Халькогены - реферат

Реферат студента Новикова Бориса Юрьевича

Санкт-Петербургский Институт Четкой Механики и Оптики

Кафедра физической химии, волоконной и интегральной оптики

2000 год, февраль

I . Общие характеристики халькогенов и их соединений

Элементы VIA группы и их знаки. В неорганической химии халькогенами именуют р-элементы VIA группы либо подгруппы кислорода повторяющейся системы Д.И Халькогены - реферат. Менделеева. В неё входят 5 частей: кислород О, сера S, селен Se, теллур Te, полоний Po. Заглавие халькогены происходит от греческих χαλχος –медь и γεννάω - рождаю (образующие руды).

Свойственное для халькогенов строение наружного электрического уровня и степени окисления частей. У атомов халькогенов однообразное строение наружного энергетического уровня – ns2np4. Этим разъясняется сходство их Халькогены - реферат хим параметров. Для всех частей (не считая полония и кислорода) свойственны степени окисления (+VI), (+IV) и (-II); полоний в соединениях проявляет состояния окисления (+IV), (+II) и (-II); для кислорода типична степень окисления (-II), исключение составляют его фториды OF2 и O2F2 со степенями (+II) и (+I) соответственно Халькогены - реферат и перекись водорода Н2О2, также её производные, где она равна (-I). Такие значения степеней окисления следуют из электрического строения халькогенов:

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, так как отсутствует d-подуровень на наружном (втором) уровне, т.е. отсутствуют свободные орбитали Халькогены - реферат, хотя время от времени он может выступать в качестве донора электронов и создавать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцептерному методу. У атомов серы и других частей подгруппы в невозбужденном состоянии валентность и степени окисления такие же, но, при подводе энергии (к примеру, при нагревании), число неспаренных электронов может быть увеличено методом перевода Халькогены - реферат s- и р-электронов на d-подуровень наружного слоя. Устойчивость состояния окисления (+VI) снижается от S к Te, устойчивость состояния (+IV) увеличивается от S к Po, а устойчивость состояния (-II) снижается от O к Po.

Зависимость физических и хим параметров халькогенов от электрического строения. Физические и хим Халькогены - реферат характеристики халькогенов закономерно меняются с повышением порядкового номера. Возникновение новых электрических слоёв тянет за собою повышение радиусов атомов, уменьшение электроотрицательности, снижение окислительной активности незаряженных атомов и усиление восстановительных параметров атомов со степенью окисления (-II), потому с повышением заряда ядра неметаллические характеристики слабеют, а железные растут от О к Халькогены - реферат Ро. В целом все элементы подгруппы кислорода, не считая полония – неметаллы, хотя и наименее активные, чем галогены. Селен и теллур, но, известны в железных и бесформенных модификациях.

Халькогеноводороды. Водородные соединения частей подгруппы, они также именуются халькогеноводородами (хальководородами), отвечают формуле Н2R: Н2О, Н2S, Н2Se, Н2Те Халькогены - реферат, Н2Ро. Их устойчивость миниатюризируется от О к Ро. При растворении соединений в воде образуются кислоты (формулы те же), кислотность которых возрастает в том же порядке, что разъясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода Н2О, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом и Халькогены - реферат считается нейтральной. Халькогеноводороды проявляют соответственно огромные и наименьшие кислотные характеристики, чем водородные соединения частей VА группы и галогеноводороды.

Соединения халькогенов с кислородом (оксиды и гидроксиды). Сера, селен и теллур образуют однообразные формы соединений с кислородом типа RО2 и RО3, не считая того сера встречается в формах R2О3, (RО Халькогены - реферат3)2, (RО3)3 и RО4. Их гидроксидам соответствуют кислоты типа Н2RО3 и Н2RО4, также в неких случаях Н2RО6 и RО2*nН2О. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Они все проявляют окислительные характеристики, а кислоты типа Н2RО3 к тому же восстановительные. По сопоставлению с элементами VА группы Халькогены - реферат все обозначенные гидроксиды более кислотные, а по сопоставлению с элементами VIIА группы – более главные. Полоний образует амфотерный гидроксид РоО(ОН)2.

II . Кислород (Оху genium ) О

История открытия кислорода, его распространение в природе. В Повторяющейся системе Д.И. Менделеева элемент 2-го периода, порядковый номер 8, атомная масса 15,9994 ± 0,0003. Заглавие Охуgenium Халькогены - реферат происходит от греческих ύξόζ – кислый и γεννάω - рождаю (рождающий кислоту). В первый раз в свободном виде кислород О2 был получен в 1769-70 годах К.В. Шееле при нагревании селитры, азотнокислого магния и других веществ и независимо от него в 1774 году Дж. Пристли при разложении HgO и свинцового сурика (Pb2IIPbIV)О4. Роль Халькогены - реферат кислорода в реакциях горения многих веществ на воздухе была объяснена в 1775 году Лавуазье, что подорвало устои господствовавшей до того теории флогистона (гипотетичное начало горючести), выдвинутой в 1697 году Г.Э. Шталем. Как выяснилось позже, кислород был открыт и применен сначала ХVII века К. Дреббелем; открытый газ употреблялся на подводной лодке, поэтому его Халькогены - реферат открытие держалось в секрете и не оказало воздействия на последующие исследования. Озон О3 (соединение трёх молекул кислорода) в первый раз был найден в 1785 году Ван-Марумом по соответствующему запаху и окислительным свойствам, которые приобретает воздух при пропускании через него электронных искр. Ван-Марум приписал эти характеристики «электрической материи». В Халькогены - реферат 1840 году К.Ф. Шенбейн соотнес изменение параметров кислорода при пропускании через него электронных разрядов и при электролитическом выделении и растолковал эти конфигурации образованием особенного газа, который он именовал озон. Заглавие происходит из-за соответствующего аромата от греческого öζω – пахну. Позже Мариньяк и де ля Рив проявили, что Халькогены - реферат озон является аллотропическим конфигурацией кислорода.

Кислород принадлежит к более всераспространенным на Земле элементам, в свободном виде он находится в атмосферном воздухе и природных водах (биохимическая самоочистка речной и морской воды идет с потреблением кислорода), в связанном - заходит в состав воды, песка, глин, кварцев, руд и других минералов и горных пород Халькогены - реферат и многих веществ (белков, жиров и углеводов), из которых построены организмы растений и животных (»65% от массы тканей). Наибольшее содержание кислорода по весу в морской воде (85,82%), песке (53%) и глине (56%). Этот элемент составляет 47,2% от массы земной коры, 23,15% от массы атмосферы либо 20,95% от объёма и 70% от массы биосферы. Природный кислород является консистенцией трёх Халькогены - реферат изотопов 16О (99,759%), 17О (0,037%) и 18О (0,204%). Также получены радиоактивные искусственные изотопы с массовыми числами от 14 до 19. В свободном виде кислород образует две аллотропические модификации: дикислород (обыденный кислород) О2 и трикислород (озон) О3.

Физиологическое действие кислорода. В воздухе имеется примерно 1,1*1015 т кислорода. Он играет только важную роль в природе, потому что является Халькогены - реферат актуально принципиальным элементом, нужным для функционирования практически всех живых организмов (исключение составляют анаэробные бактерии), тления и тления погибших растений и животных (при всем этом сложные органические вещества преобразуются в более обыкновенные, а в конечном итоге в СО2, воду и азот).

Процесс окисления органических веществ, служащих источником энергии для клеток Халькогены - реферат, при помощи усвоенного при дыхании кислорода в присутствии ферментов с образованием СО2 и Н2О именуется диссимиляцией либо дыханием, оборотный процесс носит заглавие ассимиляции:

Диссимиляция протекает во всех аэробных организмах, в том числе и в растениях, лишенных воздействия солнечного света; ассимиляция представляет собой процесс фотосинтеза, идущий Халькогены - реферат в главном природном источнике свободного кислорода – растениях (кроме их в восполнении кислорода имеет место фотохимическое разложение водяного пара в верхних слоях атмосферы, что, возможно, сыграло не последнюю роль в образовании свободного кислорода до появления жизни на Земле).

Кислород поступает через легкие в кровь и связывается с гемоглобином (хромофор бардовых кровяных телец Халькогены - реферат) с образованием оксигемоглобина и в таком виде подводится к клеточкам. Под действием ферментов кислород окисляет также приносимую кровью глюкозу (виноградовый сахар) С6Н12О6; освобождаемая при всем этом энергия употребляется для протекания разных актуальных процессов (работа мускулов, нагревание тела и т.д.).

Озон ядовит, максимально допустимым является Халькогены - реферат его содержание в воздухе, равное 10-5 % (в приземном слое атмосферы содержание этого газа обычно лежит в границах 10-7-10-6 %),но, маленькое содержание О3 в атмосфере положительно влияет на человеческий организм.

II .1. Дикислород (обыденный кислород) О2

Физические характеристики дикислорода. Обыденный кислород (дикислород) О2 – тусклый газ, не имеющий вкуса и аромата, несколько более тяжкий Халькогены - реферат, чем воздух, равномерно растворимый в воде. На разрыхляющих молекулярных p-орбиталях кислорода располагаются два неспаренных электрона, создающих магнитное поле, что придаёт молекуле элемента магнитные характеристики. Парамагнитность её проявляется, а именно, в том, что водянистый кислород притягивается магнитом. Водянистая модификация кислорода имеет бледно-голубой цвет, жесткая (кристаллы гексагональной формы) – голубий. Неплохими Халькогены - реферат поглотителями кислорода являются платиновая чернь, активированный (активный) древесный уголь и великодушные металлы в расплаве.

Хим характеристики дикислорода. Хим связь в молекуле кислорода - ковалентная неполярная. Этот элемент образует двухатомные молекулы, характеризующиеся высочайшей прочностью: стандартная энтальпия атомизации кислорода равна 498 кДж/моль. При комнатной температуре дикислород относительно не достаточно реакционноспособен; при Халькогены - реферат температурах выше 1500 оС вследствие ослабления связи кислород-кислород активность О2 увеличивается. В атомарном состоянии кислород ещё более активен, чем в молекулярном. Хим присоединение О2 именуется окислением (кислород выступает в хим реакциях окислителем, потому что по значению относительной электроотрицательности является вторым элементом, уступая фтору); оно бывает резвым и неспешным. Неспешное окисление Халькогены - реферат – это, к примеру, процессы ржавления, дыхания, усвоения еды организмом, тления, старения резины, отвержения масляных красок. Резвое окисление, нередко сопровождаемое возникновением пламени (выделение теплоты и света), именуется горением, а неспешное – тлением. Постепенное окисление разных веществ на воздухе именуется ржавлением. В итоге окисления образуются оксиды. Скорость окисления находится в зависимости от природы окисляемого Халькогены - реферат вещества, от температуры, также от критерий смешения. Самопроизвольное окисление при обыкновенной температуре именуется аутооксидацией. Скорость реакций окисления, как и скорость других хим реакций, возрастает при повышении температуры и наличии катализаторов. Особо важную роль для ускорения процессов окисления играет наличие воды.

Дикислород ведет взаимодействие со всеми хим элементами Халькогены - реферат, не считая гелия, неона и аргона. С большинством частей он образует оксиды конкретно (не считая галогенов, золота и платины – их оксиды получаются косвенным методом; исключение составляет О2F2, который появляется прямо при содействии газов), к примеру:

S + O2 ® SO2; 2HN2S + 3O2 ® 2H2O + 2SO2

Сложные вещества при определенных Халькогены - реферат критериях также ведут взаимодействие с кислородом. При всем этом образуются оксиды, а время от времени и обыкновенные вещества, к примеру:

2С2Н2 + 5О2 ® 4СО2 + 2Н2О; 4NН3 + 3О2 ® 2N2 + 2Н2О

Обнаружение и получение дикислорода. В газовом анализе кислород обнаруживают по ярчайшему возгоранию тлеющей лучины при содержании более 30% (недооценка Халькогены - реферат этого характеристики незапятнанного кислорода нередко приводит к злосчастным случаям в астронавтике и медицине, где он более нередко употребляется); по карему окрашиванию щелочного раствора пирогаллола (пирогалловой кислоты); по окрашиванию в активно красноватый цвет консистенции смесей пирокатехина С6Н4(ОН)2 и FеSО4; по окрашиванию тусклого аммиачного раствора СuСl2 в голубий цвет.

Дикислород Халькогены - реферат получают:

1. В индустрии из воздуха методом фракционной конденсации и дистилляции (метод Линде), также при получении водорода методом электролиза воды (как побочный продукт).

2. Нагреванием кислородсодержащих веществ, а конкретно хлоратов в присутствии катализатора - пиролюзита MnO2 (реакция 1), нитратов (реакция 2), перманганатов при умеренных либо очень больших температурах (соответственно реакции 3 и 4), пероксидов (реакция 5):

2KClO3 ® 2KCl + 3O Халькогены - реферат2 (1)
2KNO3 ® 2KNO2 + O2 (2)
2KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2 (3)
4KMnO4 ® 2K2O + 4MnO2 + 3O2 (4)
2BaO2 ® 2BaO + O2 (5)

3. Каталитическим разложением пероксида водорода (катализатор – MnO2):

2Н2О2 ® 2Н2О + О2

4. Электролизом щелочных либо сульфатных смесей с применением нерастворимых (платиновых) анодов, на которых происходит разрядка гидроксид-ионов либо окисление воды:

4ОН- - 4е Халькогены - реферат- ® О2 + 2Н2О

2Н2О - 4е- ® О2 + 4Н+

5. Взаимодействием пероксидов щелочных частей с CO2 (эта реакция осуществляется в кислородных изолирующих устройствах):

2Na2O2 + 2CO2 ® 2Na2CO3 + О2

6. Взаимодействием раствора перманганата калия с подкисленным веществом H2O2:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ® 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

Применение дикислорода. Кислород хранят Халькогены - реферат и перевозят в железных баллонах под лишним давлением 15 МПа (150 атм); на вентиле баллона не должно быть жировой смазки.

Технический кислород (99-95%) употребляют для сварки и кислородной резки металлов, в дыхательных аппаратах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере (подземные и подводные работы, высотные и галлактические полеты и др.), в медицине Халькогены - реферат для облегчения дыхания хворого (кислородные подушки и палатки) и для получения больших температур (температура кислородно-ацетиленового пламени добивается 3500 оС, кислородно-водородного – 3000 оС) в процессах газопламенной обработки металлов. Технологический кислород (90-88%) используют для интенсификации окисления в почти всех химико-технологических процессах (создание азотной и серной кислот, искусственного водянистого горючего Халькогены - реферат, смазочных масел, технологических газов, соды, метанола, перекисей металлов и других веществ). Водянистый кислород употребляется как окислитель ракетных топлив и в лабораторной практике в качестве холодильного агента. Парокислородное дутьё применяется в газогенераторах для газификации (перевоплощение твердого горючего в горючие газы) бурого угля и торфа под давлением 28 атм.

Консистенции водянистого кислорода Халькогены - реферат с жесткими пористыми горючими органическими субстанциями, именуемыми поглотителями, к примеру угольным порошком, древесной мукой, торфом, мохом, травой, сероватой и др., размельченными либо спрессованными в брикеты, именуются оксиликвитами. Они владеют очень сильными взрывчатыми качествами, которые могут очень различаться зависимо от параметров поглотителя и содержания кислорода в момент взрыва (водянистый Халькогены - реферат кислород очень летуч), просто готовятся на месте использования и используются при подрывных работах, в главном при невозможности доставки других взрывчатых веществ, к примеру, в горных и недоступных районах.

Велика роль кислорода в разных металлургических способах, к примеру, при продувании в доменную печь воздуха, обогащенного кислородом, существенно увеличивается температура пламени, в итоге чего Халькогены - реферат ускоряется процесс плавки и возрастает производительность печи. Еще больший эффект выходит при полной либо частичной подмене воздуха кислородом в сталеплавительном производстве – мартеновском и бессемеровском процессах: это дает не только лишь их ускорение, да и улучшение свойства получаемых сталей. В цветной металлургии обогащенный воздух (до 60% О2) служит для окисления Халькогены - реферат сульфидных руд цинка, меди и др.

II .2. Трикислород (озон) О3

Озоновый слой. Озон (трикислород) О3 неравномерно распределен по всей атмосфере, достигая собственного максимума в стратосфере (20-30 км над поверхностью Земли). Хотя его количество не много по сопоставлению с кислородом воздуха (слой озона, приведенный к обычным атмосферным условиям – 0 оС, 1 атм Халькогены - реферат (760 мм рт. ст. либо 101325 Па) – составит 0,4-0,6 см от поверхности Земли) озона оказывается довольно для поглощения небезопасного для всех живых организмов уф-излучения Солнца и инфракрасного излучения Земли; этим он препятствует облучению и остыванию нашей планетки, содействуя, таким макаром, размеренному развитию органической жизни на Земле. Содержание озона в воздухе находится в зависимости Халькогены - реферат от географической широты и от времени года. Обычно, оно больше в больших широтах, очень весной и мало осенью.

Начиная с 1976 г. найдено уменьшение концентрации О3, а это чревато повышением интенсивности потока радиации и, как следствие, развитием рака у растений и животных. Сделанная Глобальной метеорологической организаций (ВМО Халькогены - реферат) комиссия для исследования данного явления и разработки способов по предотвращению его развития установила, что истоньшение озонового слоя впрямую связано с выбросом в атмосферу нехарактерных природе фтор- и фторхлоруглеродов жирного ряда либо фреонов (от лат. frigor - холод, потому что эта группа соединений обладает качествами холодильных агентов), из которых более всераспространены так именуемые фреон Халькогены - реферат-12 (ССl2F2) и фреон-11 (CCl3F). Под действием Ультрафиолетового излучения фреоны фотолизируют и радикалы хлора и фтора реагируют с озоном, превращая его в дикислород и образуя оксиды. Эти оксиды реагируют с атомарным кислородом, в итоге реакции получаются дикислород и радикалы, готовые вновь прореагировать с трикислородом. Покажем Халькогены - реферат происходящий процесс на примере CF3Cl:

CF3Cl ® CF3 + Cl*; Cl* + O3 ® ClO + O2; ClO + O* ® Cl* + O2

Таким макаром, в атмосфере создается неизменная циркуляция хлора и фтора, частички которых могут дрейфовать в воздушном пространстве от 100 до 150 лет. Обычно, эти элементы, попадая в атмосферу и распадаясь на радикалы, реагировали Халькогены - реферат с метаном, а получавшийся водородные соединения выпадали на Землю с осадками:

Cl2 ® Cl* + Cl*; CH4 + Cl* ® HCl + CH3

Но, общее применение фторхлоруглеводородов в аэрозольных баллонах и разных холодильных установках привело к выбросу такового их количества, что пути вывода хлора и фтора из атмосферы не могут обеспечить уровень этих газов в границах Халькогены - реферат, при которых озоновый слой не подвергался бы угрозы быть уничтоженным. Появлению озоновых дыр также содействуют высотные самолеты и спутники, в топливных выбросах которых содержатся сильные окислители. В связи с нарастанием препядствия, ООН сделала вывод о необходимости подмены фреонов подобными по свойствам соединениями, о чем рядом государств, в том числе и Халькогены - реферат бывшим СССР, был подписан интернациональный контракт. Для роста концентрации озона ВМО разработала программку искусственного выброса О3 в верхних слоях атмосферы.

Физические характеристики озона. В обыденных критериях он проявляется как газ, имеет синий цвет (голубий цвет становится приметен при 15-20%) и соответствующий «электрический» запах, обладает свойством взрываться при Халькогены - реферат нагревании. Озон практически в 1,7 раз тяжелее воздуха, его растворимость в воде существенно больше, чем кислорода. Водянистая модификация трикислорода имеет синий цвет, жесткая (кристаллы призматической формы) – фиолетовый.

Хим характеристики озона. Трехатомная молекула озона построена в форме равнобедренного треугольника:

Близость угла меж связями к 120о показывает на то, что центральный атом кислорода находится в Халькогены - реферат состоянии sp2-гибридизации. Гибридная sp2-орбиталь перекрывается р-орбиталями и в молекуле образуются две s- и одна p-связь. s-связи соединяют последние атомы с центральным, а p-связь делокализуется, т.е. принадлежит всем трем атомам кислорода (p-связь в молекуле озона – трехцентровая). Стандартная энтальпия образования Халькогены - реферат О3 равна 142,5 кДж/моль.

Трикислород является неуравновешенным соединением и самопроизвольно разлагается (при большой концентрации разложение озона может происходить со взрывом, при этом взрываемость в сильной степени находится в зависимости от примесей, в особенности органического происхождения):

О3 ®О2 + О*

Трикислород – один из наисильнейших окислителей, более сильный, чем дикислород, но более слабенький, чем атомный Халькогены - реферат кислород. К примеру, из раствора йодида калия он выделяет йод, в то время как с О2 эта реакция не протекает (она может употребляться для обнаружения О3):

2KI + H2O + O3 ® I2 + 2KОН + О2

Он разрушает органические вещества, окисляет подавляющее большая часть металлов и неметаллов до соответственных окислов, разрушает Халькогены - реферат каучук, переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов – в их сульфаты, разлагает галогеноводороды (не считая НF) и некие их соли и т.п. Во всех этих реакциях озон выступает как окислитель, но, есть реакции, в каких он бытует как восстановитель, к примеру:

Н2О2 + О3 ® Н2О Халькогены - реферат + 2О2

При действии на некие неорганические и органические вещества О3 образует озониды. В процессе большинства реакций молекула озона теряет один атом, переходя в молекулу О2.

Обнаружение и получение озона. Потому что способность к окислению у озона выше, чем у кислорода, то этим его свойством в главном и пользуются для Халькогены - реферат обнаружения газа. Если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную смесями KI и крахмала, то она тотчас посинеет, в то время как в деозонированом воздухе конфигурации расцветки происходить не будет. С серебром трикислород образует темный пероксид серебра (четкая формула неведома); при его контакте с эфиром либо спиртом последние Халькогены - реферат загораются.

Озон появляется из обыденного кислорода (в чистом виде либо в воздухе) под действием тлеющего (тихого) электронного разряда либо уф-излучения:

3О2 « 2О3

Для воплощения этой реакции нужна энергозатрата, и, поэтому, сама по для себя протекать она не может. Оборотная реакция – распад озона – проходит самопроизвольно поэтому, что в итоге этого Халькогены - реферат процесса энергия Гиббса системы миниатюризируется. Для получения озона из воздуха пользуются особыми устройствами, именуемыми озонаторами. Они действуют на кислород, создавая электронные разряды. Также озон появляется в процессах сопровождающихся выделением атомарного кислорода, к примеру, при разложении перекисей, окислении фосфора, электролизе кислородсодержащих кислот.

В природе озон появляется при электронных разрядах и Халькогены - реферат под действием солнечной радиации в атмосфере, также при окислении неких смолистых веществ хвойных деревьев.

Применение озона. Как сильный окислитель озон убивает бактерии, обладает белящим и антисептическим действием. Его употребляют для обеззараживания питьевой воды и воздуха, в медицине и пищевой индустрии как дезинфицирующее средство, для обезвреживания промышленных сточных вод Халькогены - реферат, для отбеливания тканей, бумаги, травы, масел и т.п., также как окислитель. Он нужен для производства неких органических веществ (ванилина, жирных кислот, камфары и др.).

II .3. Соединения кислорода.

Обычные оксиды. Соединения частей с кислородом именуются оксидами (окислами). Соединения кислорода с ординарными субстанциями, когда каждый атом кислорода соединяется только с атомом элемента, но Халькогены - реферат не с другим кислородным атомом, именуются нормальными оксидами. В их О проявляет в главном степень окисления (-II), исключая фторидные соединения. Если элемент образует только одно соединение с кислородом, то оно именуется окисью. Если несколько, то оксид с минимальным содержанием кислорода именуется закисью, оксид с огромным содержанием кислорода – окисью Халькогены - реферат. Обычные оксиды, в каких на один атом элемента приходится два либо три атома кислорода, нередко именуют двуокисями либо трёхокисями. Если элемент образует большее число оксидов, то другие именуются ангидридами тех кислот, которые получаются при действии на их воды. Зависимо от хим параметров различают солеобразующие оксиды, разделяющиеся на главные, кислотные Халькогены - реферат и амфотерные, и несолеобразующие (дифферентные, т.е. безразличные) оксиды. Оксиды многих неметаллов, кроме СО, NO, N2О, и металлов в больших степенях окисления (+V) – (+VII) соответствуют кислотам, к примеру:

SО3 + Н2О « Н2SО4; CrО3 + Н2О ® Н2CrО4

Оксиды металлов в низких степенях окисления от (+I) до (+IV) являются Халькогены - реферат основными или амфотерными оксидами и им соответствуют главные либо амфотерные гидроксиды, к примеру:

СаО + Н2О « Са(ОН)2; Аl2О3 + Н2О « Аl(ОН)3

Большая часть оксидов металлов в обыденных критериях не реагирует с водой. При содействии главных оксидов с обычными кислотными оксидами и кислотами и кислотных оксидов с Халькогены - реферат обычными основными оксидами и основаниями образуются надлежащие соли. Амфотерные оксиды и с кислотными, и с основными оксидами образуют соли.

Пероксиды и надпероксиды. Пероксиды (перекиси) непременно содержат группу –О–О– (пероксогруппа) либо пероксид-ионы О22-, их можно рассматривать как производные пероксида водорода Н–О–О–Н. Пероксиды просто выделяют Халькогены - реферат кислород, а восстановление идет с трудом и не много. При нагреве либо облучении они распадаются по связи О–О:

RООR® 2RО

Органические пероксиды обширно употребляются как катализаторы полимеризации.

Надпероксиды (надперекиси либо супероксиды) металлов содержат цепочечный ион О21-, т.е. одна из 2-ух связей кислорода группы –О–О– ненасыщена; к примеру Халькогены - реферат, при сгорании калия появляется надпероксид калия КО2:

К + О2 ® К–О–О1-

Озониды. Озониды характеризуются наличием озонидного иона О3.

Известны озониды щелочных металлов и аммония. Они покрашены в красноватый цвет и парамагнитны. Ион О3- с нечетным числом электронов является носителем большой хим активности озонидов, которые можно рассматривать как свободные радикалы Халькогены - реферат с необыкновенно большой длительностью жизни. Озониды щелочных металлов получаются взаимодействием озонированного кислорода с гидроксидами и следующей экстракцией (по другому экстрагирование – процесс разделения консистенции водянистых либо жестких веществ при помощи избирательных (селективных) растворителей, которые именуются эстрагенты) водянистым аммиаком.

Гидроксиды. Гидроксиды (гидроокиси), непременно содержащие группу –О–Н (гидроксогруппа, гидрокисл либо аква Халькогены - реферат остаток), являются одним из главных классов хим соединений. В смесях гидроксиды подвергаются электролитической диссоциации, при этом отщепляются или ионы ОН- (это охарактеризовывает основания), или Н+ (кислоты), или – зависимо от критерий – как ионы ОН-, так и ионы Н+ (амфолиты либо амфотерные гидроксиды), и могут владеть соответственно основными, кислотными либо Халькогены - реферат амфотерными качествами. Отлично растворимые в воде основания именуются щелочами. Гидроксиды образуются в итоге соединения оксидов хим частей с водой. Гидроксиды с очень выраженными основными либо кислотными качествами отлично растворимы в воде, слабенькие основания и амфолиты фактически нерастворимы. Большая часть гидроксидов металлов не достаточно растворимо в воде и осаждается при Халькогены - реферат их получении из аква раствора, к примеру:

СuSO4 + NаОН«Сu(OН)2¯ + Nа2SO4

Гидроксиды неметаллов представляют кислородные кислоты. Некие гидроксиды (к примеру, AgОН и Нg(ОН)2) очень неустойчивы и при комнатной температуре спонтанно распадаются на оксиды и воду. При нагревании распадаются и другие гидроксиды. На практике термин «гидроксиды Халькогены - реферат» нередко применяется только по отношению к главным и амфотерным гидроксидам.

III. Сера (Sulfur) S

История открытия серы, её распространение в природе. В Повторяющейся системе Д.И. Менделеева элемент 3-го периода, порядковый номер 16, атомная масса 32,06 ± 0,01. Заглавие Sulfur происходит от латинского – желтый. Сера S была известна с глубочайшей древности в виде выделений Халькогены - реферат жарких вулканических источников, упоминания о ней в первый раз встречаются со II века до н.э.

В природе она встречается как в свободном виде (самородная сера) в серных рудах осадочного происхождения, так и в виде разных соединений. Несвязанная сера состоит из консистенции четырёх устойчивых изотопов: 32S, 33S, 34S Халькогены - реферат, 36S; распространенность в природе каждого из их соответственно равна: 95,0%; 0,7,0%; 4,22% и 0,014%. В виде сульфидов и сульфатов она образует много минералов, многие из которых являются ценными рудами и служат источником получения цветных металлов. Сульфиды делятся на колчеданы – светлые с железным блеском, блески – черные с железным отливом и обманки – черные без Халькогены - реферат железного блеска либо почаще светлые, прозрачные. Важными сульфидами являются пирит либо металлический (серный) колчедан FeS2, галенит либо свинцовый сияние PbS, сфалерит либо цинковая обманка ZnS, халькозин либо медный сияние Cu2S и киноварь HgS, важными сульфатами – глауберова соль либо мирабилит Na2SO4*10H2O, гипс СaSO4*2H2Oи горьковатая соль Халькогены - реферат MgSO4*7H2O. Не считая того, сера заходит в состав природного угля, нефти и белковых тел (0,8-2,4%). Она составляет более 0,05% от массы земной коры, 0,08-0,09% от массы морской воды и 0,05% от массы биосферы. Искусственно получены радиоактивные изотопы серы.

Физиологическое действие серы. Сера – актуально принципиальный элемент, в связанном виде она Халькогены - реферат содержится во всех высших организмах (как составная часть белков), в особенности много серы в кератине волос, перьев и шерсти.

Для людей свободная сера неядовита; маленькие количества её действуют как слабительное; мелкодисперсная сера раздражает кожу (на этом основано применение фармацевтических серосодержащих мазей). Но, очень многие соединения серы, такие как сероводород (моносульфан) Н Халькогены - реферат2S, сероуглерод СS2, триоксид серы (серный ангидрид) SО3, сульфирил хлорид SСl2О2, тионилхлорид SСl2О и другие являются вредными и отравляющими для человека.

Физические характеристики серы. Сера в свободном виде состоит из молекул различной длины (S¥, S12, S8, S6, S2 и др.), и эти молекулы могут упорядочиваться разными методами Халькогены - реферат, потому существует несколько модификаций серы. При комнатной температуре сера находится в виде a-серы (ромбическая модификация), которая представляет собой желтоватые хрупкие кристаллы ромбической системы, имеющие форму октаэдров, у каких обычно часть углов либо рёбер вроде бы срезана, без цвета и аромата, не растворимые в воде, зато отлично растворимые Халькогены - реферат в анилине, бензоле, сероуглероде и неких других растворителях. При снижении температуры сера светлеет. Выше 96 оС происходит неспешное перевоплощение a-серы в b-серу (моноклинная модификация), которая представляет собой практически белоснежные кристаллические пластинки. Температура плавления a- и b-серы равны соответственно 112,8 и 119,3 оС. При плавлении появляется желтоватая низковязкая l-сера, которая Халькогены - реферат состоит, как и обе модификации жесткой серы, из повторяющихся молекул S8. При предстоящем нагревании, около 250 оС циклы S8 переформировываются в цепи различной длины. Модификация такового строения именуется m-серой; это красно-коричневая и очень вязкая жидкость. При повышении температуры до 300 оС расцветка становиться темно-коричневой и вязкость водянистой Халькогены - реферат серы опять снижается. Водянистая сера бурлит при 444,6 оС, образуя пары оранжево-бурого цвета. Если их стремительно охладить, то выходит узкий желтый порошок, состоящий из мелких кристалликов серы, именуемый серным цветом. При вливании расплавленной серы в воду происходит переохлаждение расплава и образование желто-коричневой, резиноподобной, режущейся ножиком и растягивающейся в нити Халькогены - реферат пластической серы (смесь l- и m-серы), которая на воздухе за пару минут становится желтоватой, мутной и хрупкой, т.е. перебегает в a-серу. При резком охлаждении насыщенного раствора серы в бензоле либо спирте появляется перламутроподобная модификация g-сера, метастабильная при всех температурах.

Описанные явления имеют последующее разъяснение Халькогены - реферат. При обыденных критериях молекула жесткой серы состоит из восьми замкнутых в кольцо атомов, но при температурах, превосходящих 150-160 оС, кольцевые цепочки молекул серы S8 начинают разрываться и возникшие цепочки соединяются вместе в длинноватые цепи, вследствие чего вязкость расплава очень возрастает, а в жестком виде выходит высокомолекулярное соединение – полимер с Халькогены - реферат каучукоподобной эластичностью. Предстоящее нагревание приводит к разрыву цепей и вязкость серы вновь понижается. Таким макаром, обилие физических состояний серы разъясняется строением ее молекул.

Сера плохо проводит теплоту и электронный ток в хоть какой модификации.

Хим характеристики серы. Сера является достаточно активным неметаллом. Она соединяется практически со всеми металлами, не считая Аu Халькогены - реферат, Pt и Ir, и неметаллами, к примеру:

S + Fe ® FeS; S + H2 ® H2S; 3S + 2P ® P2S3; S + Cl2 ® SCl2; 2S + C ®CS2

Как надо из примеров, в реакциях с металлами и некими неактивными неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами – восстановителем. Со многими Халькогены - реферат металлами сера соединяется конкретно с выделением огромного количества теплоты, с неметаллами процесс идет не так просто и энергично. При нагревании на воздухе сера сгорает голубым пламенем до SO2 с примесью (менее 4%) SO3 (собственных более принципиальных оксидов) – неполное сгорание:

S + О2 ® SО2; 2S + 3О2 ® 2SО3

Из кислородных соединений серы Халькогены - реферат более устойчивыми являются соединения с валентностью серы 6. При больших температурах в реакции с водородом (и парафином) сера образует сероводород Н2S (уравнение см. выше), в реакции с металлами – надлежащие сульфиды. Сера растворяется в растворе сульфида аммония с образованием желто-красных полусульфид-ионов; при нагревании серы с веществом сульфита выходит соответственный Халькогены - реферат тиосульфат, а при нагревании с веществом цианида – тиоцианат. Вещества, которые можно рассматривать, как получающиеся из кислородсодержащих кислот методом замещения в их всего либо части кислорода сероватой, именуются тиокислотами, а надлежащие им соли – тиосолями. В парах серы имеют место равновесия:

S8 ¬ (450 оС) ® S6 ¬ (650 оС) ® S4 ¬ (900 оС) ® S Халькогены - реферат2 ¬ (1500 оС) ® S

Наружным признаком конфигурации строения молекул серы служит изменение цвета паров: от оранжево-желтого до красноватого, а потом соломенно-желтого.

Добыча и получение серы. Серу добывают из самородных месторождений выплавлением, нагнетая под землю перегретую воду под давлением. Для отделения сторонних веществ пользуются способностью серы просто расплавляться (геотехнологический способ либо способ Фраша Халькогены - реферат). Для большей чистки серы, приобретенной выплавкой из руды (комковой серы), предстоящее удаление примесей создают перегонкой в рафинировочных печах (тепловой способ), где сера греется до кипения. Её пары сначала осаждаются на стенах специальной камеры серным цветом, а потом, когда камера нагреется выше 120 оС, пары конденсируются в жидкость, которую остужают в формах Халькогены - реферат, где она и застывает в виде палочек. Приобретенная таким макаром сера именуется черенковой.

Источниками серы также являются FeS2 и полиметаллические руды, содержащие сернистые соединения цветных металлов. Из дробленых кусков таких пород серу выплавляют в автоклавах (герметичные аппараты, в каких можно сделать завышенную температуру и давление) обработкой острым Халькогены - реферат паром либо перегретой водой (пароводяной способ). Маленькое количество серы (газовая сера) получают из газов, образующихся при коксовании и газификации угля.

Серу получают:

1. Выделением при десульфурации водяного, воздушного (генераторного) и светильного газов (продукты газификации ископаемых углей, которые состоят в главном из сложных органических соединений, содержащих элементы C, H, O, N и S Халькогены - реферат – консистенции СО, Н2 и N2), к примеру под действием воздуха и катализатора – активированного угля:

2Н2S + О2 ® 2Н2О + 2S

2. Выделением при неполном сгорании сероводорода (уравнение см. выше), при подкислении раствора тиосульфата натрия:

Nа2S2О3 + 2НСl® 2NаСl + SО2 + Н2О + S

и при перегонке раствора полисульфида аммония Халькогены - реферат:

(NН4)2(S5) ® (NН4)2S + 4S

Фактически серу в лабораториях получают очень изредка.

Применение серы. В практических целях серу начали использовать около 1600 года до н.э. для изготовления красок, беления тканей, косметических средств и в медицине. На сегодня, около 50% добычи серы расходуется для получения серной кислоты Н2SО4, являющейся одним из важных и Халькогены - реферат обширно используемых товаров индустрии. Она употребляются в производстве хим волокон (вискозные шелка, шерсть, полиамидные волокна), удобрений, взрывчатых веществ, пластмасс, моющих, смачивающих и эмульгирующих средств, красителей, фармацевтических препаратов, для рафинирования нефтепродуктов (бензин, керосин и смазочные масла) и товаров коксохимической индустрии (бензол, толуол), для борьбы с сорняками в сельском Халькогены - реферат хозяйстве (гербицид), при травлении темных металлов (снятие окалины), как компонент разных гальванических электролитов (для процессов хромирования, анодного окисления и др.), как электролит свинцовых аккумов, для синтеза огромного количества нужных разным областям индустрии веществ (в том числе и органических) и для многих других целей. 25% идет на синтез сульфитцеллюлозы, нужной для хим переработки Халькогены - реферат (приемущественно в производстве хим волокна). Также серу употребляют для получения сероуглерода СS2, использующегося большей частью (80%) для получения вискозы (искусственного шелка) и для борьбы с вредителями растений, тиосульфата натрия Na2S2O3*5Н2О (неверное заглавие гипосульфит), используемого в фото как закрепитель (фиксаж), в текстильной индустрии (для удаления остатков хлора Халькогены - реферат после отбелки тканей), в кожевенной индустрии, медицине и ветеринарии (противоядие при отравлениях синильной кислотой, йодом, солями томных металлов и др.) и в аналитической химии, сернистых красителей, ультрамаринового голубого (краска), при производстве спичек, темного пороха, светящихся составов.

Приблизительно 10-15% серы расходуется в сельском хозяйстве. В виде аква суспензий серы (серного цвета), смесей Халькогены - реферат полисульфида Са, узнаваемых под заглавием ИСО (известково-серный раствор) и полисульфида Ва (сольбир) её используют для борьбы с заболеваниями виноградника и хлопчатника (в главном, с мучнистой росой) и для ликвидирования неких вредителей растений (приемущественно мучных и других растительноядных клещей). Серу вводят в пахотные земли в виде Халькогены - реферат разных сульфатсодержащих удобрений (сульфат аммония (NН4)2SО4, суперфосфат и др.).

В резиновой индустрии серу используют при вулканизации пластичного сырого каучука для получения эластичной резины. При жаркой вулканизации, когда смесь каучука с сероватой и другими субстанциями (ускорителями, наполнителями, мягчителями, противостарителями и т.д.) подвергают нагреванию выше 100 оС, получают мягенькие (содержат 5-10% серы) и Халькогены - реферат твердые (30-50% серы) резины. Для получения резины, применимой для производства тонкостенных изделий, проводят прохладную вулканизацию при помощи дихлорида дисеры S2Cl2. Каучук с очень огромным содержанием серы именуется эбонитом; это неплохой электронный изолятор.

Серные препараты – очищенная сера с некими органическими добавками (вазелин, персиковое масло и т.п.) – используют в медицине Халькогены - реферат и в ветеринарии для исцеления кожных болезней, также в косметике.

IV. Селен (Selenium) S е

История открытия селена, его распространение в природе. В Повторяющейся системе Д.И. Менделеева элемент 4-го периода, порядковый номер 34, атомная масса 78,96 ± 0,03. Элемент назван в честь Луны, потому что всегда встречается с в рудах с открытым Халькогены - реферат ранее теллуром, нареченным в честь Земли, заглавие Selenium происходит от греческого σεληυη – луна. Селен Sе был открыт в 1817 году в шламе (продукт, содержащий обычно великодушные металлы, отделяющиеся в виде осадка при электролизе меди, свинца, цинка и др. металлов) свинцовых камер (продукционных башен) сернокислотного завода Я. Берцелиусом.

Селен не Халькогены - реферат достаточно всераспространен в природе; изредка заходит в состав минералов (науманит Ag2Sе, клаусталит PbSe, тиманит HgSe и др.), также описан самородный Sе. Он содержится в маленьких количествах в самородной сере и сульфидных рудах (PbS, FeS2 и др.). В земной коре содержание селена составляет 6*10-5 % от массы, в воде океанов – 10-8 %, в биосфере Халькогены - реферат – 10-6 %. Селен представлен шестью размеренными изотопами: 74Se (0,87%), 76Se (9,02%), 77Se (7,58%), 78Se (23,52%), 80Se (49,82%) и 82Se (9,19%). Искусственно получены многие радиоактивные изотопы.

Физиологическое действие селена. Все соединения селена ядовиты.

Физические характеристики селена. Элемент имеет несколько аллотропных модификаций, из которых более известны: сероватый (железный) селен и красноватый (бесформенный) селен. Сероватый селен – хрупкое вещество сероватого цвета с Халькогены - реферат железным блеском, имеющее гексагональную кристаллическую решетку, не растворимое в СS2. Сероватая форма элемента обладает очень увлекательным свойством: её электронное сопротивление резко (в »1000 раз) понижается на свету (по сопоставлению с электронным сопротивлением в мгле). На границе селена с железным проводником появляется запорный слой – участок цепи, способный пропускать ток Халькогены - реферат исключительно в одном направлении. Ширина нелегальной зоны ~ 15 эв. Эта особенность употребляется в селеновых фотоэлементах. Расплав сероватого селена просто образует стеклообразный селен. Красноватый селен – неметаллический красно-бурый порошок, растворимый в СS2 с образованием желтоватого раствора. Сероватый селен является устойчивой формой, а красноватая модификация – термодинамически неустойчива, при нагревании перебегает в сероватую Халькогены - реферат форму. Сероватый Sе перебегает в красноватый при растворении в жаркой концентрированной серной кислоте и выливании приобретенного зеленоватого раствора в большой объем воды.

Хим характеристики селена. При обыкновенной температуре Sе устойчив к действию кислорода, воды и разбавленных кислот, растворяется он в щелочах, концентрированной азотной кислоте и консистенции HCl и HNO3. При нагревании Халькогены - реферат селен достаточно энергично соединяется со многими элементами. Селен на воздухе сгорает голубым пламенем, распространяя соответствующий запах гнилостной редьки. В итоге появляется жесткий белоснежный SеО2:

Sе + О2 ®SеО2

В парах Sе имеют место равновесия, подобные равновесиям в парах серы.

Получение селена. При обжиге FeS2 селен скапливается в пылеочистительных камерах сернокислотных Халькогены - реферат заводов. Эта пыль служит источником получения селена. Также Sе можно выделять из анодного шлама медеэлектролитических установок. С этой целью шлам обрабатывают веществом гидроксида натрия и диоксидом серы:

SеО32- + 2SО2 + 2ОН- ® 2SО42- + Sе + Н2О

Жесткий селен отделяют и очищают дистилляцией, потом высушивают.

Применение селена. Более важен искусственный изотоп 75Sе (Т Халькогены - реферат1/2 = 121 денек). Селен применяется в полупроводниковой технике для производства выпрямителей электронного тока и фотоэлементов с запорным слоем, в стекольной индустрии как краситель, в металлургии – для сотворения тонкодисперсной структуры стали, для вулканизации резины, как катализатор в процессах гидрогенизации-дегидрогенизации, он употребляется также для синтеза селенидов – полупроводников, используемых в термоэлементах, фотосопротивлениях и Халькогены - реферат в качестве катодолюминофоров (люминесцентных частей).

V . Теллур (Те llurium ) Те

История открытия теллура, его распространение в природе. В Повторяющейся системе Д.И. Менделеева элемент 5-го периода, порядковый номер 52, относительная атомная масса 127,60 ± 0,03. Элемент назван в честь Земли, заглавие Теllurium происходит от латинского tellus – Земля. Теллур Те был открыт Халькогены - реферат в 1782 году в золотоносных породах Ф. Мюллером фон Райхенштейном. Это открытие было доказано в 1798 году М. Клапротом, давшим элементу заглавие.

Обычно, теллур аккомпанирует Sе и S в природных сульфидах. Это редчайший элемент, но, он заходит в состав значимого числа минералов (калаверит AuTe2, гессит AgTe, креннерит (Au, Ag)Te2 и Халькогены - реферат др.), также известен самородный Те. Содержание теллура в земной коре по массе составляет всего 10-6 %. Понятно восемь размеренных изотопов Те с массовыми числами 120, от 122 до 126, 128 и 130, из которых более всераспространены 128Те (31,79%) и 130Те (34,48%), также искусственно получены бессчетные радиоактивные изотопы.

Физиологическое действие теллура. Все соединения теллура ядовиты.

Физические характеристики теллура. Теллур известен в виде Халькогены - реферат бесформенной модификации и в виде кристаллического хрупкого, но мягенького вещества серебристо-белого цвета с железным блеском, имеющего гексагональную кристаллическую решетку. Теллур отлично проводит теплоту и электронный ток, приближаясь тут к металлам, также обладает полупроводниковыми качествами. Ширина нелегальной зоны ~ 0,34 эв. Особенностью полупроводниковых параметров теллура является двойное изменение типа Халькогены - реферат проводимости зависимо от температуры: р-тип ¬ ((-100 оС)-(-80 оС)) ®n-тип ¬ (230 оС) ® р-тип

Хим характеристики теллура. Соединяясь с кислородом при нагревании, теллур пылает голубым пламенем, а окисление на воздухе обычно не сопровождается горением:

Те + О2 ® ТеО2

Из кислородных соединений теллура более устойчивыми являются соединения с валентностью теллура 4. С галогенами он ведет Халькогены - реферат взаимодействие на холоду (с йодом в присутствии воды), с водородом, азотом, углеродом не реагирует, с металлами образует теллуриды.

Получение теллура. Теллур получают при переработке шламов (содержание его в шламах колеблется от 0,3 до 3%) совместно с селеном и томными и великодушными металлами или обжигом, или нагреванием с Н2SО4 (конц.), потом улавливают Халькогены - реферат в скрубберах (аппараты для улавливания примесей, содержащихся в газовых консистенциях, и чистки последних). Его также можно получать из отходов свинцово-цинкового производства либо восстановлением из ТеО2 прокаливанием её с углем.

Применение теллура. Теллур используют в главном для синтеза теллуридов металлов (индия, таллия и др.) и их сплавов Халькогены - реферат для полупроводниковой техники. Не считая того, теллур употребляется как легирующая добавка в свинцовых сплавах, при вулканизации резины, как краситель в стекольной и глиняной индустрии, а его соединения Na2TeO3 и K2TeO3 как краситель в микробиологии, а именно, при диагностике дифтерии.

VI . Полоний ( Polonium ) Ро

История открытия полония, его распространение в Халькогены - реферат природе. В Повторяющейся системе Д.И. Менделеева элемент -6го периода, порядковый номер 84. Заглавие Polonium происходит от латинского Polonia – Польша (Польша – родина Марии Кюри-Склодовской, родившейся в Варшаве). Полоний Ро (изотоп 210Ро) был открыт в 1898 году в составе урановой смоляной руды физиками-супругами Марией Кюри-Склодовской и Пьером Кюри (Франция Халькогены - реферат).

Полоний очень изредка встречается в природе. Полоний составляет 2*10-14 % от массы земной коры. Понятно 24 его изотопа и ядерных изомера с массовыми числами от 196 до 218, как природных, так и приобретенных искусственно. Природным изотопам полония (как и для других радиоэлементов) даны особые знаки и наименования по их месту в радиоактивных рядах: 210Ро Халькогены - реферат (RaF), 211Ро (AcC΄), 212Ро (ThC΄), 214Ро (RaC΄), 215Ро (АсА), 216Ро (ThА) и 217Ро (RaА).

Физиологическое действие полония. Наибольшее количество полония, допустимое в человеческом организме, составляет только 0,02 мккюри; это значит что работа даже с миллиграммовыми количествами полония небезопасна для здоровья. Так как многие соединения этого элемента летучи даже при Халькогены - реферат комнатной температуре, работу с ними нужно проводить в закрытых боксах с соответственной тягой.

Физические характеристики полония. Полоний представляет собой мягенький серебристо-белый блестящий металл, светящийся неизменной голубой люминесценцией. Известны две его модификации: низкотемпературная a-форма с кубической кристаллической решеткой и высокотемпературная β-форма с ромбоэдрической; фазовый переход при 36 оС. При Халькогены - реферат комнатной температуре свежеприготовленные эталоны железного полония остаются в β-форме благодаря выделению тепла в самом образчике при термодинамическом испускании полонием a-частиц. Более долгоживущий природный изотоп 209Ро с периодом полураспада Т1/2 = 102 года.

Хим характеристики полония. Во всех соединениях полоний едет себя как обычный металл. При нагревании полоний реагирует с кислородом и Халькогены - реферат галогенами, с водородом и азотом не ведет взаимодействие, медлительно растворяется в концентрированной азотной кислоте НNО3 (с выделением оксидов азота) и соляной кислоте HCl (2н), где появляется раствор Ро с валентностью 2, который под действием собственного излучения перебегает в Ро с валентностью 4. Процесс окисления в какой сложен: есть Халькогены - реферат предположение, что полоний окисляется Н2О2, образующейся в растворе под действием a-излучения:

Ро2+ + 2Н+ + Н2О2 ® Ро4+ + 2Н2О

Получение полония. 209Ро выходит искусственно облучением висмута протонами:

209Bi (р,n) 209Ро

210Ро (Т1/2 = 138,401 денька) появляется в радиационном ряду урана из долгоживущего радиоактивного изотопа свинца (при всем этом менее 10-10 – 10-6 г) и при Халькогены - реферат облучении висмута нейтронами; процессы соответственно:

RaD (210Pb) —(β-)®RaE (210Bi) —(β-)®RaF (210Ро); 209Bi (n,γ) 209Bi —(β-)® 210Ро

Также 210Ро можно получать из урановых руд, как побочный продукт при добыче радия Ra и извлечением из смесей, содержащих 210Pb, 210Bi и 210Ро.

Применение полония. Наибольшее практическое значение у 210Ро. Это разъясняется: легкостью его получения в чистом Халькогены - реферат состоянии, длительностью жизни, отсутствием радиационных товаров распада, интенсивностью и чистотой его излучения (210Ро – незапятнанный a-излуча-тель). Полоний применяется для производства не владеющих γ-излучением нейтронных источников, для исследования радиационно-химических процессов в жидкостях под действием a-излучения, для исследования физиологического воздействия a-излучения на живы организмы, для a-активационного Халькогены - реферат ионного анализа, врубается в состав стандартных электродных сплавов, используемых для производства свеч движков внутреннего сгорания.

Для жестких и водянистых веществ в таблице приведена относительная плотность (плотность вещества, отнесенная к плотности воды при 4 оС) при 20 оС либо при температуре, обозначенной в верхнем индексе. Для газов приведена плотность в кг Халькогены - реферат/м3 при обычных критериях.

Температуры плавления и кипения приведены для давления 101325 Па.

В графе «Мольная теплоёмкость» настоящая (в верхнем индексе указана температура ёе измерения в градусах Цельсия) и относительная (в верхнем индексе указан спектр температур в градусах Цельсия) мольные теплоёмкости приведены в расчете на одноатомную молекулу.

Удельное электронное сопротивление соответствует Халькогены - реферат температурам (в градусах Цельсия), обозначенным в верхних индексах.

Растворимость (количество вещества, насыщающего 100 г растворителя) для жестких и водянистых веществ приведена в г, для газов – в см3. Температура указана в верхнем индексе. В почти всех случаях растворимость характеризуется только отменно.

Перечень литературы

1) Короткая хим энциклопедия – Ред. кол. Кунянц И Халькогены - реферат.Л. (отв. ред.) и др.– М.: Русская энциклопедия. – Т.1 (1962), т.2 (1963), т.3 (1964), т.4 (1965), т.5 (1966).

2) Русский энциклопедический словарь/Гл. ред. Прохоров А.Л. – 4-ое изд. – М.: Русская энциклопедия, 1989.

3) В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бирбак и др.: Пер. с нем./Химия: Справочное издание. – М.: Химия, 1989. – Пер. изд.: ГДР, 1986.

4) Глинка Н.Л./Общая Халькогены - реферат химия: Учебное пособие для вузов. – 23-е изд., стереотипное./Под ред. Рабиновича В.А. – Л.: Химия, 1984.

5) Хомченко Г.П./Химия (для предварительных отделений): Учебник. – 2-ое изд., доп. и перераб. – М.: Высш. шк., 1988.

6) Бусев А.И., Ефимов И.П./Словарь хим определений: Пособие для учащихся. – М.: Просвещение, 1971.

7) Пилипенко Халькогены - реферат А.Т., Починок В.Я., Середа И.П. и др./Справочник по простой химии. – 2-е изд., доп. и перераб./Под общ. ред. Пилипенко А.Т. – К.: Наукова думка, 1978.

8) Гороновский И.Т., Назаренко Ю.П., Некряч Е.Ф./Лаконичный справочник по химии: Справочное издание. - 5-ое изд., доп. и перераб. – К.: Наукова думка, 1987.


hadzhiev-a-h-d-yu-n-professor-zaveduyushij-kafedroj-enu-im-l-n-gumileva-sostoyanie-pravovogo-regulirovaniya-zemelnih-otnoshenij-problemi-i-puti-resheniya-sostoyanie-i-sushnost-sovremennogo-zemelno-pravovogo-regulirovaniya.html
haibolee-vapiabelnim-po-stpoeniyu-fopme-koponki-i-chislu-kopnej-yavlyaetsya.html
hajbullinskij-rajon-respubliki-bashkortostan.html