Реактор імені «ЛБ» та телуру Реактору ім'я «АД» дав його науковий керівник О.П. Александров. Проектувався реактор на знаменитому артилерійському заводі № 92 у Горькому. Саме тут під час Великої Вітчизняної було випущено найкращі гармати, всього – понад 100 тисяч. Ну а

Теллус, Теллура

Теллус, Теллура (рим.) – «мати-земля» – давньоримська богиня землі та її продуктивних сил (Мати Земля, Терра Матер). Т. ототожнювалася з Геєю, вважалася богинею життя і підземного світу, оскільки земля приймає мертвих. Як богиню родючості та покровительку

Оксиди

Телур – хімічний елементвідноситься до 16-ї групи, що знаходиться в таблиці Менделєєва, атомний номер 52 і позначається латинським Ті - спеціальним ідентифікаційним. Елемент відноситься до металоїдів. Формула телуру — 4d10 5s2 5p4.

Телур – елементмає біло-сріблястий відтінок і металевий блиск і тендітну структуру. При високій температурі, як і багато металів, телур стає пластичним.

Походження телуру

Елемент було виявлено на золотих копальнях, у горах Трансільванії. Людству відомо не менше ста мінералів, що містять телур. Зокрема, це срібло, золото, мідь та цинк. Існують різні з'єднання телуру,Наприклад, це деякі види охри. У чистому вигляді, в одному покладі можна знайти селен, телурі сірку, що свідчить про можливість самородності елемента.

Всі згадані мінерали найчастіше зустрічаються в одному родовищі зі сріблом, свинцем і вісмутом. У промислових умовах, здебільшого телурвиділяється хімічним шляхом з інших металів, як і раніше, що його основні мінерали досить поширені. Зокрема, він у достатній кількості міститься в халькопіриті, що входить до складу нікелево-мідних та мідноколчеданих руд.

Додатково його можна виявити в , молібденіті і галеніті, також він міститься в мідних рудах, поліметалічних покладах і свинцево-цинкових покладах. Також ці мінерали містять сульфідні та сурм'яні породи, що містять кобальт та ртуть.

Переважно в промисловості телур видобувається зі шламу, який утворює електролітичну рафінацію міді та свинцю. При обробці шлам обпалюється, в залишках, що згоріли, є певний вміст телуру. Для виділення необхідного елементу недогарки промиваються соляною кислотою.

Щоб виділити метал із отриманого кислотного розчину, крізь нього необхідно пропустити сірчистий газ. Отриманий таким чином оксид телуруобробляється вугіллям, щоб отримати з нього чистий елемент. Для подальшого очищення застосовується процедура хлорування.

При цьому утворюється тетрахлорид, який необхідно очистити дистиляцією або ректифікацією. Далі проводиться його гідролізація, а отриманий гідроксид телурувідновлюється воднем.

Застосування телуру

Цей метал застосовується для виготовлення безлічі різних (мідних, свинцевих, залізних), тому галузь металургії є його основним споживачем. Телур робить нержавіючу сталь і мідь більш оброблюваними. Також додавання цього елемента в ковкий чавун, надає йому позитивних властивостей сірого чавуну.

Поліпшуються його ливарні якості та оброблюваність. Він здатний помітно покращити фізичні властивості свинцю, зменшуючи негативну корозію від сірчаної кислоти під час його обробки.

Телур широко поширений у напівпровідникових пристроях та електроніці. Зокрема він використовується для виробництва сонячних батарей. Застосування телуру відкриває широкі перспективи застосування цих передових технологій. Відсоток виробництва такого устаткування значно зріс останніми роками. Це спричинило помітне зростання товарообігу телуру на світовому ринку.

Метал застосовується, у тому числі в космічних технологічних розробках, зокрема, це сплави з додаваннями телуру, що мають унікальні властивості. Використовуються вони в технологіях виявлення випромінювання космічними апаратами, що залишаються.

З цієї причини дорогий сплав, значною мірою затребуваний у військовій промисловості, для стеження за супротивником у космічному просторі. Крім цього суміш селен – телурвходить до складу порошку затримки в капсулях-детонаторах для вибухових пристроїв, які випускають військові заводи.

Різні сполуки телуру використовуються при виробництві напівпровідникових сполук з багатошаровою структурою. Багато сполук, що включають телур, мають разючу надпровідність.

Працює телур і на благо обивательських потреб. Зокрема, як підкис метал застосовується при виробництві компакт-дисків, для створення тонкого шару, що перезаписується, на них. Також він присутній у деяких мікросхемах, наприклад, вироблених корпорацією Intel. Телурид та вісмута включений до складу багатьох термоелектричних пристроїв та інфрачервоних датчиків.

При фарбуванні керамічних виробів використовують цей метал. При виготовленні скловолокна для інформаційних комунікацій (телебачення, інтернету і т.д.), участь телуру у виробництві кабелю, ґрунтується на позитивній властивості телуридів та селенідів збільшувати оптичне заломлення при додаванні в скло.

Вулканізація гуми також передбачає використання близьких металу речовин - селену або сірки, які можуть бути замінені по можливості телуром. Гума з його додаванням буде демонструвати набагато кращі якості. Телур знайшов свою нішу і в медицині - його використовують при діагностиці дифтерії.

Ціна телуру

За споживанням цього рідкоземельного металу у світі Китай стоїть на першому місці, Росія на другому, а США на третьому. Загальне споживання дорівнює 400 тонн металу на рік. На продаж телур зазвичай йде у вигляді порошку, прутків або .

За рахунок малих обсягів видобутку, у зв'язку з його порівняно невеликим вмістом у породах, ціна на теллур досить висока. Приблизно, якщо не брати до уваги постійні стрибки цін на теллур, купитийого на світовому ринку можна за 200-300$ за один кілограм металу. Ціна залежить від ступеня очищення металу від небажаних домішок.

Але, незважаючи на важкодоступність цього унікального елемента, на нього завжди є чималий попит, що має постійні тенденції зростання. З кожним роком шириться спектр областей, що вимагають застосування телуру та його сполук.

Простежити за тенденцією зростання цін на теллур нескладно, порівнявши ціни на початку 2000 року, коли вона дорівнювала 30 $ за 1 кг, і через десять років, коли вона дійшла до 350 $. І незважаючи на те, що через рік вона все-таки впала, є серйозна тенденція зростання цін, у зв'язку з падінням обсягів виробництва телуру.

Річ у тім, що ринок телуру безпосередньо залежить від обсягу виробництва , оскільки телур одна із побічних продуктів під час її добуванні. На даний момент ринок міді значно зменшив свій товарообіг, до того ж з'явилися нові технології її виробництва, особливості яких значно вплинуть на обсяг додатково отримуваного телуру.

Це неодмінно позначиться з його поставках, і природно розцінках. За імовірними даними, новий стрибок цін очікується вже через пару років. Незважаючи на те, що у телуру в промисловості є певні аналоги, вони не мають настільки цінних властивостей.

Подібна ситуація на світовому ринку, аж ніяк не на руку багатьом виробникам, у виробництві яких задіяно телуру. Зокрема це виробники сонячних батарей, чия продукція останніми роками набирає все більшої популярності.

Підгрупа кисню, чи халькогенів – 6-та група періодичної системи Д.І. Менделле-ва, що включає такі елементи: О; S; Se; Te; Po. Номер групи вказує на максимальну валентність елементів, що стоять у цій групі. Загальна електронна формула халькогенів: ns2np4 - на зовнішньому валентному рівні у всіх елементів є 6 електронів, які рідко віддають і частіше приймають 2 відсутніх до завершення рівня електрона. Наявність однакового валентного рівня зумовлює хімічну схожість халькогенів. Характерні ступені окислення: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кисень виявляє лише -1 – у пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – у вільному стані; +1 і +2 - у фторидах - О2F2, ОF2 т. к. у нього немає d-під-рівня і електрони роз'єднуватися не можуть, і валентність завжди - 2; S – все, крім +1 та -1. У сірки з'являється d-підрівень і електрони з 3р і 3s у збудженому стані можуть роз'єднатися і піти на d-підрівень. У незбудженому стані валентність сірки – 2 – у SО, 4 – у SО2, 6 – у SО3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентності у селену, телуру та полонію також 2, 4, 6. Значення ступенів окислення відображені в електронній будові елементів: О – 2s22p4; S - 3s23p4; Se - 4s24p4; Te - 5s25p4; Po - 6s26p4. Зверху донизу, з наростанням зовнішнього енергетичного рівня закономірно змінюються фізичні та хімічні властивості халькогенів: радіус атома елементів збільшується, енергія іонізації та спорідненості до електрона, а також електронегативність зменшуються; зменшуються неметалеві властивості, металеві збільшуються (кисень, сірка, селен, телур – неметали), у полонію є металевий блиск та електропровідність. Водневі сполуки халькогенів відповідають формулі: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороди. Водень у цих сполуках може бути заміщений на іони металів. Ступінь окислення всіх халькогенів у поєднанні з воднем -2 та валентність теж 2. При розчиненні хальководородів у воді утворюються відповідні кислоти. Ці кислоти – відновники. Сила цих кислот зверху вниз зростає, тому що зменшується енергія зв'язку та сприяє активній дисоціації. Кисневі сполуки халькогенів відповідають формулі: RО2 та RО3 – кислотні оксиди. При розчиненні цих оксидів у воді вони утворюють відповідні кислоти: Н2RO3 і Н2RO4. У напрямку зверху вниз сила цих кислот зменшується. Н2RO3 – кислоти-відновники, Н2RO4 – окислювачі.

Кисень - Найпоширеніший елемент Землі. Він становить 47% від маси земної кори. Його вміст у повітрі залишає 20,95% за обсягом чи 23,10% за масою. Кисень входить до складу води, гірських порід, багатьох мінералів, солей, міститься в білках, жирах та вуглеводах, з яких складаються живі організми. У лабораторних умовах кисень одержують: - розкладанням при нагріванні бертолетової солі (хлорату калію) в присутності каталізатора MnO2:2KClO3 = 2KCl+3O2 -розкладанням при нагріванні перманганату калію:2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2 При цьому виходить дуже чистий кисень. (електроди нікелеві); Основним джерелом промислового отримання кисню є повітря, яке зріджують і потім фракціонують. Спочатку виділяється азот (tкіп = -195 ° C), а в рідкому стані залишається майже чистий кисень, так як його температура кипіння вище (-183 ° С). Широко поширений спосіб отримання кисню, заснований на електролізі води. У нормальних умовах кисень - газ без кольору, смаку та запаху, трохи важчий за повітря. У воді мало розчинний (в 1 л води при 20 ° С розчиняється 31 мл кисню). При температурі -183°З тиску 101,325 кПа кисень перетворюється на рідкий стан. Рідкий кисень має блакитнуватий колір і втягується в магнітне поле. Штучним способом отримано три нестабільні ізотопи - 148О, 158О, 198О.Для завершення зовнішнього електронного рівня атому кисню не вистачає двох електронів. Енергійно приймаючи їх, кисень виявляє ступінь окислення -2. Однак у з'єднаннях з фтором (OF2 і O2F2) загальні електронні пари зміщені до фтору, як до більш негативного елемента. І тут ступеня окислення кисню відповідно рівні +2 і +1, а фтору -1.Молекула кисню і двох атомів О2. Хімічний зв'язок ковалентний неполярний. Кисень утворює сполуки з усіма хімічними елементами, крім гелію, неону та аргону. З більшістю елементів він взаємодіє безпосередньо, крім галогенів, золота та платини. Швидкість реакції кисню як із простими, і зі складними речовинами залежить від природи речовин, температури та інших умов. Такий активний метал, як цезій, самозаймається в кисні повітря вже при кімнатній температурі. і графіту) - при 700-800°С.4Р+5О2=2Р2О52Н2+O2=2Н2О S+O2=SO2 З+O2=СO2При горінні складних речовин у надлишку кисню утворюються оксиди відповідних елементів: 2H2S+3O2=2S2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Розглянуті реакції супроводжуються виділенням як теплоти, так і світла. Такі процеси за участю кисню називають горінням. Щодо електронегативності кисень є другим елементом. Тож у хімічних реакціях як із простими, і зі складними речовинами є окислювачем, т.к. приймає електрони. Горіння, іржавіння, гниття та дихання протікають за участю кисню. Це окислювально-відновні процеси. Для прискорення процесів окислення замість звичайного повітря застосовують кисень або повітря, збагачене киснем. Кисень використовують для інтенсифікації окислювальних процесів у хімічній промисловості (виробництво азотної, сірчаної кислот, штучного рідкого палива, мастил та інших речовин). Металургійна промисловість витрачає досить багато кисню. Кисень використовують для одержання високих температур. Температура киснево-ацетиленового полум'я досягає 3500 ° С, киснево-водневого - 3000 ° С У медицині кисень застосовують для полегшення дихання. Його використовують у кисневих приладах при виконанні робіт у важкій для дихання атмосфері.

Сірка- один із небагатьох хімічних елементів, якими вже кілька тисячоліть користується людина. Вона широко поширена в природі і зустрічається як у вільному стані (самородна сірка), так і в сполуках. Мінерали, що містять сірку, можна розділити на дві групи - сульфіди (колчедани, блиски, обманки) та сульфати. Самородна сірка у великій кількості зустрічається в Італії (острів Сицилія) та США. У СНД родовища самородної сірки є в Поволжі, в державах Середньої Азії, в Криму та інших районах. залізний колчедан - FeS2, халькопірит - CuFeS2, кіновар - HgS. білкові молекули. Органічні сполуки сірки містяться у нафті. Отримання 1. При отриманні сірки з природних сполук, наприклад, із сірчаного колчедану, його нагрівають до високих температур. Сірчаний колчедан розкладається з утворенням сульфіду заліза (II) і сірки: FeS2=FeS+S 2. Сірку можна отримати окисленням сірководню недоліком кисню за реакцією: 2H2S+O2=2S+2Н2O3. В даний час поширене отримання сірки відновленням вуглецем діоксиду сірки SO2 - побічного продукту при виплавці металів із сірчистих руд: SO2+С = СO2+S4. Відхідні гази металургійних та коксових печей містять суміш діоксиду сірки та сірководню. Цю суміш пропускають при високій температурі над каталізатором: H2S+SO2=2H2O+3S Сірка є твердою крихкою речовиною лимонно-жовтого кольору. У воді практично нерозчинна, але добре розчинна в сірковуглецю CS2 аніліну і деяких інших розчинниках. Погано проводить тепло і електричний струм. Сірка утворює кілька алотропних модифікацій: Природна сірка складається з суміші чотирьох стійких ізотопів: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Хімічні властивості Атом сірки, маючи незавершений зовнішній енергетичний рівень, може приєднувати два електрони і виявляти ступінь окислення -2. При віддачі або відтягування електронів до атома більш електронегативного елемента ступінь окислення сірки може бути +2, +4, +6. Нахолоду сірка порівняно інертна, але з підвищенням температури реакційна здатність її підвищується. 1. З металами сірка виявляє окисні властивості. При цих реакціях утворюються сульфіди (із золотом, платиною та іридієм не реагує): Fe+S=FeS
2. З воднем за нормальних умов сірка не взаємодіє, а за 150-200°З протікає оборотна реакція:H2+S«H2S 3. У реакціях з металами і з воднем сірка веде себе як типовий окислювач, а в присутності сильних окислювачів виявляє відновлювальні свойства.S+3F2=SF6 (з йодом не реагує)4. Горіння сірки в кисні протікає за 280°С, але в повітрі при 360°С. При цьому утворюється суміш SO2 та SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. При нагріванні без доступу повітря сірка безпосередньо з'єднується з фосфором, вуглецем, виявляючи окисні властивості: 2Р+3S=P2S3 2S + C=CS26. При взаємодії зі складними речовинами сірка поводиться переважно як відновник:

7. Сірка здатна до реакцій диспропорціонування. Так, при кип'ятінні порошку сірки з лугами утворюються сульфіти та сульфіди: Сірку широко застосовуютьу промисловості та сільському господарстві. Близько половини її видобутку витрачається для одержання сірчаної кислоти. Використовують сірку для вулканізації каучуку: при цьому каучук перетворюється на гуму. У вигляді сірчаного кольору (тонкого порошку) сірку застосовують для боротьби з хворобами виноградника та бавовнику. Її використовують для отримання пороху, сірників, складів, що світяться. У медицині готують сірчані мазі на лікування шкірних захворювань.

31 Елементи IV А підгрупи.

Вуглець (С), кремній (Si), германій (Ge), олово (Sn), свинець (РЬ) – елементи 4 групи головної підгрупи ПСЕ. На зовнішньому електронному шарі атоми цих елементів мають 4 електрони: ns2np2. У підгрупі зі зростанням порядкового номера елемента збільшується атомний радіус, неметалеві властивості слабшають, а металеві посилюються: вуглець та кремній – неметали, германій, олово, свинець – метали. Елементи цієї підгрупи виявляють як позитивний, так і негативний ступінь окислення: -4; +2; +4.

---------------------> (металеві властивості зростають)

Відкритий Ф.Мюллером в 1782 р. Назва елемента походить від латинського tellus, родовий відмінок telluris, Земля (назва запропонував М.Г. Клапрот, який виділив елемент у вигляді простої речовини та визначив його найважливіші властивості).

Отримання:

У природі існує як суміш 8 стабільних ізотопів (120, 122-126, 128, 130). Зміст земної корі 10 -7 %. Основні мінерали - алтаїт (PbTe), телуровісмутіт (Bi 2 Te 3), тетрадиміт (Bi 2 Te 2 S), міститься в багатьох сульфідних рудах.
Одержують із шламів виробництва міді вилуговуванням розчином NaOH у вигляді Na 2 TeO 3 звідки телур виділяється електролітично. Подальше очищення - сублімацією та зонною плавкою.

Фізичні властивості:

Компактний телур сріблясто-сіра речовина з металевим блиском, що має гексагональну кристалічну решітку (щільність 6,24 г/см 3 температура плавлення - 450°С, кипіння - 990°С). З розчинів осідає у вигляді коричневого порошку, в парах складається з молекул Te 2 .

Хімічні властивості:

На повітрі за кімнатної температури телур стійкий, при нагріванні реагує з киснем. Взаємодіє з галогенами, з сильними металами входить у реакцію при нагріванні.
При нагріванні телур окислюється водяною парою з утворенням оксиду телуру(II), взаємодіє з концентрованими сірчаною та азотною кислотами. При кип'ятінні у водних розчинах лугів диспропорціонує аналогічно сірці:
8 Te + 6NаОН = Na 2 TeO 3 + 2Na 2 Te + 3H 2 O
У сполуках виявляє ступеня окиснення -2, +4, +6, рідше +2.

Найважливіші сполуки:

Оксид телуру(IV),діоксид телуру, TeO 2 погано розчинний у воді, кислотний оксид, реагує з лугами, утворюючи солі телуристої кислоти. Застосовується у лазерній техніці, компонент оптичного скла.
Оксид телуру(VI), триоксид телуру, TeO 3 , жовта або сіра речовина, у воді практично не розчинна, при нагріванні розкладається утворюючи діоксид, реагує з лугами. Отримують розкладанням телурової кислоти.
Телуриста кислота, H 2 TeO 3 малорозчинна, схильна до полімеризації, тому зазвичай являє собою осад зі змінним вмістом води TeO 2 *nH 2 O. Солі - телурити(M 2 TeO 3) і політелурити (M 2 Te 2 O 5 та ін), зазвичай отримують спіканням карбонатів з TeO 2 застосовуються як компоненти оптичних стекол.
Телурова кислота, H 6 TeO 6 білі кристали, добре розчинна в гарячій воді. Дуже слабка кислота, у розчині утворює солі складу MH 5 TeO 6 і M 2 H 4 TeO 6 . При нагріванні в запаяній ампулі була отримана також метателурова кислота H 2 TeO 4 яка в розчині поступово перетворюється на телурову. Солі - телурати. Отримують також сплавленням оксиду телуру(IV) з лугами у присутності окислювачів, сплавленням телурової кислоти з карбонатом або оксидом металу. Телурати лужних металів розчиняються. Застосовуються як сегнетоелектрики, іонообмінники, компоненти складів люмінісцентних.
Телуроводень, H 2 Te - отруйний газ з неприємним запахом, що отримують гідролізом телуриду алюмінію. Сильний відновник у розчині швидко окислюється киснем до телуру. У водному розчині кислота, сильніша за сіро- і селеноводородную. Солі - телуриди, Отримують зазвичай взаємодією простих речовин, телуриди лужних металів розчинні. Багато телуридів p- і d-елементів - напівпровідники.
Галогеніди. Відомі галогеніди телуру(II), наприклад TeCl 2 солеподібні, при нагріванні і в розчині диспропорціонують на Te і сполуки Te(IV). Тетрагалогеніди телуру - тверді речовини, що в розчині гідролізуються з утворенням телуристої кислоти, легко утворюють комплексні галогеніди (наприклад K 2 ). Гексафторид TeF 6 безбарвний газ, на відміну від гексафториду сірки легко гідролізується, утворюючи телурову кислоту.

Застосування:

Компонент напівпровідникових матеріалів; легуюча добавка до чавуну, сталей, сплавів свинцю.
Світове виробництво (без СРСР) – близько 216 т/рік (1976).
Телур та його сполуки токсичні. ГДК близько 0,01 мг/м 3 .

Див. також:
Теллур // Вікіпедія. . Дата поновлення: 20.12.2017. URL: http://ua.wikipedia.org/?oldid=89757888 (дата звернення: 25.12.2017).
Відкриття елементів та походження їх назв. Телур //
URL: http://www.chem.msu.su/ukr/history/element/Te.html