بنابراین، یک فرد در واقع حدود 0.1 متر مکعب اکسیژن در روز استفاده می کند.

اکسیژن در بافت ها مصرف می شود. برای اکسیداسیون مواد مختلف این واکنش ها در نهایت منجر به تشکیل دی اکسید کربن، ذخیره آب و انرژی می شود.

اکسیژن نه تنها در فرآیند تنفس، بلکه در فرآیند پوسیدگی بقایای گیاهی و حیوانی نیز مصرف می شود. در نتیجه فرآیند پوسیدگی مواد آلی پیچیده، محصولات اکسیداسیون آنها تشکیل می شود: CO 2، H 2 O و غیره. بازسازی اکسیژن در گیاهان اتفاق می افتد.

بنابراین، در نتیجه چرخه اکسیژن در طبیعت، محتوای ثابت آن در جو حفظ می شود. به طور طبیعی، چرخه اکسیژن در طبیعت ارتباط نزدیکی با چرخه کربن دارد (شکل 8.8).

عنصر اکسیژن به شکل دو ماده ساده (اصلاحات آلوتروپیک) وجود دارد: دی اکسیژن(اکسیژن) O 2 و تری اکسیژن(ازن) O 3 . در جو، تقریبا تمام اکسیژن به شکل اکسیژن O 2 موجود است، در حالی که محتوای ازن بسیار کم است. حداکثر کسر حجمی ازن در ارتفاع 22 کیلومتری تنها 10-6٪ است.

مولکول اکسیژن O 2 در غیاب مواد دیگر بسیار پایدار است. وجود دو الکترون جفت نشده در یک مولکول، واکنش پذیری بالای آن را تعیین می کند. اکسیژن یکی از فعال ترین غیر فلزات است. با اکثر مواد ساده، مستقیماً واکنش می دهد و اکسیدهای E x O y را تشکیل می دهد درجه اکسیداسیون اکسیژن در آنها 2- است. مطابق با تغییر در ساختار لایه های الکترونی اتم ها، شخصیت پیوند شیمیاییو در نتیجه ساختار و خواص اکسیدها در دوره ها و گروه های سیستم عناصر به طور منظم تغییر می کند. بنابراین، در یک سری از اکسیدهای عناصر دوره دوم Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5، قطبیت پیوند شیمیایی E-O از گروه I به گروه V به تدریج کاهش می یابد. مطابق با این، خواص بازی ضعیف شده و خواص اسیدی افزایش می یابد: Li 2 O یک اکسید بازی معمولی است، BeO آمفوتریک است، و B 2 O 3، CO 2 و N 2 O 5 اکسیدهای اسیدی هستند. خواص اسید-باز به طور مشابه در دوره های دیگر تغییر می کند.

در زیرگروه های اصلی (گروه های A)، با افزایش تعداد ترتیبی عنصر، معمولاً یونی بودن پیوند E-O در اکسیدها افزایش می یابد.

بر این اساس، خواص اصلی اکسیدها در گروه Li-Na-K-Rb-Cs و سایر گروه های A افزایش می یابد.

خواص اکسیدها، به دلیل تغییر در ماهیت پیوند شیمیایی، تابع تناوبی از بار هسته یک اتم یک عنصر است. به عنوان مثال، با تغییر در دوره ها و گروه های دمای ذوب، آنتالپی های تشکیل اکسید بسته به بار هسته ثابت می شود.

قطبیت پیوند E-OH در هیدروکسیدهای E(OH) n و در نتیجه خواص هیدروکسیدها به طور طبیعی با توجه به گروه ها و دوره های سیستم عناصر تغییر می کند.

به عنوان مثال، در گروه های IA-، IIA- و IIIA- از بالا به پایین با افزایش شعاع یون ها، قطبیت پیوند E-OH افزایش می یابد. در نتیجه، یونیزاسیون E-OH → E + + OH - در آب آسان تر است. بر این اساس، خواص اساسی هیدروکسیدها افزایش می یابد. بنابراین، در گروه IA، خواص اصلی هیدروکسیدهای فلزات قلیایی در سری Li-Na-K-Rb-Cs افزایش یافته است.

در دوره های از چپ به راست، با کاهش شعاع یونی و افزایش بار یونی، قطبیت پیوند E-OH کاهش می یابد. در نتیجه، یونیزاسیون EON ⇄ EO - + H + در آب آسان تر است. بر این اساس، خواص اسیدی در این جهت افزایش می یابد. بنابراین، در دوره پنجم، هیدروکسیدهای RbOH و Sr(OH) 2 باز، In(OH) 3 و Sn(OH) 4 ترکیبات آمفوتریک و H و H 6 TeO 6 اسید هستند.

رایج ترین اکسید روی زمین، اکسید هیدروژن یا آب است. همین بس که بگوییم 50 تا 99 درصد جرم هر موجود زنده ای را تشکیل می دهد. بدن انسان 70-80 درصد آب دارد. برای 70 سال زندگی، یک فرد حدود 25000 کیلوگرم آب می نوشد.

آب به دلیل ساختاری که دارد خواص منحصر به فردی دارد. در یک موجود زنده، حلال ترکیبات آلی و معدنی است، در فرآیندهای یونیزاسیون مولکول های مواد محلول شرکت می کند. آب نه تنها محیطی است که در آن واکنش های بیوشیمیایی انجام می شود، بلکه به طور فعال در فرآیندهای هیدرولیتیک شرکت می کند.

توانایی تشکیل اکسیژن اکسیژنیکمپلکس هایی با مواد مختلف قبلاً نمونه هایی از کمپلکس های اکسیژنیل O 2 با یون های فلزی - حامل های اکسیژن در موجودات زنده - اکسی هموگلوبین و اکسی هموسیانین در نظر گرفته شد:

HbFe 2 + + O 2 → HbFe 2 + ∙O 2

HcCu 2+ + O 2 → HcCu 2+ ∙O 2

جایی که Hb هموگلوبین است، Hc هموسیانین است.

اکسیژن با داشتن دو جفت الکترون به عنوان یک دهنده در این ترکیبات هماهنگ با یون های فلزی عمل می کند. در سایر ترکیبات، اکسیژن پیوندهای هیدروژنی مختلفی را تشکیل می دهد.

در حال حاضر، توجه زیادی به تهیه کمپلکس‌های اکسیژنی از فلزات واسطه می‌شود که می‌توانند عملکردهایی شبیه به ترکیبات کمپلکس بیوان آلی مربوطه انجام دهند. ترکیب سپهر هماهنگی درونی این مجموعه ها مشابه مراکز فعال طبیعی است. به طور خاص، کمپلکس‌های کبالت با اسیدهای آمینه و برخی لیگاندهای دیگر از نظر توانایی آنها در افزودن و اهدای اکسیژن عنصری به طور برگشت‌پذیر امیدوارکننده هستند. این ترکیبات را تا حدی می توان جایگزین هموگلوبین دانست.

یکی از تغییرات آلوتروپیک اکسیژن است ازن حدود 3. ازن در خواص خود بسیار متفاوت از اکسیژن O 2 است - دارای نقطه ذوب و جوش بالاتر و بوی تند است (از این رو نام آن است).

تشکیل ازن از اکسیژن با جذب انرژی همراه است:

3O 2 ⇄2O 3،

ازن در اثر عمل تخلیه الکتریکی در اکسیژن تولید می شود. ازن از O 2 و تحت تأثیر اشعه ماوراء بنفش تشکیل می شود. بنابراین در حین کار لامپ های ماوراء بنفش ضد باکتری و فیزیوتراپی بوی ازن احساس می شود.

ازن قوی ترین عامل اکسید کننده است. فلزات را اکسید می کند، به شدت با مواد آلی واکنش می دهد، در دمای پایین ترکیباتی را اکسید می کند که اکسیژن با آنها واکنش نشان نمی دهد:

O 3 + 2 Ag \u003d Ag 2 O + O 2

PbS + 4O 3 \u003d PbSO 4 + 4O 2

به طور گسترده ای شناخته شده واکنش کیفی:

2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KOH + O 2

اثر اکسیداتیو ازن بر روی مواد آلی با تشکیل رادیکال‌ها مرتبط است:

RN + O 3 → RO 2 ∙ + اوه ∙

رادیکال‌ها واکنش‌های زنجیره‌ای رادیکال را با مولکول‌های بیورگانیک - لیپیدها، پروتئین‌ها، DNA آغاز می‌کنند. این واکنش ها منجر به آسیب سلولی و مرگ می شود. به ویژه، ازن میکروارگانیسم های موجود در هوا و آب را از بین می برد. این اساس استفاده از ازن برای استریل کردن آب آشامیدنی و آب استخر است.

خواص شیمیایی ترکیبات گوگردیگوگرد از نظر خواص مشابه اکسیژن است. اما بر خلاف آن، در ترکیبات نه تنها حالت اکسیداسیون -2 را نشان می دهد، بلکه حالت های اکسیداسیون مثبت +2، +4 و +6 را نیز نشان می دهد. برای گوگرد، و همچنین برای اکسیژن، آلوتروپی مشخص است - وجود چندین ماده عنصری - لوزی، مونوکلینیک، گوگرد پلاستیکی. به دلیل الکترونگاتیوی کمتر در مقایسه با اکسیژن، توانایی تشکیل پیوندهای هیدروژنی در گوگرد کمتر مشخص است. گوگرد با تشکیل زنجیره های پلیمری پایدار با شکل زیگزاگی مشخص می شود.

تشکیل همو زنجیره ای از اتم های گوگرد نیز از ویژگی های ترکیبات آن است که عملکرد قابل توجهی دارد نقش بیولوژیکیدر فرآیندهای زندگی بنابراین، در مولکول های اسید آمینه - سیستین یک پل دی سولفید -S-S- وجود دارد:

این اسید آمینه نقش مهمی در تشکیل پروتئین ها و پپتیدها دارد. با تشکر از دی سولفید اتصالات S-Sزنجیره های پلی پپتیدی به یکدیگر متصل می شوند (پل دی سولفید).

گوگرد همچنین با تشکیل یک گروه تیول سولفید هیدروژن (سولفیدریل) -SH که در اسید آمینه سیستئین، پروتئین ها و آنزیم ها وجود دارد، مشخص می شود.

اسید آمینه متیونین از نظر بیولوژیکی مهم است.

دهنده گروه های متیل در موجودات زنده S-adenosylmethionine Ad-S-CH 3 است - شکل فعال متیونین، که در آن گروه متیل از طریق S به آدنین Ad متصل می شود. گروه متیل متیونین در فرآیندهای بیوسنتز به گیرنده های مختلف گروه متیل RN منتقل می شود:

Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SH + R-CH 3

گوگرد در زمین بسیار گسترده است (0.03٪). در طبیعت، به شکل سولفید (ZnS، HgS، PbS، و غیره) و سولفات (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O، CaSO 4 ∙2H 2 O، و غیره) و همچنین در مواد معدنی وجود دارد. ایالت بومی پودر "گوگرد رسوبی" به صورت پماد (20-10-5%) و پودر در درمان بیماری های پوستی (سبوره، پسوریازیس) به صورت خارجی استفاده می شود. در بدن محصولات اکسیداسیون گوگرد تشکیل می شود - اسیدهای پلی تیونیک با فرمول کلی H 2 S x O 6 ( x = 3-6)

S + O 2 → H 2 S x O 6

گوگرد یک غیر فلز نسبتا فعال است. حتی با یک حرارت جزئی، بسیاری از مواد ساده را اکسید می کند، با این حال، خود به راحتی توسط اکسیژن و هالوژن اکسید می شود (دوگانگی ردوکس).

حالت اکسیداسیون -2 گوگرد در سولفید هیدروژن و مشتقات آن - سولفیدها نشان می دهد.

سولفید هیدروژن (دی هیدروژن سولفید)اغلب در طبیعت یافت می شود. موجود در آبهای معدنی به اصطلاح سولفوریک. این گاز بی رنگ با بوی نامطبوع است. در طی پوسیدگی بقایای گیاهی و به ویژه حیوانات تحت تأثیر میکروارگانیسم ها تشکیل می شود. برخی از باکتری های فتوسنتزی مانند باکتری های گوگرد سبز از سولفید دی هیدروژن به عنوان اهدا کننده هیدروژن استفاده می کنند. این باکتری ها به جای اکسیژن O 2، گوگرد عنصری را منتشر می کنند - محصول اکسیداسیون H 2 S.

دی هیدروژن سولفید یک ماده بسیار سمی است، زیرا یک مهار کننده آنزیم سیتوکروم اکسیداز، یک حامل الکترون در زنجیره تنفسی است. انتقال الکترون از سیتوکروم اکسیداز به اکسیژن O 2 را مسدود می کند.

محلول های آبی H 2 S بر اساس تورنسل یک واکنش اسیدی ضعیف ایجاد می کنند. یونیزاسیون در دو مرحله انجام می شود:

H 2 S ⇄ H + + HS - (مرحله اول)

HS - ⇄ H + + S 2- (مرحله II)

اسید سولفوریک بسیار ضعیف است. بنابراین، یونیزاسیون در مرحله دوم فقط در محلول های بسیار رقیق انجام می شود.

نمک اسید هیدروسولفوریک نامیده می شود سولفیدهافقط سولفیدهای قلیایی، قلیایی خاکی و آمونیوم در آب محلول هستند. نمک های اسیدی - هیدروسولفیدهای E + NS و E 2 + (HS) 2 - فقط برای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی شناخته شده اند.

سولفیدها به عنوان نمک یک اسید ضعیف، تحت هیدرولیز قرار می گیرند. هیدرولیز سولفیدهای کاتیون های فلزی چند باردار (Al 3 + ، Cr 3 + و غیره) اغلب به پایان می رسد ، عملاً غیر قابل برگشت است.

سولفیدها، به ویژه سولفید هیدروژن، عوامل احیا کننده قوی هستند. بسته به شرایط، آنها را می توان به S، SO 2 یا H 2 SO 4 اکسید کرد:

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O (در هوا)

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S (در هوا)

3H 2 S + 4HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + 4HCl (در محلول)

برخی از پروتئین های حاوی سیستئین HSCH 2 CH (NH 2) COOH و یک متابولیت مهم کوآنزیم A با گروه های سولفید هیدروژن (تیول) -SH، در تعدادی از واکنش ها به عنوان مشتقات سولفید دی هیدروژن بیوان آلی رفتار می کنند. پروتئین های حاوی سیستئین، مانند دی هیدروژن سولفید، می توانند با ید اکسید شوند. با کمک یک پل دی سولفیدی که در طی اکسیداسیون گروه های تیول ایجاد می شود، بقایای سیستئین زنجیره های پلی پپتیدی این زنجیره ها را به هم متصل می کنند. پیوند متقابل(یک پیوند متقابل تشکیل می شود).

بسیاری از آنزیم های حاوی گوگرد E-SH به طور غیرقابل برگشتی توسط یون های فلزات سنگین مانند Cu 2+ یا Ag+ مسموم می شوند. این یون ها گروه های تیول را مسدود می کنند تا مرکاپتان ها، آنالوگ های بیوان آلی سولفیدها را تشکیل دهند:

E-SH + Ag + → E-S-Ag + H +

در نتیجه، آنزیم فعالیت خود را از دست می دهد. میل ترکیبی یون های Ag + برای گروه های تیول به قدری زیاد است که می توان از AgNO 3 برای تعیین کمیت گروه های -SH با تیتراسیون استفاده کرد.

اکسید گوگرد (IV) SO 2 یک اکسید اسیدی است. از سوزاندن گوگرد عنصری در اکسیژن یا سوزاندن پیریت FeS 2 به دست می آید:

S + O 2 \u003d SO 2

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

SO 2 - گاز با بوی خفه کننده؛ بسیار سمی هنگامی که SO2 در آب حل می شود، اسید سولفور H 2 SO 3. این یک اسید با قدرت متوسط ​​است. اسید سولفوریک که دوبازیک است، نمک های دو نوع را تشکیل می دهد: متوسط ​​- سولفیت ها(Na 2 SO 3، K 2 SO 3، و غیره) و اسیدی - هیدروسولفیت ها(NaHSO 3، KHSO 3 و دیگران). فقط نمک های فلزات قلیایی و هیدروسولفیت های نوع E 2 + (HSO 3) 2 در آب محلول هستند، جایی که E عناصر گروه های مختلف هستند.

اکسید SO 2، اسید H 2 SO3 و نمک های آن با دوگانگی اکسیداسیون و کاهش مشخص می شوند، زیرا گوگرد دارای حالت اکسیداسیون متوسط ​​4+ در این ترکیبات است:

2Na 2 SO 3 + O 2 \u003d 2Na 2 SO 4

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ° + 2H 2 O

با این حال، خواص کاهشی ترکیبات گوگردی (IV) غالب است. بنابراین، سولفیت‌های موجود در محلول‌ها حتی توسط دی‌اکسیژن هوا در دمای اتاق اکسید می‌شوند.

در حیوانات بالاتر، اکسید SO2 عمدتاً به عنوان یک محرک برای غشای مخاطی دستگاه تنفسی عمل می کند. این گاز برای گیاهان نیز سمی است. در مناطق صنعتی که مقدار زیادی زغال سنگ حاوی مقدار کمی از ترکیبات گوگردی سوزانده می شود، دی اکسید گوگرد در جو آزاد می شود. SO 2 با حل شدن در رطوبت برگ ها محلولی از اسید سولفوریک تشکیل می دهد که به نوبه خود به اسید سولفوریک H 2 SO 4 اکسید می شود.

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3

2H 2 SO 3 + O 2 \u003d 2H 2 SO 4

رطوبت اتمسفر با SO 2 و H 2 SO 4 محلول اغلب به شکل باران اسیدی می افتد و منجر به مرگ پوشش گیاهی می شود.

هنگامی که محلول Na 2 SO 3 با پودر گوگرد گرم می شود، تیوسولفات سدیم:

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

کریستال هیدرات Na 2 S 2 O 3 ∙ 5H 2 O از محلول مشخص می شود تیوسولفات سدیم - نمک اسید تیوسولفوریک H 2 S 2 O 3.

اسید تیوسولفوریک بسیار ناپایدار است و به H 2 O , SO 2 و S تجزیه می شود . تیوسولفات سدیم Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O در عمل پزشکی به عنوان یک عامل ضد سمی ، ضد التهابی و حساسیت زدایی استفاده می شود. به عنوان یک عامل ضد سمی، تیوسولفات سدیم برای مسمومیت با جیوه، سرب، اسید هیدروسیانیک و نمک های آن استفاده می شود. مکانیسم اثر دارو به وضوح با اکسیداسیون یون تیوسولفات به یون سولفیت و گوگرد عنصری مرتبط است:

S 2 O 3 2- → SO 3 2- + S °

یون‌های سرب و جیوه که با غذا یا هوا وارد بدن می‌شوند، سولفیت‌های غیرسمی کم محلول را تشکیل می‌دهند:

Pb 2 + + SO 3 2- = PbSO 3

یون های سیانید با گوگرد عنصری برهمکنش می کنند تا تیوسیانات های سمی کمتری تشکیل دهند:

СN - + S° = NСS -

از تیوسولفات سدیم نیز برای درمان گال استفاده می شود. پس از مالیدن محلول به پوست، مالش مکرر محلول HCl 6% انجام می شود. در نتیجه واکنش با HCl، تیوسولفات سدیم به گوگرد و دی اکسید گوگرد تجزیه می شود:

Na 2 S 2 O 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O

که بر روی کنه های گال اثر مخربی دارند.

اکسید گوگرد (VI) SO 3 یک مایع فرار است. هنگام تعامل با آب، SO 3 اسید سولفوریک را تشکیل می دهد:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

ساختار مولکول های اسید سولفوریک مطابق با گوگرد در است sp 3 -حالت ترکیبی

اسید سولفوریک یک اسید دوبازیک قوی است. در مرحله اول تقریباً به طور کامل یونیزه می شود:

H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 -،

یونیزاسیون در مرحله دوم به میزان کمتری انجام می شود:

HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-،

اسید سولفوریک غلیظ یک عامل اکسید کننده قوی است. فلزات و غیر فلزات را اکسید می کند. معمولاً محصول احیای آن SO 2 است، اگرچه بسته به شرایط واکنش (فعالیت فلز، دما، غلظت اسید) محصولات دیگری (S, H 2 S) نیز بدست می آید.

H 2 SO 4 به عنوان یک اسید دی بازیک دو نوع نمک تشکیل می دهد: متوسط ​​- سولفات ها(Na 2 SO 4 و غیره) و اسیدی - هیدرو سولفات ها(NaHSO 4، KHSO 4 و دیگران). بیشتر سولفات ها در آب بسیار محلول هستند.بسیاری از سولفات ها از محلول ها به شکل هیدرات های کریستالی آزاد می شوند: FeSO 4 ∙7H 2 O، CuSO 4 ∙5H 2 O. سولفات های BaSO 4، SrSO 4 و PbSO 4 عملا نامحلول هستند. سولفات کلسیم کمی محلول CaSO 4. سولفات باریم نه تنها در آب، بلکه در اسیدهای رقیق نیز نامحلول است.

در عمل پزشکی، سولفات های بسیاری از فلزات به عنوان دارو استفاده می شود Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O - به عنوان ملین، MgSO 4 ∙ 7H 2 O - برای فشار خون بالا، به عنوان یک ملین و به عنوان یک عامل کلرتیک، سولفات مس CuSO 4 ∙ 5H استفاده می شود. 2 O و ZnSO 4 ∙7H 2 O - به عنوان ضد عفونی کننده، قابض، استفراغ کننده، سولفات باریم BaSO 4 - به عنوان ماده حاجب در معاینه اشعه ایکس مری و معده

ترکیبات سلنیوم و تلوریمتلوریم و به خصوص سلنیوم از نظر شیمیایی شبیه گوگرد هستند. با این حال، تقویت خواص فلزی Se و Te تمایل آنها به تشکیل پیوندهای یونی قوی تر را افزایش می دهد. شباهت خصوصیات فیزیکی و شیمیایی: شعاع یون های E 2-، اعداد هماهنگی (3، 4) - قابلیت تعویض سلنیوم و گوگرد را در ترکیبات تعیین می کند. بنابراین سلنیوم می تواند جایگزین گوگرد در مراکز فعال آنزیم ها شود. جایگزینی گروه سولفید هیدروژن -SH با گروه سلنید هیدروژن -SeH باعث تغییر روند فرآیندهای بیوشیمیایی در بدن می شود. سلنیوم می تواند هم به عنوان هم افزایی و هم به عنوان آنتاگونیست گوگرد عمل کند.

با هیدروژن، Se و Te گازهای بسیار سمی شبیه H 2 S، H 2 Se و H 2 Te تشکیل می دهند. دی هیدروژن سلنید و دی هیدروژن تلورید عوامل احیا کننده قوی هستند. در سری H 2 S - H 2 Se - H 2 Te ، فعالیت کاهشی افزایش می یابد.

برای H 2 Se جدا شده به عنوان نمک متوسط ​​- سلنیدها(Na 2 Se و غیره)، و نمک های اسیدی - هیدروسلنیدها(NaHSe و دیگران). برای H2 Te، فقط نمک های متوسط ​​شناخته شده است - تلوریدها

ترکیبات Se (IV) و Te (IV) با اکسیژن، بر خلاف SO 2، مواد بلوری جامد SeO 2 و TeO 2 هستند.

اسید سلنیک H 2 SeO 3 و نمک های آن سلنیت ها،به عنوان مثال، Na 2 SeO 3، عوامل اکسید کننده با قدرت متوسط ​​هستند. بنابراین، در محلول های آبی، آنها توسط عوامل کاهنده مانند SO2، H2S، HI و غیره به سلنیوم کاهش می یابند:

H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O \u003d Se + 2H 2 SO 4

بدیهی است که سهولت کاهش سلنیت ها به حالت عنصری، تشکیل ترکیبات فعال بیولوژیکی حاوی سلنیوم مانند سلنوسیستئین را در بدن تعیین می کند.

SeO 3 و TeO 3 اکسیدهای اسیدی هستند. اسیدهای اکسیژن Se (VI) و Te (VI) - سلنیک H 2 SeO 4 و تلوریم H 6 TeO 6 - مواد کریستالی با خواص اکسید کننده قوی. نمک های این اسیدها بر این اساس نامگذاری شده اند. سلنات هاو بیان می کند.

در موجودات زنده، سلنات ها و سولفات ها آنتاگونیست هستند. بنابراین، معرفی سولفات ها منجر به دفع ترکیبات حاوی سلنیوم اضافی از بدن می شود.

§8 عناصر VI و گروه ها

اکسیژن، گوگرد، سلنیوم، تلوریم، پلونیوم.

اطلاعات کلیعناصر گروه VI A:

عناصر گروه VI A (به جز پلونیوم) کالکوژنید نامیده می شوند. شش الکترون ظرفیت (ns2 np4) در سطح الکترونیکی بیرونی این عناصر وجود دارد، بنابراین آنها ظرفیت 2 را در حالت عادی و 4- یا 6 را در حالت برانگیخته (به جز اکسیژن) نشان می دهند. اتم اکسیژن با اتم های سایر عناصر زیرگروه به دلیل عدم وجود یک زیرسطح d در لایه الکترونی بیرونی متفاوت است که باعث هزینه های انرژی زیادی برای "جفت شدن" الکترون های آن می شود که با انرژی الکترون جبران نمی شود. تشکیل پیوندهای کووالانسی جدید بنابراین کووالانسی اکسیژن دو است. با این حال، در برخی موارد، اتم اکسیژن که دارای جفت‌های الکترون مشترک است، می‌تواند به عنوان دهنده الکترون عمل کند و بر اساس مکانیسم گیرنده-دهنده پیوندهای کووالانسی اضافی تشکیل دهد.

الکترونگاتیوی این عناصر به ترتیب O-S-Se-Te-Rho به تدریج کاهش می یابد. درجه اکسیداسیون از -2، +2، +4، +6 است. شعاع اتم افزایش می‌یابد که باعث تضعیف خواص غیرفلزی عناصر می‌شود.

عناصر این زیر گروه با هیدروژن ترکیباتی به شکل H2 R تشکیل می دهند (H2 O, H2 S, H2 Se, H2 Te, H2 Po) این ترکیبات با حل شدن در آب تشکیل اسید می دهند. خواص اسیدی در جهت H2 O→H2 S→H2 Se→H2 Te→H2 Po افزایش می یابد. S، Se و Te ترکیباتی از نوع RO2 و RO3 را با اکسیژن تشکیل می دهند. از این اکسیدها اسیدهایی از نوع H2 RO3 و H2 RO4 تشکیل می شوند. با افزایش عدد اتمی، قدرت اسیدها کاهش می یابد. همه آنها خاصیت اکسید کننده دارند. اسیدهایی مانند H2 RO3 نیز خاصیت کاهش دهندگی دارند.

اکسیژن

ترکیبات و فرآورده های طبیعی:اکسیژن فراوان ترین عنصر در پوسته زمین است. در حالت آزاد، در هوای جوی (21%) یافت می شود. به صورت بسته بخشی از آب (9/88%)، مواد معدنی، سنگ‌ها و کلیه موادی است که موجودات گیاهی و جانوری از آنها ساخته شده‌اند. هوای اتمسفر مخلوطی از گازهای زیادی است که قسمت اصلی آن نیتروژن و اکسیژن و مقدار کمی گازهای نجیب، دی اکسید کربن و بخار آب است. دی اکسید کربندر طبیعت در طی احتراق چوب، زغال سنگ و سایر انواع سوخت، تنفس حیوانات و پوسیدگی تشکیل می شود. در برخی از نقاط جهان، CO2 از طریق فعالیت های آتشفشانی و همچنین از منابع زیرزمینی در هوا منتشر می شود.

اکسیژن طبیعی از سه ایزوتوپ پایدار تشکیل شده است: 816 O (99.75%)، 817 O (0.04)، 818 O (0.20). ایزوتوپ های 814 O، 815 O، 819 O نیز به صورت مصنوعی به دست آمدند.

اکسیژن اولین بار به شکل خالص توسط K.W. Scheele در سال 1772 و سپس در سال 1774 توسط D.Yu Priestley که آن را از HgO جدا کرد به دست آمد. با این حال، پریستلی نمی دانست که گازی که دریافت کرده بخشی از هوا است. تنها چند سال بعد، لاووازیه که خواص این گاز را به طور دقیق مورد مطالعه قرار داد، دریافت که این بخش اصلی هوا است.

در آزمایشگاه، اکسیژن از روش های زیر بدست می آید:

E الکترولیز آببرای افزایش هدایت الکتریکی آب، یک محلول قلیایی (معمولاً 30٪ KOH) یا سولفات های فلز قلیایی به آن اضافه می شود:

به طور کلی: 2H2 O → 2H2 + O2

در کاتد: 4H2 O+4e¯ → 2H2 +4OH¯

در آند: 4OH−4е→2H2 О+О2

- تجزیه ترکیبات حاوی اکسیژن:

تجزیه حرارتی نمک برتوله تحت تأثیر کاتالیزور MnO2.

KClO3 → 2KCl+3O2

تجزیه حرارتی پرمنگنات پتاسیم

KMnO4 → K2 MnO4 + MnO2 + O2.

تجزیه حرارتی نیترات فلزات قلیایی:

2KNO3 → 2KNO2 + О2.

تجزیه پراکسیدها:

2H2 O2 → 2H2 O + O2.

2ВаО2 → 2ВаО+О2.

تجزیه حرارتی اکسید جیوه (II):

2HgO→2HgO+O2.

برهمکنش پراکسیدهای فلزات قلیایی با مونوکسید کربن (IV):

2Na2 O2 + 2CO2 → 2Na2 CO3 + O2.

تجزیه حرارتی سفید کننده در حضور کاتالیزور - نمک های کبالت:

2Ca(OCl)Cl → 2CaCl2 + O2.

اکسیداسیون پراکسید هیدروژن با پرمنگنات پتاسیم در محیط اسیدی:

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

در صنعت:در حال حاضر اکسیژن در صنعت با تقطیر جزئی هوای مایع تولید می شود. با گرم شدن ضعیف هوای مایع، ابتدا نیتروژن از آن جدا می شود (tboil (N2) = -196ºC)، سپس اکسیژن آزاد می شود (tboil (O2) = -183ºС).

اکسیژن به دست آمده از این روش حاوی ناخالصی های نیتروژن است. بنابراین برای بدست آوردن اکسیژن خالص، مخلوط حاصل دوباره تقطیر شده و در نهایت 99.5 درصد اکسیژن بدست می آید. علاوه بر این، مقداری اکسیژن از طریق الکترولیز آب به دست می آید. الکترولیت یک محلول 30٪ KOH است.

اکسیژن معمولاً در سیلندرها ذخیره می شود از رنگ آبیتحت فشار 15 مگاپاسکال

خصوصیات فیزیکوشیمیایی:اکسیژن گازی بی رنگ، بی بو و بی مزه، کمی سنگین تر از هوا، کمی محلول در آب است. اکسیژن با فشار 0.1 مگاپاسکال و دمای -183 درجه سانتیگراد به حالت مایع می رود و در -219 درجه سانتیگراد منجمد می شود. در حالت مایع و جامد توسط آهنربا جذب می شود.

با توجه به روش پیوندهای ظرفیتی، ساختار مولکول اکسیژن که با طرح -:Ö::Ö: , قدرت بزرگ مولکولی که دارای خواص پارامغناطیس است، یعنی الکترون های جفت نشده در حالت عادی را توضیح نمی دهد.

در نتیجه پیوند الکترون های دو اتم، یک جفت الکترون مشترک تشکیل می شود که پس از آن، الکترون جفت نشده در هر اتم با یک جفت مشترک اتم دیگر پیوند متقابل ایجاد می کند و یک پیوند سه الکترونی بین آنها ایجاد می شود. . در حالت برانگیخته، مولکول اکسیژن خواص دیامغناطیسی را نشان می دهد که مطابق این طرح با ساختار مطابقت دارد: Ö=Ö: ,

دو الکترون برای پر کردن سطح الکترون در اتم اکسیژن از دست رفته است. بنابراین، اکسیژن در واکنش های شیمیایی می تواند به راحتی دو الکترون اضافه کند و حالت اکسیداسیون 2- را نشان دهد. اکسیژن فقط در ترکیباتی با عنصر الکترونگاتیو بیشتر فلوئور حالت اکسیداسیون +1 و +2 را نشان می دهد: O2 F2، OF2.

اکسیژن یک عامل اکسید کننده قوی است. این فقط با گازهای بی اثر سنگین (Kr، Xe، He، Rn)، با طلا و پلاتین تعامل ندارد. اکسیدهای این عناصر به روش های دیگری تشکیل می شوند. اکسیژن در واکنش های احتراق، اکسیداسیون، هم با مواد ساده و هم با مواد پیچیده، شامل می شود. هنگامی که غیرفلزات با اکسیژن برهمکنش می‌کنند، اکسیدهای اسید یا نمک‌ساز تشکیل می‌شوند و وقتی فلزات برهم‌کنش می‌کنند، اکسیدهای آمفوتریک یا مخلوط تشکیل می‌شوند. بنابراین، اکسیژن در دمای 60 درجه سانتی‌گراد با فسفر واکنش می‌دهد.

4P+5O2 → 2P2 O5

با فلزات - اکسیدهای فلزات مربوطه

4Al + 3O2 → 2Al2O3

3Fe + 2O2 → Fe3O4

هنگامی که فلزات قلیایی در هوای خشک گرم می شوند، فقط لیتیوم اکسید Li2 O را تشکیل می دهد و بقیه پراکسیدها و سوپراکسیدها هستند:

2Na+O2 →Na2 O2 K+O2 →KO2

اکسیژن در دمای 300 درجه سانتیگراد با هیدروژن برهمکنش می کند:

2H2 + O2 = 2H2 O.

هنگام تعامل با فلوئور، خواص کاهشی از خود نشان می دهد:

O2 + F2 = F2 O2 (در تخلیه الکتریکی)،

با گوگرد - در دمای حدود 250 درجه سانتیگراد:

اکسیژن در دمای 700 درجه سانتیگراد با گرافیت واکنش می دهد

C + O2 = CO2.

برهمکنش اکسیژن با نیتروژن فقط در 1200 درجه سانتیگراد یا در یک تخلیه الکتریکی آغاز می شود:

N2 + O22NO - Q.

اکسیژن همچنین با بسیاری از ترکیبات پیچیده واکنش می دهد، به عنوان مثال، با اکسید نیتریک (II)، حتی در دمای اتاق نیز واکنش نشان می دهد:

2NO + O2 = 2NO2.

در طی اکسیداسیون سولفید هیدروژن، هنگام گرم شدن، گوگرد یا اکسید گوگرد (IV)، بسته به نسبت بین اکسیژن و سولفید هیدروژن تشکیل می شود:

2H2 S + O2 = 2S + 2H2 O

2Н2 S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2 О

در اکثر واکنش های اکسیداسیون شامل اکسیژن، گرما و نور آزاد می شود - چنین فرآیندهایی احتراق نامیده می شوند.

ازن

Ozone-O3 دومین تغییر آلوتروپیک عنصر اکسیژن است. مولکول O3 ساختاری زاویه‌دار دارد (زاویه بین پیوندها 116 درجه، طول پیوند O=O، l=0.1278 نانومتر است). این یک گاز آبی است. ازن مایع - آبی تیره. سمی و منفجره است به خصوص در حالت مایع و جامد). ازن در جو هنگام تخلیه رعد و برق تشکیل می شود و بوی خاصی از طراوت دارد.

معمولاً ازن در ازن سازها با عبور دادن یک تخلیه الکتریکی آرام از اکسیژن تولید می شود (واکنش گرماگیر و بسیار برگشت پذیر است؛ بازده ازن 5٪ است):

3О22О3 ΔН=-285 کیلوژول. در شرایط آزمایشگاهی، ازن از اسیدی کردن پرسولفات با اسید نیتریک بدست می آید.

(NH4)2 S2 O8 →H2 S2 O8 +2NH4+

H2 S2 O8 → 2SO2 +O3 +H2O

O3 در بازده کم در نتیجه واکنش تشکیل می شود:

3F2 +H2 O(g)→6HF+O3

O3 قوی ترین عامل اکسید کننده است، تمام فلزات (به جز فلزات طلا و پلاتین) و اکثر غیر فلزات را اکسید می کند. اکسیدهای پایین تر را به اکسیدهای بالاتر و سولفیدهای فلزی را به سولفات آنها تبدیل می کند. در واکنش های مربوط به O3، O2 معمولاً تشکیل می شود، به عنوان مثال:

2Ag+O3 →Ag2 O+O2

PbS+4O3 →PbSO4 +4O2

NH2 +3O3 →HNO2 +H2O

Pb(OH)2 +O3 →PbO2 +H2O+O2

هنگام قرار گرفتن در معرض O3 روی فلزات قلیایی، می توان ازنیدها را به دست آورد - ترکیبات ناپایداری که تجزیه می شوند:

2KO3 → 2KO2 +O2

ازن به عنوان یک عامل اکسید کننده قوی، باکتری ها را از بین می برد و بنابراین برای ضد عفونی کردن هوا استفاده می شود. یک لایه ازن پایدار در اتمسفر در ارتفاع ~22 کیلومتری قرار دارد. این لایه ازن از زمین در برابر پرتوهای فرابنفش خالص مخرب حیات محافظت می کند.

هنگامی که ازن با محلول یدید پتاسیم تعامل می کند، ید آزاد می شود، در حالی که این واکنش با اکسیژن رخ نمی دهد:

2KI + O3 + H2 O \u003d I2 + 2KOH + O2.

این واکنش اغلب به عنوان یک واکنش کیفی برای تشخیص یون های I- یا ازن استفاده می شود. برای انجام این کار، نشاسته به محلول اضافه می شود که یک کمپلکس آبی مشخص با ید آزاد شده ایجاد می کند و همچنین از کیفیت بالایی برخوردار است زیرا ازن یون های کلر و بروم را اکسید نمی کند.

اب

خواص فیزیکی و شیمیایی آب:آب خالص مایعی بی رنگ، بی مزه، بی بو و شفاف است. چگالی آب در مرحله انتقال اواز حالت جامد به حالت مایع مانند تقریباً سایر مواد کاهش نمی یابد، بلکه افزایش می یابد.

آب ماده ای آشنا و غیرعادی است. هیچ ماده ای بر روی زمین وجود ندارد که برای ما مهمتر از آب معمولی باشد و در عین حال هیچ ماده دیگری وجود ندارد که خواص آن به اندازه خواص آن دارای تضاد و ناهنجاری باشد.

تقریبا ¾ سطح سیاره ما توسط اقیانوس ها و دریاها اشغال شده است. جامد آب - برفو یخ - 20 درصد از زمین پوشیده شده است. آب و هوای سیاره به آب بستگی دارد. ژئوفیزیکدانان می گویند که اگر آب نبود، زمین خیلی وقت پیش سرد شده و به یک تکه سنگ بی جان تبدیل می شد. او ظرفیت گرمایی بسیار بالایی دارد. با گرم شدن، گرما را جذب می کند و با سرد شدن آن را آزاد می کند. آب های زمینی هم گرمای زیادی را جذب و هم باز می گرداند و در نتیجه آب و هوا را یکسان می کند. زمین توسط آن دسته از مولکول هایی که در جو پراکنده شده اند - در ابرها و به شکل بخار - از سرمای کیهانی محافظت می شود.

آب از نظر خواص فیزیکی به طور قابل توجهی با سایر حلال ها متفاوت است: در دمای 4 درجه سانتیگراد، آب دارای حداکثر چگالی است و تنها با گرم شدن بیشتر چگالی آن کاهش می یابد. اگر با کاهش دما و در حین انتقال از حالت مایع به حالت جامد، آب به طور مشابه با سایر مواد تغییر می کرد، با نزدیک شدن به فصل زمستان، لایه های سطحی آب های طبیعی تا دمای 0 درجه سانتیگراد خنک می شوند و به پایین فرو می روند تا زمانی که کل جرم مخزن دمای 0 درجه سانتیگراد را بدست می آورد. آب یخ می‌زد، یخ‌ها تا ته فرو می‌رفتند و حوض تا عمق کاملش یخ می‌زد. بسیاری از اشکال حیات در آب غیرممکن خواهد بود. در واقع، لایه سرد شده که چگالی کمتری دارد، روی سطح باقی می‌ماند، یخ می‌زند و در نتیجه لایه‌های زیرین را از سرد شدن محافظت می‌کند.

آب دارای ظرفیت گرمایی غیرعادی بالایی است (4.18 J/g∙K)، بنابراین در شب، و همچنین در طول انتقال از تابستان به زمستان، آب به آرامی خنک می شود. و در طول روز، یا در طول انتقال از زمستان به تابستان، همچنین به آرامی گرم می شود، بنابراین تنظیم کننده دما در کره زمین است.

آب در حالت عادی خود مایع است، در حالی که H2 S، H2 Se، H2 Te گاز هستند. دمای تبلور و تبخیر آب به طور قابل توجهی بالاتر از دمای متناظر این ترکیبات است.

آب ثابت دی الکتریک بسیار بالایی دارد (78.5 در 298K).

آب حلال خوبی برای مایعات قطبی و ترکیبات دارای پیوند یونی است و با بسیاری از ترکیبات شیمیایی هیدرات های کریستالی تشکیل می دهد.

برای مدت طولانی، خواص غیرمعمول آب برای دانشمندان یک راز بود. آنها عمدتاً به دلایل زیر ایجاد می شوند:

ماهیت قطبی مولکول ها؛

وجود جفت الکترون مشترک در اتم اکسیژن.

پیوند های هیدروژنی.

پیوند بین اتم های هیدروژن و اکسیژن قطبی است که منجر به عدم تقارن در توزیع بارهای الکترونیکی و در نتیجه قطبیت مولکول می شود. طول پیوند 96 نانومتر و زاویه بین پیوندها ~ 105 درجه است.

وجود جفت های تک الکترون در اکسیژن و جابجایی جفت الکترون های مشترک از اتم های هیدروژن به اکسیژن باعث تشکیل پیوندهای هیدروژنی می شود. انرژی اتصال 25 کیلوژول بر مول است. اتم اکسیژن موجود در مولکول آب در حالت هیبریداسیون sp3 قرار دارد. بنابراین، زاویه پیوند HOH نزدیک به زاویه چهار وجهی (109.5º) است.

وزن مولکولی آب بخار 18 است و با ساده ترین فرمول آن مطابقت دارد. با این حال، وزن مولکولی مایع بالاتر است. این نشان می دهد که ارتباط مولکول ها در فاز مایع رخ می دهد. به دلیل تشکیل پیوندهای هیدروژنی بین مولکول ها، ترکیب آنها به دانه های پیچیده تر تبدیل می شود.

در آب جامد (یخ)، اتم اکسیژن هر مولکول در تشکیل دو پیوند هیدروژنی با مولکول های آب همسایه نقش دارد.

ساختار یخ متعلق به کم‌تراکم‌ترین ساختارها است؛ حفره‌هایی در آن وجود دارد که ابعاد آن تا حدودی بزرگ‌تر از ابعاد یک مولکول آب است. وقتی یخ ذوب می‌شود، ساختار آن از بین می‌رود، اما پیوندهای هیدروژنی در فاز مایع باقی می‌مانند، پیوندهایی تشکیل می‌شوند، اما برای مدت کوتاهی وجود دارند: نابودی برخی و تشکیل سایر سنگ‌دانه‌ها دائما در حال وقوع است. در حفره های چنین سنگدانه های "یخی"، مولکول های منفرد آب را می توان قرار داد، در حالی که بسته بندی مولکول های آب متراکم می شود. به همین دلیل است که وقتی یخ ذوب می شود، حجم اشغال شده توسط آب کاهش می یابد و چگالی آن افزایش می یابد. هنگامی که آب گرم می شود، بخشی از گرما صرف شکستن پیوندهای هیدروژنی می شود. این موضوع ظرفیت گرمایی بالای آب را توضیح می دهد. پیوندهای هیدروژنی بین مولکول های آب تنها زمانی به طور کامل شکسته می شود که آب وارد بخار شود.

روی زمین به ازای هر 6800 اتم پروتیوم یک اتم دوتریوم وجود دارد و در فضای بین ستاره ای یک اتم دوتریوم برای 200 اتم پروتیوم وجود دارد.

آب یک ماده بسیار واکنش پذیر است.

آب با بسیاری از آنها واکنش نشان می دهد فلزاتبا تکامل هیدروژن:

2Na + 2H2 O = H2 + 2NaOH (به شدت)

2K + 2H2O = H2 + 2KOH (به شدت)

3Fe + 4H2 O = 4H2 + Fe3 O4 (فقط هنگام گرم شدن)

نه همه، بلکه فقط فلزات به اندازه کافی فعال می توانند در واکنش های ردوکس از این نوع شرکت کنند. فلزات قلیایی و قلیایی خاکی راحت ترین واکنش را نشان می دهند.

از جانب غیر فلزاتبرای مثال کربن و ترکیب هیدروژنی آن (متان) با آب واکنش می دهند. این مواد بسیار کمتر از فلزات فعال هستند، اما همچنان قادر به واکنش با آب در دماهای بالا هستند:

C + H2 O ® H2 + CO

CH4 + 2H2 O ® 4H2 + CO2

آب در اثر جریان الکتریکی به هیدروژن و اکسیژن تجزیه می شود. همچنین یک واکنش ردوکس است که در آن آب هم یک عامل اکسید کننده و هم یک عامل کاهنده است:

2H2O 2H2+O2

آب با بسیاری از آنها واکنش نشان می دهد اکسیدها غیر فلزات. برخلاف واکنش های قبلی، این واکنش ها ردوکس نیستند، بلکه واکنش های ترکیبی هستند:

P2 O5 +3H2 O→2H3 PO4 ; N2 O5 +H2 O→2HNO3

اکسیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی با آب واکنش داده و قلیایی های مربوطه را تشکیل می دهند:

CaO+H2O→Ca(OH)2

همه اکسیدهای فلزی قادر به واکنش با آب نیستند. برخی از آنها عملاً در آب نامحلول هستند و بنابراین با آب واکنش نشان نمی دهند. اینها ZnO، TiO2، Cr2 O3 هستند که به عنوان مثال، رنگ های مقاوم در برابر آب از آنها تهیه می شود. اکسیدهای آهن نیز در آب نامحلول هستند و با آن واکنش نمی دهند. بسیاری از ترکیبات فلزات با غیر فلزات به راحتی با آب برهمکنش می‌کنند تا هیدروکسیدهای فلزی و ترکیبات هیدروژنی غیرفلزات مربوطه را تشکیل دهند:

PCl3 +3H2O → H3PO3 + 3HCl

Al2 S3 +6H2 O→2Al(OH)3 +3H2 S

Ca3 P2+6H2 O→3Ca(OH)2 +2PH3

Na3 N+3H2 O→3NaOH+NH3

KH+H2O→KOH+H2

آب ترکیبات متعددی را تشکیل می دهد که مولکول آن به طور کامل حفظ می شود. اینها به اصطلاح هستند هیدرات می کند. اگر هیدرات کریستالی باشد به آن می گویند هیدرات کریستالی، مثلا:

CuSO4 +5 H2O→CuSO4 . 5H2O

H2 SO4 + H2 O = H2 SO4 . H2O (هیدرات اسید سولفوریک)

NaOH + H2O = NaOH . H2 O (هیدرات سود سوزآور)

ترکیباتی که آب را به هیدرات ها و هیدرات های کریستالی متصل می کنند به عنوان خشک کننده استفاده می شوند. با کمک آنها، به عنوان مثال، بخار آب را از یک مرطوب حذف کنید هوای جوی.

واکنش ویژه آب - فتوسنتز - سنتز نشاسته (C6 H10 O5) n و سایر ترکیبات مشابه (کربوهیدرات ها) توسط گیاهان که با آزاد شدن اکسیژن اتفاق می افتد:

6n CO2 + 5n H2 O = (C6 H10 O5)n + 6n O2 (تحت عمل نور)

آب دارای فعالیت کاتالیزوری است. در صورت عدم وجود اثری از رطوبت، واکنش های معمولی عملا رخ نمی دهد، به عنوان مثال، سدیم، فسفر سفید اکسید نمی شوند، کلر با فلزات تعامل نمی کند، هیدروژن فلوراید شیشه را برش نمی دهد.

آب اکسیژنه

پراکسید هیدروژن H2 O2 ترکیبی از هیدروژن و اکسیژن است شماره رکورداکسیژن - 94٪ وزن. مولکول های H2O2 حاوی گروه های پراکسید –O–O– هستند که تا حد زیادی خواص این ترکیب را تعیین می کنند.

به دلیل توزیع نامتقارن اوراق قرضه H-Oمولکول H2O2 بسیار قطبی است. یک پیوند هیدروژنی نسبتاً قوی بین مولکول های H2O2 ایجاد می شود که منجر به ارتباط آنها می شود. بنابراین، در شرایط عادی، پراکسید هیدروژن یک مایع شربتی آبی کم رنگ (چگالی 1.44) با نقطه جوش نسبتاً بالا (150ºС) است. هنگام ذخیره سازی H2 O2 تجزیه می شود.

سلنیوم از ضایعات اسید سولفوریک، تولید خمیر و کاغذ و لجن آند از پالایش الکترولیتی مس به دست می آید. سلنیوم همراه با گوگرد، تلوریم، فلزات سنگین و نجیب در لجن وجود دارد. برای استخراج سلنیوم، لجن فیلتر شده و در معرض بو دادن اکسیداتیو (حدود 700 درجه سانتیگراد) یا حرارت دادن با اسید سولفوریک غلیظ قرار می گیرد. SeO2 فرار حاصل در اسکرابرها و رسوب‌دهنده‌های الکترواستاتیکی جذب می‌شود. از محلول ها، سلنیوم تجاری با دی اکسید گوگرد رسوب می کند. تف جوشی لجن با سودا نیز مورد استفاده قرار می گیرد و سپس سلنات سدیم با آب شسته می شود و سلنیوم از محلول جدا می شود. برای به دست آوردن سلنیوم با خلوص بالا که به عنوان یک ماده نیمه هادی استفاده می شود، سلنیوم خام با تقطیر خلاء، تبلور مجدد و غیره تصفیه می شود.

خواص فیزیکی و شیمیایی سلنیومپیکربندی لایه الکترونی بیرونی اتم Se 4s2 4p4. اسپین های دو الکترون p جفت می شوند، در حالی که دو الکترون دیگر جفت نیستند، بنابراین اتم های سلنیوم قادر به تشکیل مولکول های Se2 یا زنجیره ای از اتم های Sen هستند. زنجیره های اتم های سلنیوم را می توان در مولکول های حلقه Se8 بست. تنوع ساختار مولکولی وجود سلنیوم را در تغییرات آلوتروپیک مختلف تعیین می کند: آمورف (پودری، کلوئیدی، زجاجیه) و کریستالی (اشکال α- و β-مونوکلینیک و فرم های γ شش ضلعی). سلنیوم پودری آمورف (قرمز) و کلوئیدی (چگالی 4.25 گرم بر سانتی‌متر مکعب در دمای 25 درجه سانتی‌گراد) با کاهش از محلول اسید سلنیوس H2 SeO3، خنک‌سازی سریع بخار سلنیوم و روش‌های دیگر به دست می‌آید. سلنیوم زجاجیه (سیاه) (چگالی 28/4 گرم بر سانتی‌متر مکعب در دمای 25 درجه سانتی‌گراد) با حرارت دادن هر گونه تغییر سلنیوم در دمای بالای 220 درجه سانتی‌گراد و به دنبال آن سرد شدن سریع به دست می‌آید. سلنیوم زجاجیه درخشندگی زجاجیه ای دارد و شکننده است. از نظر ترمودینامیکی پایدارترین سلنیوم شش ضلعی (خاکستری) است. از سایر اشکال سلنیوم با حرارت دادن تا ذوب با سرد شدن آهسته تا 180-210 درجه سانتیگراد و نگهداری در این دما به دست می آید. شبکه آن از زنجیره های مارپیچ موازی اتم ها ساخته شده است. اتم های درون زنجیره ها به صورت پیوند کووالانسی هستند. تمام تغییرات سلنیوم دارای خواص فوتوالکتریک هستند. سلنیوم شش ضلعی تا دمای ذوب یک نیمه هادی ناخالص با رسانایی سوراخ است. سلنیوم یک دیامغناطیس است (جفت های آن پارامغناطیس هستند).

سلنیوم در هوا پایدار است. اکسیژن، آب، هیدروکلریک و اسیدهای سولفوریک رقیق بر آن تأثیر نمی گذارد، در اسید نیتریک غلیظ و آبزیان بسیار محلول است، به طور نامتناسبی در قلیاها حل می شود:

Se + 4HNO3 → H2 SeO3 + 4NO2 + H2O

3Se + 6KOH → K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O

سلنیوم در ترکیبات دارای حالت های اکسیداسیون -2، +2، +4، +6 است. سلنیوم با اکسیژن تعدادی اکسید تشکیل می دهد: SeO، Se2 O3، SeO2، SeO3. دو مورد آخر انیدریدهای سلنوس H2 SeO3 و سلنیک H2 SeO4 اسیدها (نمک ها - سلنیت ها و سلنات ها) هستند. SeO2 پایدارترین است. SeO2 و H2 SeO3 با عوامل اکسید کننده قوی خواص کاهشی را نشان می دهند:

3H2 SeO3 + HClO3 → 3H2 SeO4 + HCl

سلنیوم با هالوژن ها ترکیبات SeF6، SeF4، SeCl4، SeBr4، Se2 Cl2 و غیره را می دهد. گوگرد و تلوریم مجموعه ای پیوسته از محلول های جامد را با سلنیوم تشکیل می دهند. با نیتروژن، سلنیوم Se4 N4، با کربن - CSe2 می دهد. ترکیبات با فسفر P2 Se3، P4 Se3، P2 Se5 شناخته شده است. هیدروژن با سلنیوم در T>=200 درجه سانتیگراد برهمکنش می کند و H2 Se را تشکیل می دهد. محلول H2Se در آب، اسید هیدروسلنیک نامیده می شود. سلنیوم هنگام تعامل با فلزات، سلنیدها را تشکیل می دهد. ترکیبات پیچیده متعددی از سلنیوم به دست آمده است. تمام ترکیبات سلنیوم سمی هستند.

کاربرد سلنیوم .سلنیوم به دلیل ارزانی و قابلیت اطمینان آن در فناوری مبدل در دیودهای نیمه هادی یکسو کننده و همچنین برای دستگاه های فوتوالکتریک (شش ضلعی)، دستگاه های کپی الکتروفتوگرافی (سلنیوم آمورف)، سنتز سلنیدهای مختلف، به عنوان فسفر در تلویزیون، دستگاه های نوری و سیگنال، استفاده می شود. ترمیستورها و غیره n. سلنیوم به طور گسترده برای سفید کردن شیشه سبز و بدست آوردن شیشه های یاقوتی استفاده می شود. در متالورژی - برای دادن ساختار ریزدانه به فولاد ریخته گری، بهبود خواص مکانیکی فولادهای ضد زنگ. در صنایع شیمیایی - به عنوان یک کاتالیزور؛ سلنیوم در صنعت داروسازی و سایر صنایع نیز کاربرد دارد.

8.4 تلوریم

ترکیبات طبیعی و به دست آوردن.پایه ای. منابع تلوریم عبارتند از لجن حاصل از پالایش الکترولیتی مس و لجن حاصل از تولید اسید سولفوریک و همچنین تفاله قلیایی حاصل از تصفیه سرب. در طول پردازش لجن اسید سولفوریک به روش بو دادن (به سلنیوم مراجعه کنید)، تلوریم در خاکستر باقی می ماند که با اسید هیدروکلریک شسته می شود. Se از محلول اسید کلریدریک با عبور SO2 رسوب می‌کند، پس از آن محلول تا محتوای اسیدی 10-12% رقیق می‌شود و هنگامی که با اثر SO2 گرم می‌شود، تلوریم رسوب می‌کند.

در حین تف جوشی لجن با سودا و شستشوی بعدی، تلوریم به محلول منتقل می شود و پس از خنثی شدن، به شکل TeO2 رسوب می کند. تلوریم یا از طریق احیای مستقیم TeO2 با زغال سنگ، یا از طریق رسوب با اثر SO2 روی محلول های اسید هیدروکلریک TeO2 به دست می آید. در طی پردازش لجن به روش سولفید (ششویی با محلول Na2 S)، تلوریم از محلول (پس از رسوب Se توسط هوادهی) با عمل Na2 S2 O3 خشک جدا می شود:

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

در طول پردازش لجن الکترولیت مس، تلوریم عمدتاً به سرباره سودا تبدیل می شود که حاصل ذوب مجدد باقی مانده ها به آلیاژ طلا-نقره ("فلز دوره") است. هنگامی که سولفاته کردن استفاده می شود، بخشی از تلوریم همراه با مس به محلول های سولفات می رود. از این میان، تلوریم با عمل مس فلزی رسوب می‌کند:

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

تلوریم از سرباره سودا پس از انحلال در آب یا با خنثی‌سازی با رسوب TeO2 استخراج می‌شود (با رسوب مجدد از محلول‌های سولفید یا اسید خالص می‌شود، در قلیایی حل می‌شود و تلوریم با الکترولیز جدا می‌شود)، یا تلوریم خام مستقیماً از محلول سودا رسوب می‌کند. الکترولیز در محلول قلیایی با A1 کاهش می یابد:

6Te + 2A1 + SNaOH → 3Na2 Te2 + 2NaAlO2 + 4H2 O. سپس تلوریم با هوادهی رسوب می کند:

2Na2 Te2 + 2H2 O + O2 → 4Te + 4NaOH

برای به دست آوردن تلوریوم با خلوص بالا، از ترکیبات فرار آن، به ویژه TeCl4 استفاده می شود که با تقطیر یا یکسوسازی و استخراج از محلول اسید هیدروکلریک خالص می شود. پس از هیدرولیز کلرید TeO2، H2 کاهش می یابد. گاهی اوقات از H2Te نیز برای تصفیه استفاده می شود. در مراحل پایانی خالص سازی، تصعید خلاء، تقطیر یا یکسوسازی تلوریم و همچنین ذوب ناحیه یا تبلور جهت دار استفاده می شود.

خواص فیزیکی و شیمیایی.تلوریم ماده ای خاکستری مایل به نقره ای با درخشندگی فلزی، در لایه های نازک به رنگ قهوه ای مایل به قرمز در روشن، زرد طلایی به صورت جفت است. مذاب تلوریوم بالای 700 درجه سانتیگراد دارای رسانایی فلزی است. تلوریم دیامغناطیس، مغناطیسی است. حساسیت - 0.31 10-9. سختی Mohs 2.3، برینل 180-270 مگاپاسکال. مقاومت پارگی 10.8 مگاپاسکال تلوریم شکننده است و وقتی گرم می شود انعطاف پذیر می شود.

برای تلوریوم نرمال پتانسیل الکترود 0.56 V. تلوریوم، حتی پراکنده، در هوا پایدار است، اما هنگام گرم شدن می سوزد (شعله آبی با هاله سبز) و TeO2 را تشکیل می دهد. تلوریم کریستالی با آب بالای 100 درجه سانتیگراد، آمورف - بالای 50 درجه سانتیگراد واکنش می دهد. محلول های قلیایی غلیظ تلوریم را حل کرده و تلوریدها و تلوریت ها را تشکیل می دهند. اسید کلریدریک و H2 SO4 رقیق بر تلوریم تأثیر نمی‌گذارند. H2 SO4 آن را حل می کند، محلول های قرمز رنگ حاوی کاتیون هستند. HNO3 تلوریم را به اسید تلوروس H2 TeO3 (نمک های تلوریت) اکسید می کند:

Te + HNO3 → H2 TeO3 + 4NO2 + H2O

عوامل اکسید کننده قوی (HClO3، KMnO4 و غیره) اکسید می شوند و به اسید تلوریک H2 TeO4 (نمک های تلورات) اکسید می شوند:

4Te + 3HClO4 + 4H2O → 4H2 TeO4 + 3HCl

Te + 3H2 O2 → H2 TeO4 + 2H2 O

تلوریم در محلول های سولفیدها و پلی سولفیدهای فلزات قلیایی (با تشکیل تیوتلوریدها و تیوتلوریت ها) حل می شود. با محلول های نمک Ag واکنش می دهد. در CS2 حل نمی شود. با Cl2، F2 و Br2 در دمای اتاق، با I2 واکنش می دهد - هنگام گرم شدن، آلیاژهای S، P (ترکیبات ایجاد نمی کند)، As (با دادن As2 Te3)، با Si (با تشکیل Si2 Te3 و SiTe) ، با Se (تشکیل محلول های جامد در طول تبلور). این به طور مستقیم با بور و کربن برهمکنش نمی‌کند؛ وقتی گرم می‌شود، کربنیل TeCO ناپایدار گازی را تشکیل می‌دهد. هنگامی که با فلزات ذوب می شود، تلوریدها به دست می آیند.

تلورید هیدروژن H2 Te گازی بی رنگ با بوی نامطبوع است. در حالت مایع زرد مایل به سبز، کریستالی-لیمویی-زرد؛ تی کیپ - 2 درجه سانتیگراد، بنابراین pl. - 51 درجه سانتیگراد؛ متراکم 5.81 گرم در لیتر; برای گاز؛ و در هوای خشک در دمای اتاق به آرامی تجزیه می شود، در هوای مرطوب به تلوریوم اکسید می شود. وقتی در هوا گرم می شود، می سوزد و TeO2 می دهد. حلالیت در آب 0.1 M، آبی اسید ضعیف محلول، K1 2 10-3; عامل کاهنده قوی؛ به دست آمده از برهمکنش Al2 Te3 با اسید کلریدریک، و همچنین با الکترولیز محلول H2SO4 با کاتد تلوریوم در دمای 0 درجه سانتیگراد. برای تولید تلوریم با خلوص بالا استفاده می شود.

هگزا فلوراید TeF6 یک گاز بی رنگ است. m.p. - 37.8 درجه سانتی گراد، دما -38.6 درجه سانتیگراد؛ متراکم 10.7 گرم در لیتر; پایدار در هوای خشک، روی شیشه تأثیر نمی گذارد. در آب حل می شود و به تدریج با تشکیل اسیدهای فلوروتلوریک TeFn (OH) 6-n هیدرولیز می شود که n از 1 تا 4 است و در نهایت اسید تلوریک. برای مثال با فلوریدهای فلزی ترکیباتی را تشکیل می دهد. Ag و Ba; از فلوئوراسیون تلوریم در هنگام گرم شدن به دست می آید. Tetrafluoride TeF4 - کریستال های اورتومبیک؛ m.p. 129.6 درجه سانتی گراد، b.p. 194 درجه سانتیگراد (با تجزیه)؛ چگالی 4.22 گرم بر سانتی متر مکعب; بسیار مرطوب، به راحتی هیدرولیز می شود. با فلوریدهای فلز قلیایی، پنتا فلوروتلورات M را تشکیل می دهد. با عمل SeF4 روی TeO2 به دست می آید. عوامل تلورافلوئورینه کننده فلوراید.

تتراکلرید TeCl4 - کریستال های زرد؛ m.p. 224 درجه سانتی گراد، b.p. 381.8 درجه سانتی گراد; متراکم 3.01 گرم بر سانتی متر مکعب؛ ur-tion وابستگی دمایی فشار بخار \ gp (mm Hg) \u003d 8.791 - - 3941 / T (497 - 653)؛ بسیار مرطوب، با آب هیدرولیز می شود. در محلول غلیظ HC1، تشکیل اسید کلروتلوریک H2 TeC16. از محلول های اسید هیدروکلریک با تروبوتیل فسفات و سایر حلال های آلی استخراج می شود. با کلریدهای فلز قلیایی هگزا-M2 [TeCl6] و پنتا کلروتلورات M[TeC15]، با کلریدهای Al، Fe(III)، Zr و سایر کمپلکس‌ها با کاتیون‌ها، به عنوان مثال، TeC13 تشکیل می‌دهد. به دست آمده از کلرزنی تلوریم؛ TeCl4 ماده اولیه برای تولید تلوریم با خلوص بالا است. دی کلرید قهوه ای TeCl2 در بخارات پایدار است و می تواند به مایع تبدیل شود. دو کلرید پایین‌تر کریستالی نیز به دست آمد - Te2 Cl3 خاکستری نقره‌ای و Te2 Cl سیاه ناپایدار با درخشش فلزی.

سولفیدهای TeS2 و TeS3 که هنگام گرم شدن تجزیه می شوند را می توان با رسوب از محلول های آبی به دست آورد. TeS7 و Te7 S10 شناخته شده اند. تیوتلورات ها (مثلا Na2TeS3) را می توان با حل کردن تلوریم در محلول پلی سولفیدهای فلز قلیایی یا گوگرد در محلول های پلی تلوریدها و همچنین از طریق همجوشی به دست آورد. تیوتلورات ها واسطه در برخی از فرآیندهای بازیابی تلوریم هستند.

کاربرد.مهمترین زمینه کاربرد تلوریم، سنتز تجزیه تلوریدهایی با خواص نیمه هادی است. تلوریم همچنین در متالورژی برای آلیاژ چدن و ​​فولاد، سرب، مس (برای افزایش مقاومت مکانیکی و شیمیایی آنها) استفاده می شود. از تلوریم و ترکیبات آن در تولید کاتالیزورها استفاده می شود. عینک، حشره کش، علف کش و غیره

پولونیوم

ترکیبات طبیعی و بدست آوردن پلونیوم.یک عنصر شیمیایی رادیواکتیو از گروه VI سیستم تناوبی، آنالوگ تلوریم. عدد اتمی 84. ایزوتوپ پایدار ندارد. 27 ایزوتوپ رادیواکتیو شناخته شده از پلونیوم با اعداد جرمی 192 تا 218 وجود دارد که از این تعداد هفت ایزوتوپ (با اعداد جرمی 210 تا 218) در طبیعت در مقادیر بسیار کم به عنوان اعضای سری پرتوزا اورانیوم، توریم و اکتینیم یافت می شوند. ایزوتوپ های باقی مانده به طور مصنوعی به دست آمد. طولانی ترین ایزوتوپ های پولونیوم به طور مصنوعی تولید می شوند 209 Rho ( تی 1/2 = 102 سال) و 208 رو ( تی 1/2 \u003d 2.9 سال) و همچنین 210 Rho موجود در سنگ معدن رادیوم-اورانیوم ( تی 1/2 = 138.4 روز). محتوای 210 Rho در پوسته زمین تنها 2 10-14٪ است. 1 تن اورانیوم طبیعی حاوی 0.34 گرم رادیوم و کسری از میلی گرم پلونیوم 210 است. کوتاه ترین ایزوتوپ شناخته شده پلونیوم 213 پو است. تی 1/2 = 3 10-7 ثانیه). سبک‌ترین ایزوتوپ‌های پولونیوم گسیل‌کننده‌های آلفای خالص هستند، در حالی که ایزوتوپ‌های سنگین‌تر به طور همزمان پرتوهای آلفا و گاما را ساطع می‌کنند. برخی از ایزوتوپ ها با جذب الکترون تجزیه می شوند و سنگین ترین آنها نیز فعالیت بتا بسیار ضعیفی از خود نشان می دهند. ایزوتوپ های مختلف پولونیوم دارای نام های تاریخی هستند که در اوایل قرن بیستم، زمانی که در نتیجه زنجیره ای از فروپاشی از "عنصر مادر" به دست آمدند: RaF (210 Po)، AcC "(211 Po) ThC" (212 Po)، RaC" (214 Po)، AcA (215 Po)، ThA (216 Po)، RaA (218 Po).

پلونیوم-210 با تابش نوترونی بیسموت طبیعی (که فقط 208 Bi دارد) در راکتورهای هسته ای سنتز می شود (ایزوتوپ بتا فعال بیسموت-210 به طور متوسط ​​تشکیل می شود): 208 Bi + n → 210 Bi → 210 Po + e. هنگامی که بیسموت با پروتون های شتاب گرفته تابش می شود، پلونیوم-208 تشکیل می شود، با تصعید در خلاء از بیسموت جدا می شود - همانطور که M. Curie انجام داد. در اتحاد جماهیر شوروی، Zinaida Vasilievna Ershova (1905-1995) روشی را برای جداسازی پولونیوم توسعه داد. در سال 1937 او به پاریس فرستاده شد به موسسه رادیوم در آزمایشگاه M.Curie (در آن زمان توسط Irene Joliot-Curie اداره می شد). در نتیجه این سفر کاری، همکاران شروع به صدا زدن او "مادام کوری روسی" کردند. تحت هدایت علمی Z.V. Ershova، تولید دائمی و سازگار با محیط زیست پلونیوم در کشور ایجاد شد که امکان اجرای برنامه ملی پرتاب ماه نوردها را فراهم کرد که در آن از پلونیوم به عنوان منبع گرما استفاده می شد.

ایزوتوپ های با عمر طولانی پولونیوم به دلیل پیچیدگی سنتز آنها هنوز کاربرد عملی قابل توجهی دریافت نکرده اند. برای به دست آوردن آنها می توان از واکنش های هسته ای استفاده کرد.

207Pb + 4He® 208Po + 3n،

208 Bi + 1 H® 208 Po + 2n،

208 Bi + 2D® 208 Po + 3n،

208 Bi + 2D® 208 Po + 2n،

که در آن 4 او ذرات آلفا، 1 H پروتون های شتاب دار، 2 D دوترون های شتاب دار (هسته دوتریوم) هستند.

خواص پلونیومتلوریم در حال حاضر تا حدی خواص فلزی را نشان می دهد، در حالی که پولونیوم یک فلز نرم نقره ای-سفید است. به دلیل رادیواکتیویته قوی، در تاریکی می درخشد و بسیار داغ می شود، بنابراین نیاز به حذف مداوم گرما است. نقطه ذوب پلونیوم 254 درجه سانتیگراد است (کمی بالاتر از قلع)، نقطه جوش 962 درجه سانتیگراد است، بنابراین، حتی با یک حرارت جزئی، پلونیوم تصعید می شود. چگالی پلونیوم تقریباً مشابه مس است - 9.4 گرم در سانتی متر مکعب. V تحقیقات شیمیاییفقط پلونیوم-210 استفاده می شود، ایزوتوپ های با عمر طولانی تر به دلیل دشواری به دست آوردن آنها با خواص شیمیایی یکسان عملاً مورد استفاده قرار نمی گیرند.

خواص شیمیایی پلونیوم فلزی نزدیک به نزدیکترین آنالوگ آن، تلوریم است؛ حالتهای اکسیداسیون -2، +2، +4، +6 را نشان می دهد. در هوا، پلونیوم به آرامی اکسید می شود (به سرعت در دمای 250 درجه سانتیگراد) با تشکیل دی اکسید قرمز PoO2 (هنگامی که سرد شود، در نتیجه چینش مجدد شبکه کریستالی زرد می شود). سولفید هیدروژن از محلول های نمک پولونیوم، سولفید سیاه PoS را رسوب می دهد.

رادیواکتیویته قوی پلونیوم در خواص ترکیبات آن منعکس می شود. بنابراین، در اسید کلریدریک رقیق، پلونیوم به آرامی با تشکیل محلول های صورتی (رنگ یون های Po2+) حل می شود:

Po + 2HCl ® PoCl2 + H2،

با این حال، تحت عمل تابش خود، دی کلرید به PoCl4 زرد تبدیل می شود. اسید نیتریک رقیق، پلونیوم را غیرفعال می کند، در حالی که اسید نیتریک غلیظ آن را به سرعت حل می کند:

Po + 8HNO3 → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O

با غیر فلزات گروه VI، پلونیوم با واکنش با هیدروژن مرتبط می شود و هیدرید PoH2 فرار (mp. -35 درجه سانتیگراد، bp + 35 درجه سانتیگراد، به راحتی تجزیه می شود)، واکنش با فلزات (هنگامی که حرارت داده می شود) تشکیل می شود. پولونیدهای جامد سیاه (Na2Po، MgPo، CaPo، ZnPo، HgPo، PtPo، و غیره) و واکنش با قلیاهای مذاب برای تشکیل پولونیدها:

3Po + 6NaOH ® 2Na2Po + Na2PoO3 + H2O.

پلونیوم با کلر واکنش می دهد تا بلورهای PoCl4 زرد روشن را تشکیل دهد، بلورهای قرمز PoBr4 با برم به دست می آیند و پلونیوم با ید در دمای 40 درجه سانتی گراد واکنش می دهد تا یدید فرار سیاه PoI4 را تشکیل دهد. پلونیوم تترا فلوراید PoF4 سفید نیز شناخته شده است. هنگامی که گرم می شود، تتراهالیدها تجزیه می شوند تا دی هالیدهای پایدارتری تشکیل دهند:

PoCl4 ® PoCl2 + Cl2.

در محلول‌ها، پلونیوم به شکل کاتیون‌های Po2+، Po4+، آنیون‌های PoO32–، PoO42– و همچنین یون‌های پیچیده مختلف، به عنوان مثال، PoCl62– وجود دارد.

استفاده از پلونیومپولونیوم-210 پرتوهای آلفا با انرژی 5.3 مگا ولت از خود ساطع می کند که در ماده جامد کاهش می یابد و تنها از هزارم میلی متر عبور می کند و انرژی خود را در این فرآیند کاهش می دهد. طول عمر آن امکان استفاده از پولونیوم به عنوان منبع انرژی در باتری های اتمی فضاپیماها را فراهم می کند: تنها 7.5 گرم پولونیوم برای به دست آوردن توان 1 کیلو وات کافی است. از این نظر نسبت به سایر منابع انرژی فشرده "اتمی" برتری دارد. چنین منبع انرژی، به عنوان مثال، در Lunokhod-2 کار کرد و تجهیزات را در طول یک شب طولانی مهتابی گرم کرد. البته، قدرت منابع انرژی پولونیوم به مرور زمان کاهش می یابد - هر 4.5 ماه به نصف کاهش می یابد، اما ایزوتوپ های پولونیوم با عمر طولانی تر بسیار گران هستند. پولونیوم همچنین به راحتی برای مطالعه اثرات تابش آلفا بر روی مواد مختلف استفاده می شود. به عنوان یک تابش آلفا، پلونیوم مخلوط با بریلیم برای تولید منابع نوترون فشرده استفاده می شود:

9 Be + 4 He ® 12 C + n.

در چنین منابعی می توان به جای بریلیم از بور استفاده کرد. در سال 2004، گزارش شد که بازرسان آژانس بین المللی انرژی اتمی (IAEA) برنامه تولید پولونیوم را در ایران کشف کرده اند. این منجر به این ظن شد که می‌توان از آن در منبع بریلیوم استفاده کرد تا با کمک نوترون‌ها یک واکنش زنجیره‌ای هسته‌ای در اورانیوم را آغاز کند که منجر به انفجار هسته‌ای شود.

هنگامی که پولونیوم وارد بدن می شود، می توان آن را یکی از سمی ترین مواد در نظر گرفت: برای 210 Rho، حداکثر محتوای مجاز در هوا تنها 40 میلیاردم میکروگرم در هر 1 متر مکعب هوا است، یعنی. پلونیوم 4 تریلیون برابر سمی تر از اسید هیدروسیانیک است. ذرات آلفا ساطع شده توسط پولونیوم (و تا حدی پرتوهای گاما) باعث آسیب می شوند که بافت ها را تخریب می کند و باعث ایجاد تومورهای بدخیم می شود. اتم های پولونیوم می توانند در ریه های انسان در نتیجه تجزیه گاز رادون در آنها تشکیل شوند. علاوه بر این، پولونیوم فلزی قادر است به راحتی کوچکترین ذرات آئروسل را تشکیل دهد. بنابراین، تمام کار با پلونیوم از راه دور در جعبه های مهر و موم شده انجام می شود.

کشف پلونیوموجود عنصری با عدد اتمی 84 توسط DI مندلیف در سال 1889 پیش بینی شد - او آن را دیتلوریوم (در سانسکریت - تلوریوم "دوم") نامید و پیشنهاد کرد که جرم اتمی آن نزدیک به 212 باشد. البته مندلیف نمی توانست. پیش بینی کنید که این عنصر ناپایدار است. پولونیوم اولین عنصر رادیواکتیو است که در سال 1898 توسط کوری ها در جستجوی منبع رادیواکتیویته قوی در مواد معدنی خاص کشف شد. وقتی مشخص شد که سنگ معدن رزین اورانیوم قوی‌تر از اورانیوم خالص تشعشع می‌کند، ماری کوری تصمیم گرفت یک عنصر شیمیایی رادیواکتیو جدید را از این ترکیب جدا کند. قبل از آن، تنها دو عنصر شیمیایی ضعیف رادیواکتیو شناخته شده بود - اورانیوم و توریم. کوری با تجزیه و تحلیل شیمیایی کیفی سنتی این ماده معدنی بر اساس طرح استانداردی که توسط شیمی‌دان تحلیلی آلمانی KR Fresenius (1818-1897) در اوایل سال 1841 پیشنهاد شد و طبق آن بسیاری از نسل‌های دانش‌آموز به مدت تقریباً یک قرن و نیمی از کاتیون‌ها را با روش موسوم به "روش سولفید هیدروژن" تعیین کرد. در ابتدا او حدود 100 گرم از این ماده معدنی داشت. سپس زمین شناسان آمریکایی 500 گرم دیگر به پیر کوری دادند. ام. کوری با انجام یک تجزیه و تحلیل سیستماتیک، هر بار با استفاده از یک الکترومتر حساس که توسط شوهرش اختراع شده بود، بخش های منفرد (رسوبات و محلول ها) را از نظر رادیواکتیویته بررسی می کرد. کسرهای غیرفعال دور انداخته شدند، آنهایی که فعال هستند بیشتر مورد تجزیه و تحلیل قرار گرفتند. یکی از رهبران کارگاه شیمی در دانشکده فیزیک و شیمی صنعتی، گوستاو بمون، به او کمک کرد.

اول از همه، کوری ماده معدنی را در اسید نیتریک حل کرد، محلول را تبخیر کرد تا خشک شود، باقیمانده را در آب حل کرد و جریانی از سولفید هیدروژن را از محلول عبور داد. در همان زمان، رسوبی از سولفیدهای فلزی رسوب کرد. طبق روش فرسنیوس، این رسوب می تواند حاوی سولفیدهای نامحلول سرب، بیسموت، مس، آرسنیک، آنتیموان و تعدادی فلز دیگر باشد. با وجود این که اورانیوم و توریم در محلول باقی مانده بودند، رسوب رادیواکتیو بود. او رسوب سیاه را با سولفید آمونیوم تصفیه کرد تا آرسنیک و آنتیموان را جدا کند که در این شرایط تیوسالت های محلول مانند (NH4)3 AsS4 و (NH4)3 SbS3 را تشکیل می دهند. محلول رادیواکتیویته را تشخیص نداد و دور انداخته شد. سرب، بیسموت و سولفید مس در رسوب باقی ماندند.

بخشی از رسوب کوری که در سولفید آمونیوم حل نشد دوباره در اسید نیتریک حل شد، اسید سولفوریک به محلول اضافه شد و روی شعله مشعل تبخیر شد تا بخارهای غلیظ SO3 سفید ظاهر شود. در این شرایط، اسید نیتریک فرار به طور کامل حذف می شود و نیترات های فلزی به سولفات تبدیل می شوند. پس از خنک شدن مخلوط و اضافه کردن آب سرد، سولفات سرب نامحلول PbSO4 در رسوب است - هیچ رادیواکتیویتی در آن وجود نداشت. او رسوب را دور انداخت و محلول قوی آمونیاک را به محلول فیلتر شده اضافه کرد. در همان زمان، یک رسوب دوباره افتاد، این بار - سفید. حاوی مخلوطی از سولفات بیسموت بازی (BiO)2 SO4 و هیدروکسید بیسموت Bi(OH)3 بود. در محلول، آمونیاک مس پیچیده SO4 با رنگ آبی روشن باقی ماند. رسوب سفید، بر خلاف محلول، به شدت رادیواکتیو است. از آنجایی که سرب و مس قبلاً جدا شده بودند، رسوب سفید حاوی بیسموت و ترکیبی از عنصر جدید بود.

کوری دوباره رسوب سفید را به سولفید قهوه ای تیره Bi2 S3 تبدیل کرد، آن را خشک کرد و در یک آمپول تخلیه شده حرارت داد. سولفید بیسموت در همان زمان تغییر نکرد (در برابر گرما مقاوم است و فقط در دمای 685 درجه سانتیگراد ذوب می شود)، با این حال، مقداری بخار از رسوب آزاد شد که به شکل یک فیلم سیاه روی قسمت سرد آمپول نشست. . این فیلم رادیواکتیو بود و ظاهراً حاوی یک عنصر شیمیایی جدید - آنالوگ بیسموت در جدول تناوبی بود. این پلونیوم بود - اولین عنصر رادیواکتیو کشف شده پس از اورانیوم و توریم، که در جدول تناوبی ثبت شد (در همان سال 1898، رادیوم و همچنین گروهی از گازهای نجیب - نئون، کریپتون و زنون کشف شد). همانطور که بعداً مشخص شد، پلونیوم به راحتی در هنگام گرم شدن تصعید می شود - فراریت آن تقریباً مشابه روی است.

کوری ها عجله ای نداشتند که پوشش سیاه روی شیشه را عنصری جدید بنامند. یک رادیواکتیویته کافی نبود. همکار و دوست کوری، شیمیدان فرانسوی یوجین آناتول دمارس (1852-1903)، متخصص در زمینه تجزیه و تحلیل طیفی (او در سال 1901 یوروپیوم را کشف کرد)، طیف انتشار پلاک سیاه را مطالعه کرد و هیچ خط جدیدی در آن پیدا نکرد که بتواند حضور یک عنصر جدید را نشان می دهد. آنالیز طیفی یکی از حساس ترین روش هاست که امکان تشخیص بسیاری از مواد را در مقادیر میکروسکوپی غیرقابل مشاهده با چشم فراهم می کند. با این وجود، در مقاله ای که در 18 ژوئیه 1898 منتشر شد، کوریس نوشت: "ما فکر می کنیم که ماده ای که از رزین اورانیوم جدا کردیم حاوی فلزی است که هنوز شناخته شده نیست، که از نظر خواص تحلیلی مشابه بیسموت است. اگر وجود یک فلز جدید تأیید شود، پیشنهاد می کنیم آن را به نام پولونیوم، پس از زادگاه یکی از ما "(پولونیا به لاتین - لهستان) بنامیم. این تنها موردی است که یک عنصر شیمیایی جدید که هنوز شناسایی نشده است قبلاً نامی دریافت کرده است. با این حال، به دست آوردن مقادیر وزنی پولونیوم ممکن نبود - مقدار بسیار کمی از آن در سنگ معدن اورانیوم وجود داشت (بعداً پلونیوم به طور مصنوعی به دست آمد). و این عنصر نبود که همسران کوری را تجلیل کرد، بلکه رادیوم بود.

گروه از طریق عناصر

ویژگی های عمومی

اکسیژن، دی‌اکسیژن، تری‌اکسیژن

ترکیبات اکسیژن

گوگرد

سولفید هیدروژن. سولفیدها

ترکیبات اکسیژن گوگرد

اسید سولفوریک

سایر ترکیبات گوگردی

سلنیوم، تلوریم، پلونیوم و ترکیبات آنها

خصوصیات عمومی

عناصر و نمادهای آنها:اکسیژن O، گوگرد S، سلنیوم Se، تلوریوم Te، پولونیوم پو. نام گروه عناصر گروه VIA - کالکوژن ها

درجه اکسیداسیون.برای اکسیژن، حالت اکسیداسیون مشخصه (2-) است، برای عناصر باقیمانده (به جز پلونیوم) - (+6)، (+4) و (2-)، پلونیوم در ترکیبات حالت اکسیداسیون را نشان می دهد (+4)، ( +2) و (2-). پایداری اکسیداسیون (+V1) از S به Te کاهش می‌یابد، پایداری حالت اکسیداسیون (+4) از S به Po افزایش می‌یابد، و پایداری حالت اکسیداسیون (2-) از O به Po کاهش می‌یابد.

خواص(میز 1). خواص فلزی از اکسیژن به پلونیوم افزایش می یابد. به طور کلی، عناصر O و S غیرفلز هستند. Se و Te افزایش ماهیت فلزی را نشان می دهند، به عنوان مثال، Se به صورت آزاد در تغییرات فلزی و غیرفلزی وجود دارد، و Te - فقط در فلز، Po - فلز.

هیدروکسیدهای عناصر گروه VIA در بالاترین حالت اکسیداسیون با اسیدهای H 2 SO 4، H 2 SeO 4 (اسیدهای قوی) و H 6 TeO 6 (اسید ضعیف) مطابقت دارند. هیدروکسیدهای این عناصر در حالت اکسیداسیون (+4) مربوط به اسیدهای ضعیف SO 2 * nH 2 O ، H 2 SeO 3 و H 2 TeO 3 است که با افزایش تعداد سریال اسید ، قدرت آنها کاهش می یابد. عنصر تشکیل دهنده، PoO (OH) 2 یک هیدروکسید آمفوتریک است. در مقایسه با عناصر گروه VA، همه این هیدروکسیدها اسیدی تر و در مقایسه با عناصر گروه VIIA بازی بیشتری هستند.

پایداری ترکیبات هیدروژنی - هیدروژن کالکوژن H 2 O، H 2 S، H 2 Se، H 2 Te و H 2 Po - از O به Po کاهش می یابد، برعکس، اسیدیته آنها در محلول آبی به این ترتیب افزایش می یابد. آب H 2 O خنثی در نظر گرفته می شود، قدرت H 2 Te تقریباً مطابق با قدرت اسید اورتوفسفریک است، هیدروژن های کالکوژن به ترتیب خواص اسیدی بیشتر و کمتری نسبت به ترکیبات هیدروژنی عناصر گروه VA و هالیدهای هیدروژن نشان می دهند.

اکسیژن، دی‌اکسیژن، تری‌اکسیژن

افتتاح.اکسیژن برای اولین بار به صورت آزاد با حرارت دادن نمک نمک در سال 1770 (Scheele، سوئد) و در سال 1774 با تجزیه اکسید HgO و سرب قرمز (Pb 2 II Pb IV)O 4 (Priestley، انگلستان) به دست آمد. نقش اکسیژن در واکنش‌های احتراق بسیاری از مواد در هوا در سال 1775 توضیح داده شد (Lavoisier، فرانسه)، که پایه‌های تئوری فلوژیستون ارائه شده در سال 1697 (استال، آلمان) را تضعیف کرد.

توزیع در طبیعتاکسیژن فراوان ترین عنصر روی زمین است. محتوای آن در پوسته زمین 55.1٪ در. اکسیژن رایگان در هوا (» 1.1 * 1015 تن) و در آبهای طبیعی یافت می شود (خود تصفیه بیوشیمیایی آب رودخانه و دریا با مصرف اکسیژن همراه است). اکسیژن محدود در آب، سیلیکات ها، کوارتز و سایر مواد معدنی و همچنین در موجودات زنده یافت می شود.

ترکیب هوای اتمسفر: نیتروژن 78.09% (حجم) 75.51% (جرم)؛ اکسیژن 20.95 23.15; آرگون 0.93 1.28; دی اکسید کربن 0.03 0.046; بخار آب (25 درجه سانتیگراد)<3 <0,27.

چگالی هوا 1.293 گرم در لیتر در دمای 0 درجه سانتی گراد و 101.33 کیلو پاسکال (1 atm) است. پوسته هوای زمین تابش مضر فرابنفش خورشید را جذب و خنثی می کند و سطح زمین را از گرم شدن بیش از حد محافظت می کند.

میز 1.

خواص کالکوژن ها

	اکسیژن O	گوگرد اس	سلنیوم Se	Tellurium Te	پولونیوم پو
شماره عنصر	8	16	34	52	84
جرم اتمی نسبی	15,999	32,067	78,96	127,60	208,982
نقطه ذوب °С	-219	119	217	450	254
نقطه جوش درجه سانتی گراد	-183	445	685	1390	962
چگالی در 20 درجه سانتی گراد، گرم بر سانتی متر 3	1.27 (تلویزیون)	2,1	4.8 (متیل)	6,2	9,4
حالت اکسیداسیون
+6	–	افزایش ثبات
+4	–	افزایش پایداری ®
-2	افزایش ثبات
هیدروکسیدهای عناصر (6+)	–	H2SO4	H 2 SeO 4	H 6 TeO 6	–
		اسیدهای قوی		اسید ضعیف
هیدروکسیدهای عناصر (+4)	–	SO 2 * nH 2 O،	H 2 SeO 3	H 2 TeO 3،	PoO(OH)
	اسیدهای ضعیف				آمفوتریک هیدرو-د
ترکیبات هیدروژنی	H2O	H 2 S	H 2 Se	H 2 Te	H 2 Po
	خنثی	اسیدهای ضعیف
	افزایش ثبات

عمل فیزیولوژیکیهمه مواد آلی ترکیبات اکسیژن هستند، بنابراین اکسیژن یک عنصر حیاتی برای تقریبا همه موجودات زنده است (باکتری های بی هوازی یک استثنا هستند). اکسیژن از طریق ریه ها وارد خون می شود. در خون، اکسیژن به صورت ضعیف به هموگلوبین (کروموفور گلبول های قرمز) متصل می شود و اکسی هموگلوبین تشکیل می دهد و به این شکل به سلول ها می رسد. تحت تأثیر آنزیم ها، اکسیژن قند انگور (گلوکز) را که توسط خون وارد می شود اکسید می کند و آن را به دی اکسید کربن و آب تبدیل می کند. انرژی آزاد شده در این مورد برای فرآیندهای مختلف زندگی (عضله کار، گرم کردن بدن و غیره) استفاده می شود.

تغییرات آلوتروپیک در شکل آزاد خود، اکسیژن دو تغییر ایجاد می کند: دی اکسیژن (عادی و اکسیژن) O 2 و تری اکسیژن (ازن) O 3.

دی اکسیژن O 2

ساختار.ساختار مولکول О 2 که دارای دو الکترون جفت نشده است فقط در چارچوب روش مداری مولکولی به درستی منتقل می شود. تصویر سنتی یک مولکول اکسیژن با پیوند دوگانه (O = O) ویژگی های ساختار آن را نشان نمی دهد و بنابراین کاملاً صحیح نیست.

اعلام وصول.

1. از هوا با تراکم کسری و تقطیر (راه لیند)،این روش در صنعت استفاده می شود.

2. حرارت دادن مواد حاوی اکسیژن، یعنی کلرات ها در حضور یک کاتالیزور - پیرولوزیت MnO 2 (واکنش 1)، نیترات ها (واکنش 2)، پرمنگنات ها در دماهای متوسط ​​یا بسیار بالا (به ترتیب واکنش های 3 و 4)، پراکسیدها ( واکنش 5):

2KS1O 3 \u003d 2KS1 + 3O 2 (1)

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (2)

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (3)

4KMnO 4 \u003d 2K 2 O + 4MnO 2 + ZO 2 (4)

2ВаО 2 \u003d 2ВаО + О 2 (5)

3. تجزیه کاتالیستی پراکسید هیدروژن (کاتالیست - پیرولوزیت - MnO 2):

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2

4. الکترولیز محلولهای قلیایی یا سولفات با استفاده از آندهای نامحلول (پلاتین) که روی آنها یونهای هیدروکسید تخلیه می شود یا آب اکسید می شود:

4OH - - 4\u003d O 2 + 2H 2 O; 2H 2 O - 4e =حدود 2 + 4H+

5. برهمکنش پراکسیدهای عناصر قلیایی با دی اکسید کربن:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 \u003d 2Na 2 CO 3 + O 2

این واکنش در دستگاه های عایق اکسیژن انجام می شود.

مشخصات فیزیکی. گاز بی رنگ، بی بو و بی مزه. نسبتاً محلول در آب، اما تا حدودی بهتر از نیتروژن. در هوای محلول، محتوای اکسیژن 36٪ (حجم) است. دی اکسیژن مایع و جامد دارای رنگ آبی روشن است.

خواص شیمیایی.در دمای اتاق، واکنش نسبتا کمی دارد؛ در دماهای بالا، به دلیل ضعیف شدن پیوند اکسیژن-اکسیژن، فعالیت O 2 افزایش می یابد.

افزودن شیمیایی اکسیژن نامیده می شود اکسیداسیون، کند و سریع است. اکسیداسیون آهسته، به عنوان مثال، فرآیندهای تشکیل زنگ بر روی اجسام آهنی، جذب مواد غذایی توسط بدن، پوسیدگی بقایای آلی، پیری لاستیک، و پخت رنگ‌های روغنی است. اکسیداسیون سریع که اغلب با ظهور شعله همراه است، نامیده می شود سوزش.در اکسیژن خالص (و همچنین در مایع)، مواد شدیدتر از هوا می سوزند، به عنوان مثال، یک خرده چوب که در هوا دود می کند مشتعل می شود. هنگامی که مواد با اکسیژن اکسید می شوند، اکسیدها،به عنوان مثال: 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

تشخیص.با احتراق روشن یک مشعل در حال دود (با محتوای اکسیژن بیش از 30٪). با رنگ آمیزی قهوه ای محلول قلیایی پیروگالول.

کاربرد.اکسیژن در سیلندرهای فولادی و تحت فشار بیش از حد 150 اتمسفر ذخیره و حمل می شود. روی شیر سیلندر نباید چربی وجود داشته باشد. اکسیژن برای جوشکاری و برش فلزات و در دستگاه های تنفسی، به عنوان یک اکسید کننده برای سوخت موشک و به عنوان یک معرف در بسیاری از فرآیندهای شیمیایی و تکنولوژیکی استفاده می شود. هوای غنی شده با اکسیژن در روش های متالورژیکی مختلف، برای تبدیل به گاز زغال سنگ قهوه ای تحت فشار و غیره استفاده می شود.

هوای مایعاز راه Linde که به شرح زیر است. هوا فشرده می شود و گرمای آزاد شده در طی آن حذف می شود. انبساط بعدی با خنک شدن دنبال می شود. با تکرار این عمل با خنک سازی میانی، هوای مایع در دمای حدود 190- درجه سانتی گراد به دست می آید. هوای مایع رنگ آبی روشن دارد. در ظروف Dewar که بستن آنها با درپوش محکم ممنوع است ذخیره می شود. شدت رنگ هوای مایع در طول ذخیره سازی افزایش می یابد زیرا نیتروژن بی رنگ فرارتر تبخیر می شود. مخلوط هوای مایع با کربن فعال، آرد چوب و سایر مواد ذرات معلق انفجاری است.

تری اکسیژن (ازن) O 3

اعلام وصول.ازن از اکسیژن معمولی (به شکل خالص یا در هوا) تحت تأثیر یک تخلیه الکتریکی درخشان یا اشعه ماوراء بنفش (3O 2 - 2O 3) تشکیل می شود. اکسیژن تولید شده در آند توسط الکترولیز اسید سولفوریک رقیق با استفاده از چگالی جریان بالا حاوی مقادیر قابل توجهی ازن است.

خواص.گاز آبی روشن با بوی مشخص "الکتریک". هنگام گرم شدن منفجر می شود. یک عامل اکسید کننده بسیار قوی، اما ضعیف تر از اکسیژن اتمی. با نقره، پراکسید نقره سیاه را تشکیل می دهد (فرمول دقیق آن مشخص نیست)، دومی در تماس با اتر یا الکل مشتعل می شود.

کاربرد.ازن برای ضد عفونی کردن آب آشامیدنی، در پزشکی به عنوان ضدعفونی کننده و برای خنثی کردن فاضلاب صنعتی استفاده می شود.

جوی لایه اوزون.در استراتوسفر (25 کیلومتری سطح زمین) ازن تحت تأثیر تابش خورشیدی تشکیل می شود و اگرچه مقدار آن کم است (در مقایسه با اکسیژن اتمسفر)، اما ازن برای جذب اشعه ماوراء بنفش کافی است که برای همه موجودات زنده خطرناک است. . بنابراین، لایه اوزون در استراتوسفر توسعه طبیعی حیات ارگانیک روی زمین را تضمین می کند.

ترکیبات اکسیژن

اکسیدها

اعلام وصول.

1. برهمکنش مواد ساده با اکسیژن (اکسیداسیون عناصر به شکل آزاد)، به عنوان مثال، در هنگام احتراق آنها در اتمسفر اکسیژن یا در هوا.

2. کلسیناسیون هیدروکسیدها یا اکسیدهای هیدراته: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.

3. حرارت دادن نمک هایی که با تشکیل اکسیدهای اسیدی فرار (کربنات ها، سولفات ها، سولفیت ها، نیترات ها و ...) تجزیه می شوند: СuСО 3 = СuО + СO 2.

خواص.اکسیدهای بسیاری از غیر فلزات، به استثنای CO، NO، N 2 O، مربوط به اسیدها هستند. آنها اغلب در نتیجه تجزیه حرارتی یک اسید به دست می آیند یا در اثر تعامل با آب (اکسیدهای اسیدی) آن را تشکیل می دهند: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

اکسیدهای فلزی در حالت اکسیداسیون بالا (+5) - (+7) نیز اکسیدهای اسیدی هستند. به عنوان مثال، تری اکسید کروم با آب واکنش می دهد و اسید کرومیک تشکیل می دهد:

CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4

اکسیدهای فلزی در حالت اکسیداسیون کم از (+1) تا (+4) اکسیدهای بازی یا آمفوتر هستند، آنها مربوط به هیدروکسیدهای بازی یا آمفوتر هستند، به عنوان مثال:

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2; A1 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3.

اکثر اکسیدهای فلزی در شرایط عادی با آب واکنش نمی دهند و بنابراین هیدروکسیدهای مربوط به آنها به طور غیرمستقیم مثلاً از طریق نمک ها به دست می آیند:

CuO + 2HC1 \u003d CuC1 2 + H 2 O، CuC1 2 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 + 2NaC1.

اکسیدهای پایه با اکسیدها و اسیدهای اسید معمولی واکنش می دهند تا نمک های مربوطه را تشکیل دهند. واکنش های بین اکسیدهای اسیدی و اکسیدهای بازی یا بازهای معمولی نیز انجام می شود. اکسیدهای آمفوتریک با هر دو اکسید اسیدی و بازی نمک تشکیل می دهند.

هیدروکسیدها

هیدروکسیدها لزوماً حاوی گروه -O-H هستند. بسته به اینکه گروه هیدروکسی به اتم های فلزی یا غیرفلز پیوند خورده باشد، هیدروکسیدها بازی، اسیدی یا آمفوتر خواهند بود.

اکثر هیدروکسیدهای فلزی کمی در آب محلول هستند و هنگامی که از محلول آبی بدست می آیند رسوب می کنند: CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 (t) + Na 2 SO 4.

هیدروکسیدها معمولاً در دمای اتاق به صورت رسوبات لزج، لخته دار و اغلب رنگی با محتوای آب بالاتر از آنچه در فرمول استوکیومتری نشان داده شده است، رسوب می کنند، بنابراین ترکیب پلی هیدرات اکسیدی به آنها اختصاص داده می شود. ترکیب استوکیومتری را می توان با گرم کردن اکسید پلی هیدراته به دست آورد، اما معمولاً اکسیدهای هیدروکسید نیمه دهیدراته از نوع Al(OH) یا Tl(OH) 2 تشکیل می شوند.

رنگ آمیزی هیدروکسیدهای کم محلول:

سفید: A1 (OH) 3، AlO (OH)، Zn (OH) 2، Cd (OH) 2، Pb (OH) 2، Sn (OH) 2، Bi (OH) 3، VU (OH)، Mg (OH) 2

سبز روشن: Fe(OH) 2 [این هیدروکسید در هوا قهوه ای می شود.

قهوه ای روشن: Mn(OH) 2;

سبز روشن: Ni(OH) 2 ;

خاکستری-آبی: Cr(OH) 3;

آبی: Cu(OH) 2 ;

رنگ صورتی: Co(OH) 2;

هیدروکسیدهای نقره (I) و جیوه (II) بسیار ناپایدار هستند و در دمای اتاق خود به خود به اکسیدها و آب تجزیه می شوند.

پراکسیدها

پراکسیدها لزوماً حاوی یک زنجیره اکسیژن -O-O- هستند. (گروه پراکسو)آنها را می توان به عنوان مشتقات پراکسید هیدروژن H-O-O-H در نظر گرفت. مهمترین نماینده ها پراکسید سدیم Na 2 O 2 و باریم پراکسید BaO 2 هستند: آنها حاوی یون های پراکسید O *. =Pb=O) اکسید سرب (IV) است پراکسیدهای آلی به طور گسترده به عنوان کاتالیزور پلیمریزاسیون استفاده می شوند.

سوپراکسیدهای فلزی حاوی یک یون زنجیره ای O 2 - ; به عنوان مثال، در طی احتراق پتاسیم، سوپراکسید کادیم KO 2 تشکیل می شود.

گوگرد

عنصر گوگرد S به شکل ترشحات منابع آتشفشانی از قرن دوم قبل از میلاد شناخته شده است. قبل از میلاد مسیح ه.

توزیع در طبیعتگوگرد به صورت آزاد (گوگرد بومی) وجود دارد و کانی های زیادی را به شکل سولفید و سولفات تشکیل می دهد. این بخشی از ذغال سنگ طبیعی، روغن و بدن پروتئین است (به خصوص گوگرد زیادی در کراتین مو، پر و پشم یافت می شود).

مواد معدنی:سولفیدها (پیریت - روشن با درخشش فلزی؛ درخشش - تیره با درخشش فلزی؛ ترکیب - تیره بدون درخشش فلزی یا اغلب روشن، شفاف)، پیریت، پیریت گوگرد، پیریت آهن FeS 2، مولیبدنیت، درخشش مولیبدن MoS 2، کالکوپیریت، پیریت مس FeCuS 2، آرژانتیت، براق نقره Ag 2 S، استیبنیت، درخشش آنتیموان، سنگ معدن خاکستری آنتیموان Sb 2 S 3، آرسنوپیریت، میسپیکل، پیریت آرسنیک FeAsS، اسفالریت، روی مخلوط ZnS4، SnS4، گالن، سرب براق PbS، کالکوسیت، براق مس Cu 2 S.

عمل فیزیولوژیکیگوگرد یک عنصر حیاتی است، به شکل محدود در همه موجودات بالاتر (جزئی از پروتئین ها) یافت می شود.

برای افراد، گوگرد آزاد سمی نیست، مقادیر کمی از آن به عنوان یک ملین عمل می کند، گوگرد ریز پوست را تحریک می کند (استفاده از پمادهای حاوی گوگرد دارویی بر این اساس است).

اعلام وصول.

1. ذوب گوگرد بومی از رسوبات طبیعی، به عنوان مثال، با استفاده از بخار، و خالص سازی گوگرد خام با تقطیر. با خنک شدن شدید بخار گوگرد، گوگرد تصعید شده به شکل پودر ریز ("رنگ گوگرد") به دست می آید.

2. آزاد شدن گوگرد در هنگام گوگرد زدایی از محصولات تبدیل به گاز زغال سنگ (آب، هوا و گازهای سبک)، به عنوان مثال، تحت عمل هوا و یک کاتالیزور - زغال سنگ فعال:

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S.

3. انتشار گوگرد در هنگام احتراق ناقص سولفید هیدروژن (به معادله بالا مراجعه کنید)، هنگام اسیدی کردن محلول تیوسولفات سدیم: Na 2 S 2 O 3 + 2HC1 \u003d 2NaС1 + SO 2 + H 2 O + S و در طول تقطیر یک محلول پلی سولفید آمونیوم: (NH 4) 2 S 3 .

تغییرات آلوتروپیکگوگرد به صورت آزاد از مولکول هایی با طول های مختلف (S ¥، S 12، S 8، S 6، S 2، و غیره) تشکیل شده است، و این مولکول ها را می توان به روش های مختلفی سفارش داد، بنابراین تغییرات متعددی در گوگرد وجود دارد. در دمای اتاق، گوگرد به شکل a-sulfur (تغییر لوزی) است که کریستال های شکننده زرد رنگ، بی رنگ و بی بو، نامحلول در آب، اما به راحتی در دی سولفید کربن محلول است. در دمای بالای 96 درجه سانتیگراد، a-sulfur به آرامی به b-sulfur تبدیل می شود (تغییر تک کلینیک) که تقریباً صفحات کریستالی سفید است. نقطه ذوب a- و b-گوگرد به ترتیب 118 و 119 درجه سانتیگراد است. پس از ذوب، l-گوگرد کم ویسکوزیته زرد تشکیل می شود که مانند هر دو تغییر گوگرد جامد، از مولکول های حلقوی S 8 تشکیل شده است. با گرم شدن بیشتر، چرخه های S 8 به زنجیره هایی با طول های مختلف تبدیل می شوند. اصلاح چنین ساختاری m-gray نامیده می شود. این مایع قرمز قهوه ای و بسیار چسبناک است. با افزایش دما، رنگ قهوه ای تیره می شود و ویسکوزیته گوگرد مایع دوباره کاهش می یابد. گوگرد مایع در دمای 444.6 درجه سانتی گراد می جوشد. هنگامی که گوگرد مذاب در آب ریخته می شود، فوق سرد شدن مذاب رخ می دهد و گوگرد پلاستیکی زرد مایل به قهوه ای، لاستیکی و چاقویی (مخلوطی از گوگرد l- و m) تشکیل می شود که در هوا زرد، کدر و شکننده می شود. چند دقیقه.

خواص شیمیایی.هنگامی که در هوا گرم می شود، گوگرد با شعله آبی می سوزد و به دی اکسید گوگرد SO 2 (با مخلوطی از تری اکسید گوگرد SO 3) تبدیل می شود. در دماهای بالا، با فلزات واکنش می دهد و سولفیدهای مربوطه را می دهد و با هیدروژن (و پارافین) سولفید هیدروژن H 2 S تشکیل می دهد. گوگرد در محلول سولفید آمونیوم حل می شود تا یون های پلی سولفید زرد-قرمز را تشکیل دهد، زمانی که گوگرد با یک سولفید گرم می شود. محلول سولفیت، تیوسولفات مربوطه به دست می آید و هنگامی که با محلول سیانید - تیوسیانات گرم می شود.

کاربرد.گوگرد برای تولید دی سولفید کربن، اسید سولفوریک، تیوسولفات سدیم، رنگ های گوگردی، آبی اولترامارین، در ولکانیزه کردن لاستیک، به عنوان درمان بیماری های پوستی و محافظت از گیاهان در برابر سفیدک پودری استفاده می شود.

گوگرد به صورت انواع کودهای حاوی سولفات (سولفات آمونیوم، سوپر فسفات) به زمین های زراعی وارد می شود.

سولفید هیدروژن. سولفیدها

سولفید هیدروژن (مونوسولفان) H 2 S.

توزیع در طبیعتسولفید هیدروژن در چشمه های معدنی گوگردی، گازهای آتشفشانی و طبیعی یافت می شود، مقادیر زیادی سولفید هیدروژن در طی پوسیدگی طبیعی مواد پروتئینی تشکیل می شود.

عمل فیزیولوژیکیسولفید هیدروژن بسیار سمیاستنشاق هوای حاوی 0.08 درصد (حجم) H 2 S به مدت 5-10 دقیقه منجر به مرگ می شود. مانند هیدروژن سیانید، سولفید هیدروژن آنزیم های حیاتی تنفسی (سیتوکروم) را مسدود می کند. کار آزمایشگاهی با سولفید هیدروژن باید فقط در هود بخار انجام شود.

تشخیص.با رنگ آمیزی قهوه ای سیاه "کاغذ سرب" - آغشته به محلول نمک سرب (II) و کاغذ صافی خشک شده. با پوشش سیاه (تشکیل Ag 2 S) روی نقره.

اعلام وصول.

1. روش صنعتی - جداسازی از آب، خانگی، کوره کک و گاز سنتز خام با استفاده از محلول‌های نمک سدیم اسیدهای آمینه که H 2 S را در سرما جذب می‌کنند و در هنگام گرم شدن یا استفاده از متانول خنک‌شده عمیق آزاد می‌کنند که H2S را نیز جذب می‌کند. خوب.

2. تیمار سولفید آهن (II) با اسید کلریدریک: FeS + 2HC1 = FeC1 2 + H 2 S.

3. حرارت دادن گوگرد با پارافین.

4. سنتز مستقیم از هیدروژن و گوگرد (هیدروژن از روی گوگرد مذاب عبور داده می شود).

سه روش آخر در شرایط آزمایشگاهی استفاده می شود.

خواص.گاز بی رنگ با بوی تخم مرغ گندیده، bp. -61 درجه سانتیگراد. با شعله آبی می سوزد و پس از احتراق کامل دی اکسید گوگرد تشکیل می دهد: 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

هنگامی که اجسام سرد (به عنوان مثال، چینی) به شعله وارد می شوند، به دلیل احتراق ناقص با یک پوشش زرد گوگرد پوشیده می شوند که مربوط به دوده سیاه در هنگام احتراق ناقص هیدروکربن ها (متان، استیلن) ​​است.

سولفید هیدروژن کمی در آب محلول است، هنگامی که حل می شود، به اصطلاح آب گوگردی،که از آن گوگرد در اثر اکسیداسیون آهسته در هوا رسوب می کند. سولفید هیدروژن یکی از ضعیف ترین اسیدها در محلول های آبی است.

کاربرد.سولفید هیدروژن برای تولید گوگرد و به عنوان یک معرف تجزیه و تحلیل کمی در شیمی معدنی استفاده می شود.

سولفیدها

نمک های سولفید هیدروژن سولفید نامیده می شوند. در مفهوم گسترده تر، اینها ترکیبات عناصر الکترومثبت با گوگرد هستند که در نتیجه حالت اکسیداسیون منفی دارد (-2).

سولفیدهای فلزات سنگین از سنگ معدن های مهم صنعتی هستند. آنها با شلیک در هوا به اکسید تبدیل می شوند: 2PbS + 3O 2 \u003d 2PbO + 2SO 2.

سولفیدهای عناصر قلیایی و قلیایی خاکی و همچنین سولفید آمونیوم در آب بسیار محلول هستند. هنگامی که محلول سولفید آمونیوم به محلول های نمک فلزی وارد می شود، سولفیدهای باقیمانده به شکل رسوبات رنگی آزاد می شوند و سولفیدهای عملاً نامحلول (دارای حلالیت بسیار کم در آب) حتی از محلول های نمک اسیدی با ورود سولفید هیدروژن رسوب می کنند: FeSO 4 + (NH 4) 2 S = FeS (t) + (NH 4) 2 SO 4، 2ВiС1 3 + 3Н 2 S \u003d Bi 2 S 3 (t) + 6HC1.

سولفیدهای رسوب شده از محلول های اسیدی توسط سولفید هیدروژن:

سیاه - HgS، Ag 2 S، PbS، CuS نارنجی - Sb 2 S 3، Sb 2 S 5

قهوه ای - SnS، Bi 2 S 3 زرد - As 2 S 3، As 2 S 5، SnS 2، CdS

سولفیدهای رسوب شده از محلول های آمونیاک تحت تأثیر سولفید آمونیوم (NH 4) 2 S: سیاه - FeS، NiS، CoS، صورتی - MnS، سفید - ZnS.

ترکیبات اکسیژن گوگرد

دی اکسید گوگرد SO 2

توزیع در طبیعتدی اکسید گوگرد در گازهای آتشفشانی و گازهای زائدی که هنگام سوزاندن زغال سنگ طبیعی آزاد می شوند یافت می شود.

اعلام وصول.

1. سوزاندن گوگرد یا سولفید هیدروژن.

2. درمان سولفیت ها با اسیدهای قوی: Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + SO 2.

3. برشته کردن سنگ معدن سولفید، مانند پیریت: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4. تجزیه حرارتی کاهشی کانی های گچ CaSO 4 2H 2 O یا انیدریت CaSO 4 .

دو روش آخر در صنعت استفاده می شود.

خواص.گازی بی رنگ و سنگین با بوی تند که باعث سرفه می شود. در دمای 10- درجه سانتیگراد مایع می شود. غیر قابل اشتعال، به راحتی در آب حل می شود. در محلول، SO2 به راحتی اکسید می شود، به عنوان مثال، توسط پرمنگنات پتاسیم (به سرعت) یا اکسیژن اتمسفر (به آرامی)، به اسید سولفوریک H2SO4.

دی اکسید گوگرد به عنوان یک عامل سفید کننده روی بسیاری از رنگ ها عمل می کند. برخلاف اثر برگشت ناپذیر پودر سفید کننده، تغییر رنگ دی اکسید گوگرد اغلب برگشت پذیر است و رنگ پس از شستشو برمی گردد.

کاربرد. SO 2 یک محصول میانی در تولید اسید سولفوریک و سایر ترکیبات گوگردی است. برای سفید کردن کاغذ، کاه و پشم، در پردازش بشکه های شراب، برای سولفوکلرینه کردن هیدروکربن های اشباع استفاده می شود. دی اکسید گوگرد مایع برای پالایش نفت استفاده می شود.

سولفیت ها

هنگامی که دی اکسید گوگرد در آب حل می شود، پلی هیدرات اسیدی SO 2 * nH 2 O تشکیل می شود که قبلا با فرمول شرطی H 2 SO 3 نشان داده می شد (این گونه مولکول ها ناشناخته هستند) و به نام اسید سولفوریک.پلی هیدرات SO 2 *nH 2 O در محلول آبی اسیدی با قدرت متوسط ​​است. هنگامی که این محلول خنثی می شود، سولفیت ها تشکیل می شوند.

فرمول کلی سولفیت های متوسط ​​M I 2 SO 3، سولفیت های اسیدی (هیدروسولفیت ها) M I HSO 3.

فقط سولفیت‌های عناصر قلیایی در آب محلول هستند، وقتی محلول‌های این سولفیت‌ها با گوگرد می‌جوشند، به تیوسولفات‌های مربوطه تبدیل می‌شوند. تمام سولفیت ها تحت تأثیر اسیدهای قوی با آزاد شدن SO2 تجزیه می شوند.

مهمترین سولفیت ها سدیم سولفیت Na 2 SO 3 و سدیم هیدروسولفیت NaHSO 3 هستند. محلولی از هیدروسولفیت کلسیم Ca(HSO 3) 2، به نام "مشروبات سولفیت"، از کربنات کلسیم (سنگ آهک)، دی اکسید گوگرد و آب ساخته می شود و به عنوان وسیله ای برای استخراج لیگنین از چوب در طول تولید خمیر عمل می کند.

دی سولفیت ها M I 2 S 2 O 6 - مشتقات شکل آزاد ناشناخته اسید دی سولفوردار H 2 S 2 O 6 fd . این نمک ها (که قبلاً پیروسولفیت ها یا متابی سولفیت ها نامیده می شدند) را می توان با گرم کردن هیدروسولفیت ها به دست آورد: 2KHSO 3 \u003d K 2 S 2 O 5 + H 2 O.

دی سولفیت پتاسیم K 2 S 2 O 5 به طور گسترده در توسعه دهندگان عکاسی و ثابت کننده ها استفاده می شود.

تری اکسید گوگرد SO 3

اعلام وصول.اکسیداسیون کاتالیستی دی اکسید گوگرد، تقطیر از اولئوم، تجزیه حرارتی K 2 S 2 O 7 به K 2 SO 4 و SO 3 (روش آزمایشگاهی).

خواص.سه تغییر SO 3 شناخته شده است. پایدارترین - a-SO 3 به شکل سوزن های ابریشمی براق تشکیل می شود که در هوا به شدت بو می دهند، بنابراین pl. 40 درجه سانتی گراد آنها به شدت با آب واکنش می دهند و اسید سولفوریک می دهند. اصلاح یخ مانند - g-SO 3 دارای so pl. 16.8 درجه سانتی گراد و bp 44.8 درجه سانتی گراد.

7. اسید سولفوریک H 2 SO 4

اعلام وصول.جداسازی اسید سولفوریک از سولفات ها با اسید قوی و به دنبال آن تبخیر H 2 SO 4 غیرممکن است، زیرا اسید سولفوریک خود قوی است و در دمای بالای 300 درجه سانتیگراد تجزیه می شود. تمام روش های صنعتی برای سنتز آن بر اساس تولید دی اکسید گوگرد SO 2، اکسیداسیون آن به تری اکسید گوگرد SO 3 و برهمکنش دومی با آب است.

مرحله اول در تولید اسید سولفوریک - تولید دی اکسید گوگرد - می تواند به سه روش انجام شود:

رایج ترین آنها برشته کردن سنگ معدن سولفیدی مانند پیریت است. این فرآیند در کوره های دوار یا چند هورچ لوله ای و همچنین در کوره های بستر سیال انجام می شود. فرآیندهای تکنولوژیکی متالورژی غیر آهنی همیشه با تولید H 2 SO 4 همراه است، زیرا دی اکسید گوگرد در هنگام برشته کردن سنگ معدن سولفید تشکیل می شود.

مرحله دوم در تولید اسید سولفوریک اکسیداسیون دی اکسید گوگرد است که این فرآیند به روش تماسی یا نیتروژنی انجام می شود.

تقریباً 80 درصد از تولید اسید سولفوریک در جهان به روش تماسی انجام می شود. این روش از سال 1900 شناخته شده است. محصول غلیظ H 2 SO 4 است.

مشخصات فیزیکی.مایع روغنی بی رنگ و بی بو، چگالی 1.84 گرم بر سانتی متر مکعب در 20 درجه سانتی گراد. در دمای 338 درجه سانتیگراد، می جوشد و غباری از SO 3 را تشکیل می دهد.

هنگامی که با آب رقیق می شود، حرارت قوی رخ می دهد (تشکیل هیدرات ها، به عنوان مثال، H 2 SO 4 * H 2 O)، که با پاشیدن مایع همراه است.

قاعده رقیق کردن اسید سولفوریک این است که اسید را در حین هم زدن در آب بریزید و نه برعکس. اسید سولفوریک بسیار مرطوب است و بنابراین برای خشک کردن بسیاری از گازها (امونیاک نه!) مناسب است.

خواص شیمیایی. یک اسید دی‌بازیک بسیار قوی، در حال حاضر در رقت متوسط، تقریباً به طور کامل به یون‌های H + (به طور دقیق‌تر، H 3 O +) و SO 4 2- تجزیه می‌شود:

H 2 S0 4 + 2H 2 0 \u003d SO 4 2- + 2H 3 O +.

یون های هیدروسولفات HSO 4 - فقط در محلول های غلیظ H 2 SO 4 وجود دارد:

H 2 SO 4 + H 2 O \u003d HSO 4 - + H 3 O +.

اسید سولفوریک فرار کم است و بسیاری از اسیدهای دیگر را از نمک آنها جابجا می کند، به عنوان مثال:

CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2HF.

H 2 SO 4 رقیق شده، هنگام برهم کنش با فلزات پایه (ایستاده در سری الکتروشیمیایی ولتاژ سمت چپ هیدروژن)، هیدروژن آزاد می کند.

H 2 SO 4 غلیظ هرگز هیدروژن ساطع نمی کند (به طور رسمی، حتی به دلیل اینکه اصلاً حاوی یون های H 3 O + نیست یا حاوی تعداد کمی یون H 3 O + است)، به عنوان یک عامل اکسید کننده واکنش نشان می دهد و اغلب به SO 2 منتقل می شود، و هنگام تعامل با عوامل احیا کننده قوی، به S و H 2 S. هنگامی که H 2 SO 4 (مجموع) گرم می شود، تقریباً تمام فلزات از جمله فلزات نجیب Cu، Hg و ag را اکسید می کند: Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) \u003d CuSO 4 + 3O 2 + 2H 2 O.

تشخیص.

1. اسید سولفوریک غلیظ به راحتی با زغال کردن یک ترکش غوطه ور در آن شناسایی می شود.

2. یون های سولفات SO 4 2- با یون های Ba 2+ یک رسوب ریز کریستالی سفید از سولفات باریم BaSO 4 تشکیل می دهند.

کاربرد.اسید سولفوریک متعلق به محصولات اصلی تولید شیمیایی است. در تولید الیاف شیمیایی (ابریشم ویسکوز، پشم، الیاف پلی آمید)، کودهای شیمیایی (سوپر فسفات)، مواد منفجره، شوینده ها، عوامل مرطوب کننده و امولسیون کننده، رنگ ها، داروها و همچنین انواع سولفات ها، اترها و استرها، برخی اسیدها ( اسید هیدروفلوئوریک، اسید تارتاریک و غیره)، برای تصفیه روغن های معدنی، برای ترشی فلزات، به عنوان جزئی از الکترولیت های گالوانیکی مختلف (برای آبکاری کروم، اکسیداسیون آندی و غیره)، به عنوان یک الکترولیت برای باتری های سرب، و برای بسیاری از اهداف دیگر. .

اولئوم

اسید سولفوریک دود حاوی مقدار زیادی تری اکسید گوگرد، به ویژه به شکل اسید دی سولفوریک H 2 S 2 O 7 است. چنین مخلوط مایعی از H 2 SO 4 , H 2 S 2 O 7 و SO 3 اضافی را اولئوم می گویند. ترکیب اولئوم با درصد SO 3 (بیش از مونوهیدرات SO 3 * H 2 O، یعنی 100٪ H 2 SO 4) نشان داده می شود.

سولفات ها- نمک های اسید سولفوریک

سولفات های سرب (II)، کلسیم، استرانسیم و باریم بسیار کمی در آب محلول هستند، اکثر سولفات های دیگر به راحتی در آب حل می شوند. روش تشخیص آنها مشابه روش تشخیص یونهای اسید سولفوریک SO 4 2 است. بسیاری از سولفات ها در پوسته زمین به شکل مواد معدنی یافت می شوند.

مهمترین سولفات های طبیعی: میرابیلیت (نمک گلابر) - Na 2 SO 4 * 10H 2 O، epsoite (تلخ یا نمک انگلیسی) MgSO 4 * 7H 2 O.

ویتریول ها هیدرات های کریستالی سولفات های برخی از فلزات دو ظرفیتی هستند:

سولفات آهن (سبز روشن) FeSO 4 * 7H 2 O; سولفات مس (آبی) CuSO 4 * 5H 2 O; نیکل ویتریول (سبز) NiSO 4 * 7H 2 O; ویتریول کبالت (قرمز تیره) CoSO 4 * 7H 2 O سولفات روی (سفید) ZnSO 4 -7H2 O.

آلوم یک هیدرات کریستالی از سولفات های دوگانه است:

آلوم پتاسیم K 2 SO 4 * A1 2 (SO 4) 3 * 24H 2 O;

پتاسیم کروم آلوم K 2 SO 4 * Cr 2 (SO 4) 3 * 24H 2 O;

آهن پتاسیم آلوم K 2 SO 4 * Fe 2 (SO 4) 3 * 24H2O.

نمک مور زاج نیست، ترکیب آن (NH 4) 2 SO 4 * FeSO 4 * 6H 2 O است.

سایر ترکیبات گوگردی

دی سولفات می کندنمک های اسید دی سولفوریک H 2 S 2 O 7 هستند.

اسید تیوسولفوریک H 2 S 2 O 3 فقط در دماهای پایین (زیر 72- درجه سانتیگراد) پایدار است. نمک های تیوسولفات آن از جوشاندن محلول های سولفیت های فلزی با گوگرد اضافی تشکیل می شود:

Na 2 S 2 O 3 + S \u003d H 2 S 2 O 3.

به دست آوردن اسید H 2 S 2 O 3 با جابجایی آن از تیوسولفات ها با اسید قوی امکان پذیر نیست ، زیرا تجزیه می شود: Na 2 S 2 O 3 + 2HC1 \u003d 2NaC1 + SO 2 + S + H 2 O.

اسید پراکسودی سولفوریک H 2 S 2 O 8، یا به طور دقیق تر H 2 S 2 O 6 (O 2)، حاوی یک گروه پراکسو - O - O - است، به شکل آزاد بسیار ناپایدار است. نمک های آن - پراکسودی سولفات ها - عوامل اکسید کننده بسیار قوی هستند، به عنوان مثال، پراکسودی سولفات پتاسیم K 2 S 2 O 8. اسید پراکسومنوسولفوریک نیز شناخته شده است (کارو اسید) H 2 SO 3 (O 2).

اسید دی تیونیک H 2 S 2 O 4 به صورت آزاد شناخته نشده است، اما نمک سدیم دی تیونیت Na 2 S 2 O 4 آن به دست آمده است که به عنوان یک عامل کاهنده استفاده می شود، به عنوان مثال، در سنتز رنگ های vat، در چاپ اچ و در فرآیندهای بلیچینگ دی تیونیت سدیم با عبور دی اکسید گوگرد به سوسپانسیون آبی روی تولید می شود: روی. + 2SO 2 \u003d Zn 2 + + S 2 O 4 و به دنبال آن یونهای Zn 2 + از محلول با افزودن کربنات سدیم و تبلور Na 2 S 2 O 4 حذف می شوند. یون S 2 O 4 2- حاوی یک پیوند مستقیم گوگرد-گوگرد است.

اسید دی تیونیک H 2 S 2 O 6 نمکهای دی تیونات آن و اسید تتراتیونیک H 2 S 4 O 6، نمک های تتراتیونات آن، فقط در محلول آبی رقیق وجود دارد. آنها حاوی دو و چهار اتم گوگرد هستند که مستقیماً در یک زنجیره به هم متصل شده اند. دی تیونات منگنز (P) با تصفیه دی اکسید منگنز (پیرولوزیت) با دی اکسید گوگرد تشکیل می شود: MnO 2 + 2SO 2 = MnS 2 O 6.

سدیم تتراتیونات از واکنش تیوسولفات سدیم با ید به دست می آید:

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2NaI.

سایر اسیدهای سولفور اکسیژن دار هستند سولفوکسیلیکاسید H 2 SO 2، تیوسولفوراسید H 2 S 2 O 2، سه، پنتا و هگزاتیونیکاسیدهای H 2 S 3 O 6، H 2 S 5 O 6 و H 2 S 6 O 6، نمک های سه، پنتا و هگزاتیونات آنها.

دی سولفور دی کلرید S 2 C1 2 - زرد نارنجی، گاهی بی رنگ، مایع دود در هوای مرطوب با بوی خفگی مشخص. هنگامی که گوگرد با کمبود کلر گرم می شود تشکیل می شود. در ولکانیزه کردن لاستیک استفاده می شود.

هگزا فلوراید گوگرد SF 6 یک گاز بی رنگ و بی بو است. از نظر شیمیایی بی اثر در مهندسی از آن به عنوان عایق برق گاز استفاده می شود.

سولفوریل کلرید SCl 2 O 2 و تیونیل کلرید SC1 2 O - مایعات بی رنگی که در هوا مه ایجاد می کنند و باعث سرفه شدید می شوند. آنها به طور کامل توسط آب هیدرولیز می شوند:

SC1 2 O 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HC1. SC1 2 O + H 2 O \u003d SO 2 + 2HC1.

اسید کلروسولفونیک HSO 3 C1 نیز شناخته شده است.

سلنیوم، تلوریم، پلونیوم و ترکیبات آنها

افتتاح. سلنیوم Se در سال 1817 در لجن اتاق های سرب (برج های تولید) یک کارخانه اسید سولفوریک (Bertzelius، سوئد) کشف شد.

در حال گسترش.سلنیوم یک عنصر کمیاب است. مواد معدنی خود را ندارد. به مقدار کم (همراه با تلوریم) در سنگ معدن گوگرد و سولفید بومی یافت می شود.

اعلام وصول.جداسازی از لجن آند تاسیسات الکترولیتی مس. برای این منظور، لجن با محلول هیدروکسید سدیم و دی اکسید گوگرد تصفیه می شود:

2SeO 2 + 2SO 2 + 2OH - \u003d 2SO 4 2- + Se + H 2 O.

سلنیوم جامد با تقطیر جدا و خالص می شود.

خواص. سلنیوم دارای دو تغییر آلوتروپیک است.

سلنیوم خاکستری (فلزی) ماده ای خاکستری با درخشندگی ضعیف است. در دی سولفید کربن حل نمی شود. مقاومت الکتریکی این اصلاح به شدت (با ضریب ≈1000) در نور (در مقایسه با مقاومت الکتریکی در تاریکی) کاهش می یابد. اصلاح پایدار

سلنیوم قرمز یک ماده غیرفلزی قرمز رنگ است. محلول در CS 2 برای تشکیل محلول زرد. اصلاح ترمودینامیکی ناپایدار

سلنیوم در هوا با شعله آبی می سوزد و بوی مشخصه تربچه گندیده را پخش می کند. در نتیجه، دی اکسید سلنیوم جامد سفید SeO 2 تشکیل می شود. سلنیوم خاکستری وقتی در اسید سولفوریک غلیظ داغ حل می شود و محلول سبز رنگ حاصل را در حجم زیادی آب می ریزد به سلنیوم قرمز تبدیل می شود.

کاربرد. سلنیوم در تولید سلول های فتوولتائیک و یکسو کننده های جریان الکتریکی استفاده می شود.

ترکیبات سلنیومخواص ترکیبات سلنیوم مشابه ترکیبات گوگردی است. شناخته شده ترین سلنید هیدروژن H 2 Se (مشتقات - سلنیدها)؛ دی اکسید سلنیوم SeO 2 یک جامد سفید رنگ است که آب آن اسید سلنیوس H 2 SeO 3 (نمک ها - سلنیت ها) را تشکیل می دهد. اسید سلنیک H 2 SeO 4، از نظر قدرت برابر با اسید سولفوریک. نمک های آن سلنات است که باریم سلنات ВаSeO 4 بسیار کمی در آب محلول است.

تلوریمآنها، به عنوان یک قاعده، سلنیوم و گوگرد را در سولفیدهای طبیعی، یک عنصر نسبتا نادر، همراهی می کنند. در سال 1782 در سنگ های دارای طلا (Müller von Reichenstein، مجارستان) کشف شد. این فلزی نرم اما شکننده به رنگ سفید نقره ای است. در فناوری نیمه هادی استفاده می شود. تلورید هیدروژن H 2 Te (مشتقات - تلوریدها) خواص اسیدی قوی تری نسبت به سلنید هیدروژن نشان می دهد، اما نسبت به اکسیژن اتمسفر بسیار پایدارتر است.

پولونیوم Rho در سال 1898 در سنگ معدن رزین اورانیوم (M. Sklodowska-Curie و P. Curie، فرانسه) کشف شد. یک عنصر رادیواکتیو بسیار کمیاب. به طور مصنوعی با تابش بیسموت در راکتورهای هسته ای به دست می آید. طولانی ترین ایزوتوپ پولونیوم 209 است (نیمه عمر 102 سال). این فلز براق به رنگ سفید نقره ای است که با درخشندگی آبی ثابت می درخشد. در تمام ترکیبات، پلونیوم مانند یک فلز معمولی رفتار می کند.