Халькоген

Реферат студента Новікова Бориса Юрійовича

Санкт-Петербурзький Інститут Точної Механіки і Оптики

Кафедра фізичної хімії, волоконної та інтегральної оптики

2000, лютий

I. Загальні властивості халькогенів та їх сполук

Елементи VIA групи і їхні символи. У неорганічної хімії халькогенів називають р-елементи VIA групи або підгрупи кисню періодичної системи Д.І. Менделєєва. У неї входять п'ять елементів: кисень О, сірка S, селен Se, телур Te, полоній Po. Назва халькоген походить від грецьких χαλχος-мідь і γεννάω - народжую (утворюють руди).

Характерне для халькогенів будова зовнішнього електронного рівня і ступеня окислення елементів. У атомів халькогенів однакову будову зовнішнього енергетичного рівня - ns2np4. Цим пояснюється подібність їх хімічних властивостей. Для всіх елементів (крім полонію і кисню) характерні ступені окислення (+ VI), (+ IV) і (-II); полоній у сполуках виявляє стану окислення (+ IV), (+ II) та (-II); для кисню типова ступінь окислення (-II), виключення становлять його фториди OF2 і O2F2 зі ступенями (+ II) та (+ I) відповідно і перекис водню Н2О2, а також її похідні, де вона дорівнює (-I). Такі значення ступенів окислення випливають з електронної будови халькогенів:

У атома кисню на 2р-подуровне два неспарених електрона. Його електрони не можуть роз'єднуватися, оскільки відсутня d-підрівень на зовнішньому (другому) рівні, тобто відсутні вільні орбіталі, хоча іноді він може виступати в якості донора електронів і утворювати додаткові ковалентні зв'язки за донорно-акцептерному способу. У атомів сірки та інших елементів підгрупи в збудженому стані валентність і ступеня окислювання такі ж, однак, при підводі енергії (наприклад, при нагріванні), число неспарених електронів може бути збільшено шляхом перекладу s-і р-електронів на d-підрівень зовнішнього шару. Стійкість стану окислення (+ VI) знижується від S до Te, стійкість стану (+ IV) підвищується від S до Po, а стійкість стану (-II) знижується від O до Po.

Залежність фізичних і хімічних властивостей халькогенів від електронної будови. Фізичні і хімічні властивості халькогенів закономірно змінюються зі збільшенням порядкового номера. Поява нових електронних шарів тягне за собою збільшення радіусів атомів, зменшення електронегативності, зниження окислювальної активності незаряджених атомів і посилення відновних властивостей атомів зі ступенем окислення (-II), тому із збільшенням заряду ядра неметалічні властивості слабшають, а металеві зростають від Про до Ро. У цілому всі елементи підгрупи кисню, крім полонію - неметали, хоча і менш активні, ніж галогени. Селен і телур, однак, відомі в металевих і аморфних модифікаціях.

Халькогеноводороди. Водневі з'єднання елементів підгрупи, вони також називаються халькогеноводородамі (хальководородамі), відповідають формулою Н2R: Н2О, Н2S, Н2Se, Н2Те, Н2Ро. Їх стійкість зменшується від Про до Ро. При розчиненні сполук у воді утворюються кислоти (формули ті ж), кислотність яких збільшується в тому ж порядку, що пояснюється зменшенням енергії зв'язку в ряду сполук Н2R. Вода Н2О, дисоціюють на іони Н + та ОН-, є амфотерним електролітом і вважається нейтральною. Халькогеноводороди виявляють відповідно великі і менші кислотні властивості, ніж водневі з'єднання елементів VА групи та галогеноводорода.

З'єднання халькогенів з киснем (оксиди і гідроксиди). Сірка, селен і телур утворюють однакові форми сполук з киснем типу RО2 і RО3, крім того сірка зустрічається у формах R2О3, (RО3) 2, (RО3) 3 і RО4. Їх гідроксиду відповідають кислоти типу Н2RО3 і Н2RО4, а також у деяких випадках Н2RО6 і RО2 * nН2О. Із зростанням порядкового номера елемента сила цих кислот убуває. Всі вони проявляють окисні властивості, а кислоти типу Н2RО3 ще й відновлювальні. У порівнянні з елементами VА групи всі вказані гідроксіди більш кислотні, а в порівнянні з елементами VIIА групи - більш основні. Полоній утворює амфотерний гідроксид РОО (ОН) 2.

II. Кисень (Оху genium) Про

Історія відкриття кисню, його поширення в природі. У Періодичній системі Д.І. Менделєєва елемент 2-го періоду, порядковий номер 8, атомна маса 15,9994 ± 0,0003. Назва Охуgenium походить від грецьких ύξόζ - кислий і γεννάω - народжую (що породжує кислоту). Вперше у вільному вигляді кисень О2 був отриманий у 1769-70 роках К.В. Шеєле при нагріванні селітри, азотнокислого магнію та інших речовин і незалежно від нього в 1774 році Дж. Прістлі при розкладанні HgO і свинцевого сурику (Pb2IIPbIV) О4. Роль кисню в реакціях горіння багатьох речовин на повітрі була пояснена в 1775 році Лавуазьє, що підірвало підвалини панувала до того теорії флогістона (гіпотетичне початок горючості), висунутої у 1697 році Г.Е. Шталем. Як з'ясувалося пізніше, кисень був відкритий і використаний на початку ХVII століття К. Дреббелем; відкритий газ використовувався на підводному човні, тому його відкриття трималося в секреті і не зробило впливу на подальші дослідження. Озон О3 (поєднання трьох молекул кисню) вперше був виявлений в 1785 році Ван-Марум за характерним запахом і окислювальним властивостям, які набуває повітря при пропущенні через нього електричних іскор. Ван-Марум приписав ці властивості «електричної матерії». У 1840 році К.Ф. Шенбейн зіставив зміна властивостей кисню при пропущенні через нього електричних розрядів і при електролітичному виділенні і пояснив ці зміни освітою особливого газу, який він назвав озон. Назва походить з-за характерного запаху від грецького öζω - пахну. Пізніше Маріньяк і де ля Рів показали, що озон є Аллотропических зміною кисню.

Кисень належить до найбільш поширених на Землі елементів, у вільному вигляді він перебуває в атмосферному повітрі і природних водах (біохімічна самоочищення річкової і морської води йде зі споживанням кисню), у зв'язаному - входить до складу води, піску, глин, кварцев, руд та інших мінералів та гірських порід і багатьох речовин (білків, жирів і вуглеводів), з яких побудовані організми рослин і тварин (»65% від маси тканин). Найбільший вміст кисню за вагою в морській воді (85,82%), піску (53%) і глині ​​(56%). Цей елемент становить 47,2% від маси земної кори, 23,15% від маси атмосфери або 20,95% від обсягу і 70% від маси біосфери. Природний кисень є сумішшю трьох ізотопів 16о (99,759%), 17о (0,037%) і 18О (0,204%). Також отримані радіоактивні штучні ізотопи з масовими числами від 14 до 19. У вільному вигляді кисень утворює дві Аллотропических модифікації: дікіслород (звичайний кисень) О2 і трікіслород (озон) О3.

Фізіологічна дія кисню. У повітрі є приблизно 1,1 * 1015 т кисню. Він грає виключно важливу роль у природі, так як є життєво важливим елементом, необхідним для функціонування майже всіх живих організмів (виняток становлять анаеробні бактерії), тління і гниття загиблих рослин і тварин (при цьому складні органічні речовини перетворюються на більш прості, а в кінцевому результаті в СО2, воду і азот).

Процес окислення органічних речовин, службовців джерелом енергії для клітин, за допомогою засвоєного при диханні кисню в присутності ферментів з утворенням СО2 і Н2О називається диссимиляцией або диханням, зворотний процес носить назву асиміляції:

Дисиміляція протікає в усіх аеробних організмах, у тому числі і в рослинах, позбавлених впливу сонячного світла; асиміляція являє собою процес фотосинтезу, що йде в основному природному джерелі вільного кисню - рослинах (крім них в заповненні кисню має місце фотохімічне розкладання водяної пари у верхніх шарах атмосфери , що, ймовірно, зіграло важливу роль в утворенні вільного кисню до виникнення життя на Землі).

Кисень надходить через легені в кров і зв'язується з гемоглобіном (хромофор червоних кров'яних тілець) з утворенням оксигемоглобіну і в такому вигляді підводиться до клітин. Під дією ферментів кисень окисляє також принесену кров'ю глюкозу (виноградний цукор) С6Н12О6; звільняється при цьому, використовується для протікання різних життєвих процесів (робота м'язів, нагрівання тіла і т.д.).

Озон отруйний, гранично допустимим є його вміст у повітрі, рівне 10-5% (у приземному шарі атмосфери зміст цього газу зазвичай лежить в межах 10-7-10-6%), однак, невеликий вміст О3 в атмосфері сприятливо впливає на організм людини .

II .1. Дікіслород (звичайний кисень) О2

Фізичні властивості дікіслорода. Звичайний кисень (дікіслород) О2 - безбарвний газ, не має смаку і запаху, трохи більш важкий, ніж повітря, помірно розчинний у воді. На розпушуючих молекулярних p-орбіталях кисню розміщуються два неспарених електрона, що створюють магнітне поле, що надає молекулі елемента магнітні властивості. Парамагнітного її виявляється, зокрема, в тому, що рідкий кисень притягується магнітом. Рідка модифікація кисню має блідо-блакитний колір, тверда (кристали гексагональної форми) - синій. Добрими поглиначами кисню є платинова чернь, активоване (активний) деревне вугілля і благородні метали в розплаві.

Хімічні властивості дікіслорода. Хімічний зв'язок в молекулі кисню - ковалентний неполярний. Цей елемент утворює двоатомні молекули, що характеризуються високою міцністю: стандартна ентальпія атомізації кисню дорівнює 498 кДж / моль. При кімнатній температурі дікіслород відносно мало реакционноспособен; при температурах вище 1500 оС внаслідок ослаблення зв'язку кисень-кисень активність О2 зростає. У атомарному стані кисень ще більш активний, ніж у молекулярному. Хімічне приєднання О2 називається окисленням (кисень виступає у хімічних реакціях окислювачем, так як за значенням відносної електронегативності є другим елементом, поступаючись фтору); воно буває швидким і повільним. Повільне окислення - це, наприклад, процеси іржавіння, дихання, засвоєння їжі організмом, гниття, старіння гуми, відкидання масляних фарб. Швидке окислення, часто супроводжується появою полум'я (виділення теплоти і світла), називається горінням, а повільне - тлінням. Поступове окислення різних речовин на повітрі називається іржавіння. В результаті окислення утворюються оксиди. Швидкість окислення залежить від природи окислюваного речовини, від температури, а також від умов змішування. Мимовільне окислення при звичайній температурі називається аутооксідаціей. Швидкість реакцій окислення, як і швидкість інших хімічних реакцій, збільшується при підвищенні температури і наявності каталізаторів. Особливо важливу роль для прискорення процесів окислення відіграє наявність води.

Дікіслород взаємодіє з усіма хімічними елементами, крім гелію, неону і аргону. З більшістю елементів він утворює оксиди безпосередньо (крім галогенів, золота і платини - їх оксиди виходять непрямим шляхом; виняток становить О2F2, який утворюється прямо при взаємодії газів), наприклад:

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

Складні речовини при певних умовах також взаємодіють з киснем. При цьому утворюються оксиди, а іноді й прості речовини, наприклад:

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

Виявлення та отримання дікіслорода. У газовому аналізі кисень виявляють по яскравому спалаху тліючої скіпки при утриманні не менше 30% (недооцінка цієї властивості чистого кисню часто призводить до нещасних випадків в космонавтиці та медицині, де він найбільш часто використовується); по коричневого фарбування лужного розчину пірогалолу (пирогалловой кислоти); по фарбуванню в інтенсивно червоний колір суміші розчинів пірокатехіна С6Н4 (ОН) 2 і FеSО4; з фарбування безбарвного аміачного розчину СuСl2 в синій колір.

Дікіслород отримують:

1. У промисловості з повітря шляхом фракційної конденсації і дистиляції (спосіб Лінді), а також при отриманні водню шляхом електролізу води (як побічний продукт).

2. Нагріванням кисневмісних речовин, а саме хлоратів у присутності каталізатора - пиролюзита MnO2 (реакція 1), нітратів (реакція 2), перманганатов при помірних або дуже високих температурах (відповідно реакції 3 і 4), пероксидів (реакція 5):

3. Каталітичним розкладанням пероксиду водню (каталізатор - MnO2):

2Н2О2 ® 2Н2О + О2

4. Електролізом лужних або сульфатних розчинів із застосуванням нерозчинних (платинових) анодів, на яких відбувається розрядка гідроксид-іонів або окислення води:

4ОН-- 4е-® О2 + 2Н2О

2Н2О - 4е-® О2 + 4Н +

5. Взаємодією пероксидів лужних елементів з CO2 (ця реакція здійснюється в кисневих ізолюючих приладах):

2Na2O2 + 2CO2 ® 2Na2CO3 + О2

6. Взаємодією розчину перманганату калію з підкисленим розчином H2O2:

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

Застосування дікіслорода. Кисень зберігають і перевозять в сталевих балонах під надлишковим тиском 15 МПа (150 атм); на вентилі балону не повинно бути жирового мастила.

Технічний кисень (99-95%) використовують для зварювання та кисневого різання металів, в дихальних апаратах при виконанні робіт у важкій для дихання атмосфері (підземні та підводні роботи, висотні і космічні польоти і інші), в медицині для полегшення дихання хворого (кисневі подушки і намети) і для отримання високих температур (температура киснево-ацетиленового полум'я сягає 3500 оС, киснево-водневого - 3000 оС) в процесах газополум'яної обробки металів. Технологічний кисень (90-88%) застосовують для інтенсифікації окислення в багатьох хіміко-технологічних процесах (виробництво азотної та сірчаної кислот, штучного рідкого палива, мастил, технологічних газів, соди, метанолу, перекисів металів і інших речовин). Рідкий кисень використовується як окислювач ракетного палива і в лабораторній практиці як холодильного агента. Парокислородное дуття застосовується в газогенераторах для газифікації (перетворення твердого палива на горючі гази) бурого вугілля і торфу під тиском 28 атм.

Суміші рідкого кисню з твердими пористими горючими органічними речовинами, званими поглиначами, наприклад вугільним порошком, деревної борошном, торфом, мохом, соломою, сіркою і ін, подрібненими або спресованими у брикети, називаються оксіліквітамі. Вони мають дуже сильними вибуховими властивостями, які можуть сильно відрізнятися в залежності від властивостей поглинача та вмісту кисню в момент вибуху (рідкий кисень дуже леткий), легко готуються на місці використання і застосовуються при підривних роботах, в основному при неможливості доставки інших вибухових речовин, наприклад , в гірських і важкодоступних районах.

Велика роль кисню в різних металургійних методах, наприклад, при продуванні в доменну піч повітря, збагаченого киснем, значно підвищується температура полум'я, в результаті чого прискорюється процес плавки і збільшується продуктивність печі. Ще більший ефект виходить при повній або частковій заміні повітря киснем у сталеплавітельном виробництві - мартенівському і бесемерівському процесах: це дає не тільки їх прискорення, а й покращення якості отримуваних сталей. У кольоровій металургії збагачений повітря (до 60% О2) служить для окислення сульфідних руд цинку, міді та ін

II .2. Трікіслород (озон) О3

Озоновий шар. Озон (трікіслород) О3 нерівномірно розподілений по всій атмосфері, досягаючи свого максимуму в стратосфері (20-30 км над поверхнею Землі). Хоча його кількість мало в порівнянні з киснем повітря (шар озону, приведений до нормальних атмосферних умов - 0 оС, 1 атм (760 мм рт. Ст. Або 101325 Па) - складе 0,4-0,6 см від поверхні Землі) озону виявляється досить для поглинання небезпечного для всіх живих організмів ультрафіолетового випромінювання Сонця та інфрачервоного випромінювання Землі, цим він перешкоджає опроміненню і охолодження нашої планети, сприяючи, таким чином, стабільному розвитку органічного життя на Землі. Вміст озону в повітрі залежить від географічної широти і від пори року. Як правило, воно більше у високих широтах, максимально навесні і мінімально восени.

Починаючи з 1976 р. виявлено зменшення концентрації О3, а це загрожує збільшенням інтенсивності потоку радіації і, як наслідок, розвитком раку у рослин і тварин. Створена Всесвітньої метеорологічної організації (ВМО) комісія для вивчення цього явища і розробки методів щодо запобігання його розвитку встановила, що істоньшеніе озонового шару безпосередньо пов'язане з викидом в атмосферу невластивих природі фтор-і фторхлоруглеродов жирного ряду або фреонів (від лат. Frigor - холод, так як ця група сполук має властивості холодильних агентів), з яких найбільш поширені так звані фреон-12 (ССl2F2) і фреон-11 (CCl3F). Під дією УФ-випромінювання фреони фотолізіруют і радикали хлору та фтору реагують з озоном, перетворюючи його в дікіслород і утворюючи оксиди. Ці оксиди реагують з атомарним киснем, у результаті реакції виходять дікіслород і радикали, готові знову прореагувати з трікіслородом. Покажемо що відбувається процес на прикладі CF3Cl:

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

Таким чином, в атмосфері створюється постійна циркуляція хлору і фтору, частки яких можуть дрейфувати в повітряному просторі від 100 до 150 років. Зазвичай, ці елементи, потрапляючи в атмосферу і розпадаючись на радикали, реагували з метаном, а отримували водневі з'єднання випадали на Землю з опадами:

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

Однак, масове застосування фторхлорвуглеводороди в аерозольних балонах і різних холодильних установках призвело до викиду такої їх кількості, що шляхи виведення хлору та фтору з атмосфери не можуть забезпечити рівень цих газів у межах, при яких озоновий шар не піддавався б небезпеки бути знищеним. Виникненню озонових дір також сприяють висотні літаки і супутники, в паливних викидах яких містяться сильні окислювачі. У зв'язку з наростанням проблеми, ООН дійшла висновку про необхідність заміни фреонів аналогічними за властивостями сполуками, про що низкою країн, у тому числі і колишнім СРСР, був підписаний міжнародний договір. Для збільшення концентрації озону ВМО розробила програму штучного викиду О3 у верхніх шарах атмосфери.

Фізичні властивості озону. У звичайних умовах він проявляється як газ, має світло-синій колір (синій колір стає помітний при 15-20%) і характерний «електричний» запах, має властивість вибухати при нагріванні. Озон майже в 1,7 разів важче повітря, його розчинність у воді значно більше, ніж кисню. Рідка модифікація трікіслорода має темно-синій колір, тверда (кристали призматичної форми) - темно-фіолетовий.

Хімічні властивості озону. Трьохатомна молекула озону побудована у формі рівнобедреного трикутника:

Близькість кута між зв'язками до 120о вказує на те, що центральний атом кисню знаходиться в стані sp2-гібридизації. Гібридна sp2-орбіталь перекривається р-орбіталей і в молекулі утворюються дві s-і одна p-зв'язок. s-зв'язку з'єднують крайні атоми з центральним, а p-зв'язок делокалізуется, тобто належить усім трьом атомам кисню (p-зв'язок в молекулі озону - трьохцентрове). Стандартна ентальпія утворення О3 дорівнює 142,5 кДж / моль.

Трікіслород є нестійким з'єднанням і мимоволі розкладається (при великій концентрації розкладання озону може відбуватися з вибухом, причому вибуховості в сильному ступені залежить від домішок, особливо органічного походження):

О3 ® О2 + О *

Трікіслород - один з найсильніших окисників, більш сильний, ніж дікіслород, але більш слабкий, ніж атомний кисень. Наприклад, з розчину йодиду калію він виділяє йод, в той час як з О2 ця реакція не протікає (вона може використовуватися для виявлення О3):

2KI + H2O + O3 ® I2 + 2KОН + О2

Він руйнує органічні речовини, окислює переважна більшість металів і неметалів до відповідних оксидів, руйнує каучук, переводить нижчі оксиди до вищих, а сульфіди металів - у їх сульфати, розкладає галогеноводорода (крім НF) і деякі їх солі і т.п. У всіх цих реакціях озон виступає як окислювач, проте, існують реакції, в яких він фігурує як відновник, наприклад:

Н2О2 + О3 ® Н2О + 2О2

При дії на деякі неорганічні і органічні речовини О3 утворює озоніди. У ході більшості реакцій молекула озону втрачає один атом, переходячи в молекулу О2.

Виявлення та отримання озону. Так як здатність до окислення у озону вище, ніж у кисню, то цим його властивістю в основному і користуються для виявлення газу. Якщо помістити в повітря, що містить озон, папірець, змочену розчинами KI і крохмалю, то вона негайно посиніє, в той час як у деозонірованом повітрі зміни забарвлення відбуватися не буде. З сріблом трікіслород утворює чорний пероксид срібла (точна формула невідома); при його контакті з ефіром або спиртом останні загоряються.

Озон утворюється із звичайного кисню (у чистому вигляді або в повітрі) під дією тліючого (тихого) електричного розряду або ультрафіолетового випромінювання:

3О2 «2О3

Для здійснення цієї реакції необхідна витрата енергії, і, тому, сама по собі протікати вона не може. Зворотна реакція - розпад озону - проходить мимоволі тому, що в результаті цього процесу енергія Гіббса системи зменшується. Для отримання озону з повітря користуються спеціальними приладами, званими озонаторами. Вони впливають на кисень, створюючи електричні розряди. Також озон утворюється в процесах супроводжуються виділенням атомарного кисню, наприклад, при розкладанні перекисів, окисленні фосфору, електролізі кисневмісних кислот.

У природі озон утворюється при електричних розрядах і під дією сонячної радіації в атмосфері, а також при окисленні деяких смолистих речовин хвойних дерев.

Застосування озону. Як сильний окислювач озон убиває бактерії, володіє Бєляєв та дезінфікуючу дію. Його використовують для знезараження питної води і повітря, в медицині і харчовій промисловості як дезінфікуючий засіб, для знешкодження промислових стічних вод, для відбілювання тканин, паперу, соломи, масел і т.п., а також як окислювач. Він необхідний для виробництва деяких органічних речовин (ваніліну, жирних кислот, камфори та ін.)

II .3. Сполуки кисню.

Нормальні оксиди. З'єднання елементів з киснем називаються оксидами (окислами). Сполуки кисню з простими речовинами, коли кожен атом кисню з'єднується тільки з атомом елемента, але не з іншим кисневим атомом, називаються нормальними оксидами. У них Про виявляє в основному ступінь окислення (-II), виключаючи фторидним з'єднання. Якщо елемент утворює тільки одне з'єднання з киснем, то воно називається окисом. Якщо кілька, то оксид з найменшим вмістом кисню називається закисом, оксид з великим вмістом кисню - окисом. Нормальні оксиди, в яких на один атом елемента припадає два або три атома кисню, часто називають двоокису або триокиси. Якщо елемент утворює більше число оксидів, то інші називаються ангідридами тих кислот, які виходять при дії на них води. У залежності від хімічних властивостей розрізняють солеобразующіе оксиди, поділені на основні, кислотні і амфотерні, і несолеобразующіе (діфферентние, тобто байдужі) оксиди. Оксиди багатьох неметалів, за винятком СО, NO, N2О, і металів у високих ступенях окислення (+ V) - (+ VII) відповідають кислот, наприклад:

SО3 + Н2О «Н2SО4; CrО3 + Н2О ® Н2CrО4

Оксиди металів у низьких ступенях окислення від (+ I) до (+ IV) є основними або амфотерними оксидами і їм відповідають основні або амфотерні гідроксиди, наприклад:

СаО + Н2О «Са (ОН) 2; Al2O3 + Н2О« Аl (ОН) 3

Більшість оксидів металів у звичайних умовах не реагує з водою. При взаємодії основних оксидів з типовими кислотними оксидами та кислотами і кислотних оксидів з типовими основними оксидами й основами утворюються відповідні солі. Амфотерні оксиди і з кислотними, і з основними оксидами утворюють солі.

Пероксиди і надпероксід. Пероксиди (перекису) обов'язково містять групу-О-О-(пероксогруппа) або пероксид-іони О22-, їх можна розглядати як похідні пероксиду водню Н-О-О-Н. Пероксиди легко виділяють кисень, а відновлення йде з працею і не повно. При нагріванні або опроміненні вони розпадаються по зв'язку О-О:

RООR ® 2RО

Органічні пероксиди широко використовуються як каталізатори полімеризації.

Надпероксід (надперекісі або супероксиди) металів містять цепочечний іон О21-, тобто одна з двох зв'язків кисню групи-О-О-ненасичений; наприклад, при згорянні калію утворюється надпероксід калію КО2:

К + О2 ® К-О-О1-

Озоніди. Озоніди характеризуються наявністю озонідного іона О3.

Відомі озоніди лужних металів і амонію. Вони пофарбовані в червоний колір і парамагнітни. Іон О3-з непарним числом електронів є носієм величезної хімічної активності озоніди, які можна розглядати як вільні радикали з надзвичайно великою тривалістю життя. Озоніди лужних металів виходять взаємодією озонованого кисню з гідроксидами і наступною екстракцією (інакше екстрагування - процес розділення суміші рідких або твердих речовин за допомогою виборчих (селективних) розчинників, які називаються естрагенти) рідким аміаком.

Гідроксиди. Гідроксіди (гідроокису), обов'язково містять групу-О-Н (гидроксогрупп, гидрокисла або водний залишок), є одним з основних класів хімічних сполук. У розчинах гідроксіди піддаються електролітичної дисоціації, причому відщеплюються або іони ОН-(це характеризує підстави), або Н + (кислоти), або - в залежності від умов - як іони ОН-, так і іони Н + (амфоліти або амфотерні гідроксиди), і можуть мати відповідно основними, кислотними або амфотерними властивостями. Добре розчинні у воді підстави називаються лугами. Гідроксиди утворюються внаслідок сполучення оксидів хімічних елементів з водою. Гідроксиди з сильно вираженими основними або кислотними властивостями добре розчиняються у воді, слабкі підстави і амфоліти практично нерозчинні. Більшість гідроксидів металів мало розчинні у воді і осаджується при їх одержанні з водного розчину, наприклад:

СuSO4 + NаОН «Сu (OН) 2 ¯ + Nа2SO4

Гідроксиди неметалів представляють кисневі кислоти. Деякі гідроксіди (наприклад, AgОН і Нg (ОН) 2) дуже нестійкі і при кімнатній температурі спонтанно розпадаються на оксиди і воду. При нагріванні розкладаються і інші гідроксиди. На практиці термін «гідроксиди» часто застосовується тільки по відношенню до основних і амфотерні гідроксиди.

III. Сірка (Sulfur) S

Історія відкриття сірки, її поширення в природі. У Періодичній системі Д.І. Менделєєва елемент 3-го періоду, порядковий номер 16, атомна маса 32,06 ± 0,01. Назва Sulfur походить від латинського - світло-жовтий. Сірка S була відома з глибокої давнини у вигляді виділень гарячих вулканічних джерел, згадки про неї вперше зустрічаються з II століття до н.е.

У природі вона зустрічається як у вільному вигляді (самородна сірка) у сірчаних рудах осадового походження, так і у вигляді різних сполук. Незв'язана сірка складається з суміші чотирьох стійких ізотопів: 32S, 33S, 34S, 36S; поширеність в природі кожного з них відповідно дорівнює: 95,0%; 0,7,0%; 4,22% і 0,014%. У вигляді сульфідів та сульфатів вона утворює багато мінералів, багато з яких є цінними рудами і служать джерелом отримання кольорових металів. Сульфіди діляться на колчедани - світлі з металевим блиском, блиски - темне з металевим відливом і обманки - темні без металевого блиску або частіше світлі, прозорі. Найважливішими сульфідами є пірит або залізний (сірчаний) колчедан FeS2, галеніт або свинцевий блиск PbS, сфалерит або цинкова обманка ZnS, халькозин або мідний блиск Cu2S і кіновар HgS, найважливішими сульфатами - глауберова сіль або мірабіліт Na2SO4 * 10H2O, гіпс СaSO4 * 2H2O і гірка сіль MgSO4 * 7H2O. Крім того, сірка входить до складу природного вугілля, нафти і білкових тіл (0,8-2,4%). Вона складає більше 0,05% від маси земної кори, 0,08-0,09% від маси морської води і 0,05% від маси біосфери. Штучно отримані радіоактивні ізотопи сірки.

Фізіологічна дія сірки. Сірка - життєво важливий елемент, у зв'язаному вигляді вона міститься у всіх вищих організмах (як складова частина білків), особливо багато сірки в кератині волосся, пір'я і вовни.

Для людей вільна сірка неотруйна; невеликі кількості її діють як проносне; мелкодисперсная сірка дратує шкіру (на цьому засновано застосування лікарських сірковмісних мазей). Однак, дуже багато сполук сірки, такі як сірководень (моносульфан) Н2S, сірковуглець СS2, триоксид сірки (сірчаний ангідрид) SО3, сульфіріл хлорид SСl2О2, тіонілхлоридом SСl2О та інші є шкідливими і отруйними для людини.

Фізичні властивості сірки. Сірка у вільному вигляді складається з молекул різної довжини (S ¥, S12, S8, S6, S2 та ін), і ці молекули можуть упорядковуватися різними способами, тому існує декілька модифікацій сірки. При кімнатній температурі сірка знаходиться у вигляді a-сірки (ромбічна модифікація), яка являє собою жовті крихкі кристали ромбічної системи, що мають форму октаедрів, у яких зазвичай частина кутів або ребер як би зрізана, без кольору і запаху, не розчинні у воді, зате добре розчинні в анілін, бензолі, сірковуглеці та деяких інших розчинниках. При зниженні температури сірка світлішає. Більше 96 оС відбувається повільне перетворення a-сірки в b-сірку (моноклінна модифікація), яка являє собою майже білі кристалічні пластинки. Температура плавлення a-і b-сірки рівні відповідно 112,8 і 119,3 оС. При плавленні утворюється жовта низковязкі l-сірка, яка складається, як і обидві модифікації твердої сірки, з циклічних молекул S8. При подальшому нагріванні, близько 250 оС цикли S8 переформовуються в ланцюзі різної довжини. Модифікація такої будови називається m-сіркою; це червоно-коричнева і дуже в'язка рідина. При підвищенні температури до 300 оС забарвлення ставати темно-коричневою і в'язкість рідкої сірки знову знижується. Рідка сірка кипить при 444,6 оС, утворюючи пари оранжево-бурого кольору. Якщо їх швидко охолодити, то виходить тонкий світло-жовтий порошок, що складається з найдрібніших кристалів сірки, званий сірчаним кольором. При вливанні розплавленої сірки у воду відбувається переохолодження розплаву та освіта жовто-коричневою, резиноподобной, ріжучим ножем і розтягується в нитки пластичної сірки (суміш l-і m-сірки), що на повітрі за кілька хвилин стає жовтою, каламутною і крихкою, т. е. переходить в a-сірку. При різкому охолодженні насиченого розчину сірки в бензолі або спирті утворюється перламутроподобная модифікація g-сірка, метастабільна при всіх температурах.

Описані явища мають таке пояснення. При звичайних умовах молекула твердої сірки складається з восьми замкнутих в кільце атомів, але при температурах, що перевищують 150-160 оС, кільцеві ланцюжки молекул сірки S8 починають розриватися і виникли ланцюжка з'єднуються один з одним у довгі ланцюги, внаслідок чого в'язкість розплаву сильно збільшується, а у твердому вигляді виходить високомолекулярна з'єднання - полімер з каучукоподібний еластичністю. Подальше нагрівання призводить до розриву ланцюгів і в'язкість сірки знову знижується. Таким чином, різноманіття фізичних станів сірки пояснюється будовою її молекул.

Сірка погано проводить теплоту і електричний струм в будь-якій модифікації.

Хімічні властивості сірки. Сірка є досить активним неметаллом. Вона з'єднується майже з усіма металами, крім Аu, Pt та Ir, і неметалами, наприклад:

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

Як випливає з прикладів, в реакціях з металами і деякими неактивними неметалами сірка є окислювачем, у реакціях ж з більш активними неметалами - відновником. З багатьма металами сірка з'єднується безпосередньо з виділенням великої кількості теплоти, з неметалами процес йде не так легко і енергійно. При нагріванні на повітрі сірка згорає блакитним полум'ям до SO2 з домішкою (не більше 4%) SO3 (своїх найбільш важливих оксидів) - неповне згоряння:

S + О2 ® SО2; 2S + 3О2 ® 2SО3

З кисневих сполук сірки найбільш стійкими є сполуки з валентністю сірки 6. При високих температурах в реакції з воднем (і парафіном) сірка утворює сірководень Н2S (рівняння див. вище), в реакції з металами - відповідні сульфіди. Сірка розчиняється в розчині сульфіду амонію з утворенням жовто-червоних полусульфід-іонів; при нагріванні сірки з розчином сульфіту виходить відповідний тіосульфат, а при нагріванні з розчином ціаніду - тіоціанат. Речовини, які можна розглядати, як виходять з кисневмісних кислот шляхом заміщення в них всього або частини кисню сіркою, називаються тіокислот, а відповідні їм солі - тиосоли. У парах сірки мають місце рівноваги:

S8 ¬ (450 оС) ® S6 ¬ (650 оС) ® S4 ¬ (900 оС) ® S2 ¬ (1500 оС) ® S

Зовнішнім ознакою зміни будови молекул сірки служить зміна кольору парів: від оранжево-жовтого до червоного, а потім солом'яно-жовтого.

Видобуток та отримання сірки. Сірку видобувають з самородних родовищ виплавленням, нагнітаючи під землю перегріту воду під тиском. Для відділення сторонніх речовин користуються здатністю сірки легко плавитися (геотехнологічні метод або метод Фраша). Для найбільшої очищення сірки, отриманої виплавкою з руди (комкової сірки), подальше видалення домішок виробляють перегонкою в рафінувальних печах (термічний метод), де сірка нагрівається до кипіння. Її пари спочатку осаджуються на стінках спеціальної камери сірчаним кольором, а потім, коли камера нагріється вище 120 оС, пари конденсуються в рідину, яку остуджують у формах, де вона і застигає у вигляді паличок. Отримана таким чином сірка називається Черенкова.

Джерелами сірки також є FeS2 і поліметалічні руди, що містять сірчисті з'єднання кольорових металів. З подрібнених шматків таких порід сірку виплавляють в автоклавах (герметичні апарати, в яких можна створити підвищену температуру і тиск) обробкою гострим паром або перегрітої водою (пароводяної метод). Невелика кількість сірки (газова сірка) отримують з газів, що утворюються при коксуванні і газифікації вугілля.

Сірку отримують:

1. Виділенням при десульфурації водяного, повітряного (генераторного) і світильного газів (продукти газифікації викопного вугілля, які складаються в основному зі складних органічних сполук, що містять елементи C, H, O, N і S - суміші СО, Н2 і N2), наприклад під дією повітря і каталізатора - активованого вугілля:

2Н2S + О2 ® 2Н2О + 2S

2. Виділенням при неповному згорянні сірководню (рівняння див. вище), при підкисленні розчину тіосульфату натрію:

Nа2S2О3 + 2НСl ® 2NаСl + SО2 + Н2О + S

і при перегонці розчину полісульфіду амонію:

(NН4) 2 (S5) ® (NН4) 2S + 4S

Практично сірку в лабораторіях отримують дуже рідко.

Застосування сірки. У практичних цілях сірку почали використовувати близько 1600 року до н.е. для приготування фарб, вибілювання тканин, косметичних засобів і в медицині. На сьогоднішній день, близько 50% видобутку сірки витрачається для отримання сірчаної кислоти Н2SО4, що є одним з найважливіших і широко вживаних продуктів промисловості. Вона використовуються у виробництві хімічних волокон (віскозні шовку, шерсть, поліамідні волокна), добрив, вибухових речовин, пластмас, миючих, змочувальних і емульгуючих засобів, барвників, лікарських препаратів, для рафінування нафтопродуктів (бензин, гас і змащувальні масла) та продуктів коксохімічної промисловості (бензол, толуол), для боротьби з бур'янами в сільському господарстві (гербіцид), при травленні чорних металів (зняття окалини), як компонент різних гальванічних електролітів (для процесів хромування, анодного окислення і ін), як електроліт свинцевих акумуляторів, для синтезу безлічі необхідних різним областям промисловості речовин (в тому числі і органічних) і для багатьох інших цілей. 25% йде на синтез сульфітцеллюлози, необхідної для хімічної переробки (головним чином у виробництві хімічного волокна). Також сірку вживають для отримання сірковуглецю СS2, що використовується здебільшого (80%) для отримання віскози (штучного шовку) і для боротьби з шкідниками рослин, тіосульфату натрію Na2S2O3 * 5Н2О (неправильна назва гіпосульфіт), що застосовується у фотографії як закріплювач (фіксаж), у текстильної промисловості (для видалення залишків хлору після відбілювання тканин), у шкіряній промисловості, медицині і ветеринарії (протиотруту при отруєннях синильною кислотою, йодом, солями важких металів тощо) і в аналітичній хімії, сірчистих барвників, ультрамаринового синього (фарба), при виробництві сірників, чорного пороху, що світяться складів.

Приблизно 10-15% сірки витрачається в сільському господарстві. У вигляді водних суспензій сірки (сірчаного кольору), розчинів полісульфіду Са, відомих під назвою ІСО (вапняно-сірчаний розчин) і полісульфіду Ва (сольбір) її застосовують для боротьби з хворобами виноградника і бавовника (в основному, з борошнистою росою) і для знищення деяких шкідників рослин (головним чином борошняних та інших рослиноїдних кліщів). Сірку вводять в орні землі у вигляді різних сульфатсодержащіх добрив (сульфат амонію (NН4) 2SО4, суперфосфат та ін.)

У гумовій промисловості сірку застосовують при вулканізації пластичного сирого каучуку для отримання еластичної гуми. При гарячої вулканізації, коли суміш каучуку з сіркою та іншими речовинами (прискорювачами, наповнювачами, пом'якшувачами, противостарители і т.д.) піддають нагріванню вище 100 оС, отримують м'які (містять 5-10% сірки) і тверді (30-50% сірки ) гуми. Для отримання гуми, придатної для виготовлення тонкостінних виробів, проводять холодну вулканізацію за допомогою дихлорида дисер S2Cl2. Каучук з дуже великим вмістом сірки називається ебонітом; це хороший електричний ізолятор.

Сірчані препарати - очищена сірка з деякими органічними добавками (вазелін, персикове масло і т.п.) - застосовують у медицині й у ветеринарії для лікування шкірних захворювань, а також у косметиці.

IV. Селен (Selenium) S е

Історія відкриття селену, його поширення в природі. У Періодичній системі Д.І. Менделєєва елемент 4-го періоду, порядковий номер 34, атомна маса 78,96 ± 0,03. Елемент названий на честь Місяця, тому що завжди зустрічається з в рудах з відкритим раніше телуром, названим на честь Землі, назва Selenium походить від грецького σεληυη - місяць. Селен SЕ був відкритий в 1817 році в шламі (продукт, що містить зазвичай благородні метали, що відділяються у вигляді осаду при електролізі міді, свинцю, цинку та інших металів) свинцевих камер (продукційних веж) сірчанокислотного заводу Я. Берцелиусом.

Селен мало поширений в природі; рідко входить до складу мінералів (Науманн Ag2Sе, Клаусталь PbSe, Тіманн HgSe та ін), також описаний самородний SЕ. Він міститься в невеликих кількостях в самородної сірки й сульфідних рудах (PbS, FeS2 та ін.) У земній корі вміст селену становить 6 * 10-5% від маси, у воді океанів - 10-8%, в біосфері - 10-6%. Селен представлений шістьма стабільними ізотопами: 74Se (0,87%), 76Se (9,02%), 77Se (7,58%), 78Se (23,52%), 80Se (49,82%) і 82Se (9, 19%). Штучно отримані багато радіоактивні ізотопи.

Фізіологічна дія селену. Всі з'єднання селену отруйні.

Фізичні властивості селену. Елемент має кілька алотропних модифікацій, з яких найбільш відомі: сірий (металевий) селен і червоний (аморфний) селен. Сірий селен - крихке речовина сірого кольору з металевим блиском, що має гексагональну кристалічну решітку, не розчинна у СS2. Сіра форма елемента має дуже цікавою властивістю: її електричний опір різко (в »1000 разів) знижується на світлі (в порівнянні з електричним опором у темряві). На кордоні селену з металевим провідником утворюється запірний шар - ділянку ланцюга, здатний пропускати струм тільки в одному напрямку. Ширина забороненої зони ~ 15 ев. Ця особливість використовується в селенових фотоелементах. Розплав сірого селену легко утворює склоподібний селен. Червоний селен - неметалічний червоно-бурий порошок, розчинний у СS2 з утворенням жовтого розчину. Сірий селен є стійкою формою, а червона модифікація - термодинамічно нестійка, при нагріванні переходить в сіру форму. Сірий SЕ переходить в червоний при розчиненні в гарячій концентрованої сірчаної кислоти та виливанні отриманого зеленого розчину в великий об'єм води.

Хімічні властивості селену. При звичайній температурі SЕ стійкий до дії кисню, води і розбавлених кислот, розчиняється він в лугах, концентрованої азотної кислоти та суміші HCl і HNO3. При нагріванні селен досить енергійно сполучається з багатьма елементами. Селен на повітрі згорає блакитним полум'ям, поширюючи характерний запах гнилої редьки. У результаті утворюється твердий білий SеО2:

SЕ + О2 ® SеО2

У парах SЕ мають місце рівноваги, аналогічні рівноваги в парах сірки.

Отримання селену. При випалюванні FeS2 селен накопичується в пилоочисне камерах сірчанокислотних заводів. Цей пил служить джерелом отримання селену. Також SЕ можна виділяти з анодного шламу медеелектролітіческіх установок. З цією метою шлам обробляють розчином гідроксиду натрію і діоксидом сірки:

SеО32-+ 2SО2 + 2ОН-® 2SО42-+ SЕ + Н2О

Твердий селен відокремлюють і очищають дистиляцією, потім висушують.

Застосування селену. Найбільш важливий штучний ізотоп 75Sе (Т1 / 2 = 121 день). Селен застосовується в напівпровідниковій техніці для виготовлення випрямлячів електричного струму і фотоелементів з запірним шаром, у скляній промисловості як барвник, в металургії - для створення дрібнозернистої структури стали, для вулканізації гуми, як каталізатор в процесах гідрогенізації-дегидрогенизации, він використовується також для синтезу селенідів - напівпровідників, що застосовуються в термоелементах, фотосопротивлений і як катодолюмінофоров (люмінесцентних елементів).

V. Телур (Те llurium) Ті

Історія відкриття телуру, його поширення в природі. У Періодичній системі Д.І. Менделєєва елемент 5-го періоду, порядковий номер 52, відносна атомна маса 127,60 ± 0,03. Елемент названий на честь Землі, назва Теllurium походить від латинського tellus - Земля. Телур Ті був відкритий в 1782 році в золотоносних породах Ф. Мюллером фон Райхенштейном. Це відкриття було підтверджено в 1798 році М. Клапротом, що дав елементу назву.

Як правило, телур супроводжує SЕ і S в природних сульфідах. Це рідкісний елемент, однак, він входить до складу великої кількості мінералів (калаверіт AuTe2, Гессен AgTe, креннеріт (Au, Ag) Te2 та ін), також відомий самородний Ті. Зміст телуру в земній корі за масою складає всього 10-6%. Відомо вісім стабільних ізотопів з масовими числами Ті 120, від 122 до 126, 128 і 130, з яких найбільш поширені 128Те (31,79%) і 130Те (34,48%), також штучно отримані численні радіоактивні ізотопи.

Фізіологічна дія телуру. Всі з'єднання телуру отруйні.

Фізичні властивості телуру. Телур відомий у вигляді аморфної модифікації і у вигляді кристалічного крихкого, але м'якого речовини сріблясто-білого кольору з металевим блиском, що має гексагональну кристалічну решітку. Телур добре проводить теплоту і електричний струм, наближаючись у цьому відношенні до металів, а також володіє напівпровідниковими властивостями. Ширина забороненої зони ~ 0,34 ев. Особливістю напівпровідникових властивостей телуру є подвійна зміна типу провідності в залежності від температури: р-тип ¬ ((-100 оС) - (-80 оС)) ® n-тип ¬ (230 оС) ® р-тип

Хімічні властивості телуру. З'єднуючись з киснем при нагріванні, телур горить синім полум'ям, а окислення на повітрі зазвичай не супроводжується горінням:

Ті + О2 ® ТеО2

З кисневих сполук телуру найбільш стійкими є сполуки з валентністю телуру 4. З галогенами він взаємодіє на холоду (з йодом у присутності вологи), з воднем, азотом, вуглецем не реагує, з металами утворює теллуріди.

Отримання телуру. Телур отримують при переробці шламів (вміст його в шламах коливається від 0,3 до 3%) разом з селеном та важкими і благородними металами або випаленням, або нагріванням з Н2SО4 (конц.), потім уловлюють в скрубберах (апарати для уловлювання домішок, що містяться в газових сумішах, і очищення останніх). Його також можна отримувати з відходів свинцево-цинкового виробництва або відновленням з ТеО2 прокаливанием її з вугіллям.

Застосування телуру. Телур застосовують в основному для синтезу теллурідов металів (індію, талію і ін) та їх сплавів для напівпровідникової техніки. Крім того, телур використовується як легіруюча добавка в свинцевих сплавах, при вулканізації гуми, як барвник в скляній і керамічній промисловості, а його сполуки Na2TeO3 і K2TeO3 як барвник в мікробіології, зокрема, при діагностиці дифтерії.

VI. Полоній (Polonium) Ро

Історія відкриття полонію, його поширення в природі. У Періодичній системі Д.І. Менделєєва елемент-6го періоду, порядковий номер 84. Назва Polonium походить від латинського Polonia - Польща (Польща - батьківщина Марії Кюрі-Склодовської, яка народилася у Варшаві). Полоній Ро (ізотоп 210Ро) був відкритий в 1898 році в складі уранової смоляної руди фізиками-подружжям Марією Кюрі-Склодовської і П'єром Кюрі (Франція).

Полоній дуже рідко зустрічається в природі. Полоній становить 2 * 10-14% від маси земної кори. Відомо 24 його ізотопу і ядерних ізомеру з масовими числами від 196 до 218, як природних, так і отриманих штучно. Природним ізотопів полонію (як і для інших радіоелементів) дані спеціальні знаки і назви за їх місцем в радіоактивних рядах: 210Ро (RaF), 211Ро (AcC), 212Ро (ThC), 214Ро (RaC), 215Ро (АСА), 216Ро (ThА) і 217Ро (RaА).

Фізіологічна дія полонію. Максимальна кількість полонію, допустиме в організмі людини, становить лише 0,02 мккюри; це означає що робота навіть з мілліграммових кількостями полонію небезпечна для здоров'я. Оскільки багато сполуки цього елемента летючі навіть при кімнатній температурі, роботу з ними необхідно проводити в закритих боксах з відповідною тягою.

Фізичні властивості полонію. Полоній є м'який сріблясто-білий блискучий метал, що світиться постійної блакитний люмінесценцією. Відомі дві його модифікації: низькотемпературна a-форма з кубічної кристалічної гратами і високотемпературна β-форма з ромбоедріческой; фазовий перехід при 36 оС. При кімнатній температурі свіжоприготовані зразки металевого полонію залишаються в β-формі завдяки виділенню тепла в самому зразку при термодинамічній випущенні полонієм a-частинок. Найбільш довгоживучий природний ізотоп 209Ро з періодом напіврозпаду Т1 / 2 = 102 роки.

Хімічні властивості полонію. У всіх з'єднаннях полоній їде себе як типовий метал. При нагріванні полоній реагує з киснем і галогенами, з воднем і азотом не взаємодіє, повільно розчиняється в концентрованій азотній кислоті НNО3 (з виділенням оксидів азоту) і соляної кислоти HCl (2н), де утворюється розчин Ро з валентністю 2, який під дією власного випромінювання переходить в Ро з валентністю 4. Процес окислення в якої складний: є припущення, що полоній окислюється Н2О2, що утворюється в розчині під дією a-випромінювання:

Ро2 + + 2Н + + Н2О2 ® РО4 + + 2Н2О

Отримання полонію. 209Ро виходить штучно опроміненням вісмуту протонами:

209Bi (р, n) 209Ро

210Ро (Т1 / 2 = 138,401 дня) утворюється в радіаційному ряду урану з долгоживущего радіоактивного ізотопу свинцю (при цьому не більше 10-10 - 10-6 г) і при опроміненні вісмуту нейтронами; процеси відповідно:

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

Також 210Ро можна отримувати з уранових руд, як побічний продукт при видобутку радію Ra і витягом з розчинів, що містять 210Pb, 210Bi і 210Ро.

Застосування полонію. Найбільше практичне значення у 210Ро. Це пояснюється: легкістю його отримання в чистому стані, тривалістю життя, відсутністю радіаційних продуктів розпаду, інтенсивністю і чистотою його випромінювання (210Ро - чистий a-випромінювальна-тель). Полоній застосовується для виготовлення не володіють γ-випромінюванням нейтронних джерел, для вивчення радіаційно-хімічних процесів у рідинах під дією a-випромінювання, для вивчення фізіологічного впливу a-випромінювання на живі організми, для a-активаційного іонного аналізу, включається до складу стандартних електродних сплавів , застосовуваних для виготовлення свічок двигунів внутрішнього згоряння.

Для твердих і рідких речовин в таблиці наведена відносна щільність (щільність речовини, що припадає до щільності води при 4 оС) при 20 оС або при температурі, зазначеної у верхньому індексі. Для газів наведена щільність у кг/м3 при нормальних умовах.

Температури плавлення і кипіння наведені для тиску 101325 Па.

У графі «мольна теплоємність» справжня (у верхньому індексі вказана температура її вимірювання в градусах Цельсія) і відносна (у верхньому індексі зазначений діапазон температур у градусах Цельсія) молярний теплоємності наведені в розрахунку на одноатомних молекулу.

Питомий електричний опір відповідає температурам (в градусах Цельсія), зазначеним у верхніх індексах.

Розчинність (кількість речовини, що насищає 100 г розчинника) для твердих і рідких речовин наведена в м, для газів - в см3. Температура вказана у верхньому індексі. У багатьох випадках розчинність характеризується тільки якісно.

Список літератури

1) Коротка хімічна енциклопедія - Ред. кол. Кунянц І.Л. (Відп. ред.) И др. - М.: Радянська енциклопедія. - Т.1 (1962), т.2 (1963), т.3 (1964), т.4 (1965), т.5 (1966).

2) Радянський енциклопедичний словник / Гол. ред. Прохоров А.Л. - 4-е вид. - М.: Радянська енциклопедія, 1989.

3) В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бірбак та ін: Пер. з нім. / Хімія: Довідкове видання. - М.: Хімія, 1989. - Пер. вид.: НДР, 1986.

4) Глінка Н.Л. / Загальна хімія: Навчальний посібник для вузів. - 23-е изд., Стереотіпное. / Под ред. Рабиновича В.А. - Л.: Хімія, 1984.

5) Хомченко Г.П. / Хімія (для підготовчих відділень): Підручник. - 2-е вид., Доп. і перераб. - М.: Вищ. шк., 1988.

6) Бусева А.І., Єфімов І.П. / Словник хімічних термінів: Посібник для учнів. - М.: Просвещение, 1971.

7) Пилипенко А.Т., Починок В.Я., Середа І.П. та ін / Довідник з елементарної хімії. - 2-е вид., Доп. і перераб. / За заг. ред. Пилипенко А.Т. - К.: Наукова думка, 1978.

8) Гороновскій І.Т., Назаренко Ю.П., Некряч Є.Ф. / Короткий довідник з хімії: Довідкове видання. - 5-е вид., Доп. і перераб. - К.: Наукова думка, 1987.