المفاعل اسمه "LB" والتيلوريوم أطلق على المفاعل اسم "AD" من قبل المشرف العلمي عليه أ.ب. ألكسندروف تم تصميم المفاعل في مصنع المدفعية الشهير رقم 92 في غوركي. هنا تم إطلاق أفضل الأسلحة خلال الحرب الوطنية العظمى، بإجمالي أكثر من 100 ألف. حسنا و

تيلوس، تيلوريوم

تيلوس، تيلورا (روماني) - "الأرض الأم" - إلهة الأرض الرومانية القديمة وقواها الإنتاجية (الأرض الأم، تيرا ماتر). تم التعرف على T. مع غايا واعتبرت إلهة الحياة والعالم السفلي، حيث أن الأرض تستقبل الموتى. باعتبارها إلهة الخصوبة وراعية

أكاسيد

التيلوريوم – عنصر كيميائيينتمي إلى المجموعة السادسة عشر، الموجودة في الجدول الدوري، العدد الذري 52 والمسمى باللاتينية Te - تحديد خاص. العنصر ينتمي إلى الفلزات. صيغة التيلوريوم — 4d10 5s2 5p4.

التيلوريوم - عنصرلها لون أبيض فضي وبريق معدني وبنية هشة. عند درجات الحرارة المرتفعة، مثل العديد من المعادن، يصبح التيلوريوم مطاوعًا.

أصل التيلوريوم

تم اكتشاف العنصر في مناجم الذهب في جبال ترانسيلفانيا. تعرف الإنسانية ما لا يقل عن مائة من المعادن التي تحتوي على التيلوريوم. على وجه الخصوص، هذه هي الفضة والذهب والنحاس والزنك. هناك العديد مركبات التيلوريوم,على سبيل المثال، هذه بعض أنواع المغرة. في شكله النقي، يمكنك أن تجد في إيداع واحد السيلينيوم والتيلوريوموالكبريت مما يدل على احتمال أن يكون العنصر أصليا.

غالبًا ما توجد جميع المعادن المذكورة في نفس الرواسب مثل الفضة والرصاص والبزموت. في البيئات الصناعية، بالنسبة للجزء الأكبر التيلوريوميتم عزله كيميائيًا عن المعادن الأخرى، على الرغم من أن معادنه الرئيسية شائعة جدًا. على وجه الخصوص، يتم احتواؤه بكميات كافية في الكالكوبايرايت، وهو جزء من خامات النحاس والنيكل والبيريت.

بالإضافة إلى ذلك، يمكن العثور عليه في الموليبدينيت والجالينا، ويوجد أيضًا في خامات النحاس والرواسب المتعددة المعادن ورواسب الرصاص والزنك. تحتوي هذه المعادن أيضًا على صخور الكبريتيد والأنتيمون التي تحتوي على الكوبالت والزئبق.

في الغالب في الصناعة، يتم استخراج التيلوريوم من الحمأة، والتي تتشكل عن طريق تكرير النحاس والرصاص كهربائيا. أثناء المعالجة، يتم حرق الحمأة، وتحتوي البقايا المحترقة على محتوى معين من التيلوريوم. لعزل العنصر المطلوب، يتم غسل الرماد بحمض الهيدروكلوريك.

ولفصل المعدن عن المحلول الحمضي الناتج، يجب تمرير ثاني أكسيد الكبريت من خلاله. تم الحصول عليها بهذه الطريقة أكسيد التيلوريوم، تتم معالجته بالفحم للحصول على عنصر نقي منه. لمزيد من التنقية، يتم استخدام إجراء الكلورة.

وينتج عن ذلك رابع كلوريد، الذي يجب تنقيته بالتقطير أو التصحيح. بعد ذلك، يتم تحلله، وينتج عن ذلك هيدروكسيد التيلوريوميتم تقليله بواسطة الهيدروجين.

تطبيقات التيلوريوم

يدخل هذا المعدن في صناعة العديد من المواد المختلفة (النحاس، الرصاص، الحديد)، لذا تعتبر صناعة المعادن المستهلك الرئيسي له. التيلوريوم يجعل الفولاذ المقاوم للصدأ والنحاس أكثر قابلية للتطبيق. كما أن إضافة هذا العنصر إلى حديد الزهر القابل للطرق يعطيه الخصائص الإيجابية لحديد الزهر الرمادي.

تم تحسين صفات الصب وقابلية التشغيل الآلي. إنه قادر على تحسين الخواص الفيزيائية للرصاص بشكل كبير، مما يقلل من التآكل السلبي الناتج عن حمض الكبريتيك أثناء معالجته.

يستخدم التيلوريوم على نطاق واسع في أجهزة أشباه الموصلات والإلكترونيات. على وجه الخصوص، يتم استخدامه لإنتاج الخلايا الشمسية. يفتح استخدام التيلوريوم آفاقًا واسعة في تطبيق هذه التقنيات المتقدمة. وقد زادت نسبة إنتاج هذه المعدات بشكل ملحوظ في السنوات الأخيرة. وأدى ذلك إلى زيادة ملحوظة في حجم مبيعات التيلوريوم في السوق العالمية.

يتم استخدام المعدن، بما في ذلك في التطورات التكنولوجية الفضائية، على وجه الخصوص، هذه سبائك مع إضافة التيلوريوم، والتي لها خصائص فريدة من نوعها. يتم استخدامها في تقنيات الكشف عن الإشعاع الذي تتركه المركبات الفضائية.

ولهذا السبب، فإن هذه السبائك الباهظة الثمن مطلوبة إلى حد كبير في الصناعة العسكرية، لتعقب العدو في الفضاء الخارجي. بالإضافة إلى هذا الخليط السيلينيوم - التيلوريومهو جزء من مسحوق التأخير الموجود في أغطية الصواعق الخاصة بالأجهزة المتفجرة التي تنتجها المصانع العسكرية.

تُستخدم مركبات التيلوريوم المختلفة في إنتاج مركبات أشباه الموصلات ذات بنية متعددة الطبقات. تظهر العديد من المركبات التي تحتوي على التيلوريوم موصلية فائقة ملحوظة.

يعمل التيلوريوم أيضًا لصالح الأشخاص العاديين. على وجه الخصوص، يتم استخدام أكسيد المعدن في إنتاج الأقراص المضغوطة لإنشاء طبقة رقيقة قابلة لإعادة الكتابة عليها. كما أنه موجود في بعض الدوائر الدقيقة، على سبيل المثال، تلك التي تنتجها شركة إنتل. يتم تضمين تيلورايد البزموت في العديد من الأجهزة الحرارية وأجهزة استشعار الأشعة تحت الحمراء.

يستخدم هذا المعدن أيضًا عند طلاء منتجات السيراميك. في صناعة الألياف الزجاجية لاتصالات المعلومات (التلفزيون، الإنترنت، وما إلى ذلك)، تعتمد مشاركة التيلوريوم في إنتاج الكابلات على الخاصية الإيجابية للتيلوريدات والسيلينيدات لزيادة الانكسار البصري عند إضافتها إلى الزجاج.

تتضمن الفلكنة المطاطية أيضًا استخدام مواد قريبة من المعدن - السيلينيوم أو الكبريت، والتي يمكن استبدالها بالتيلوريوم إن أمكن. سوف يُظهر المطاط بإضافته صفات أفضل بكثير. كما وجد التيلوريوم مكانته في الطب - فهو يستخدم في تشخيص مرض الدفتيريا.

سعر التيلوريوم

ومن حيث استهلاك هذا المعدن الأرضي النادر في العالم، تحتل الصين المركز الأول، وروسيا في المركز الثاني، والولايات المتحدة في المركز الثالث. إجمالي الاستهلاك 400 طن من المعدن سنويا. يُباع التيلوريوم عادةً على شكل مسحوق أو قضبان أو.

نظرًا لصغر حجم الإنتاج، نظرًا لمحتواه الصغير نسبيًا في الصخور، فإن سعر التيلوريوم مرتفع جدًا. تقريبًا، إذا كنت لا تأخذ في الاعتبار الارتفاع المستمر في الأسعار التيلوريوم، شراءويمكن بيعه في السوق العالمية مقابل 200-300 دولار للكيلوغرام الواحد من المعدن. ويعتمد السعر أيضًا على درجة تنقية المعدن من الشوائب غير المرغوب فيها.

ولكن على الرغم من عدم إمكانية الوصول إلى هذا العنصر الفريد، فإن الطلب عليه دائمًا كبير، مع اتجاهات نمو ثابتة. في كل عام يتوسع نطاق المناطق التي تتطلب استخدام التيلوريوم ومركباته.

ومن السهل متابعة اتجاه ارتفاع أسعار التيلوريوم من خلال مقارنة الأسعار في بداية عام 2000، عندما كانت 30 دولاراً للكيلوغرام الواحد، وبعد عشر سنوات، عندما وصلت إلى 350 دولاراً. وعلى الرغم من استمرار انخفاضه بعد مرور عام، إلا أن هناك ميلًا خطيرًا لارتفاع الأسعار، بسبب انخفاض أحجام إنتاج التيلوريوم.

والحقيقة هي أن سوق التيلوريوم يعتمد بشكل مباشر على حجم الإنتاج، حيث أن التيلوريوم هو أحد المنتجات الثانوية أثناء استخراجه. في الوقت الحالي، خفض سوق النحاس بشكل كبير حجم مبيعاته، وظهرت تقنيات جديدة لإنتاجه، وستؤثر ميزاتها بشكل كبير على حجم التيلوريوم الإضافي المنتج.

وهذا سيؤثر بالتأكيد على إمداداتها، وبطبيعة الحال على الأسعار. ووفقا للتقديرات، من المتوقع حدوث ارتفاع جديد في الأسعار في غضون عامين. على الرغم من حقيقة أن التيلوريوم له نظائر معينة في الصناعة، إلا أنه ليس لديه مثل هذه الخصائص القيمة.

هذا الوضع في السوق العالمية ليس مفيدًا على الإطلاق للعديد من الشركات المصنعة التي يتضمن إنتاجها التيلوريوم. على وجه الخصوص، هذه هي الشركات المصنعة للألواح الشمسية، التي اكتسبت منتجاتها شعبية متزايدة في السنوات الأخيرة.

مجموعة الأكسجين الفرعية، أو الكالكوجينات، هي المجموعة السادسة من الجدول الدوري D.I. مندلية، بما في ذلك العناصر التالية: O;S;Se;Te;Po.يشير رقم المجموعة إلى الحد الأقصى لتكافؤ العناصر في هذه المجموعة. الصيغة الإلكترونية العامة للكالكوجينات هي: ns2np4 – على مستوى التكافؤ الخارجي، تحتوي جميع العناصر على 6 إلكترونات، والتي نادرًا ما تتخلى عنها وغالبًا ما تقبل الإلكترونين المفقودين حتى اكتمال مستوى الإلكترون. إن وجود نفس مستوى التكافؤ يحدد التشابه الكيميائي للكالكوجينات. حالات الأكسدة المميزة: -1؛ -2؛ 0; +1؛ +2؛ +4؛ +6. يظهر الأكسجين -1 فقط في البيروكسيدات؛ -2 – في الأكاسيد. 0 - في حالة حرة؛ +1 و +2 - في الفلوريدات - O2F2، ОF2 لأنه لا يحتوي على مستوى فرعي d ولا يمكن فصل الإلكترونات، ويكون التكافؤ دائمًا 2؛ S - كل شيء ما عدا +1 و -1. في الكبريت، يظهر المستوى الفرعي d ويمكن فصل الإلكترونات من 3p و3s في الحالة المثارة والانتقال إلى المستوى الفرعي d. في الحالة غير المثارة، يكون تكافؤ الكبريت 2 في SO، و4 في SO2، و6 في SO3. سي +2؛ +4؛ +6، تي +4؛ +6، بو +2؛ -2. تكافؤ السيلينيوم والتيلوريوم والبولونيوم هي أيضًا 2، 4، 6. وتنعكس قيم حالات الأكسدة في التركيب الإلكتروني للعناصر: O - 2s22p4؛ س - 3s23p4؛ سي – 4s24p4; تي - 5s25p4؛ بو – 6s26p4. من الأعلى إلى الأسفل، مع زيادة مستوى الطاقة الخارجية، تتغير الخواص الفيزيائية والكيميائية للكالكوجينات بشكل طبيعي: يزداد نصف القطر الذري للعناصر، وتقل طاقة التأين وتقارب الإلكترون، وكذلك السالبية الكهربية؛ تنخفض الخواص غير المعدنية، وتزداد الخواص المعدنية (الأكسجين والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم من اللافلزات)، ويمتلك البولونيوم بريقًا معدنيًا وموصلية كهربائية. تتوافق مركبات الهيدروجين من الكالكوجينات مع الصيغة: H2R: H2O، H2S، H2Sе، H2Те – هيدروجينات الطباشير. يمكن استبدال الهيدروجين الموجود في هذه المركبات بأيونات معدنية. حالة الأكسدة لجميع مركبات الكالكوجين مع الهيدروجين هي -2 والتكافؤ هو أيضًا 2. عندما تذوب مركبات الكالكوجينات الهيدروجينية في الماء، تتشكل الأحماض المقابلة. هذه الأحماض تعمل على تقليل العوامل. تزداد قوة هذه الأحماض من أعلى إلى أسفل، حيث تنخفض طاقة الارتباط وتعزز التفكك النشط. تتوافق مركبات الأكسجين من الكالكوجينات مع الصيغة: RO2 و RO3 - أكاسيد الحمض. عندما تذوب هذه الأكاسيد في الماء، فإنها تشكل الأحماض المقابلة: H2RO3 وH2RO4. وفي الاتجاه من الأعلى إلى الأسفل تقل قوة هذه الأحماض. Н2RO3 - الأحماض المختزلة، Н2RO4 - العوامل المؤكسدة.

الأكسجين - العنصر الأكثر شيوعا على وجه الأرض. ويشكل 47.0% من كتلة القشرة الأرضية. محتواه في الهواء هو 20.95% من حيث الحجم أو 23.10% من حيث الكتلة. الأكسجين جزء من الماء والصخور والعديد من المعادن والأملاح، ويوجد في البروتينات والدهون والكربوهيدرات التي تشكل الكائنات الحية. في ظروف المختبر يتم الحصول على الأكسجين: - التحلل عند تسخين ملح البرثوليت (كلورات البوتاسيوم) في وجود المحفز MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - التحلل عند تسخين برمنجنات البوتاسيوم: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 وهذا ينتج أكسجين نقي للغاية، كما يمكنك الحصول على الأكسجين عن طريق التحليل الكهربائي من محلول مائي من هيدروكسيد الصوديوم (أقطاب النيكل)؛ المصدر الرئيسي لإنتاج الأكسجين الصناعي هو الهواء، الذي يتم تسييله ومن ثم تجزئته. أولاً، يتم إطلاق النيتروجين (نقطة الغليان = -195 درجة مئوية)، ويبقى الأكسجين النقي تقريبًا في الحالة السائلة، نظرًا لأن درجة غليانه أعلى (-183 درجة مئوية). إحدى الطرق المستخدمة على نطاق واسع لإنتاج الأكسجين تعتمد على التحليل الكهربائي للماء، وفي الظروف العادية، يكون الأكسجين غازًا عديم اللون والطعم والرائحة، وهو أثقل قليلًا من الهواء. وهو قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء (31 مل من الأكسجين يذوب في 1 لتر من الماء عند 20 درجة مئوية). عند درجة حرارة -183 درجة مئوية وضغط 101.325 كيلو باسكال، يتحول الأكسجين إلى الحالة السائلة. الأكسجين السائل لونه مزرق ويتم سحبه إلى مجال مغناطيسي، ويحتوي الأكسجين الطبيعي على ثلاثة نظائر مستقرة 168O (99.76%)، 178O (0.04%) و188O (0.20%). تم الحصول على ثلاثة نظائر غير مستقرة بشكل مصطنع - 148O، 158O، 198O. لإكمال مستوى الإلكترون الخارجي، تفتقر ذرة الأكسجين إلى إلكترونين. من خلال أخذها بقوة، يُظهر الأكسجين حالة أكسدة تبلغ -2. ومع ذلك، في المركبات التي تحتوي على الفلور (OF2 وO2F2)، يتم تحويل أزواج الإلكترونات المشتركة نحو الفلور، كعنصر أكثر سالبية كهربية. في هذه الحالة، تكون حالات أكسدة الأكسجين على التوالي +2 و+1، والفلور هو -1. ويتكون جزيء الأكسجين من ذرتين O2. الرابطة الكيميائية تساهمية غير قطبية، ويشكل الأكسجين مركبات مع جميع العناصر الكيميائية باستثناء الهيليوم والنيون والأرجون. يتفاعل مباشرة مع معظم العناصر ما عدا الهالوجينات والذهب والبلاتين. يعتمد معدل تفاعل الأكسجين مع المواد البسيطة والمعقدة على طبيعة المواد ودرجة الحرارة وظروف أخرى. يشتعل معدن نشط مثل السيزيوم تلقائيًا في الأكسجين الموجود في الغلاف الجوي عند درجة حرارة الغرفة، ويتفاعل الأكسجين بشكل نشط مع الفوسفور عند تسخينه إلى 60 درجة مئوية، مع الكبريت - حتى 250 درجة مئوية، مع الهيدروجين - أكثر من 300 درجة مئوية، مع الكربون (في درجة حرارة 60 درجة مئوية). شكل الفحم والجرافيت) - عند 700-800 درجة مئوية.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 عندما تحترق المواد المعقدة في الأكسجين الزائد، تتشكل أكاسيد العناصر المقابلة: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 التفاعلات المدروسة تكون مصحوبة بإطلاق كل من الحرارة والضوء. وتسمى مثل هذه العمليات التي تنطوي على الأكسجين بالاحتراق. من حيث السالبية الكهربية النسبية، الأكسجين هو العنصر الثاني. لذلك، في التفاعلات الكيميائية مع كل من المواد البسيطة والمعقدة، فهو عامل مؤكسد، لأنه يقبل الإلكترونات. يحدث الاحتراق والصدأ والتعفن والتنفس بمشاركة الأكسجين. هذه هي عمليات الأكسدة والاختزال، لتسريع عمليات الأكسدة، بدلا من الهواء العادي، يتم استخدام الأكسجين أو الهواء المخصب بالأكسجين. يستخدم الأكسجين لتكثيف عمليات الأكسدة في الصناعة الكيميائية (إنتاج أحماض النيتريك والكبريتيك، والوقود السائل الاصطناعي، وزيوت التشحيم وغيرها من المواد)، وتستهلك صناعة المعادن الكثير من الأكسجين. يستخدم الأكسجين للحصول على درجات حرارة عالية. تصل درجة حرارة لهب الأكسجين الأسيتيلين إلى 3500 درجة مئوية، وتصل درجة حرارة لهب الأكسجين الأسيتيلين إلى 3000 درجة مئوية، وفي الطب يستخدم الأكسجين لتسهيل التنفس. يتم استخدامه في أجهزة الأكسجين عند أداء العمل في أجواء يصعب التنفس فيها.

الكبريت- أحد العناصر الكيميائية القليلة التي استخدمها الإنسان منذ آلاف السنين. وهو منتشر في الطبيعة ويوجد في الحالة الحرة (الكبريت الأصلي) وفي المركبات. يمكن تقسيم المعادن التي تحتوي على الكبريت إلى مجموعتين - كبريتيدات (بيريت، بريق، بلند) والكبريتات. يوجد الكبريت الأصلي بكميات كبيرة في إيطاليا (جزيرة صقلية) والولايات المتحدة الأمريكية. توجد في رابطة الدول المستقلة رواسب الكبريت الأصلي في منطقة الفولغا، في دول آسيا الوسطى، في شبه جزيرة القرم ومناطق أخرى.تشمل معادن المجموعة الأولى بريق الرصاص PbS، وبريق النحاس Cu2S، وبريق الفضة - Ag2S، ومزيج الزنك. - ZnS، مزيج الكادميوم - CdS، البيريت أو بيريت الحديد - FeS2، كالكوبايرت - CuFeS2، الزنجفر - HgS. تشمل معادن المجموعة الثانية الجبس CaSO4 2H2O، ميرابيليت (ملح جلوبر) - Na2SO4 10H2O، الكيسيريت - MgSO4 H2O. تم العثور على الكبريت في أجسام الحيوانات والنباتات، فهو جزء من جزيئات البروتين. توجد مركبات الكبريت العضوية في الزيت. إيصال 1. عند الحصول على الكبريت من المركبات الطبيعية، مثلا من بيريتات الكبريت، يتم تسخينه إلى درجات حرارة عالية. يتحلل بيريت الكبريت ليشكل كبريتيد الحديد (II) والكبريت: FeS2=FeS+S 2. يمكن الحصول على الكبريت عن طريق أكسدة كبريتيد الهيدروجين مع نقص الأكسجين حسب التفاعل: 2H2S+O2=2S+2H2O3. حاليًا، من الشائع الحصول على الكبريت عن طريق اختزال ثاني أكسيد الكبريت SO2 بالكربون، وهو منتج ثانوي أثناء صهر المعادن من خامات الكبريت: SO2 + C = CO2 + S4. تحتوي غازات العادم الناتجة عن أفران المعادن وفحم الكوك على خليط من ثاني أكسيد الكبريت وكبريتيد الهيدروجين. يتم تمرير هذا الخليط عند درجة حرارة عالية فوق عامل محفز: H2S+SO2=2H2O+3S الكبريت مادة صلبة وهشة ذات لون أصفر ليموني. وهو عمليا غير قابل للذوبان في الماء، ولكنه قابل للذوبان بدرجة عالية في ثاني كبريتيد الكربون CS2 الأنيلين وبعض المذيبات الأخرى، كما أنه يوصل الحرارة والتيار الكهربائي بشكل سيء. يشكل الكبريت العديد من التعديلات المتآصلة: يتكون الكبريت الطبيعي من خليط من أربعة نظائر مستقرة: 3216S، 3316S، 3416S، 3616S. الخواص الكيميائية يمكن لذرة الكبريت، التي لديها مستوى طاقة خارجي غير مكتمل، ربط إلكترونين وتظهر حالة أكسدة قدرها -2. يُظهر الكبريت حالة الأكسدة هذه في المركبات التي تحتوي على معادن وهيدروجين (Na2S، H2S). عندما يتم التخلي عن الإلكترونات أو سحبها إلى ذرة عنصر أكثر سالبية كهربية، يمكن أن تكون حالة أكسدة الكبريت +2، +4، +6. في البرد، يكون الكبريت خاملًا نسبيًا، ولكن مع زيادة درجة الحرارة، تزداد تفاعليته. 1. مع المعادن، يظهر الكبريت خصائص مؤكسدة. تنتج هذه التفاعلات كبريتيدات (لا تتفاعل مع الذهب والبلاتين والإيريديوم): Fe+S=FeS
2. في الظروف العادية، لا يتفاعل الكبريت مع الهيدروجين، وعند درجة حرارة 150-200 درجة مئوية يحدث تفاعل عكسي: H2 + S «H2S 3. في التفاعلات مع المعادن والهيدروجين، يتصرف الكبريت كعامل مؤكسد نموذجي، وفي وجود عوامل مؤكسدة قوية يظهر خصائص التفاعلات المختزلة.S+3F2=SF6 (لا يتفاعل مع اليود)4. يحدث احتراق الكبريت في الأكسجين عند درجة حرارة 280 درجة مئوية، وفي الهواء عند درجة حرارة 360 درجة مئوية. في هذه الحالة، يتكون خليط من SO2 وSO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. عند تسخينه دون وصول الهواء، يتحد الكبريت مباشرة مع الفوسفور والكربون، مما يُظهر خصائص مؤكسدة: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. عند التفاعل مع المواد المعقدة، يتصرف الكبريت بشكل أساسي كعامل اختزال:

7. الكبريت قادر على تفاعلات عدم التناسب. وهكذا، عندما يغلي مسحوق الكبريت مع القلويات، تتشكل الكبريتيتات والكبريتيدات: يتقدمفي الصناعة والزراعة. ويستخدم حوالي نصف إنتاجه لإنتاج حامض الكبريتيك. يستخدم الكبريت في كبريت المطاط: وفي هذه الحالة يتحول المطاط إلى مطاط، وعلى شكل كبريت ملون (مسحوق ناعم) يستخدم الكبريت لمكافحة أمراض الكروم والقطن. يتم استخدامه لإنتاج البارود، وأعواد الثقاب، والمركبات المضيئة. وفي الطب يتم تحضير مراهم الكبريت لعلاج الأمراض الجلدية.

31 عناصر الرابع مجموعة فرعية.

الكربون (C)، السيليكون (Si)، الجرمانيوم (Ge)، القصدير (Sn)، الرصاص (Pb) هي عناصر المجموعة 4 من المجموعة الفرعية الرئيسية لـ PSE. وفي طبقة الإلكترون الخارجية، تحتوي ذرات هذه العناصر على 4 إلكترونات: ns2np2. في مجموعة فرعية، مع زيادة العدد الذري لعنصر ما، يزداد نصف القطر الذري، وتضعف الخواص غير المعدنية، وتزداد الخواص المعدنية: الكربون والسيليكون من اللافلزات، والجرمانيوم والقصدير والرصاص معادن. تظهر عناصر هذه المجموعة الفرعية حالات الأكسدة الإيجابية والسلبية: -4؛ +2؛ +4.

--------------------->(زيادة الخواص المعدنية)

اكتشفه F. Müller في عام 1782. يأتي اسم العنصر من الكلمة اللاتينية Tellus، genitive Telluris، Earth (تم اقتراح الاسم بواسطة M. G. Klaproth، الذي عزل العنصر باعتباره مادة بسيطة وحدد أهم خصائصه).

إيصال:

وهو موجود في الطبيعة كخليط من 8 نظائر مستقرة (120، 122-126، 128، 130). المحتوى الموجود في القشرة الأرضية هو 10 -7٪. المعادن الرئيسية هي الألتايت (PbTe)، والتيلوروبزموثيت (Bi 2 Te 3)، والتتراديمايت (Bi 2 Te 2 S)، الموجود في العديد من خامات الكبريتيد.
يتم الحصول عليه من حمأة إنتاج النحاس عن طريق الترشيح بمحلول NaOH على شكل Na 2 TeO 3، والذي يتم فصل التيلوريوم منه كهربائيًا. مزيد من التنقية يتم عن طريق التسامي وذوبان المنطقة.

الخصائص الفيزيائية:

التيلوريوم المضغوط عبارة عن مادة رمادية فضية ذات بريق معدني، ولها شبكة بلورية سداسية (الكثافة 6.24 جم/سم 3، نقطة الانصهار - 450 درجة مئوية، نقطة الغليان - 990 درجة مئوية). يترسب من المحاليل على شكل مسحوق بني، ويتكون في البخار من جزيئات Te 2.

الخواص الكيميائية:

التيلوريوم مستقر في الهواء عند درجة حرارة الغرفة، وعندما يسخن فإنه يتفاعل مع الأكسجين. يتفاعل مع الهالوجينات ويتفاعل مع العديد من المعادن عند تسخينه.
عند تسخينه، يتأكسد التيلوريوم بواسطة بخار الماء ليشكل أكسيد التيلوريوم (II) ويتفاعل مع أحماض الكبريتيك والنيتريك المركزة. عند غليه في المحاليل المائية للقلويات، فإنه يتفاوت بشكل مماثل للكبريت:
8 Te + 6NaOH = Na 2 TeO 3 + 2Na 2 Te + 3H 2 O
في المركبات يظهر حالات الأكسدة -2، +4، +6، وفي كثير من الأحيان +2.

أهم الإتصالات:

أكسيد التيلوريوم (IV).ثاني أكسيد التيلوريوم، TeO 2، قليل الذوبان في الماء، وهو أكسيد حمضي، يتفاعل مع القلويات لتكوين أملاح حمض التيلوريك. يستخدم في تكنولوجيا الليزر وهو أحد مكونات النظارات البصرية.
أكسيد التيلوريوم (VI).، ثالث أكسيد التيلوريوم، TeO 3، مادة صفراء أو رمادية، غير قابلة للذوبان عمليا في الماء، تتحلل عند تسخينها لتكوين ثاني أكسيد، تتفاعل مع القلويات. تم الحصول عليها عن طريق تحلل حمض التيلوريك.
حمض التيلوريك، H 2 TeO 3 ، قابل للذوبان بشكل طفيف، وعرضة للبلمرة، لذلك يمثل عادةً راسبًا بمحتوى مائي متغير TeO 2 *nH 2 O. الأملاح - تيلوريتيتم استخدام (M 2 TeO 3) والبوليتيلوريت (M 2 Te 2 O 5، وما إلى ذلك)، التي يتم الحصول عليها عادة عن طريق تلبيد الكربونات مع TeO 2، كمكونات للنظارات البصرية.
حمض التيلوريك, H 6 TeO 6 , بلورات بيضاء اللون، شديدة الذوبان في الماء الساخن. حمض ضعيف جدًا، يشكل في المحلول أملاح التركيب MH 5 TeO 6 و M 2 H 4 TeO 6. عند تسخينها في أمبولة محكمة الغلق، تم الحصول أيضًا على حمض الميتيلوريك H 2 TeO 4، والذي يتحول تدريجياً في المحلول إلى حمض التيلوريك. الأملاح - يخبر. ويتم الحصول عليه أيضًا عن طريق دمج أكسيد التيلوريوم (IV) مع القلويات في وجود عوامل مؤكسدة، أو عن طريق دمج حمض التيلوريك مع الكربونات أو أكسيد المعدن. تيلورات الفلزات القلوية قابلة للذوبان. يتم استخدامها ككهرباء عازلة، ومبادلات أيونية، ومكونات للتركيبات الانارة.
تلوريد الهيدروجين، H 2 Te هو غاز سام ذو رائحة كريهة، يتم الحصول عليه عن طريق التحلل المائي لتيلوريد الألومنيوم. عامل اختزال قوي، في المحلول يتأكسد بسرعة بواسطة الأكسجين إلى التيلوريوم. في المحلول المائي، يكون الحمض أقوى من سيلينيد الكبريت والهيدروجين. الأملاح - تيلورايد، يتم الحصول عليها عادة عن طريق تفاعل مواد بسيطة، تيلورايد الفلزات القلوية قابلة للذوبان. العديد من التيلوريدات p وd هي أشباه موصلات.
الهاليدات. من المعروف أن هاليدات التيلوريوم (II)، على سبيل المثال TeCl 2، تشبه الملح، وعند تسخينها وفي محلولها، فإنها لا تتناسب مع مركبات Te وTe(IV). رباعيات هاليدات التيلوريوم عبارة عن مواد صلبة تتحلل في المحلول لتكوين حمض التيلوريك وتشكل بسهولة هاليدات معقدة (على سبيل المثال، K2). سداسي فلوريد TeF 6، وهو غاز عديم اللون، على عكس سداسي فلوريد الكبريت، يتحلل بسهولة مائيًا، مكونًا حمض التيلوريك.

طلب:

مكون من مواد أشباه الموصلات. مضافات صناعة السبائك للحديد الزهر والصلب وسبائك الرصاص.
ويبلغ الإنتاج العالمي (بدون الاتحاد السوفييتي) حوالي 216 طن/سنة (1976).
التيلوريوم ومركباته سامة. MPC حوالي 0.01 ملغم / م 3.

أنظر أيضا:
التيلوريوم // ويكيبيديا. . تاريخ التحديث: 20/12/2017. عنوان URL: http://ru.wikipedia.org/?oldid=89757888 (تاريخ الوصول: 25/12/2017).
اكتشاف العناصر وأصل أسمائها. التيلوريوم //
عنوان URL: http://www.chem.msu.su/rus/history/element/Te.html