Αντιδραστήρας με όνομα «LB» και τελλούριο Ο αντιδραστήρας ονομάστηκε «AD» από τον επιστημονικό επόπτη του A.P. Aleksandrov Ο αντιδραστήρας σχεδιάστηκε στο περίφημο εργοστάσιο πυροβολικού Νο. 92 στο Γκόρκι. Ήταν εδώ που κατά τη διάρκεια του Μεγάλου Πατριωτικού Πολέμου εκτοξεύτηκαν τα καλύτερα όπλα, περισσότερα από 100 χιλιάδες συνολικά. καθώς και

Tellus, Tellurium

Tellus, Tellura (Ρωμαϊκή) - "μητέρα γη" - η αρχαία ρωμαϊκή θεά της γης και οι παραγωγικές της δυνάμεις (Μητέρα Γη, Terra Mater). Η Τ. ταυτιζόταν με τη Γαία και θεωρούνταν η θεά της ζωής και του κάτω κόσμου, αφού η γη δέχεται τους νεκρούς. Ως θεά και προστάτιδα της γονιμότητας

Οξείδια

Τελλούριο – χημικό στοιχείοπου ανήκει στην 16η ομάδα, βρίσκεται στον περιοδικό πίνακα, ατομικός αριθμός 52 και ορίζεται από το λατινικό Te - ειδική αναγνώριση. Το στοιχείο ανήκει στα μεταλλοειδή. Φόρμουλα τελλουρίου — 4d10 5s2 5p4.

Τελλούριο - στοιχείομε λευκή-ασημί απόχρωση και μεταλλική λάμψη και εύθραυστη δομή. Σε υψηλές θερμοκρασίες, όπως πολλά μέταλλα, το τελλούριο γίνεται όλκιμο.

Προέλευση του τελλουρίου

Το στοιχείο ανακαλύφθηκε σε ορυχεία χρυσού στα βουνά της Τρανσυλβανίας. Η ανθρωπότητα γνωρίζει τουλάχιστον εκατό ορυκτά που περιέχουν τελλούριο. Συγκεκριμένα, πρόκειται για ασήμι, χρυσό, χαλκό και ψευδάργυρο. Υπάρχουν διάφορα ενώσεις τελλουρίου,για παράδειγμα, αυτοί είναι μερικοί τύποι ώχρας. Στην καθαρή του μορφή, σε μία κατάθεση μπορείτε να βρείτε σελήνιο, τελλούριοκαι θείο, που υποδηλώνει την πιθανότητα το στοιχείο να είναι αυτοφυές.

Όλα τα ορυκτά που αναφέρονται βρίσκονται συχνότερα στο ίδιο κοίτασμα με ασήμι, μόλυβδο και βισμούθιο. Σε βιομηχανικά περιβάλλοντα, ως επί το πλείστον τελλούριοαπομονώνεται χημικά από άλλα μέταλλα, παρά το γεγονός ότι τα κύρια ορυκτά του είναι αρκετά κοινά. Συγκεκριμένα, περιέχεται σε επαρκείς ποσότητες σε χαλκοπυρίτη, ο οποίος αποτελεί μέρος των μεταλλευμάτων νικελίου-χαλκού και χαλκού πυρίτη.

Επιπλέον, μπορεί να βρεθεί στο μολυβδενίτη και το γαληνό, βρίσκεται επίσης σε μεταλλεύματα χαλκού, πολυμεταλλικά κοιτάσματα και κοιτάσματα μολύβδου-ψευδάργυρου. Αυτά τα ορυκτά περιέχουν επίσης πετρώματα θειούχου και αντιμονίου που περιέχουν κοβάλτιο και υδράργυρο.

Κυρίως στη βιομηχανία, το τελλούριο εξάγεται από τη λάσπη, η οποία σχηματίζεται από την ηλεκτρολυτική διύλιση χαλκού και μολύβδου. Κατά την επεξεργασία, η λάσπη καίγεται και τα καμένα υπολείμματα περιέχουν μια ορισμένη περιεκτικότητα σε τελλούριο. Για να απομονωθεί το απαιτούμενο στοιχείο, οι στάχτες πλένονται με υδροχλωρικό οξύ.

Για να διαχωριστεί το μέταλλο από το όξινο διάλυμα που προκύπτει, πρέπει να περάσει μέσα από αυτό διοξείδιο του θείου. Λαμβάνεται με αυτόν τον τρόπο οξείδιο του τελλουρίου, επεξεργάζεται με άνθρακα για να ληφθεί ένα καθαρό στοιχείο από αυτό. Για τον περαιτέρω καθαρισμό του, χρησιμοποιείται μια διαδικασία χλωρίωσης.

Αυτό παράγει τετραχλωρίδιο, το οποίο πρέπει να καθαριστεί με απόσταξη ή διόρθωση. Στη συνέχεια, υδρολύεται, και το προκύπτον υδροξείδιο του τελλουρίουανάγεται με υδρογόνο.

Εφαρμογές τελλουρίου

Αυτό το μέταλλο χρησιμοποιείται στην κατασκευή πολλών διαφορετικών υλικών (χαλκός, μόλυβδος, σίδηρος), επομένως η βιομηχανία μεταλλουργίας είναι ο κύριος καταναλωτής της. Το τελλούριο κάνει τον ανοξείδωτο χάλυβα και τον χαλκό πιο λειτουργικά. Επίσης, η προσθήκη αυτού του στοιχείου στον ελατό χυτοσίδηρο του δίνει τις θετικές ιδιότητες του γκρίζου χυτοσιδήρου.

Οι ιδιότητες χύτευσης και η μηχανική του ικανότητα έχουν βελτιωθεί. Είναι σε θέση να βελτιώσει σημαντικά τις φυσικές ιδιότητες του μολύβδου, μειώνοντας την αρνητική διάβρωση από το θειικό οξύ κατά την επεξεργασία του.

Το τελλούριο χρησιμοποιείται ευρέως σε συσκευές ημιαγωγών και ηλεκτρονικά. Συγκεκριμένα, χρησιμοποιείται για την παραγωγή ηλιακών κυψελών. Η χρήση του τελλουρίου ανοίγει ευρείες προοπτικές στην εφαρμογή αυτών των προηγμένων τεχνολογιών. Το ποσοστό παραγωγής τέτοιου εξοπλισμού έχει αυξηθεί σημαντικά τα τελευταία χρόνια. Αυτό οδήγησε σε αισθητή αύξηση του κύκλου εργασιών του τελλουρίου στην παγκόσμια αγορά.

Το μέταλλο χρησιμοποιείται, συμπεριλαμβανομένων των διαστημικών τεχνολογικών εξελίξεων, συγκεκριμένα, πρόκειται για κράματα με την προσθήκη τελλουρίου, τα οποία έχουν μοναδικές ιδιότητες. Χρησιμοποιούνται σε τεχνολογίες για την ανίχνευση της ακτινοβολίας που αφήνουν τα διαστημόπλοια.

Για το λόγο αυτό, το ακριβό κράμα είναι σε μεγάλο βαθμό σε ζήτηση στη στρατιωτική βιομηχανία, για την παρακολούθηση του εχθρού στο διάστημα. Εκτός από αυτό το μείγμα σελήνιο – τελλούριοείναι μέρος της σκόνης καθυστέρησης στα καπάκια των πυροκροτητών για εκρηκτικούς μηχανισμούς που παράγονται από στρατιωτικά εργοστάσια.

Διάφορες ενώσεις τελλουρίου χρησιμοποιούνται για την παραγωγή ημιαγωγών ενώσεων με πολυστρωματική δομή. Πολλές ενώσεις που περιλαμβάνουν τελλούριο παρουσιάζουν αξιοσημείωτη υπεραγωγιμότητα.

Το Tellurium λειτουργεί επίσης προς όφελος των απλών ανθρώπων. Συγκεκριμένα, το οξείδιο του μετάλλου χρησιμοποιείται στην παραγωγή συμπαγών δίσκων για τη δημιουργία μιας επανεγγράψιμης λεπτής στρώσης πάνω τους. Υπάρχει επίσης σε ορισμένα μικροκυκλώματα, για παράδειγμα, αυτά που παράγονται από την Intel. Το τελλουρίδιο βισμούθου περιλαμβάνεται σε πολλές θερμοηλεκτρικές συσκευές και αισθητήρες υπερύθρων.

Αυτό το μέταλλο χρησιμοποιείται επίσης κατά τη βαφή κεραμικών προϊόντων. Στην κατασκευή υαλοβάμβακα για επικοινωνίες πληροφοριών (τηλεόραση, Διαδίκτυο κ.λπ.), η συμμετοχή του τελλουρίου στην παραγωγή καλωδίων βασίζεται στη θετική ιδιότητα των τελουριδίων και σεληνιδίων να αυξάνουν την οπτική διάθλαση όταν προστίθενται στο γυαλί.

Ο βουλκανισμός του καουτσούκ περιλαμβάνει επίσης τη χρήση ουσιών κοντά στο μέταλλο - σελήνιο ή θείο, οι οποίες μπορούν να αντικατασταθούν, εάν είναι δυνατόν, από τελλούριο. Το καουτσούκ με την προσθήκη του θα δείξει πολύ καλύτερες ποιότητες. Το τελλούριο έχει βρει επίσης τη θέση του στην ιατρική - χρησιμοποιείται στη διάγνωση της διφθερίτιδας.

Τιμή τελλουρίου

Όσον αφορά την κατανάλωση αυτού του μετάλλου σπάνιων γαιών στον κόσμο, η Κίνα είναι στην πρώτη θέση, η Ρωσία στη δεύτερη και οι ΗΠΑ στην τρίτη θέση. Η συνολική κατανάλωση είναι 400 τόνοι μετάλλου ετησίως. Το τελλούριο πωλείται συνήθως με τη μορφή σκόνης, ράβδων ή.

Λόγω των μικρών όγκων παραγωγής, λόγω της σχετικά μικρής περιεκτικότητάς του σε πετρώματα, η τιμή του τελλουρίου είναι αρκετά υψηλή. Περίπου, αν δεν λάβετε υπόψη τις συνεχείς αυξήσεις τιμών για τελλούριο, αγοράστεΜπορεί να πωληθεί στην παγκόσμια αγορά για 200-300 $ ανά κιλό μετάλλου. Η τιμή εξαρτάται επίσης από τον βαθμό καθαρισμού του μετάλλου από ανεπιθύμητες ακαθαρσίες.

Όμως, παρά το απρόσιτο αυτό το μοναδικό στοιχείο, υπάρχει πάντα σημαντική ζήτηση για αυτό, με συνεχείς τάσεις ανάπτυξης. Κάθε χρόνο το φάσμα των περιοχών που απαιτούν τη χρήση τελλουρίου και των ενώσεων του διευρύνεται.

Είναι εύκολο να παρακολουθήσουμε την τάση αύξησης των τιμών για το τελλούριο συγκρίνοντας τις τιμές στις αρχές του 2000, όταν ήταν 30 $ ανά 1 κιλό, και δέκα χρόνια αργότερα, όταν έφτασε τα 350 $. Και παρά το γεγονός ότι ένα χρόνο αργότερα εξακολουθεί να πέφτει, υπάρχει μια σοβαρή τάση ανόδου των τιμών, λόγω της πτώσης του όγκου παραγωγής τελλουρίου.

Γεγονός είναι ότι η αγορά τελλουρίου εξαρτάται άμεσα από τον όγκο της παραγωγής, αφού το τελλούριο είναι ένα από τα υποπροϊόντα κατά την εξόρυξή του. Αυτή τη στιγμή, η αγορά χαλκού έχει μειώσει σημαντικά τον κύκλο εργασιών της και έχουν εμφανιστεί νέες τεχνολογίες για την παραγωγή της, τα χαρακτηριστικά των οποίων θα επηρεάσουν σημαντικά τον όγκο του πρόσθετου τελλουρίου που παράγεται.

Αυτό σίγουρα θα επηρεάσει τις προμήθειες και φυσικά τις τιμές της. Σύμφωνα με εκτιμήσεις, αναμένεται νέα αύξηση των τιμών σε δύο χρόνια. Παρά το γεγονός ότι το τελλούριο έχει ορισμένα ανάλογα στη βιομηχανία, δεν έχουν τόσο πολύτιμες ιδιότητες.

Αυτή η κατάσταση στην παγκόσμια αγορά δεν είναι καθόλου ευεργετική για πολλούς κατασκευαστές των οποίων η παραγωγή περιλαμβάνει τελλούριο. Συγκεκριμένα, πρόκειται για κατασκευαστές ηλιακών συλλεκτών, των οποίων τα προϊόντα αποκτούν αυξανόμενη δημοτικότητα τα τελευταία χρόνια.

Η υποομάδα οξυγόνου, ή χαλκογόνα, είναι η 6η ομάδα του περιοδικού πίνακα D.I. Μεντελιανό, συμπεριλαμβανομένων των ακόλουθων στοιχείων: O;S;Se;Te;Po Ο αριθμός της ομάδας υποδεικνύει το μέγιστο σθένος των στοιχείων αυτής της ομάδας. Ο γενικός ηλεκτρονικός τύπος των χαλκογόνων είναι: ns2np4– στο εξωτερικό επίπεδο σθένους, όλα τα στοιχεία έχουν 6 ηλεκτρόνια, τα οποία σπάνια παραιτούνται και πιο συχνά δέχονται τα 2 που λείπουν μέχρι να ολοκληρωθεί το επίπεδο ηλεκτρονίων. Η παρουσία του ίδιου επιπέδου σθένους καθορίζει τη χημική ομοιότητα των χαλκογόνων. Χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Το οξυγόνο εμφανίζει μόνο -1 - σε υπεροξείδια. -2 – σε οξείδια; 0 – σε ελεύθερη κατάσταση. +1 και +2 – στα φθορίδια – O2F2, ОF2 γιατί δεν έχει d-υποεπίπεδο και τα ηλεκτρόνια δεν μπορούν να διαχωριστούν και το σθένος είναι πάντα 2. S – τα πάντα εκτός από +1 και -1. Στο θείο, εμφανίζεται ένα d-υποεπίπεδο και τα ηλεκτρόνια από το 3p και το 3s σε διεγερμένη κατάσταση μπορούν να διαχωριστούν και να πάνε στο d-υποεπίπεδο. Στη μη διεγερμένη κατάσταση, το σθένος του θείου είναι 2 σε SO, 4 σε SO2, 6 σε SO3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Τα σθένη του σεληνίου, του τελλουρίου και του πολωνίου είναι επίσης 2, 4, 6. Οι τιμές των καταστάσεων οξείδωσης αντικατοπτρίζονται στην ηλεκτρονική δομή των στοιχείων: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Από πάνω προς τα κάτω, με την αύξηση του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου, οι φυσικές και χημικές ιδιότητες των χαλκογόνων αλλάζουν φυσικά: η ατομική ακτίνα των στοιχείων αυξάνεται, η ενέργεια ιονισμού και η συγγένεια ηλεκτρονίων, καθώς και η ηλεκτραρνητικότητα μειώνονται. Οι μη μεταλλικές ιδιότητες μειώνονται, οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται (οξυγόνο, θείο, σελήνιο, τελλούριο είναι αμέταλλα), το πολώνιο έχει μεταλλική λάμψη και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Οι ενώσεις υδρογόνου των χαλκογόνων αντιστοιχούν στον τύπο: H2R: H2O, H2S, H2Sе, H2Те – υδρογόνα χαλκ. Το υδρογόνο σε αυτές τις ενώσεις μπορεί να αντικατασταθεί από μεταλλικά ιόντα. Η κατάσταση οξείδωσης όλων των χαλκογόνων σε συνδυασμό με το υδρογόνο είναι -2 και το σθένος είναι επίσης 2. Όταν τα υδρογονοαλκογόνα διαλύονται στο νερό, σχηματίζονται τα αντίστοιχα οξέα. Αυτά τα οξέα είναι αναγωγικοί παράγοντες. Η ισχύς αυτών των οξέων αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω, καθώς η ενέργεια δέσμευσης μειώνεται και προάγει την ενεργό διάσταση. Οι ενώσεις οξυγόνου των χαλκογόνων αντιστοιχούν στον τύπο: RO2 και RO3 – οξείδια οξέος. Όταν αυτά τα οξείδια διαλύονται στο νερό, σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα: H2RO3 και H2RO4. Στην κατεύθυνση από πάνω προς τα κάτω, η ισχύς αυτών των οξέων μειώνεται. Н2RO3 – αναγωγικά οξέα, Н2RO4 – οξειδωτικά μέσα.

Οξυγόνο - το πιο κοινό στοιχείο στη Γη. Αποτελεί το 47,0% της μάζας του φλοιού της γης. Η περιεκτικότητά του στον αέρα είναι 20,95% κατ' όγκο ή 23,10% κατά μάζα. Το οξυγόνο είναι μέρος του νερού, των πετρωμάτων, πολλών ορυκτών, αλάτων και βρίσκεται σε πρωτεΐνες, λίπη και υδατάνθρακες που αποτελούν τους ζωντανούς οργανισμούς. Σε εργαστηριακές συνθήκες, λαμβάνεται οξυγόνο: - αποσύνθεση κατά τη θέρμανση άλατος κουκούτσι (χλωρικό κάλιο) παρουσία καταλύτη MnO2: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - αποσύνθεση κατά τη θέρμανση του υπερμαγγανικού καλίου: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 υδατικού διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου (ηλεκτρόδια νικελίου Η κύρια πηγή βιομηχανικής παραγωγής οξυγόνου είναι ο αέρας, ο οποίος υγροποιείται και στη συνέχεια κλασματοποιείται). Πρώτον, απελευθερώνεται άζωτο (σημείο βρασμού = -195°C), και σχεδόν καθαρό οξυγόνο παραμένει σε υγρή κατάσταση, αφού το σημείο βρασμού του είναι υψηλότερο (-183°C). Μια ευρέως χρησιμοποιούμενη μέθοδος για την παραγωγή οξυγόνου βασίζεται στην ηλεκτρόλυση του νερού Υπό κανονικές συνθήκες, το οξυγόνο είναι ένα άχρωμο, άγευστο και άοσμο αέριο, ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (31 ml οξυγόνου διαλύονται σε 1 λίτρο νερού στους 20°C). Σε θερμοκρασία -183°C και πίεση 101.325 kPa, το οξυγόνο μετατρέπεται σε υγρή κατάσταση. Το υγρό οξυγόνο έχει μπλε χρώμα και έλκεται σε ένα μαγνητικό πεδίο Το φυσικό οξυγόνο περιέχει τρία σταθερά ισότοπα 168O (99,76%), 178O (0,04%) και 188O (0,20%). Ελήφθησαν τεχνητά τρία ασταθή ισότοπα - 148O, 158O, 198O Για να ολοκληρωθεί το εξωτερικό επίπεδο ηλεκτρονίων, το άτομο οξυγόνου στερείται δύο ηλεκτρονίων. Με την έντονη λήψη τους, το οξυγόνο εμφανίζει μια κατάσταση οξείδωσης -2. Ωστόσο, σε ενώσεις με φθόριο (OF2 και O2F2), τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται προς το φθόριο, ως ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Σε αυτή την περίπτωση, οι καταστάσεις οξείδωσης του οξυγόνου είναι αντίστοιχα +2 και +1, και το φθόριο είναι -1 Το μόριο οξυγόνου αποτελείται από δύο άτομα Ο2. Ο χημικός δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός σχηματισμός οξυγόνου με όλα τα χημικά στοιχεία εκτός από ήλιο, νέον και αργό. Αντιδρά άμεσα με τα περισσότερα στοιχεία, εκτός από αλογόνα, χρυσό και πλατίνα. Ο ρυθμός αντίδρασης οξυγόνου τόσο με απλές όσο και με πολύπλοκες ουσίες εξαρτάται από τη φύση των ουσιών, τη θερμοκρασία και άλλες συνθήκες. Ένα ενεργό μέταλλο όπως το καίσιο αναφλέγεται αυθόρμητα στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο ήδη σε θερμοκρασία δωματίου Το οξυγόνο αντιδρά ενεργά με τον φώσφορο όταν θερμαίνεται στους 60°C, με το θείο - έως τους 250°C, με το υδρογόνο - περισσότερο από 300°C, με τον άνθρακα (σε. τη μορφή άνθρακα και γραφίτη) - στους 700-800°C.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Όταν σύνθετες ουσίες καίγονται σε περίσσεια οξυγόνου, σχηματίζονται οξείδια των αντίστοιχων στοιχείων: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Οι αντιδράσεις που εξετάζονται συνοδεύονται από απελευθέρωση θερμότητας και φωτός. Τέτοιες διεργασίες που περιλαμβάνουν οξυγόνο ονομάζονται καύση. Όσον αφορά τη σχετική ηλεκτραρνητικότητα, το οξυγόνο είναι το δεύτερο στοιχείο. Επομένως, σε χημικές αντιδράσεις τόσο με απλές όσο και με πολύπλοκες ουσίες, είναι οξειδωτικός παράγοντας, γιατί δέχεται ηλεκτρόνια. Η καύση, η σκουριά, η σήψη και η αναπνοή συμβαίνουν με τη συμμετοχή οξυγόνου. Αυτές είναι διεργασίες οξειδοαναγωγής Για την επιτάχυνση των διεργασιών οξείδωσης, αντί για συνηθισμένο αέρα, χρησιμοποιείται οξυγόνο ή αέρας εμπλουτισμένος με οξυγόνο. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται για την εντατικοποίηση των οξειδωτικών διεργασιών στη χημική βιομηχανία (παραγωγή νιτρικών και θειικών οξέων, τεχνητών υγρών καυσίμων, λιπαντικών ελαίων και άλλων ουσιών Η μεταλλουργική βιομηχανία καταναλώνει πολύ οξυγόνο). Το οξυγόνο χρησιμοποιείται για την επίτευξη υψηλών θερμοκρασιών. Η θερμοκρασία της φλόγας οξυγόνου-ακετυλενίου φτάνει τους 3500°C, η φλόγα οξυγόνου-υδρογόνου φτάνει τους 3000°C Στην ιατρική, το οξυγόνο χρησιμοποιείται για τη διευκόλυνση της αναπνοής. Χρησιμοποιείται σε συσκευές οξυγόνου κατά την εκτέλεση εργασιών σε δύσκολες στην αναπνοή ατμόσφαιρες.

Θείο- ένα από τα λίγα χημικά στοιχεία που έχουν χρησιμοποιηθεί από τον άνθρωπο εδώ και αρκετές χιλιετίες. Είναι ευρέως διαδεδομένο στη φύση και βρίσκεται τόσο σε ελεύθερη κατάσταση (φυσικό θείο) όσο και σε ενώσεις. Τα ορυκτά που περιέχουν θείο μπορούν να χωριστούν σε δύο ομάδες - σουλφίδια (πυρίτες, σπινθηροβόλα, blende) και θειικά. Το εγγενές θείο βρίσκεται σε μεγάλες ποσότητες στην Ιταλία (το νησί της Σικελίας) και στις ΗΠΑ. Στην ΚΑΚ, υπάρχουν κοιτάσματα αυτοφυούς θείου στην περιοχή του Βόλγα, στις πολιτείες της Κεντρικής Ασίας, στην Κριμαία και σε άλλες περιοχές Τα ορυκτά της πρώτης ομάδας περιλαμβάνουν λάμψη μολύβδου PbS, λάμψη χαλκού Cu2S, λάμψη αργύρου - Ag2S, μείγμα ψευδαργύρου. - ZnS, blende καδμίου - CdS, πυρίτης ή σιδηροπυρίτης - FeS2, χαλκοπυρίτης - CuFeS2, κιννάβαρη - HgS Τα ορυκτά της δεύτερης ομάδας περιλαμβάνουν γύψο CaSO4 2H2O, μιραμπίλιτη (Glauber's salt) - Na2SO4 στα σώματα των ζώων και των φυτών, καθώς αποτελεί μέρος των μορίων πρωτεΐνης. Οργανικές ενώσεις θείου βρίσκονται στο λάδι. Παραλαβή 1. Όταν λαμβάνεται θείο από φυσικές ενώσεις, για παράδειγμα από θεοπυρίτες, θερμαίνεται σε υψηλές θερμοκρασίες. Ο θεοπυρίτης διασπάται για να σχηματίσει θειούχο σίδηρο (II) και θείο: FeS2=FeS+S 2. Το θείο μπορεί να ληφθεί με οξείδωση υδρόθειου με έλλειψη οξυγόνου σύμφωνα με την αντίδραση: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Επί του παρόντος, είναι σύνηθες να λαμβάνεται θείο με αναγωγή του διοξειδίου του θείου SO2 με άνθρακα, ένα υποπροϊόν κατά την τήξη μετάλλων από θειούχα μεταλλεύματα: SO2 + C = CO2 + S4. Τα καυσαέρια από μεταλλουργικούς φούρνους και φούρνους οπτάνθρακα περιέχουν ένα μείγμα διοξειδίου του θείου και υδρόθειου. Αυτό το μείγμα περνάει σε υψηλή θερμοκρασία πάνω από έναν καταλύτη: H2S+SO2=2H2O+3S Το θείο είναι μια λεμονοκίτρινη, σκληρή, εύθραυστη ουσία. Είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό, αλλά είναι εξαιρετικά διαλυτό στο δισουλφίδιο του άνθρακα CS2 ανιλίνη και σε ορισμένους άλλους διαλύτες. Το θείο σχηματίζει διάφορες αλλοτροπικές τροποποιήσεις: Το φυσικό θείο αποτελείται από ένα μείγμα τεσσάρων σταθερών ισοτόπων: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Χημικές ιδιότητες Το άτομο θείου, με ατελές εξωτερικό επίπεδο ενέργειας, μπορεί να προσκολλήσει δύο ηλεκτρόνια και να εμφανίσει κατάσταση οξείδωσης -2 Το θείο εμφανίζει αυτή την κατάσταση οξείδωσης σε ενώσεις με μέταλλα και υδρογόνο (Na2S, H2S). Όταν τα ηλεκτρόνια δίνονται μακριά ή αποσύρονται σε ένα άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου, η κατάσταση οξείδωσης του θείου μπορεί να είναι +2, +4, +6 στο κρύο, το θείο είναι σχετικά αδρανές, αλλά με την αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνεται η δραστικότητά του. 1. Με τα μέταλλα, το θείο εμφανίζει οξειδωτικές ιδιότητες. Αυτές οι αντιδράσεις παράγουν σουλφίδια (δεν αντιδρά με χρυσό, πλατίνα και ιρίδιο): Fe+S=FeS
2. Υπό κανονικές συνθήκες, το θείο δεν αλληλεπιδρά με το υδρογόνο και στους 150-200°C συμβαίνει μια αναστρέψιμη αντίδραση: H2 + S«H2S 3. Σε αντιδράσεις με μέταλλα και υδρογόνο, το θείο συμπεριφέρεται ως τυπικός οξειδωτικός παράγοντας και παρουσία ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων παρουσιάζει ιδιότητες αναγωγικών αντιδράσεων.S+3F2=SF6 (δεν αντιδρά με ιώδιο)4. Η καύση του θείου στο οξυγόνο γίνεται στους 280°C και στον αέρα στους 360°C. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζεται μίγμα SO2 και SO3: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Όταν θερμαίνεται χωρίς πρόσβαση αέρα, το θείο συνδυάζεται απευθείας με φώσφορο και άνθρακα, παρουσιάζοντας οξειδωτικές ιδιότητες: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. Όταν αλληλεπιδρά με σύνθετες ουσίες, το θείο συμπεριφέρεται κυρίως ως αναγωγικός παράγοντας:

7. Το θείο είναι ικανό για αντιδράσεις δυσαναλογίας. Έτσι, όταν η σκόνη θείου βράζεται με αλκάλια, σχηματίζονται θειώδη και σουλφίδια: Το θείο είναι ευρέως ισχύουνστη βιομηχανία και τη γεωργία. Περίπου το ήμισυ της παραγωγής του χρησιμοποιείται για την παραγωγή θειικού οξέος. Το θείο χρησιμοποιείται για τον βουλκανισμό του καουτσούκ: σε αυτή την περίπτωση, το καουτσούκ μετατρέπεται σε καουτσούκ με τη μορφή θείου χρώματος (λεπτή σκόνη), το θείο χρησιμοποιείται για την καταπολέμηση ασθενειών των αμπελώνων και του βαμβακιού. Χρησιμοποιείται για την παραγωγή πυρίτιδας, σπίρτων και φωτεινών ενώσεων. Στην ιατρική, οι αλοιφές θείου παρασκευάζονται για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων.

31 Στοιχεία της IV Α υποομάδας.

Ο άνθρακας (C), το πυρίτιο (Si), το γερμάνιο (Ge), ο κασσίτερος (Sn), ο μόλυβδος (Pb) είναι στοιχεία της ομάδας 4 της κύριας υποομάδας του PSE. Στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων, τα άτομα αυτών των στοιχείων έχουν 4 ηλεκτρόνια: ns2np2. Σε μια υποομάδα, καθώς αυξάνεται ο ατομικός αριθμός ενός στοιχείου, η ατομική ακτίνα αυξάνεται, οι μη μεταλλικές ιδιότητες εξασθενούν και οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται: ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι αμέταλλα, το γερμάνιο, ο κασσίτερος, ο μόλυβδος είναι μέταλλα. Στοιχεία αυτής της υποομάδας εμφανίζουν θετικές και αρνητικές καταστάσεις οξείδωσης: -4; +2; +4.

--------------------->(αυξάνονται οι μεταλλικές ιδιότητες)

Ανακαλύφθηκε από τον F. Müller το 1782. Το όνομα του στοιχείου προέρχεται από το λατινικό tellus, genitive telluris, Earth (το όνομα προτάθηκε από τον M. G. Klaproth, ο οποίος απομόνωσε το στοιχείο ως απλή ουσία και προσδιόρισε τις πιο σημαντικές του ιδιότητες).

Παραλαβή:

Στη φύση, υπάρχει ως μείγμα 8 σταθερών ισοτόπων (120, 122-126, 128, 130). Η περιεκτικότητα στον φλοιό της γης είναι 10 -7%. Τα κύρια ορυκτά είναι ο αλταΐτης (PbTe), ο τελλουροβισμουθίτης (Bi 2 Te 3), ο τετραδυμίτης (Bi 2 Te 2 S), που βρίσκονται σε πολλά θειούχα μεταλλεύματα.
Λαμβάνεται από λάσπη παραγωγής χαλκού με έκπλυση με διάλυμα NaOH σε μορφή Na 2 TeO 3 , από το οποίο διαχωρίζεται ηλεκτρολυτικά το τελλούριο. Ο περαιτέρω καθαρισμός γίνεται με εξάχνωση και τήξη ζώνης.

Φυσικές ιδιότητες:

Το συμπαγές τελλούριο είναι μια ασημί-γκρι ουσία με μεταλλική λάμψη, με εξαγωνικό κρυσταλλικό πλέγμα (πυκνότητα 6,24 g/cm 3, σημείο τήξης - 450 ° C, σημείο βρασμού - 990 ° C). Από διαλύματα κατακρημνίζεται με τη μορφή καφέ σκόνης σε ατμό και αποτελείται από μόρια Te 2.

Χημικές ιδιότητες:

Το τελλούριο είναι σταθερό στον αέρα σε θερμοκρασία δωματίου, όταν θερμαίνεται, αντιδρά με το οξυγόνο. Αλληλεπιδρά με αλογόνα και αντιδρά με πολλά μέταλλα όταν θερμαίνεται.
Όταν θερμαίνεται, το τελλούριο οξειδώνεται με υδρατμούς για να σχηματίσει οξείδιο του τελλουρίου (II) και αντιδρά με πυκνά θειικά και νιτρικά οξέα. Όταν βράζεται σε υδατικά διαλύματα αλκαλίων, έχει παρόμοια δυσαναλογία με το θείο:
8 Te + 6NaOH = Na 2 TeO 3 + 2Na 2 Te + 3H 2 O
Στις ενώσεις εμφανίζει καταστάσεις οξείδωσης -2, +4, +6, λιγότερο συχνά +2.

Οι πιο σημαντικές συνδέσεις:

Οξείδιο τελλουρίου(IV).Το διοξείδιο του τελλουρίου, TeO 2, είναι ελάχιστα διαλυτό στο νερό, ένα όξινο οξείδιο, αντιδρά με αλκάλια για να σχηματίσει άλατα τελλουρικού οξέος. Χρησιμοποιείται στην τεχνολογία λέιζερ, συστατικό των οπτικών γυαλιών.
Οξείδιο του Τελλουρίου (VI)., τριοξείδιο του τελλουρίου, TeO 3, κίτρινη ή γκρίζα ουσία, πρακτικά αδιάλυτη στο νερό, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται για να σχηματίσει διοξείδιο, αντιδρά με αλκάλια. Λαμβάνεται με την αποσύνθεση του τελλουρικού οξέος.
Τελλουρικό οξύ, H 2 TeO 3 , ελαφρώς διαλυτό, επιρρεπές σε πολυμερισμό, επομένως συνήθως αντιπροσωπεύει ένα ίζημα με μεταβλητή περιεκτικότητα σε νερό TeO 2 *nH 2 O. Άλατα - τελουρίτες(M 2 TeO 3) και πολυτελουρίτες (M 2 Te 2 O 5, κ.λπ.), που λαμβάνονται συνήθως με πυροσυσσωμάτωση ανθρακικών με TeO 2, χρησιμοποιούνται ως συστατικά των οπτικών γυαλιών.
Τελλουρικό οξύ, H 6 TeO 6 , λευκοί κρύσταλλοι, πολύ διαλυτοί σε ζεστό νερό. Πολύ ασθενές οξύ, σε διάλυμα σχηματίζει άλατα της σύνθεσης MH 5 TeO 6 και M 2 H 4 TeO 6. Όταν θερμάνθηκε σε μια σφραγισμένη αμπούλα, ελήφθη επίσης μετατελλουρικό οξύ H 2 TeO 4, το οποίο σε διάλυμα μετατρέπεται σταδιακά σε τελλουρικό οξύ. Άλατα - Τελουράτες. Λαμβάνεται επίσης με σύντηξη οξειδίου τελλουρίου (IV) με αλκάλια παρουσία οξειδωτικών παραγόντων ή με σύντηξη τελουρικού οξέος με ανθρακικό ή οξείδιο μετάλλου. Τα τελλουρικά άλατα αλκαλίων είναι διαλυτά. Χρησιμοποιούνται ως σιδηροηλεκτρικά, ιονανταλλάκτες και συστατικά φωταυγουσών συνθέσεων.
Τελλουρίδιο υδρογόνο, Το H 2 Te είναι ένα δηλητηριώδες αέριο με δυσάρεστη οσμή, το οποίο λαμβάνεται με υδρόλυση τελλουρίου αλουμινίου. Ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, σε διάλυμα οξειδώνεται γρήγορα από το οξυγόνο σε τελλούριο. Σε ένα υδατικό διάλυμα, το οξύ είναι ισχυρότερο από το θείο και το υδροσεληνίδιο. Άλατα - τελουρίδες, που συνήθως λαμβάνονται από την αλληλεπίδραση απλών ουσιών, τα τελουρίδια αλκαλιμετάλλων είναι διαλυτά. Πολλά τελουρίδια των στοιχείων p και d είναι ημιαγωγοί.
Χαλίδες. Τα αλογονίδια του τελλουρίου (II), για παράδειγμα TeCl2, είναι γνωστό ότι μοιάζουν με άλατα και, όταν θερμαίνονται και σε διάλυμα, είναι δυσανάλογα προς τις ενώσεις Te και Te(IV). Τα τετρααλογονίδια του τελλουρίου είναι στερεές ουσίες που υδρολύονται σε διάλυμα για να σχηματίσουν τελλουρικό οξύ και σχηματίζουν εύκολα σύμπλοκα αλογονίδια (για παράδειγμα, Κ2). Το εξαφθορίδιο TeF 6, ένα άχρωμο αέριο, σε αντίθεση με το εξαφθοριούχο θείο, υδρολύεται εύκολα, σχηματίζοντας τελλουρικό οξύ.

Εφαρμογή:

Συστατικό από ημιαγωγικά υλικά. πρόσθετο κράματος σε χυτοσίδηρο, χάλυβα, κράματα μολύβδου.
Η παγκόσμια παραγωγή (χωρίς την ΕΣΣΔ) είναι περίπου 216 τόνοι/έτος (1976).
Το τελλούριο και οι ενώσεις του είναι τοξικά. Το MPC είναι περίπου 0,01 mg/m3.

Δείτε επίσης:
Τελλούριο // Wikipedia. . Ημερομηνία ενημέρωσης: 20/12/2017. URL: http://ru.wikipedia.org/?oldid=89757888 (ημερομηνία πρόσβασης: 25/12/2017).
Ανακάλυψη στοιχείων και προέλευση των ονομάτων τους. Τελλούριο //
URL: http://www.chem.msu.su/rus/history/element/Te.html