Кислород: химическая характеристика

                                        Te + HNO₃→ H₂TeO₃ + 4NO₂ + H₂O

        Сильными окислителями (HСlО₃, КМnО₄ и др.) окисляется до теллуровой кислоты Н₂ТеО₄ (соли-теллураты):

                                     4Te + 3HClO₄ + 4H₂O → 4H₂TeO₄ + 3HCl

                                                Te + 3H₂O₂ → H₂TeO₄ + 2H₂O

        Теллур растворяется в растворах сульфидов и полисульфидов щелочных металлов (с образованием тиотеллуридов и тио-теллуритов). Реагирует с растворами солей Ag. В CS₂ не растворяется. С Сl₂, F₂ и Вr₂ реагирует при комнатной т-ре, с I₂-при нагревании, сплавляется с S, P (соединений при этом не образует), As (давая As₂Te₃), с Si (с образованием Si₂Te₃ и SiTe), с Se (образуя при кристаллизации твердые растворы). С бором и углеродом непосредственно не взаимодействует, с СО при нагревании образует газообразный нестойкий карбонил ТеСО. При сплавлении с металлами получают теллуриды.

        Теллуроводород Н₂Те-бесцветный газ с неприятным запахом; в жидком состоянии зеленовато-желтый, кристаллический-лимонно-желтый; т. кип. — 2°С, т. пл. — 51 °С; плотн. 5,81 г/л; для газа; а в сухом воздухе при комнатной температуре медленно разлагается, во влажном окисляется до теллура; при нагревании на воздухе горит, давая ТеО₂; растворимость в воде 0,1 М, водный раствор-слабая кислота, К₁ 2·10^-3; сильный восстановитель; получают взаимодействием Аl₂Те₃ с соляной кислотой, а также электролизом раствора H₂SO₄ с теллуровым катодом при 0°С; применяют для получения теллура высокой чистоты.

        Гексафторид ТеF₆-бесцветный газ; т. пл. — 37,8°С, т. возг. -38,6°С; плотн. 10,7 г/л; в сухом воздухе устойчив, не действует на стекло; в воде растворяется, постепенно гидролизуясь с образованием фторотеллуровых кислот ТеF_n(ОН)_6-n, где n — от 1 до 4, и в конечном счете теллуровой кислоты; с фторидами металлов образует соединения , напр. Ag[TeF₇] и Ba[TeF₈]; получают фторированием теллура при нагревании. Тетрафторид TeF₄-кристаллы ромбической сингонии; т. пл. 129,6°С, т. кип. 194°С (с разложением); плотность 4,22 г/см³; очень гигроскопичен, легко гидролизуется; с фторидами щелочных металлов образует пентафторотеллураты M[TeF₅]; получают действием SeF₄ на ТеО₂. Фториды теллурафторирующие агенты.

         Тетрахлорид ТеС1₄-желтые кристаллы; т. пл. 224°С, т. кип. 381,8°С; плотн. 3,01 г/см³; ур-ние температурной зависимости давления пара \gp (мм рт. ст.) = 8,791 — - 3941/T (497 – 653); очень гигроскопичен, водой гидролизуется; в концентрированной НС1 раств., образуя хлоротел-луровую кислоту Н₂ТеС1₆; из солянокислых растворов экстрагируется трибутилфосфатом и другими органическими растворителями ; с хлоридами щелочных металлов образует гекса- М₂[ТеСl₆] и пентахлортел-лураты М[ТеС1₅], с хлоридами Al, Fe(III), Zr и другие комплексы с катионами, например, ТеС1₃ [GaCl₄]; получают хлорированием теллура; ТеСl₄-исходное вещество для получения теллура высокой чистоты. Коричневый дихлорид ТеС1₂ устойчив в парах и может быть сконденсирован в жидкость. Получены также два кристаллических низших хлорида-серебристо-серый Те₂Сl₃ и метастабильный черный с металлическим блеском Те₂Сl.

        Осаждением из водных р-ров можно получить сульфиды TeS₂ и TeS₃, разлагающиеся при нагревании; известны TeS₇ и Te₇S₁₀. Тиотеллураты (напр., Na₂TeS₃) могут быть получены растворением теллура в растворе полисульфидов щелочных металлов или сере -в растворах полителлуридов, а также сплавлением. Тиотеллураты-промежуточные продукты в некоторых процессах извлечения теллура.

        Применение. Важнейшая область применения теллура—синтез разложения теллуридов, обладающих полупроводниковыми свойствами. Теллур используют также в металлургии для легирования чугуна и стали, Рb, Сu (для повышения их механической и химической стойкости). Теллур и его соединения применяют в производстве катализаторов, спец. стекол, инсектицидов, гербицидов и т.п.

    Полоний 

        Природные соединения и получение полония. Радиоактивный химический элемент VI группы периодической системы, аналог теллура. Атомный номер 84. Не имеет стабильных изотопов. Известно 27 радиоактивных изотопов полония с массовыми числами от 192 до 218, из них семь (с массовыми числами от 210 до 218) встречаются в природе в очень малых количествах как члены радиоактивных рядов урана, тория и актиния, остальные изотопы получены искусственно. Наиболее долгоживущие изотопы полония – искусственно полученные ²⁰⁹Ро (t_1/2 = 102 года) и ²⁰⁸Ро (t_1/2 = 2,9 года), а также содержащийся в радиево-урановых рудах ²¹⁰Ро (t_1/2 = 138,4 сут). Содержание в земной коре ²¹⁰Ро составляет всего 2·10^–14%; в 1 т природного урана содержится 0,34 г радия и доли миллиграмма полония-210. Самый короткоживущий из известных изотопов полония – ^21ЗРо (t_1/2 = 3·10^–7 с). Самые легкие изотопы полония – чистые альфа-излучатели, более тяжелые одновременно испускают альфа- и гамма-лучи. Некоторые изотопы распадаются путем электронного захвата, а самые тяжелые проявляют также очень слабую бета-активность . Разные изотопы полония имеют исторические названия, принятые еще в начале 20 в., когда их получали в результате цепочки распадов из «родительского элемента»: RaF (²¹⁰Po), AcC" (²¹¹Po), ThC" (²¹²Po), RaC" (²¹⁴Po), AcA (²¹⁵Po), ThA (²¹⁶Po), RaA (²¹⁸Po).

    Полоний-210 синтезируют путем облучения  нейтронами природного висмута (он содержит только ²⁰⁸Bi) в ядерных реакторах (промежуточно образуется бета-активный изотоп висмута-210): ²⁰⁸Bi + n→²¹⁰Bi → ²¹⁰Po + e. При облучении висмута ускоренными протонами образуется полоний-208, его отделяют от висмута возгонкой в вакууме – как это делала М.Кюри. В СССР методику выделения полония разработала Зинаида Васильевна Ершова (1905–1995). В 1937 она была командирована в Париж в Институт радия в лабораторию М.Кюри (руководимую в то время Ирэн Жолио-Кюри). В результате этой командировки коллеги стали называть ее «русской мадам Кюри». Под научным руководством З.В.Ершовой в стране было создано постоянно действующее, экологически чистое производство полония, что позволило реализовать отечественную программу запуска луноходов, в которых полоний использовали в качестве источника тепла.

    Долгоживущие  изотопы полония пока не получили заметного практического применения из-за сложности их синтеза. Для их получения можно использовать ядерные реакции

    ²⁰⁷Pb + ⁴He ® ²⁰⁸Po + 3n,

    ²⁰⁸Bi + ¹H ® ²⁰⁸Po + 2n,

    ²⁰⁸Bi + ²D ® ²⁰⁸Po + 3n,

    ²⁰⁸Bi + ²D ® ²⁰⁸Po + 2n,

где ⁴Не – альфа-частицы, ¹Н – ускоренные протоны, ²D – ускоренные дейтроны (ядра дейтерия).

    Свойства  полония. Уже теллур частично проявляет металлические свойства, полоний же – мягкий серебристо-белый металл. Из-за сильной радиоактивности светится в темноте и сильно нагревается, поэтому нужен непрерывный отвод тепла. Температура плавления полония 254° С (чуть выше, чем у олова), температура кипения 962° С, поэтому уже при небольшом нагревании полоний возгоняется. Плотность полония почти такая же, как у меди – 9,4 г/см³. В химических исследованиях применяется только полоний-210, более долгоживущие изотопы практически не используются ввиду трудности их получения при одинаковых химических свойствах.

        Химические свойства металлического полония близки к свойствам его ближайшего аналога – теллура, он проявляет степени окисления –2, +2, +4, +6. На воздухе полоний медленно окисляется (быстро при нагревании до 250° С) с образованием красного диоксида РоО₂ (при охлаждении он становится желтым в результате перестройки кристаллической решетки). Сероводород из растворов солей полония осаждает черный сульфид PoS.

        Сильная радиоактивность полония отражается на свойствах его соединений. Так, в разбавленной соляной кислоте полоний медленно растворяется с образованием розовых растворов (цвет ионов Ро²⁺):

    Po + 2HCl ® PoCl₂ + H₂,

однако  под действием собственной радиации дихлорид превращается в желтый PoCl₄. Разбавленная азотная кислота пассивирует полоний, а концентрированная быстро его растворяет:

                                          Po + 8HNO₃ → Po(NO₃)₄ + 4NO₂ + 4H₂O

        С неметаллами VI группы полоний роднит реакция с водородом с образованием летучего гидрида РоН₂ (т.пл. –35° С, т.кип. +35° С, легко разлагается), реакция с металлами (при нагревании) с образованием твердых полонидов черного цвета (Na₂Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo и др.) и реакция с расплавленными щелочами с образованием полонидов:

    3Po + 6NaOH ® 2Na₂Po + Na₂PoO₃ + H₂O.

        С хлором полоний реагирует при нагревании с образованием ярко-желтых кристаллов PoCl₄, с бромом получаются красные кристаллы PoBr₄, с иодом уже при 40° С полоний реагирует с образованием черного летучего иодида PoI₄. Известен и белый тетрафторид полония PoF₄. При нагревании тетрагалогениды разлагаются с образованием более стабильных дигалогенидов:

    PoCl₄ ® PoCl₂ + Cl₂.

    В растворах полоний существует в виде катионов Ро²⁺, Ро⁴⁺, анионов РоО₃^2–, РоО₄^2–, также разнообразных комплексных ионов, например, PoCl₆^2–.

        Применение полония. Полоний-210 испускает альфа-лучи с энергией 5,3 МэВ, которые в твердом веществе тормозятся, проходя всего тысячные доли миллиметра и отдавая при этом свою энергию. Время его жизни позволяет использовать полоний как источник энергии в атомных батареях космических кораблей: для получения мощности 1 кВт достаточно всего 7,5 г полония. В этом отношении он превосходит другие компактные «атомные» источники энергии. Такой источник энергии работал, например, на «Луноходе-2», обогревая аппаратуру во время долгой лунной ночи. Конечно, мощность полониевых источников энергии со временем убывает – вдвое каждые 4,5 месяца, однако более долгоживущие изотопы полония слишком дороги. Полоний удобно применять и для исследования воздействия альфа-излучения на различные вещества. Как альфа-излучатель, полоний в смеси с бериллием применяют для изготовления компактных источников нейтронов: