चाकोजेन्स। "सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम" विषय पर प्रस्तुति। सेलेनियम, टेल्यूरियम, पोलोनियम और उनके यौगिक
टेल्यूरियम दुर्लभ तत्वों में से एक है: पृथ्वी की पपड़ी में इसकी सामग्री केवल .
मुक्त अवस्था में, सेलेनियम, सल्फर की तरह, कई एलोट्रोपिक संशोधन बनाता है, जिनमें से सबसे प्रसिद्ध अनाकार सेलेनियम हैं, जो एक लाल-भूरा पाउडर है, और ग्रे सेलेनियम, जो धातु की चमक के साथ भंगुर क्रिस्टल बनाता है।
टेल्यूरियम को एक अनाकार संशोधन के रूप में और धात्विक चमक के साथ हल्के भूरे रंग के क्रिस्टल के रूप में भी जाना जाता है।
सेलेनियम एक विशिष्ट अर्धचालक है (देखें 190)। अर्धचालक के रूप में इसकी एक महत्वपूर्ण संपत्ति प्रकाशित होने पर विद्युत चालकता में तेज वृद्धि है। एक धातु कंडक्टर के साथ सेलेनियम की सीमा पर, एक बाधा परत बनती है - सर्किट का एक खंड जो केवल एक दिशा में विद्युत प्रवाह पारित कर सकता है। इन गुणों के संबंध में, सेलेनियम का उपयोग अर्धचालक प्रौद्योगिकी में एक बाधा परत के साथ रेक्टिफायर और फोटोकेल के निर्माण के लिए किया जाता है। टेल्यूरियम भी एक अर्धचालक है, लेकिन इसका उपयोग अधिक सीमित है। कुछ धातुओं के सेलेनाइड्स और टेल्यूराइड्स में अर्धचालक गुण भी होते हैं और इनका उपयोग इलेक्ट्रॉनिक्स में किया जाता है। कम मात्रा में, टेल्यूरियम सीसा के अतिरिक्त मिश्रधातु के रूप में कार्य करता है, इसके यांत्रिक गुणों में सुधार करता है।
हाइड्रोजन सेलेनाइड और हाइड्रोजन टेलुराइड एक घृणित गंध वाली रंगहीन गैसें हैं। उनके जलीय घोल एसिड होते हैं, जिनमें से पृथक्करण स्थिरांक हाइड्रोजन सल्फाइड के पृथक्करण स्थिरांक से कुछ बड़े होते हैं।
रासायनिक रूप से, हाइड्रोजन सेलेनाइड और हाइड्रोजन टेलुराइड हाइड्रोजन सल्फाइड के समान हैं। हाइड्रोजन सल्फाइड की तरह, वे अत्यधिक कम करने वाले गुण हैं। गर्म करने पर ये दोनों विघटित हो जाते हैं। साथ ही, यह इससे कम स्थिर है: जैसे हाइड्रोजन हैलाइड की श्रृंखला में होता है, संक्रमण के दौरान अणुओं की ताकत कम हो जाती है। हाइड्रोजन सेलेनाइड और हाइड्रोजन टेलुराइड के लवण - सेलेनाइड्स और टेल्यूराइड्स - पानी और एसिड में घुलनशीलता के मामले में सल्फाइड के समान हैं। मजबूत एसिड के साथ सेलेनाइड और टेल्यूराइड पर कार्य करके, हाइड्रोजन सेलेनाइड और हाइड्रोजन टेल्यूराइड प्राप्त किया जा सकता है।
जब सेलेनियम और टेल्यूरियम को हवा में या ऑक्सीजन में जलाया जाता है, तो डाइऑक्साइड प्राप्त होते हैं, जो सामान्य परिस्थितियों में ठोस अवस्था में होते हैं और सेलेनस और टेल्यूरस एसिड के एनहाइड्राइड होते हैं।
सल्फर डाइऑक्साइड के विपरीत, और मुख्य रूप से ऑक्सीकरण गुणों को प्रदर्शित करता है, आसानी से मुक्त सेलेनियम और टेल्यूरियम को पुनर्प्राप्त करता है, उदाहरण के लिए:
मजबूत ऑक्सीकरण एजेंटों की कार्रवाई से, सेलेनियम और टेल्यूरियम डाइऑक्साइड को क्रमशः सेलेनिक और टेल्यूरिक एसिड में परिवर्तित किया जा सकता है।
तत्व VI एक उपसमूह
(ओ, एस, से, ते, पो)
सामान्य विशेषताएँ
ऑक्सीजन
गंधक
सेलेनियम और टेल्यूरियम
तत्वों की सामान्य विशेषताएं
PS के VI A उपसमूह में तत्व शामिल हैं: ऑक्सीजन, सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम और पोलोनियम। सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम और पोलोनियम के लिए एक सामान्य नाम का प्रयोग किया जाता है - काल्कोजन. ऑक्सीजन, सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम अधातु हैं, जबकि पोलोनियम एक धातु है। पोलोनियम एक रेडियोधर्मी तत्व है, प्रकृति में यह रेडियम के रेडियोधर्मी क्षय के दौरान कम मात्रा में बनता है, इसलिए इसके रासायनिक गुणों का खराब अध्ययन किया जाता है।
तालिका नंबर एक
चाकोजेन्स की मुख्य विशेषताएं
| विशेषताएं | के बारे में | एस | से | वे |
| परमाणु त्रिज्या, एनएम | 0,066 | 0,104 | 0,117 | 0,136 |
| आयनिक त्रिज्या ई 2-, एनएम | 0,140 | 0,184 | 0,198 | 0,221 |
| आयनीकरण क्षमता, eV | 13,62 | 10,36 | 9,75 | 9,01 |
| इलेक्ट्रॉन आत्मीयता, eV | 1,47 | 2,08 | 2,02 | 1,96 |
| विद्युत ऋणात्मकता (पॉलिंग के अनुसार) | 3,44 | 2,58 | 2,55 | 2,10 |
| आबंध एन्थैल्पी, kJ/mol E-E E = E | - 146 - 494 | - 265 - 421 | - 192 - 272 | - 218 - 126 |
| गलनांक, ° | ||||
| क्वथनांक, °C | - 183 | |||
| घनत्व, जी / सेमी 3 | 1.43 (तरल) | 2,07 | 4,80 | 6,33 |
| पृथ्वी की पपड़ी में सामग्री,% (wt।) | 49,13 | 0,003 | 1.4 10 -5 | 1 10 -7 |
| प्राकृतिक समस्थानिकों की द्रव्यमान संख्या | 16, 17, 18 | 32, 33, 34, 35 | 74, 76, 77, 78, 80, 82 | 120, 122, 123, 124, 125, 126 128, 130 |
| कला में एकत्रीकरण की स्थिति। सबसे स्थिर एलोट्रोपिक रूप की स्थितियां। रंग | रंगहीन गैस | क्रिस्टल। पीला पदार्थ | क्रिस्टल। बुद्धि | क्रिस्टल। चांदी जैसा सफेद पदार्थ |
| क्रिस्टल सेल | टीवी में आणविक। प्रपत्र | मोलेकुलर | मोलेकुलर | मोलेकुलर |
| अणुओं की संरचना | लगभग 2 | S8 | से | ते |
बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत की संरचना के अनुसार, माना गया तत्व पी-तत्वों से संबंधित है। बाहरी परत में छह इलेक्ट्रॉनों में से दो अयुग्मित होते हैं, जो उनकी दो की संयोजकता निर्धारित करता है। उत्तेजित अवस्था में सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम और पोलोनियम के परमाणुओं के लिए, अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या 4 और 6 हो सकती है। यानी ये तत्व चार - और हेक्सावलेंट हो सकते हैं। सभी तत्वों में उच्च वैद्युतीयऋणात्मकता मान होते हैं, और ऑक्सीजन का EO फ्लोरीन के बाद दूसरे स्थान पर होता है। इसलिए, यौगिकों में वे कला का प्रदर्शन करते हैं। ऑक्सीकरण -2, -1, 0. सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम परमाणुओं की आयनीकरण क्षमताएँ छोटी होती हैं, और हैलोजन वाले यौगिकों में इन तत्वों की ऑक्सीकरण अवस्थाएँ +4 और +6 होती हैं। फ्लोरीन यौगिकों और ओजोन में ऑक्सीजन की सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था होती है।
परमाणु दोहरे बंधन O 2, ... के साथ अणु बना सकते हैं और श्रृंखला E - E - ... - E - में जुड़ सकते हैं, जो सरल और जटिल दोनों पदार्थों में मौजूद हो सकते हैं। रासायनिक गतिविधि और ऑक्सीकरण क्षमता के मामले में, चाकोजेन्स हैलोजन से नीच हैं। यह इस तथ्य से संकेत मिलता है कि प्रकृति में ऑक्सीजन और सल्फर न केवल बाध्य हैं, बल्कि एक मुक्त अवस्था में भी मौजूद हैं। चाकोजेन्स की निचली गतिविधि मोटे तौर पर अणुओं में एक मजबूत बंधन के कारण होती है। सामान्य तौर पर, चाकोजेन अत्यधिक प्रतिक्रियाशील पदार्थों में से होते हैं, जिनकी गतिविधि बढ़ते तापमान के साथ तेजी से बढ़ती है। एलोट्रोपिक संशोधन इस उपसमूह के सभी पदार्थों के लिए जाने जाते हैं। सल्फर और ऑक्सीजन व्यावहारिक रूप से विद्युत प्रवाह (डाइलेक्ट्रिक्स) का संचालन नहीं करते हैं, सेलेनियम और टेल्यूरियम अर्धचालक हैं।
ऑक्सीजन से टेल्यूरियम में जाने पर, तत्वों की छोटे परमाणुओं (C, N, O) के साथ दोहरे बंधन बनाने की प्रवृत्ति कम हो जाती है। टेल्यूरियम के मामले में बड़े परमाणुओं की ऑक्सीजन के साथ -आबंध बनाने में असमर्थता विशेष रूप से स्पष्ट है। तो, टेल्यूरियम में कोई एसिड अणु H 2 TeO 3 और H 2 TeO 4 (मेटा-फॉर्म), साथ ही TeO 2 अणु नहीं होते हैं। टेल्यूरियम डाइऑक्साइड केवल एक बहुलक के रूप में मौजूद है, जहां सभी ऑक्सीजन परमाणु ब्रिजिंग कर रहे हैं: Te - O - Te। सल्फ्यूरिक और सेलेनिक एसिड के विपरीत, टेल्यूरिक एसिड केवल ऑर्थो रूप में होता है - एच 6 टीओ 6, जहां, टीओ 2 में, टी परमाणु केवल σ-बॉन्ड द्वारा ओ परमाणुओं से जुड़े होते हैं।
ऑक्सीजन के रासायनिक गुण सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम से भिन्न होते हैं। इसके विपरीत, सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम के गुणों में बहुत कुछ समान है। समूह के माध्यम से ऊपर से नीचे की ओर बढ़ते समय, किसी को हाइड्रोजन एच 2 ई के साथ यौगिकों की एक श्रृंखला में अम्लीय और कम करने वाले गुणों में वृद्धि पर ध्यान देना चाहिए; समान यौगिकों की एक श्रृंखला में ऑक्सीकरण गुणों में वृद्धि (एच 2 ईओ 4, ईओ 2); हाइड्रोजन चाकोजेन्स और ऑक्सीजन एसिड के लवणों की तापीय स्थिरता में कमी।
तत्वों की रसायन विज्ञान VIA-उपसमूह के गैर-धातु
वीआईए उपसमूह के तत्व गैर-धातु हैं, पीओ को छोड़कर।
ऑक्सीजन अन्य उपसमूह तत्वों से बहुत अलग है और रसायन विज्ञान में एक विशेष भूमिका निभाता है। इसलिए, एक अलग व्याख्यान में ऑक्सीजन के रसायन पर प्रकाश डाला गया है।
अन्य तत्वों में सल्फर सबसे महत्वपूर्ण है। सल्फर का रसायन बहुत व्यापक है, क्योंकि सल्फर एक विशाल किस्म के यौगिक बनाता है। इसके यौगिकों का व्यापक रूप से रासायनिक अभ्यास और विभिन्न उद्योगों में उपयोग किया जाता है। वीआईए उपसमूह के अधातुओं पर चर्चा करते समय, सल्फर के रसायन पर सबसे अधिक ध्यान दिया जाएगा।
व्याख्यान में संबोधित प्रमुख मुद्दे
वीआईए-उपसमूह के गैर-धातुओं की सामान्य विशेषताएं। प्राकृतिक यौगिक सल्फर
सरल पदार्थ सल्फर यौगिक
हाइड्रोजन सल्फाइड, सल्फाइड, पॉलीसल्फाइड
सल्फर डाइऑक्साइड। सल्फाइट्स
सल्फर ट्रायऑक्साइड
गंधक का तेजाब। ऑक्सीडेटिव गुण। सल्फेट्स
अन्य सल्फर यौगिक
सेलेनियम, टेल्यूरियम
सरल पदार्थ सेलेनियम और टेल्यूरियम के यौगिक
सेलेनाइड्स और टेलुराइड्स
ऑक्सीकरण अवस्था में Se और Te यौगिक (+4)
सेलेनिक और टेल्यूरिक एसिड। ऑक्सीडेटिव गुण।
वीआईए उपसमूह के तत्व |
|||||||||
सामान्य विशेषताएँ |
|||||||||
पी-तत्व वीआईए उपसमूह से संबंधित हैं: एसिड- |
|||||||||
जीनस ओ, सल्फर एस, सेलेनियम से, टेल्यूरियम ते, पोलोनियम पो। |
|||||||||
संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के लिए सामान्य सूत्र |
|||||||||
सिंहासन - एनएस 2 एनपी 4। |
|||||||||
ऑक्सीजन |
|||||||||
ऑक्सीजन, सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम अधातु हैं। |
|||||||||
उन्हें अक्सर सामान्य नाम "चालकोजेन्स" के तहत समूहीकृत किया जाता है, |
|||||||||
जिसका अर्थ है "अयस्क बनाना"। वास्तव में कई |
|||||||||
धातुएँ प्रकृति में ऑक्साइड और सल्फाइड के रूप में पाई जाती हैं; |
|||||||||
सल्फाइड अयस्कों में |
के साथ कम मात्रा में |
||||||||
सेलेनाइड और टेलुराइड हैं। |
|||||||||
पोलोनियम एक बहुत ही दुर्लभ रेडियोधर्मी तत्व है जो |
|||||||||
जो एक धातु है। |
|||||||||
मोलिब्डेनम |
|||||||||
एक स्थिर आठ-इलेक्ट्रॉन बनाने के लिए |
|||||||||
चाकोजेन परमाणुओं में केवल दो इलेक्ट्रो की कमी होती है- |
|||||||||
नया न्यूनतम ऑक्सीकरण अवस्था (-2) है |
|||||||||
टंगस्टन |
सभी तत्वों के लिए प्रतिरोधी. यह ऑक्सीकरण की यह डिग्री है |
||||||||
तत्व प्राकृतिक यौगिकों में दिखाई देते हैं - ठीक है- |
|||||||||
साइड्स, सल्फाइड्स, सेलेनाइड्स और टेल्यूराइड्स। |
|||||||||
VIA-उपसमूह के सभी तत्व, O को छोड़कर, प्रदर्शित करते हैं |
|||||||||
सीबोर्गियम |
सकारात्मक ऑक्सीकरण राज्य +6 और +4। अधिकांश- |
||||||||
ऑक्सीजन की उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था +2 है, यह प्रदर्शित करता है |
|||||||||
केवल एफ के साथ संयोजन में। |
|||||||||
S, Se, Te के लिए सर्वाधिक अभिलक्षणिक ऑक्सीकरण अवस्थाएँ हैं:
xia: (-2), 0, +4, +6, ऑक्सीजन के लिए: (-2), (-1), 0.
S से Te में संक्रमण में, उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था की स्थिरता +6 . है
घटता है, और +4 ऑक्सीकरण अवस्था की स्थिरता बढ़ जाती है।
Se, Te, Po के लिए - सबसे स्थिर ऑक्सीकरण अवस्था +4 है।
तत्वों के परमाणुओं की कुछ विशेषताएं ViB - उपसमूह
रिश्तेदार |
पहली ऊर्जा |
|||
इलेक्ट्रोट्री- |
आयनीकरण, |
|||
मूल्य |
केजे/मोल |
|||
(मतदान के अनुसार) |
||||
की संख्या में वृद्धि |
||||
सिंहासन की परतें; |
||||
एक परमाणु के आकार में वृद्धि; |
||||
ऊर्जा में कमी io- |
||||
बिजली में कमी |
||||
मूल्यों |
जैसा कि उपरोक्त आंकड़ों से देखा जा सकता है , ऑक्सीजन उपसमूह के अन्य तत्वों से बहुत अलग हैआयनीकरण ऊर्जा का उच्च मूल्य, मा-
परमाणु की बड़ी कक्षीय त्रिज्या और उच्च विद्युत ऋणात्मकता, केवल F की उच्च विद्युतीयता है।
ऑक्सीजन, जो रसायन शास्त्र में एक बहुत ही विशेष भूमिका निभाती है, से माना जाता था
समझदारी से वीआईए समूह के अन्य तत्वों में सल्फर सबसे महत्वपूर्ण है।
सल्फर बहुत बड़ी संख्या में विभिन्न प्रकार का निर्माण करता है |
|||
विभिन्न कनेक्शन। इसके यौगिकों को लगभग सभी से जाना जाता है |
|||
एयू, पीटी, आई और नोबल गैसों को छोड़कर मील तत्व। क्रो- |
|||
मुझे व्यापक यौगिकों एस शक्तियों में |
|||
3एस2 3पी4 |
|||
ऑक्सीकरण (-2), +4, +6, को एक नियम के रूप में जाना जाता है, |
|||
ऑक्सीकरण अवस्थाओं में स्थिर यौगिक: +1 (S2 O), +2 |
|||
(SF2, SCl2), +3 (S2 O3, H2 S2 O4)। सल्फर यौगिकों की विविधता की पुष्टि इस तथ्य से भी होती है कि लगभग 20 ऑक्सीजन युक्त एसिड एस ही ज्ञात हैं।
एस परमाणुओं के बीच बंधन की ताकत के अनुरूप हो जाती है
अन्य गैर-धातुओं के साथ बांड एस: ओ, एच, सीएल, इसलिए, एस की विशेषता है
इसमें बहुत ही सामान्य खनिज पाइराइट, FeS2 और पॉलीथियोनिक एसिड (जैसे H2 S4 O6) शामिल हैं। इस प्रकार, सल्फर का रसायन काफी व्यापक है।
उद्योग में उपयोग किए जाने वाले सबसे महत्वपूर्ण सल्फर यौगिक
उद्योग और प्रयोगशाला में सबसे व्यापक रूप से इस्तेमाल किया जाने वाला सल्फर यौगिक सल्फ्यूरिक एसिड है। सेर के उत्पादन की विश्व मात्रा-
एसिड 136 मिलियन टन है। (इतनी बड़ी मात्रा में किसी अन्य अम्ल का उत्पादन नहीं होता है)। सामान्य यौगिकों में शामिल हैं
चाहे सल्फ्यूरिक एसिड - सल्फेट्स, साथ ही सल्फ्यूरस एसिड के लवण - सल्फाइट्स।
प्राकृतिक सल्फाइडसबसे महत्वपूर्ण अलौह धातुओं को प्राप्त करने के लिए उपयोग किया जाता है
थैलस: Cu, Zn, Pb, Ni, Co, आदि। अन्य सामान्य सल्फर यौगिकों में शामिल हैं: हाइड्रोसल्फ़ाइड एसिड H2 S, di- और सल्फर के ट्रायऑक्साइड: SO2
और SO3, थायोसल्फेट Na2 S2 O3; एसिड: डाइसल्फ्यूरिक (पाइरोसल्फ्यूरिक) H2 S2 O7, पेरॉक्स-
कोडिसल्फेट H2 S2 O8 और पेरोक्सोडिसल्फेट्स (पर्सल्फेट्स): Na2 S2 O8 और
(एनएच4)2 एस2 ओ8।
प्रकृति में सल्फर
एक साधारण पदार्थ के रूप में चाय, बड़े भूमिगत निक्षेपों का निर्माण,
और सल्फाइड और सल्फेट खनिजों के रूप में , साथ ही यौगिकों के रूप में,
जो कोयले और तेल में अशुद्धियाँ हैं। कोयला और तेल किसके परिणामस्वरूप प्राप्त होते हैं
कार्बनिक पदार्थों के वे अपघटन, और सल्फर जानवरों और पौधों का एक हिस्सा है
शरीर प्रोटीन। इसलिए, जब कोयला और तेल को जलाया जाता है, तो सल्फर ऑक्साइड बनते हैं,
पर्यावरण को प्रदूषित कर रहा है।
प्राकृतिक सल्फर यौगिक
चावल। पाइराइट FeS2 सल्फ्यूरिक एसिड का उत्पादन करने के लिए इस्तेमाल किया जाने वाला मुख्य खनिज है।
देशी सल्फर;
सल्फाइड खनिज:
FeS2 - पाइराइट या आयरन पाइराइट
FeCuS2 - चाल्कोपीराइट (तांबे की मात्रा-
FeAsS - आर्सेनोपाइराइट
पीबीएस - गैलेना या सीसा चमक
ZnS - स्फालराइट या जिंक ब्लेंड
एचजीएस - सिनाबारी
Cu2 S- चॉकोसाइट या तांबे की चमक
Ag2 S - अर्जेंटीना या सिल्वर शीन
MoS2 - मोलिब्डेनाईट
Sb2 S3 - स्टिब्नाइट या सुरमा चमक
एएस4 एस4 - रियलगर;
सल्फेट्स:
Na2 SO4. 10 एच2 ओ - चमत्कारी
सीएएसओ4. 2H2 ओ - जिप्सम
CaSO4 - एनहाइड्राइट
बासोबाराइट या भारी स्पैरा
SrSO4 सेलेस्टाइन है।
चावल। जिप्सम CaSO4. 2H2O
सरल पदार्थ
एक साधारण पदार्थ में, सल्फर परमाणु दो पड़ोसी के साथ बंधे होते हैं।
आठ सल्फर परमाणुओं से युक्त संरचना सबसे स्थिर है,
एक मुकुट जैसा एक नालीदार अंगूठी में एकजुट। सल्फर के कई संशोधन हैं: रोम्बिक सल्फर, मोनोक्लिनिक और प्लास्टिक सल्फर। सामान्य तापमान पर सल्फर पीले भंगुर क्रिस्टल के रूप में होता है।
समचतुर्भुज आकार (-S), किसके द्वारा बनता है
आयनिक अणु S8। एक अन्य संशोधन - मोनोक्लिनिक सल्फर (-S) में भी आठ-सदस्यीय छल्ले होते हैं, लेकिन स्थान में भिन्न होते हैं
क्रिस्टल में S8 अणुओं की व्यवस्था। जब डिस-
पिघलने वाले सल्फर के छल्ले फटे हुए हैं। साथ ही, मो-
उलझे हुए धागे बन सकते हैं, जो
चावल। गंधक
आगे के साथ, पिघल को चिपचिपा बना दें
जैसे-जैसे तापमान बढ़ता है, बहुलक श्रृंखलाएं टूट सकती हैं और चिपचिपाहट कम हो जाएगी। प्लास्टिक सल्फर पिघला हुआ के तेज शीतलन के दौरान बनता है
सल्फर और उलझी हुई जंजीरों से मिलकर बनता है। समय के साथ (कुछ दिनों के भीतर), यह समचतुर्भुज सल्फर में परिवर्तित हो जाएगा।
सल्फर 445o C पर उबलता है। सल्फर वाष्प में संतुलन होता है:
450 ओ सी |
650 ओ सी |
900 ओ सी |
1500 ओ सी |
एस 8 एस 6 |
एस 4 |
एस 2 |
स |
S2 अणुओं की संरचना O2 के समान होती है।
सल्फर को ऑक्सीकृत किया जा सकता है (आमतौर पर SO2) और इसे कम किया जा सकता है
एस (-2) में अपग्रेड किया गया। सामान्य तापमान पर, ठोस सल्फर से जुड़ी लगभग सभी प्रतिक्रियाएं बाधित होती हैं; केवल फ्लोरीन, क्लोरीन और पारा के साथ प्रतिक्रियाएं होती हैं।
इस अभिक्रिया का उपयोग गिरे हुए पारे की छोटी-छोटी बूंदों को बांधने के लिए किया जाता है।
तरल और वाष्पशील सल्फर अत्यधिक प्रतिक्रियाशील होते हैं . सल्फर वाष्प Zn, Fe, Cu को जलाता है। H . पास करते समय 2 पिघले हुए सल्फर के ऊपर बनता है
एच 2 एस। हाइड्रोजन और धातुओं के साथ प्रतिक्रियाओं में, सल्फर ऑक्सीकरण के रूप में कार्य करता है
सल्फर को हैलोजन की क्रिया के तहत आसानी से ऑक्सीकृत किया जा सकता है।
और ऑक्सीजन। जब हवा में गर्म किया जाता है, तो सल्फर एक नीली लौ के साथ जलता है, ऑक्सीकरण करता है
SO2 तक।
एस + ओ 2 = एसओ 2
सल्फर को केंद्रित सल्फ्यूरिक और नाइट्रिक एसिड के साथ ऑक्सीकृत किया जाता है:
S + 2H2 SO4 (संक्षिप्त) = 3SO2 + 2H2 O,
S + 6HNO3 (संक्षिप्त) = H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2 O
गर्म क्षार विलयनों में सल्फर का अनुपातहीन होता है।
3S + 6 NaOH = 2 Na2 S + Na2 SO3 + 3 H2 O।
जब सल्फर अमोनियम सल्फाइड, पीले-लाल के घोल के साथ प्रतिक्रिया करता है पॉलीसल्फ़ाइड आयन(-एस-एस-)एन या एसएन 2-।
जब सल्फर को सल्फाइट के घोल से गर्म किया जाता है, तो थायोसल्फेट प्राप्त होता है, और
जब सायनाइड - थायोसाइनेट के घोल से गर्म किया जाता है:
S + Na 2 SO3 = Na2 S2 O3, S + KCN = KSCN
Fe3+ आयनों के विश्लेषणात्मक पता लगाने के लिए पोटेशियम थायोसाइनेट या थियोसाइनेट का उपयोग किया जाता है:
3+ + SCN - = 2+ + H2O
परिणामी जटिल यौगिक में रक्त-लाल रंग होता है,
में हाइड्रेटेड Fe3+ आयनों की कम सांद्रता पर भी
दुनिया में सालाना लगभग 33 मिलियन टन देशी सल्फर का खनन किया जाता है। निकाले गए सल्फर की मुख्य मात्रा को सल्फ्यूरिक एसिड में संसाधित किया जाता है और उपयोग किया जाता है
रबर उद्योग में रबर के वल्केनाइजेशन के लिए उपयोग किया जाता है। सल्फर जोड़ें
रबर मैक्रोमोलेक्यूल्स के दोहरे बंधनों को बांधता है, डाइसल्फ़ाइड ब्रिज बनाता है
ki -S- S-, इस प्रकार, जैसे कि उन्हें "सिलाई" करता है, जो रबर को ताकत और लोच देता है। जब सल्फर की एक बड़ी मात्रा को रबर में डाला जाता है, तो ईबो-
नाइट, जो इलेक्ट्रिकल इंजीनियरिंग में उपयोग की जाने वाली एक अच्छी इन्सुलेट सामग्री है। सल्फर का उपयोग फार्मास्यूटिकल्स में त्वचा के मलहम बनाने और कृषि में पौधों के कीटों को नियंत्रित करने के लिए भी किया जाता है।
सल्फर यौगिक
हाइड्रोजन सल्फाइड, सल्फाइड, पॉलीसल्फाइड
हाइड्रोजन सल्फाइड एच 2 एस स्वाभाविक रूप से सल्फ्यूरिक खनिज पानी में होता है,
सफेद रंग के क्षय के दौरान बनने वाले ज्वालामुखी और प्राकृतिक गैस में मौजूद
कोव निकायों।
हाइड्रोजन सल्फाइड एक रंगहीन गैस है जिसमें सड़े हुए अंडे की गंध होती है और यह अत्यधिक विषैली होती है।
यह पानी में थोड़ा घुलनशील है, कमरे के तापमान पर, तीन मात्रा में गैसीय एच 2 एस पानी की एक मात्रा में घुल जाता है। संतृप्त में एच 2 एस की एकाग्रता
नाममात्र समाधान ~ 0.1 mol/l . है . पानी में घुलने पर बनता है
हाइड्रोसल्फाइड एसिड, जो सबसे कमजोर एसिड में से एक है:
H2 S H+ + HS - , K1 = 6. 10 -8, |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
एचएस - एच + + एस 2–, |
K2 = 1.10 -14 |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
निष्पादक: |
कई प्राकृतिक सल्फाइड ज्ञात हैं (सल्फाइड खनिजों की सूची देखें)। कई भारी अलौह धातुओं (Cu, Zn, Pb, Ni, Co, Cd, Mo) के सल्फाइड हैं औद्योगिक दृष्टि से महत्वपूर्ण अयस्क हैं। वे हवा में फायरिंग करके ऑक्साइड में परिवर्तित हो जाते हैं, उदाहरण के लिए, 2 ZnS + 3 O2 = 2 ZnO + 2 SO2 तब कोयले के साथ ऑक्साइड सबसे अधिक बार कम होते हैं: ZnO + C = Zn + CO कभी-कभी एसिड की क्रिया द्वारा ऑक्साइड को घोल में लाया जाता है, और फिर धातु को कम करने के लिए घोल को इलेक्ट्रोलिसिस के अधीन किया जाता है। क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं के सल्फाइड व्यावहारिक रूप से होते हैं रासायनिक रूप से आयनिक यौगिक। अन्य धातुओं के सल्फाइड - लाभ शिरा-सहसंयोजक यौगिक, एक नियम के रूप में, गैर-स्टोइकोमेट्रिक संरचना के। कई अधातु भी सहसंयोजक सल्फाइड बनाते हैं: बी, सी, सी, जीई, पी, एएस, एसबी। प्राकृतिक सल्फाइड के रूप में और एसबी के रूप में जाना जाता है। क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं के सल्फाइड, साथ ही सल्फाइड अमोनियम फ़ीड पानी में अत्यधिक घुलनशील है, बाकी सल्फाइड अघुलनशील हैं तुकबंदी वे विशेष रूप से रंगीन अवक्षेप के रूप में समाधान से पृथक होते हैं, उदाहरण के लिए, Pb(NO3)2 + Na2 S = PbS (t.) + 2 NaNO3 इस अभिक्रिया का उपयोग विलयन में H2S और S2– का पता लगाने के लिए किया जाता है।
बहुत कमजोर और वाष्पशील हाइड्रोसल्फ्यूरिक एसिड के निर्माण के कारण कुछ पानी में अघुलनशील सल्फाइड को एसिड द्वारा घोल में लाया जा सकता है। देशी एसिड, उदाहरण के लिए, NiS + H2SO4 = H2S + NiSO4 सल्फाइड को एसिड में भंग किया जा सकता है: FeS, NiS, CoS, MnS, ZnS। धातु सल्फाइड और पीआर मान
घुलनशीलता उत्पाद के बहुत कम मूल्य की विशेषता वाले सल्फाइड, एच 2 एस के गठन के साथ एसिड में नहीं घुल सकते। की- सल्फाइड स्लॉट्स में नहीं घुलते हैं: CuS, PbS, Ag2 S, HgS, SnS, Bi2 S3, Sb2 S3, Sb2 S5, CdS, As2 S3, As2 S5, SnS2। यदि H, S के बनने के कारण सल्फाइड के घुलने की अभिक्रिया असंभव है, फिर इसे केंद्रित नाइट्रिक एसिड की क्रिया द्वारा एक समाधान में स्थानांतरित किया जा सकता है स्लॉट या एक्वा रेजिया। CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O सल्फाइड आयन एस 2- एक मजबूत प्रोटॉन स्वीकर्ता है (ओएस- ब्रोंस्टेड के अनुसार नवाचार)। इसीलिएअत्यधिक घुलनशील सल्फाइड | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
ऑक्सीजन उपसमूह में पांच तत्व शामिल हैं: ऑक्सीजन, सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम और पोलोनियम (एक रेडियोधर्मी धातु)। ये डी.आई. मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली के VI समूह के पी-तत्व हैं। उनका एक समूह का नाम है - चाकोजेन्स, जिसका अर्थ है "अयस्क बनाना।"
ऑक्सीजन उपसमूह के तत्वों के गुण
|
गुण |
वे |
आरओ |
|||
|
1. आदेश संख्या |
|||||
|
2. संयोजकता इलेक्ट्रॉन |
2 एस 2 2पी 4 |
जेड एस 2 3आर 4 |
4 एस 2 4आर 4 |
5एस 2 5पी 4 |
6एस 2 6पी 4 |
|
3. ऊर्जा परमाणु का आयनीकरण, eV |
13,62 |
10,36 |
9,75 |
9,01 |
8,43 |
|
4. रिश्तेदार वैद्युतीयऋणात्मकता |
3,50 |
2,48 |
2,01 |
1,76 |
|
|
5. ऑक्सीकरण अवस्था मेंयौगिकों |
1, -2, |
2, +2, +4, +6 |
4, +6 |
4, +6 |
2, +2 |
|
6. परमाणु त्रिज्या, एनएम |
0,066 |
0,104 |
0,117 0,137 |
0,164 |
|
चाकोजेन परमाणुओं की बाह्य ऊर्जा स्तर की संरचना समान होती है -एनएस 2 एनआर 4 . यह उनके रासायनिक गुणों की समानता की व्याख्या करता है। हाइड्रोजन और धातुओं के साथ यौगिकों में सभी चाकोजेन -2 की ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करते हैं, और ऑक्सीजन और अन्य सक्रिय गैर-धातुओं वाले यौगिकों में, आमतौर पर +4 और +6। ऑक्सीजन के लिए, साथ ही फ्लोरीन के लिए, समूह संख्या के बराबर ऑक्सीकरण अवस्था विशिष्ट नहीं है। यह आमतौर पर -2 और फ्लोरीन +2 के संयोजन में ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करता है। ऑक्सीकरण राज्यों के ऐसे मूल्य चाकोजेन्स की इलेक्ट्रॉनिक संरचना से अनुसरण करते हैं
2p सबलेवल में ऑक्सीजन परमाणु में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं। इसके इलेक्ट्रॉनों को अलग नहीं किया जा सकता है, क्योंकि बाहरी (द्वितीय) स्तर पर कोई डी-सबलेवल नहीं है, यानी कोई मुक्त ऑर्बिटल्स नहीं हैं।इसलिए, ऑक्सीजन की संयोजकता हमेशा दो के बराबर होती है, और ऑक्सीकरण अवस्था -2 और +2 होती है (उदाहरण के लिए, H 2 O और OF 2 में)। ये अपरिवर्तित अवस्था में सल्फर के परमाणु की समान संयोजकता और ऑक्सीकरण अवस्थाएँ हैं। एक उत्तेजित अवस्था में संक्रमण (जो ऊर्जा की आपूर्ति के दौरान होता है, उदाहरण के लिए, हीटिंग के दौरान), सल्फर परमाणु पर, 3 आर- और फिर 3s इलेक्ट्रॉन (तीरों द्वारा दिखाया गया)। अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या, और, फलस्वरूप, पहले मामले में संयोजकता चार है (उदाहरण के लिए, SO 2 में), और दूसरे में - छह (उदाहरण के लिए, SO 3 में)। जाहिर है, यहां तक कि 2, 4, 6 भी सल्फर एनालॉग्स की विशेषता हैं - सेलेनियम, टेल्यूरियम और पोलोनियम, और उनके ऑक्सीकरण राज्य -2, +2, +4 और +6 के बराबर हो सकते हैं।
ऑक्सीजन उपसमूह के तत्वों के हाइड्रोजन यौगिक जिम्मेदार हैंसूत्र एच 2 आर (आर - तत्व प्रतीक): एच 2 ओ, एच 2एस, एच 2 एस ई, एच 2 ते। उन्होंने कॉल कियाहैं हाइड्रोजन चालाइड्स. पानी में घुलने पर, वे बनते हैंअम्ल इन अम्लों की शक्ति बढ़ने के साथ बढ़ती है तत्व की परमाणु संख्या, जिसे ऊर्जा में कमी द्वारा समझाया गया हैयौगिकों की श्रृंखला में बांड एच 2आर . पानी H+ और O आयनों में वियोजित हो रहा है उनके उभयधर्मी इलेक्ट्रोलाइट.
सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम प्रकार के ऑक्सीजन के साथ यौगिकों के समान रूप बनाते हैंआर ओ 2 और आर लगभग 3-। वे एच 2 . प्रकार के एसिड के अनुरूप हैंआर ओ 3 और एच 2 आर लगभग 4-। तत्व की क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ, इन अम्लों की शक्ति कम हो जाती है।वैट ये सभी ऑक्सीकरण गुणों और प्रकार के एसिड का प्रदर्शन करते हैंएच 2 आर लगभग 3 रिस्टोरेटिव भी हैं।
सरल पदार्थों के गुण स्वाभाविक रूप से बदलते हैं: में वृद्धि के साथनाभिक का आवेश, अधात्विक नाभिक कमजोर हो जाता है और धात्विक बढ़ जाता है। गुण। तो, ऑक्सीजन और टेल्यूरियम अधातु हैं, लेकिन बाद वाले में हैधात्विक चमक और बिजली का संचालन करता है।
लोड हो रहा है...