химия

34

Селен

Se

78,96

3d104s24p4

Селе́н — химический
элемент
 16-й группы (по
устаревшей классификации — главной
подгруппы VI группы), 4-го периода
в
периодической
системе
, имеет атомный
номер
 34, обозначается
символом Se (
лат. Selenium), хрупкий блестящий на
изломе
неметалл чёрного цвета (устойчивая аллотропная форма,
неустойчивая форма — 
киноварно-красная). CAS-номер:
7782-49-2.

Содержание

  [убрать

  • 1 История

  • 2 Происхождение
    названия

  • 3 Нахождение
    в природе

  • 4 Получение

  • 5 Физические
    свойства

  • 6 Химические
    свойства

  • 7 Применение

  • 8 Биологическая
    роль

  • 9 Изотопы

  • 10 См.
    также

  • 11 Примечания

  • 12 Ссылки

[править]История

Элемент открыт Й. Я. Берцелиусом в 1817.

Сохранился рассказ самого Берцелиуса
о том, как произошло это открытие:

Я исследовал в содружестве с Готлибом
Ганом
 метод, который
применяют для производства серной
кислоты в 
Грипсхольме.
Мы обнаружили в серной кислоте осадок,
частью красный, частью светло-коричневый.
Этот осадок, опробованный с помощью
паяльной трубки, издавал слабый редечный
запах и образовывал свинцовый королёк.
Согласно 
Клапроту,
такой запах служит указанием на
присутствие теллура. Ган заметил при
этом, что на руднике в 
Фалуне,
где собирается сера, необходимая для
производства кислоты, также ощущается
подобный запах, указывающий на присутствие
теллура. Любопытство, вызванное надеждой
обнаружить в этом коричневом осадке
новый редкий металл, заставило меня
исследовать осадок. Приняв намерение
отделить теллур, я не смог, однако,
открыть в осадке никакого теллура. Тогда
я собрал всё, что образовалось при
получении серной кислоты путём сжигания
фалюнской серы за несколько месяцев, и
подверг полученный в большом количестве
осадок обстоятельному исследованию. Я
нашёл, что масса (то есть осадок) содержит
до сих пор неизвестный металл, очень
похожий по своим свойствам на теллур.
В соответствии с этой аналогией я назвал
новое тело селеном (Selenium) от
греческого 
σελήνη (луна),
так как теллур назван по имени Tellus —
нашей планеты
[2].

[править]Происхождение
названия

Название происходит от греч. σελήνη — Луна.
Элемент назван так в связи с тем, что в
природе он является спутником химически
сходного с ним 
теллура (названного
в честь Земли).

[править]Нахождение
в природе

Натуральный селен

Содержание селена в земной коре около
500 мг/т. Основные черты геохимии селена
в земной коре определяются близостью
его ионного радиуса к ионному радиусу
серы. Селен образует 37 минералов, среди
которых в первую очередь должны быть
отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe,
тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi
2(Se,
S)
3, хастит CoSe2,
платинит PbBi
2(S, Se)3,
ассоциирующие с различными сульфидами,
а иногда также с касситеритом. Изредка
встречается самородный селен. Главное
промышленное значение на селен имеют
сульфидные месторождения. Содержание
селена в сульфидах колеблется от 7 до
110 г/т. Концентрация селена в морской
воде 4·10
−4 мг/л[3].

[править]Получение

Значительные количества селена
получают из 
шлама медно-электролитных
производств, в котором селен присутствует
в виде селенида серебра. Применяют
несколько способов получения: окислительный
обжиг с возгонкой SeO
2;
нагревание шлама с концентрированной
серной кислотой, окисление соединений
селена до SeO
2 с его
последующей возгонкой; окислительное
спекание с содой, конверсия полученной
смеси соединений селена до соединений
Se(IV) и их восстановление до элементарного
селена действием SO
2.

[править]Физические
свойства

Монокристаллический селен (99,9999 %)

Твёрдый селен имеет несколько аллотропных
модификаций
. Наиболее
устойчивой модификацией является серый
селен. Красный селен представляет собой
менее устойчивую аморфную модификацию.

При нагревании серого селена[4] он
даёт серый же расплав, а при дальнейшем
нагревании испаряется с образованием
коричневых паров. При резком охлаждении
паров селен конденсируется в виде
красной аллотропной модификации.

[править]Химические
свойства

Селен — аналог серы и
проявляет степени окисления −2 (H
2Se),
+4 (SeO
2) и +6 (H2SeO4).
Однако, в отличие от серы, соединения
селена в степени окисления +6 —
сильнейшие окислители, а соединения
селена (-2) — гораздо более сильные
восстановители, чем соответствующие
соединения серы.

Простое вещество — селен гораздо
менее активно химически, чем сера. Так,
в отличие от серы, селен не способен
гореть на воздухе самостоятельно
[5].
Окислить селен удаётся только при
дополнительном нагревании, при котором
он медленно горит синим пламенем,
превращаясь в двуокись SeO
2.
Со щелочными металлами селен реагирует
(весьма бурно) только будучи расплавленным
[6].

В отличие от SO2, SeO2 —
не газ, а кристаллическое вещество,
хорошо растворимое в воде. Получить 
селенистую
кислоту
 (SeO2 +
H
2O → H2SeO3)
ничуть не сложнее, чем
сернистую.
А действуя на неё сильным окислителем
(например, HClO
3),
получают 
селеновую
кислоту
 H2SeO4,
почти такую же сильную, как 
серная.

[править]Применение

В
этом разделе не хватает 
ссылок
на источники
 информации.

Информация должна
быть 
проверяема,
иначе она может быть поставлена под
сомнение и удалена.
Вы
можете 
отредактировать эту
статью, добавив ссылки на 
авторитетные
источники
.
Эта отметка
установлена 
7 ноября 2012.

  • Одним из важнейших направлений его
    технологии, добычи и потребления
    являются 
    полупроводниковые свойства
    как самого селена, так и его многочисленных
    соединений (селенидов), их 
    сплавов с
    другими элементами, в которых селен
    стал играть ключевую роль. Эта роль
    селена постоянно растёт, растёт спрос
    и цены (отсюда дефицит этого элемента).

В современной технологии полупроводников
применяются 
селениды многих
элементов, например селениды олова,
свинца, висмута, сурьмы, селениды 
лантаноидов.
Особенно важны свойства фотоэлектрические
и термоэлектрические как самого селена,
так и селенидов.

  • Стабильный изотоп селен-74 позволил
    на своей основе создать 
    плазменный
    лазер
     с колоссальным
    усилением в ультрафиолетовой области
    (около миллиарда раз).

  • Радиоактивный изотоп селен-75 используется
    в качестве мощного источника 
    гамма-излучения для
    дефектоскопии.

  • В медицине, а также в сельском хозяйстве
    используют микродобавки селена
    к 
    лекарственным
    средствам
    , витаминным
    препаратам, 
    БАД,
    и т. п.

Селенид
калия
 совместно с
пятиокисью ванадия применяется при
термохимическом получении водорода и
кислорода из воды (
селеновый
цикл
Ливерморская
национальная лаборатория
 им.
Лоуренса, 
ЛиверморСША).

[править]Биологическая
роль

Входит в состав активных центров
некоторых белков в форме
аминокислоты 
селеноцистеина.

Микроэлемент,
но большинство соединений достаточно
токсично (
селеноводородселеновая и селенистая
кислота
) даже в средних
концентрациях.

[править]Изотопы

В природе существует 6 изотопов селена
(
74Se, 76Se, 77Se, 78Se, 80Se
и 
82Se), из них пять,
насколько это известно, стабильны, а
один (
82Se) испытывает двойной
бета-распад
 спериодом
полураспада
 9,7·1019 лет.
Кроме того, искусственно созданы ещё
24 радиоактивных изотопа (а также
метастабильных
возбуждённых состояний
) в
диапазоне 
массовых
чисел
 от 65 до 94.

Периоды полураспада некоторых
радиоактивных изотопов селена:

Изотоп

Распространённость
в природе, %

Период полураспада

73Se

7,1 час.

74Se

0,87

75Se

120,4 сут.

76Se

9,02

77Se

7,58

77mSe

17,5 сек.

78Se

23,52

79Se

6,5·104 лет

79mSe

3,91 мин.

80Se

49,82

81Se

18,6 мин.

81mSe

62 мин.

82Se

9,19

9,7·1019 лет

83mSe

69 сек.

83Se

25 мин.

Фтор

[править]

Материал из Википедии — свободной
энциклопедии

У этого термина существуют и другие
значения, см. 
Фтор
(значения)
.

9

Кислород ← Фтор → Неон

F

Cl

9F

Внешний вид простого вещества

Жёлтая
жидкость (при 
криогенныхтемпературах),
бесцветный газ (в толстых слоях —
зеленовато-жёлтый, 
н.у.)[1]

Свойства атома

Имясимволномер

Фтор/Fluorum (F), 9

Атомная
масса

(
молярная
масса
)

18,998403 а. е. м. (г/моль)

Электронная
конфигурация

[He] 2s2 2p5

Радиус
атома

71 пм

Химические свойства

Ковалентный
радиус

72 пм

Радиус
иона

(-1e)133 пм

Электроотрицательность

3,98 (шкала Полинга)

Электродный
потенциал

2,87 В

Степени
окисления

1, 0

Энергия
ионизации

(первый
электрон)

1680,0 (17,41) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого
вещества

Плотность (при н.
у.
)

(при −188,14 °C, ж.) 1,108 г/см³

Температура
плавления

53,53 К (-219,62 °C)

Температура
кипения

85,01 К (-188,14 °C)

Теплота
плавления

(F-F) 0,51 кДж/моль

Теплота
испарения

6,54 (F-F) кДж/моль

Молярная
теплоёмкость

31,34[2] Дж/(K·моль)

Молярный
объём

17,1 см³/моль

Кристаллическая решётка простого
вещества

Структура
решётки

моноклинная

Параметры
решётки

a=5,50 b=3,28 c=7,28 β=90,0 Å

Прочие характеристики

Теплопроводность

(300 K) 0,028 Вт/(м·К)

9

Фтор

F

18,998

2s22p5

Фтор — элемент 17-й
группы 
периодической
таблицы химических элементов
 (по устаревшей
классификации
 — элемент
главной подгруппы VII группы), второго
периода, с 
атомным
номером
 9[3].
Обозначается символом 
F (лат. Fluorum).
Фтор — чрезвычайно химически
активный 
неметалл и
самый сильный окислитель, является
самым лёгким элементом из
группы
галогеновПростое
вещество
 фтор (CAS-номер:
7782-41-4) при 
нормальных
условиях
 —
двухатомный 
газ (формула
F
2) бледно-жёлтого цвета с
резким 
запахом,
напоминающим 
озон или хлор.

Содержание

  [убрать

  • 1 История

    • 1.1 Происхождение
      названия

  • 2 Распространение
    в природе

  • 3 Изотопный
    состав

    • 3.1 Ядерные
      свойства изотопов фтора

    • 3.2 Магнитные
      свойства ядер

  • 4 Электронное
    строение

    • 4.1 Строение
      молекулы

  • 5 Кристаллическая
    решётка

  • 6 Получение

    • 6.1 Лабораторный
      метод

    • 6.2 Промышленный
      метод

  • 7 Физические
    свойства

  • 8 Химические
    свойства

  • 9 Хранение

  • 10 Применение

    • 10.1 Применение
      в химии

    • 10.2 Ракетная
      техника

    • 10.3 Применение
      в медицине

  • 11 Биологическая
    и физиологическая роль

  • 12 См.
    также

  • 13 Литература

  • 14 Примечания

  • 15 Ссылки

[править]История

Первое соединение фтора — флюорит
(
плавиковый
шпат
) CaF2 —
описано в конце XV века под названием
«флюор». В 
1771
году
 Карл
Шееле
 получил плавиковую
кислоту
.

Как один из атомов плавиковой кислоты
элемент фтор был предсказан в 
1810
году
, а выделен в свободном
виде лишь 76 лет спустя 
Анри
Муассаном
 в 1886
году
 электролизом жидкого
безводного 
фтористого
водорода
, содержащего
примесь кислого
фторида калия
KHF
2.

[править]Происхождение
названия

Название «фтор» (от др.-греч. φθόρος —
разрушение), предложенное 
Андре
Ампером
 в 1810
году
, употребляется в русском
и некоторых других языках; во многих
странах приняты названия, производные
от латинского «fluorum» (которое происходит,
в свою очередь, от 
fluere —
«течь», по свойству соединения
фтора, 
флюорита (CaF2),
понижать температуру плавления руды и
увеличивать текучесть расплава).

[править]Распространение
в природе

Содержание фтора в атомных процентах
в природе показано в таблице:

Объект

Содержание,

Почва

0,02

Воды рек

0,00002

Воды океана

0,0001

Зубы человека[4]

0,01

В природе значимые скопления фтора
содержатся в основном в минерале 
флюорите (CaF2),
содержащем по массе 51,2 % Ca и 48,8 %
F. 
Кларк в
земной коре 650 г/т.

Относительно богаты фтором чечевица и лук.

Содержанием в почве фтор
обязан 
вулканическим газам,
за счёт того, что в их состав обычно
входит большое количество 
фтороводорода.

[править]Изотопный
состав

Основная статья: Изотопы
фтора

Фтор является моноизотопным элементом,
так как в природе существует только
один стабильный 
изотоп фтора 19F.
Известны ещё 17 радиоактивных изотопов
фтора с 
массовым
числом
 от 14 до 31, и
один 
ядерный
изомер
 — 18Fm.
Самым долгоживущим из радиоактивных
изотопов фтора является 
18F
с 
периодом
полураспада
 109,771 минуты,
важный источник
позитронов,
использующийся в 
позитрон-эмиссионной
томографии
.

[править]Ядерные
свойства изотопов фтора

Изотоп

Относительная
масса, 
а.е.м.

Период полураспада

Тип распада

Ядерный спин

Ядерный магнитный
момент

17F

17,0020952

64,5 c

β+-распад в 17O

5/2

4.722

18F

18,000938

1,83 часа

β+-распад
в 
18O

1

19F

18,99840322

Стабилен

1/2

2.629

20F

19,9999813

11 c

β-распад в 20Ne

2

2.094

21F

20,999949

4,2 c

β-распад
в 
21Ne

5/2

22F

22,00300

4,23 c

β-распад
в 
22Ne

4

23F

23,00357

2,2 c

β-распад
в 
23Ne

5/2

[править]Магнитные
свойства ядер

Ядра изотопа 19F имеют
полуцелый спин, поэтому возможно
применение этих ядер для 
ЯМР-исследований
молекул. Спектры ЯМР-
19F
являются достаточно характеристичными
для фторорганических соединений.

[править]Электронное
строение

Применение метода МО для молекулы F2

Электронная конфигурация атома фтора
следующая: 1s
22s22p5.
Атомы фтора в соединениях могут проявлять
степень окисления, равную −1. Положительные
степени окисления в соединениях не
реализуются, так как фтор является самым
электроотрицательным элементом.

Квантовохимический терм атома
фтора — 
2P3/2

[править]Строение
молекулы

С точки зрения теории молекулярных
орбиталей, строение двухатомной молекулы
фтора можно охарактеризовать следующей
диаграммой. В молекуле присутствует 4
связывающих орбитали и 3 разрыхляющих.
Порядок связи в молекуле равен 1.

[править]Кристаллическая
решётка

Кристаллическая структура α-фтора
(стабильная при атмосферном давлении)

Фтор образует две кристаллические
модификации, стабильные при атмосферном
давлении:

  • α-фтор — существует при температуре
    меньше 45,6 K, кристаллическая
    решетка 
    моноклинная,
    пространственная группа 
    C 2/c,
    параметры 
    a = 0,550 нм, b =
    0,328 нм, 
    c = 0,728 нм, β = 102,17°, Z
    = 4
    [5][6].

  • β-фтор — существует в интервале
    температур 45,6 ÷ 53,53 K, кристаллическая
    решетка 
    кубическая,
    параметры 
    a = 0,667 нм, Z = 8.

[править]Получение

Лабораторный метод получения фтора

Промышленный способ получения фтора
включает добычу и
обогащение 
флюоритовых руд, сернокислотное разложение
их концентрата с образованием
безводного 
HF и
его 
электролитическое разложение.

Для лабораторного получения фтора
используют разложение некоторых
соединений, но все они не встречаются
в природе в достаточном количестве и
их получают с помощью свободного фтора.

[править]Лабораторный
метод

  • В лабораторных условиях фтор можно
    получать с помощью показанной установки.
    В медный сосуд 1, заполненный расплавом
    KF·3HF помещают медный сосуд 2, имеющий
    отверстия в дне. В сосуд 2 помещают
    толстый никелевый анод. Катод помещается
    в сосуд 1. Таким образом, в процессе
    электролиза газообразный фтор выделяется
    из трубки 3, а 
    водород из
    трубки 4. Важным требованием является
    обеспечение герметичности системы,
    для этого используют пробки из 
    фторида
    кальция
     со смазкой
    из 
    оксида
    свинца (II)
     и глицерина.

  • В 1986 году, во время подготовки к
    конференции по поводу празднования
    100-летия открытия фтора, Карл Кристе
    открыл способ чисто химического
    получения фтора с использованием
    реакции во фтороводородном растворе
    K
    2MnF6 и
    SbF
    5 при 150 °C[7]:

Хотя этот метод не имеет практического
применения, он демонстрирует, что
электролиз необязателен, кроме того,
все компоненты для данных реакций могут
быть получены без использования
газообразного фтора.

Также для лабораторного получения
фтора можно использовать нагрев 
фторида
кобальта (III)
 до 300 °С,
разложение фторидов серебра (слишком
дорого) и некоторые другие способы.

[править]Промышленный
метод

Промышленное производство фтора
осуществляется 
электролизом расплава
кислого фторида калия KF·3HF (часто с
добавлениями 
фторида
лития
), который образуется
при насыщении расплава KF фтористым
водородом до содержания 40—41 % HF.
Процесс электролиза проводят при
температурах около 100 °C в стальных
электролизёрах со 
стальным катодом и угольным анодом.

[править]Физические
свойства

Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях
запах напоминает одновременно 
озон и хлор,
очень агрессивен и 
ядовит.

1 Star2 Stars3 Stars4 Stars5 Stars (No Ratings Yet)
Загрузка...

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

38 + = 43