वे तत्व जिनमें धातु और अधातु के गुण होते हैं। धातुओं और अधातुओं की सामान्य विशेषताएं
विषय: धातु। गैर धातु
परिचय
हमारे चारों ओर प्रकृति की सभी विविधता अपेक्षाकृत कम संख्या में रासायनिक तत्वों के संयोजन से बनी है।
विभिन्न ऐतिहासिक युगों में, "तत्व" की अवधारणा में अलग-अलग अर्थ रखे गए थे। प्राचीन यूनानी दार्शनिकों ने चार "तत्वों" को "तत्व" माना - गर्मी, ठंड, सूखापन और आर्द्रता। जोड़े में मिलकर, उन्होंने सभी चीजों के चार "मूल" का गठन किया - अग्नि, वायु, जल और पृथ्वी। मध्य युग में इन सिद्धांतों में नमक, गंधक और पारा मिलाया जाता था। 17वीं शताब्दी में, आर. बॉयल ने बताया कि सभी तत्व एक भौतिक प्रकृति के होते हैं और उनकी संख्या काफी बड़ी हो सकती है।
1787 में, फ्रांसीसी रसायनज्ञ ए। लैवोसियर ने "टेबल ऑफ सिंपल बॉडीज" बनाया। इसमें उस समय तक ज्ञात सभी तत्व शामिल थे। उत्तरार्द्ध को सरल निकायों के रूप में समझा जाता था जिन्हें रासायनिक तरीकों से और भी सरल लोगों में विघटित नहीं किया जा सकता था। इसके बाद, यह पता चला कि तालिका में कुछ जटिल पदार्थ शामिल थे।
वर्तमान में, "रासायनिक तत्व" की अवधारणा सटीक रूप से स्थापित है।
एक रासायनिक तत्व नाभिक पर समान धनात्मक आवेश वाले परमाणुओं का एक समूह होता है। (उत्तरार्द्ध आवर्त सारणी में तत्व की क्रमिक संख्या के बराबर है।)
वर्तमान में, 107 तत्व ज्ञात हैं। उनमें से लगभग 90 प्रकृति में मौजूद हैं। बाकी को कृत्रिम रूप से परमाणु प्रतिक्रियाओं का उपयोग करके प्राप्त किया जाता है। तत्वों 104-107 को भौतिकविदों द्वारा दुबना में संयुक्त परमाणु अनुसंधान संस्थान में संश्लेषित किया गया था। वर्तमान में, उच्च क्रमिक तत्वों वाले रासायनिक तत्वों के कृत्रिम उत्पादन पर काम जारी है।
सभी तत्वों को धातु और अधातु में विभाजित किया गया है। 107 तत्वों में से 85 धातुएं हैं। गैर-धातुओं में निम्नलिखित तत्व शामिल हैं: हीलियम, नियॉन, आर्गन, क्रिप्टन, क्सीनन, रेडॉन, फ्लोरीन, क्लोरीन, ब्रोमीन, आयोडीन, एस्टैटिन, ऑक्सीजन, सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम, नाइट्रोजन, फास्फोरस, आर्सेनिक, कार्बन, सिलिकॉन, बोरॉन। हाइड्रोजन। हालाँकि, यह विभाजन सशर्त है। कुछ शर्तों के तहत, कुछ धातुएं गैर-धातु गुणों का प्रदर्शन कर सकती हैं, और कुछ गैर-धातुएं धात्विक गुणों का प्रदर्शन कर सकती हैं।
गैर धातु
रासायनिक तत्वों की आवर्त प्रणाली में अधातु तत्वों की स्थिति। प्रकृति में ढूँढना। सामान्य रासायनिक और भौतिक गुण
धात्विक तत्वों की तुलना में अपेक्षाकृत कम अधातु तत्व होते हैं। रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली में उनका स्थान डी.आई. मेंडेलीव तालिका संख्या 1 में परिलक्षित होता है।
आवधिक प्रणाली में गैर-धातु तत्वों की नियुक्ति समूह द्वारा विषय |
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आठवीं (महान गैसें) |
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तालिका संख्या 1।
जैसा कि तालिका संख्या 1 से देखा जा सकता है, गैर-धातु तत्व मुख्य रूप से आवर्त सारणी के ऊपरी दाहिने हिस्से में स्थित हैं। चूँकि बाएँ से दाएँ आवर्त में तत्वों के परमाणुओं के नाभिकों का आवेश बढ़ता है और परमाणु त्रिज्याएँ घटती हैं, और ऊपर से नीचे के समूहों में परमाणु त्रिज्याएँ भी बढ़ती हैं, यह स्पष्ट है कि बाहरी इलेक्ट्रॉन गैर को क्यों आकर्षित करते हैं -धातु परमाणु धातु के परमाणुओं की तुलना में अधिक प्रबल होता है। इस संबंध में, ऑक्सीकरण गुणों में गैर-धातुओं का प्रभुत्व है। विशेष रूप से मजबूत ऑक्सीकरण गुण, अर्थात्। इलेक्ट्रॉनों को संलग्न करने की क्षमता गैर-धातुओं द्वारा दिखाई जाती है जो समूह VI-VII की दूसरी और तीसरी अवधि में हैं। फ्लोरीन सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है। सापेक्ष इलेक्ट्रोनगेटिविटी के संख्यात्मक मूल्यों के अनुसार, गैर-धातुओं की ऑक्सीडेटिव क्षमताएं निम्नलिखित क्रम में बढ़ती हैं: सी, बी, एच, पी, सी, एस, आई, एन, सीएल, ओ, एफ। इसलिए, फ्लोरीन हाइड्रोजन और धातुओं के साथ सर्वाधिक तीव्रता से क्रिया करता है:
ऑक्सीजन कम तीव्रता से प्रतिक्रिया करता है:
2H2 +O2 और 2H2 O
फ्लोरीन सबसे विशिष्ट गैर-धातु है, जिसमें कम करने वाले गुण नहीं होते हैं, अर्थात। रासायनिक प्रतिक्रियाओं में इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता।
ऑक्सीजन, फ्लोरीन के साथ इसके यौगिकों को देखते हुए, एक सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था भी प्रदर्शित कर सकता है, अर्थात। एक पुनर्स्थापक हो।
अन्य सभी अधातुएँ अपचायक गुण प्रदर्शित करती हैं। इसके अलावा, ये गुण धीरे-धीरे ऑक्सीजन से सिलिकॉन तक बढ़ते हैं: ओ, सीएल, एन, आई, एस, सी, पी, एच, बी, सी। इसलिए, उदाहरण के लिए, क्लोरीन सीधे ऑक्सीजन के साथ संयोजित नहीं होता है, लेकिन इसके ऑक्साइड अप्रत्यक्ष रूप से प्राप्त किए जा सकते हैं (Cl2 O, ClO2, Cl2O2), जिसमें क्लोरीन एक सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करता है। उच्च तापमान पर नाइट्रोजन सीधे ऑक्सीजन के साथ मिलती है और इसलिए, कम करने वाले गुणों को प्रदर्शित करती है। सल्फर ऑक्सीजन के साथ और भी आसानी से प्रतिक्रिया करता है: यह ऑक्सीकरण गुणों को भी प्रदर्शित करता है।
आइए हम अधातु अणुओं की संरचना पर विचार करें। अधातुएं एकपरमाणुक और द्विपरमाणुक दोनों अणु बनाती हैं।
मोनाटॉमिक अधातुओं में अक्रिय गैसें शामिल हैं जो व्यावहारिक रूप से सबसे सक्रिय पदार्थों के साथ भी प्रतिक्रिया नहीं करती हैं। अक्रिय गैसें आवर्त सारणी के समूह VIII में स्थित हैं, और संबंधित सरल पदार्थों के रासायनिक सूत्र इस प्रकार हैं: He, Ne, Ar, Kr, Xe और Rn।
कुछ अधातुएं द्विपरमाणुक अणु बनाती हैं। ये H2, F2, Cl2, Br2, I2 (आवधिक प्रणाली के VII समूह के तत्व), साथ ही ऑक्सीजन O2 और नाइट्रोजन N2 हैं। ओजोन गैस (O3) में त्रिपरमाण्विक अणु होते हैं।
अधातु पदार्थ जो ठोस अवस्था में होते हैं, उनके लिए रासायनिक सूत्र बनाना काफी कठिन होता है। ग्रेफाइट में कार्बन परमाणु विभिन्न तरीकों से एक दूसरे से जुड़े होते हैं। दी गई संरचनाओं में एक व्यक्तिगत अणु को अलग करना मुश्किल है। ऐसे पदार्थों के रासायनिक सूत्र लिखते समय, जैसे धातुओं के मामले में, यह धारणा पेश की जाती है कि ऐसे पदार्थों में केवल परमाणु होते हैं। रासायनिक सूत्र, इस मामले में, सूचकांकों के बिना लिखे गए हैं - सी, सी, एस, आदि।
ओजोन और ऑक्सीजन जैसे सरल पदार्थ, जिनकी गुणात्मक संरचना समान होती है (दोनों एक ही तत्व - ऑक्सीजन से बने होते हैं), लेकिन अणु में परमाणुओं की संख्या में भिन्न होते हैं, अलग-अलग गुण होते हैं। तो, ऑक्सीजन में कोई गंध नहीं होती है, जबकि ओजोन में एक तीखी गंध होती है जिसे हम गरज के साथ महसूस करते हैं। ठोस अधातुओं, ग्रेफाइट और हीरे के गुण, जिनकी गुणात्मक संरचना भी समान होती है लेकिन संरचना भिन्न होती है, तेजी से भिन्न होते हैं (ग्रेफाइट भंगुर होता है, हीरा कठोर होता है)। इस प्रकार, किसी पदार्थ के गुण न केवल उसकी गुणात्मक संरचना से निर्धारित होते हैं, बल्कि यह भी निर्धारित करते हैं कि किसी पदार्थ के अणु में कितने परमाणु निहित हैं और वे कैसे परस्पर जुड़े हुए हैं।
साधारण पिंडों के रूप में अधातुएँ ठोस या गैसीय अवस्था में होती हैं (ब्रोमीन-तरल को छोड़कर)। उनके पास धातुओं के भौतिक गुण नहीं हैं। ठोस गैर-धातुओं में धातुओं की विशिष्ट चमक नहीं होती है, वे आमतौर पर भंगुर होते हैं, बिजली और गर्मी का खराब संचालन करते हैं (ग्रेफाइट के अपवाद के साथ)।
अधातुओं के सामान्य रासायनिक गुण।
गैर-धातु ऑक्साइड को अम्लीय ऑक्साइड के रूप में वर्गीकृत किया जाता है, जो एसिड के अनुरूप होते हैं। अधातुएँ हाइड्रोजन के साथ गैसीय यौगिक बनाती हैं (जैसे HCl, H2S, NH3)। उनमें से कुछ के जलीय विलयन (उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन हैलाइड) प्रबल अम्ल होते हैं। धातुओं के साथ, विशिष्ट अधातु आयनिक बंधों (जैसे NaCl) के साथ यौगिक देते हैं। कुछ शर्तों के तहत, गैर-धातुएं एक-दूसरे के साथ प्रतिक्रिया कर सकती हैं, सहसंयोजक ध्रुवीय (एच 2 ओ, एचसीएल) और गैर-ध्रुवीय बंधन (सीओ 2) के साथ यौगिक बना सकती हैं।
गैर-धातुएं हाइड्रोजन के साथ वाष्पशील यौगिक बनाती हैं, जैसे हाइड्रोजन फ्लोराइड एचएफ, हाइड्रोजन सल्फाइड एच 2 एस, अमोनिया एनएच 3, मीथेन सीएच 4। जब पानी में घुल जाता है, तो हैलोजन, सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम के हाइड्रोजन यौगिक उसी सूत्र के एसिड बनाते हैं जो स्वयं हाइड्रोजन यौगिक होते हैं: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te।
जब अमोनिया पानी में घुल जाता है, तो अमोनिया पानी बनता है, जिसे आमतौर पर सूत्र NH4OH द्वारा दर्शाया जाता है और इसे अमोनियम हाइड्रॉक्साइड कहा जाता है। इसे सूत्र NH3 H2O द्वारा भी निरूपित किया जाता है और इसे अमोनिया हाइड्रेट कहा जाता है।
ऑक्सीजन के साथ, अधातुएं अम्लीय ऑक्साइड बनाती हैं। कुछ ऑक्साइड में, वे समूह संख्या के बराबर अधिकतम ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करते हैं (उदाहरण के लिए, SO2, N2O5), जबकि अन्य में, कम (उदाहरण के लिए, SO2, N2O3)। एसिड ऑक्साइड एसिड के अनुरूप होते हैं, और एक गैर-धातु के दो ऑक्सीजन एसिड, जिसमें यह उच्च स्तर का ऑक्सीकरण प्रदर्शित करता है, अधिक मजबूत होता है। उदाहरण के लिए, नाइट्रिक एसिड HNO3 नाइट्रस HNO2 से अधिक मजबूत है, और सल्फ्यूरिक एसिड H2SO4 सल्फरस H2SO3 से अधिक मजबूत है।
सरल पदार्थों की संरचना और गुण - अधातु।
सबसे विशिष्ट गैर-धातुओं में एक आणविक संरचना होती है, जबकि कम विशिष्ट में एक गैर-आणविक संरचना होती है। यह उनके गुणों में अंतर की व्याख्या करता है। यह चित्र 2 में स्पष्ट रूप से दिखाया गया है।
तालिका संख्या 2
क्रिस्टलीय बोरॉन बी (क्रिस्टलीय सिलिकॉन की तरह) में बहुत अधिक गलनांक (2075 डिग्री सेल्सियस) और उच्च कठोरता होती है। बढ़ते तापमान के साथ बोरॉन की विद्युत चालकता बहुत बढ़ जाती है, जिससे अर्धचालक प्रौद्योगिकी में इसका व्यापक रूप से उपयोग करना संभव हो जाता है। स्टील और एल्युमिनियम, कॉपर, निकेल आदि की मिश्र धातुओं में बोरॉन मिलाने से उनके यांत्रिक गुणों में सुधार होता है।
जेट इंजन भागों, गैस टरबाइन ब्लेड के निर्माण में बोराइड्स (कुछ धातुओं के साथ बोरॉन के यौगिक, जैसे टाइटेनियम: TiB, TiB2) आवश्यक हैं।
जैसा कि योजना संख्या 2 से देखा जा सकता है, कार्बन सी, सिलिकॉन सी, बोरॉन बी की संरचना समान है और कुछ सामान्य गुण हैं। सरल पदार्थों के रूप में, वे दो संशोधनों में होते हैं - क्रिस्टलीय और अनाकार। उच्च गलनांक के साथ इन तत्वों के क्रिस्टलीय संशोधन बहुत कठिन होते हैं। क्रिस्टलीय सिलिकॉन में अर्धचालक गुण होते हैं।
ये सभी तत्व धातुओं के साथ यौगिक बनाते हैं - कार्बाइड्स, सिलिकाइड्स और बोराइड्स (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2)। उनमें से कुछ में उच्च कठोरता है, जैसे Fe3C, TiB। एसिटिलीन के उत्पादन के लिए कैल्शियम कार्बाइड का उपयोग किया जाता है।
यदि हम फ्लोरीन, क्लोरीन और अन्य हैलोजन के परमाणुओं में कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था की तुलना करते हैं, तो हम उनके विशिष्ट गुणों का भी न्याय कर सकते हैं। फ्लुओरीन परमाणु का कोई मुक्त कक्षक नहीं होता है। इसलिए, फ्लोरीन परमाणु केवल वैलेंस I और ऑक्सीकरण अवस्था दिखा सकते हैं - 1. अन्य हैलोजन के परमाणुओं में, उदाहरण के लिए, क्लोरीन परमाणु में, समान ऊर्जा स्तर पर मुक्त डी-ऑर्बिटल्स होते हैं। इसके कारण, इलेक्ट्रॉनों की हानि तीन अलग-अलग तरीकों से हो सकती है।
पहले मामले में, क्लोरीन +3 की ऑक्सीकरण अवस्था दिखा सकता है और हाइड्रोक्लोरिक एसिड HClO2 बना सकता है, जो लवण - क्लोराइट्स से मेल खाता है, उदाहरण के लिए, पोटेशियम क्लोराइट KClO2।
दूसरे मामले में, क्लोरीन यौगिक बना सकता है जिसमें क्लोरीन की ऑक्सीकरण अवस्था +5 है। इस तरह के यौगिकों में पर्क्लोरिक एसिड HClO3 और इसके लवण, क्लोरेट्स शामिल हैं, उदाहरण के लिए, पोटेशियम क्लोरेट KClO3 (बर्टोलेट का नमक)।
तीसरे मामले में, क्लोरीन +7 की ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करता है, उदाहरण के लिए, परक्लोरिक एसिड HClO4 में और इसके लवण में - परक्लोरेट्स, उदाहरण के लिए, पोटेशियम परक्लोरेट KClO4 में।
अधातुओं के ऑक्सीजन और हाइड्रोजन यौगिक। उनके गुणों का संक्षिप्त विवरण।
ऑक्सीजन के साथ, अधातुएं अम्लीय ऑक्साइड बनाती हैं। कुछ ऑक्साइड में, वे समूह संख्या के बराबर अधिकतम ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करते हैं (उदाहरण के लिए, SO2, N2O5), जबकि अन्य में, कम (उदाहरण के लिए, SO2, N2O3)। एसिड ऑक्साइड एसिड के अनुरूप होते हैं, और एक गैर-धातु के दो ऑक्सीजन एसिड, जिसमें यह उच्च स्तर का ऑक्सीकरण प्रदर्शित करता है, अधिक मजबूत होता है। उदाहरण के लिए, नाइट्रिक एसिड HNO3 नाइट्रस HNO2 से अधिक मजबूत है, और सल्फ्यूरिक एसिड H2SO4 सल्फरस H2SO3 से अधिक मजबूत है।
अधातुओं के ऑक्सीजन यौगिकों के अभिलक्षण:
1. बाएं से दाएं आवर्त में उच्च ऑक्साइड (यानी ऑक्साइड, जिसमें इस समूह का एक तत्व उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था शामिल है) के गुण धीरे-धीरे क्षारीय से अम्लीय में बदल जाते हैं।
2. ऊपर से नीचे तक के समूहों में, उच्च ऑक्साइड के अम्लीय गुण धीरे-धीरे कमजोर हो जाते हैं। इसका अंदाजा इन आक्साइडों के अनुरूप अम्लों के गुणों से लगाया जा सकता है।
3. बाएँ से दाएँ आवर्त में संगत तत्वों के उच्च ऑक्साइडों के अम्लीय गुणों में वृद्धि को इन तत्वों के आयनों के धनात्मक आवेश में क्रमिक वृद्धि द्वारा समझाया गया है।
4. रासायनिक तत्वों के आवर्त तंत्र के मुख्य उपसमूहों में ऊपर से नीचे की ओर जाने पर अधातुओं के उच्च ऑक्साइडों के अम्लीय गुण कम हो जाते हैं।
रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली के समूहों के अनुसार हाइड्रोजन यौगिकों के सामान्य सूत्र तालिका संख्या 3 में दिए गए हैं।
तालिका संख्या 3.
धातुओं के साथ, हाइड्रोजन (कुछ अपवादों के साथ) गैर-वाष्पशील यौगिक, जो गैर-आणविक ठोस होते हैं। इसलिए, उनके गलनांक अपेक्षाकृत अधिक होते हैं।
गैर-धातुओं के साथ, हाइड्रोजन आणविक संरचना के वाष्पशील यौगिक बनाता है। सामान्य परिस्थितियों में, ये गैसें या वाष्पशील तरल पदार्थ होते हैं।
बाएं से दाएं आवर्त में जलीय विलयनों में अधातुओं के वाष्पशील हाइड्रोजन यौगिकों के अम्लीय गुणों में वृद्धि होती है। यह इस तथ्य के कारण है कि ऑक्सीजन आयनों में मुक्त इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं, और हाइड्रोजन आयनों में एक मुक्त कक्षीय होता है, फिर एक प्रक्रिया होती है जो इस तरह दिखती है:
H2O + HF और H3O + F
जलीय घोल में हाइड्रोजन फ्लोराइड धनात्मक हाइड्रोजन आयनों को विभाजित करता है, अर्थात। अम्लीय गुण प्रदर्शित करता है। एक अन्य परिस्थिति भी इस प्रक्रिया में योगदान करती है: ऑक्सीजन आयन में एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी होती है, और हाइड्रोजन आयन में एक मुक्त कक्षीय होता है, जिसके कारण एक दाता-स्वीकर्ता बंधन बनता है।
जब अमोनिया को पानी में घोला जाता है, तो विपरीत प्रक्रिया होती है। और चूंकि नाइट्रोजन आयनों में एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी होती है, और हाइड्रोजन आयनों में एक मुक्त कक्षीय होता है, एक अतिरिक्त बंधन उत्पन्न होता है और अमोनियम आयन NH4 + और हाइड्रॉक्साइड आयन OH- बनते हैं। नतीजतन, समाधान बुनियादी गुणों को प्राप्त करता है। इस प्रक्रिया को सूत्र द्वारा व्यक्त किया जा सकता है:
H2O + NH3 और NH4 + OH
एक जलीय घोल में अमोनिया के अणु सकारात्मक हाइड्रोजन आयन जोड़ते हैं, अर्थात। अमोनिया मूल गुण प्रदर्शित करता है।
अब विचार करें कि जलीय घोल में फ्लोरीन का हाइड्रोजन यौगिक - हाइड्रोजन फ्लोराइड एचएफ - एक एसिड क्यों है, लेकिन हाइड्रोक्लोरिक एसिड से कमजोर है। यह इस तथ्य के कारण है कि फ्लोरीन आयनों की त्रिज्या क्लोरीन आयनों की तुलना में बहुत कम होती है। इसलिए, फ्लोरीन आयन क्लोराइड आयनों की तुलना में हाइड्रोजन आयनों को अधिक मजबूती से आकर्षित करते हैं। इस संबंध में, हाइड्रोफ्लोरिक एसिड के पृथक्करण की डिग्री हाइड्रोक्लोरिक एसिड की तुलना में बहुत कम है, अर्थात। हाइड्रोफ्लोरिक एसिड हाइड्रोक्लोरिक एसिड से कमजोर है।
इन उदाहरणों से, निम्नलिखित सामान्य निष्कर्ष निकाले जा सकते हैं:
1. बाएं से दाएं आवर्त में तत्वों के आयनों का धनात्मक आवेश बढ़ जाता है। इस संबंध में, जलीय घोल में तत्वों के वाष्पशील हाइड्रोजन यौगिकों के अम्लीय गुणों को बढ़ाया जाता है।
2. समूहों में, ऊपर से नीचे तक, ऋणावेशित ऋणायन अधिक से अधिक धनावेशित धनावेशित हाइड्रोजन आयनों H+ को आकर्षित करते हैं। इस संबंध में, हाइड्रोजन आयनों H+ को विभाजित करने की प्रक्रिया को सुविधाजनक बनाया जाता है और हाइड्रोजन यौगिकों के अम्लीय गुणों में वृद्धि होती है।
3. अधातुओं के हाइड्रोजन यौगिक, जिनके जलीय विलयन में अम्लीय गुण होते हैं, क्षार के साथ अभिक्रिया करते हैं। अधातुओं के हाइड्रोजन यौगिक, जिनके जलीय विलयन में मूल गुण होते हैं, अम्लों के साथ अभिक्रिया करते हैं।
4. ऊपर से नीचे तक समूहों में अधातुओं के हाइड्रोजन यौगिकों की ऑक्सीकरण गतिविधि बहुत बढ़ जाती है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन यौगिक एचएफ से रासायनिक रूप से फ्लोरीन का ऑक्सीकरण करना असंभव है, लेकिन विभिन्न ऑक्सीकरण एजेंटों द्वारा हाइड्रोजन यौगिक एचसीएल से क्लोरीन का ऑक्सीकरण किया जा सकता है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि समूहों में परमाणु त्रिज्या तेजी से ऊपर से नीचे तक बढ़ जाती है, जिसके संबंध में इलेक्ट्रॉनों की वापसी की सुविधा होती है।
वर्तमान में, 105 रासायनिक तत्व ज्ञात हैं, जिनमें से अधिकांश धातु हैं। उत्तरार्द्ध प्रकृति में बहुत आम हैं और पृथ्वी के आंतों में विभिन्न यौगिकों के रूप में पाए जाते हैं, नदियों, झीलों, समुद्रों, महासागरों के पानी, जानवरों, पौधों और यहां तक कि वातावरण में भी।
उनके गुणों में, धातुएं गैर-धातुओं से बहुत भिन्न होती हैं। पहली बार धातुओं और अधातुओं के बीच इस अंतर को एम. वी. लोमोनोसोव द्वारा निर्धारित किया गया था। "धातु," उन्होंने लिखा, "ठोस, निंदनीय, चमकदार शरीर।"
इस या उस तत्व को धातु के रूप में वर्गीकृत करने से हमारा तात्पर्य है कि इसके गुणों का एक निश्चित समूह है:
1. घने क्रिस्टलीय संरचना।
2. विशेषता धातु चमक।
3. उच्च तापीय चालकता और विद्युत चालकता।
4. बढ़ते तापमान के साथ विद्युत चालकता में कमी।
5. आयनीकरण क्षमता के निम्न मान, अर्थात्। आसानी से इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता।
6. लचीलापन और लचीलापन।
7. मिश्रधातु बनाने की क्षमता।
वर्तमान में प्रौद्योगिकी में उपयोग की जाने वाली सभी धातुओं और मिश्र धातुओं को दो मुख्य समूहों में विभाजित किया जा सकता है। इनमें से प्रथम में लौह धातुएं - लोहा और इसके सभी मिश्र धातुएं शामिल हैं, जिनमें यह मुख्य भाग है। ये मिश्र धातुएँ कास्ट आयरन और स्टील्स हैं। इंजीनियरिंग में, तथाकथित मिश्र धातु स्टील्स का अक्सर उपयोग किया जाता है। इनमें क्रोमियम, निकल, टंगस्टन, मोलिब्डेनम, वैनेडियम, कोबाल्ट, टाइटेनियम और अन्य धातुओं वाले स्टील शामिल हैं। कभी-कभी मिश्र धातु इस्पात में 5-6 विभिन्न धातुएं शामिल होती हैं। मिश्र धातु से विभिन्न मूल्यवान स्टील प्राप्त होते हैं, जो कुछ मामलों में ताकत में वृद्धि हुई है, दूसरों में - घर्षण के लिए उच्च प्रतिरोध, दूसरों में - संक्षारण प्रतिरोध, यानी। बाहरी वातावरण के प्रभाव में नष्ट न होने की क्षमता।
दूसरे समूह में अलौह धातुएँ और उनकी मिश्र धातुएँ शामिल हैं। उन्हें यह नाम इसलिए पड़ा क्योंकि उनका एक अलग रंग है। उदाहरण के लिए, तांबा हल्का लाल है, निकल, टिन, चांदी सफेद है, सीसा नीला सफेद है, और सोना पीला है। मिश्र धातुओं में से, उन्होंने व्यवहार में महान अनुप्रयोग पाया है: कांस्य टिन और अन्य धातुओं के साथ तांबे का मिश्र धातु है, पीतल जस्ता के साथ तांबे का मिश्र धातु है, बैबिट सुरमा और तांबे के साथ टिन का मिश्र धातु है, आदि।
लौह और अलौह धातुओं में यह विभाजन सशर्त है। लौह और अलौह धातुओं के साथ, महान धातुओं का एक समूह भी है: चांदी, सोना, प्लेटिनम, रूथेनियम और कुछ अन्य। उनका नाम इसलिए रखा गया है क्योंकि वे व्यावहारिक रूप से ऊंचे तापमान पर भी हवा में ऑक्सीकरण नहीं करते हैं और उन पर अम्ल और क्षार के घोल की क्रिया से नष्ट नहीं होते हैं।
द्वितीय. धातुओं के भौतिक गुण।
बाहर से, धातु, जैसा कि आप जानते हैं, मुख्य रूप से एक विशेष "धातु" चमक द्वारा विशेषता है, जो प्रकाश की किरणों को दृढ़ता से प्रतिबिंबित करने की उनकी क्षमता के कारण है। हालांकि, यह चमक आमतौर पर तभी देखी जाती है जब धातु एक निरंतर कॉम्पैक्ट द्रव्यमान बनाती है। यह सच है कि मैग्नीशियम और एल्युमीनियम चूर्णित होने पर भी अपनी चमक बरकरार रखते हैं, लेकिन अधिकांश धातुएं, जब बारीक विभाजित होती हैं, तो वे काले या गहरे भूरे रंग की होती हैं। तब विशिष्ट धातुओं में उच्च तापीय और विद्युत चालकता होती है, और गर्मी और वर्तमान का संचालन करने की उनकी क्षमता के मामले में वे एक ही क्रम में होते हैं: सबसे अच्छे कंडक्टर चांदी और तांबे होते हैं, सबसे खराब सीसा और पारा होते हैं। तापमान में वृद्धि के साथ, विद्युत चालकता कम हो जाती है, और तापमान में कमी के साथ, इसके विपरीत, यह बढ़ जाता है।
धातुओं की एक बहुत ही महत्वपूर्ण संपत्ति उनकी अपेक्षाकृत आसान यांत्रिक विकृति है। धातुएँ तन्य होती हैं, वे अच्छी तरह से जाली होती हैं, तार में खींची जाती हैं, चादरों में लुढ़की जाती हैं, आदि।
धातुओं के विशिष्ट भौतिक गुण उनकी आंतरिक संरचना की ख़ासियत से संबंधित हैं। आधुनिक विचारों के अनुसार, धातु के क्रिस्टल में धनावेशित आयन होते हैं और मुक्त इलेक्ट्रॉन संबंधित परमाणुओं से अलग हो जाते हैं। पूरे क्रिस्टल की कल्पना एक स्थानिक जाली के रूप में की जा सकती है, जिसके नोड्स पर आयनों का कब्जा होता है, और आयनों के बीच के अंतराल में आसानी से मोबाइल इलेक्ट्रॉन होते हैं। ये इलेक्ट्रॉन लगातार एक परमाणु से दूसरे परमाणु में गति करते हैं और एक या दूसरे परमाणु के नाभिक के चारों ओर चक्कर लगाते हैं। चूंकि इलेक्ट्रॉन कुछ आयनों से बंधे नहीं होते हैं, पहले से ही एक छोटे संभावित अंतर के प्रभाव में, वे एक निश्चित दिशा में आगे बढ़ना शुरू कर देते हैं, अर्थात। एक विद्युत प्रवाह होता है।
धातुओं की उच्च तापीय चालकता के लिए मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति भी जिम्मेदार है। निरंतर गति में होने के कारण, इलेक्ट्रॉन लगातार आयनों से टकराते हैं और उनके साथ ऊर्जा का आदान-प्रदान करते हैं। इसलिए, आयनों के कंपन, जो हीटिंग के कारण धातु के किसी दिए गए हिस्से में तेज हो गए हैं, तुरंत पड़ोसी आयनों में स्थानांतरित हो जाते हैं, उनसे अगले, आदि, और धातु की थर्मल स्थिति जल्दी से बराबर हो जाती है; धातु का पूरा द्रव्यमान समान तापमान लेता है।
घनत्व से, धातुओं को सशर्त रूप से दो बड़े समूहों में विभाजित किया जाता है: हल्की धातु, जिसका घनत्व 5 ग्राम / सेमी 3 से अधिक नहीं है, और भारी धातु - बाकी सभी।
धातुओं के कण जो ठोस और तरल अवस्था में होते हैं, एक विशेष प्रकार के रासायनिक बंधन से जुड़े होते हैं - तथाकथित धात्विक बंधन। यह तटस्थ परमाणुओं के बीच सामान्य सहसंयोजक बंधों की एक साथ उपस्थिति और आयनों और मुक्त इलेक्ट्रॉनों के बीच कूलम्ब आकर्षण द्वारा निर्धारित किया जाता है। इस प्रकार, धात्विक बंधन व्यक्तिगत कणों का गुण नहीं है, बल्कि उनके समुच्चय का है।
III. धातुओं के रासायनिक गुण।
धातुओं की मुख्य रासायनिक संपत्ति उनके परमाणुओं की आसानी से अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को दान करने और सकारात्मक चार्ज आयनों में बदलने की क्षमता है। विशिष्ट धातुएं कभी भी इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार नहीं करती हैं; उनके आयन सदैव धनावेशित होते हैं।
रासायनिक प्रतिक्रियाओं के दौरान आसानी से अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को दान करते हुए, विशिष्ट धातुएं ऊर्जावान कम करने वाले एजेंट होते हैं। इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता अलग-अलग धातुओं में समान रूप से प्रकट नहीं होती है। एक धातु जितनी आसानी से अपने इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देती है, वह उतनी ही अधिक सक्रिय होती है, उतनी ही ऊर्जावान रूप से अन्य पदार्थों के साथ बातचीत करती है। कुछ लेड सॉल्ट के घोल में जिंक का एक टुकड़ा डुबोएं। जिंक घुलने लगता है और घोल से सीसा निकल जाता है। प्रतिक्रिया समीकरण द्वारा व्यक्त की जाती है:
Zn + Pb(NO3)2 = Pb + Zn(NO3)2
यह समीकरण से इस प्रकार है कि यह प्रतिक्रिया एक विशिष्ट रेडॉक्स प्रतिक्रिया है। इसका सार इस तथ्य से उबलता है कि जस्ता परमाणु अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को द्विसंयोजक लेड आयनों को दान करते हैं, जिससे जस्ता आयनों में बदल जाता है, और सीसा आयन कम हो जाते हैं और धात्विक सीसा के रूप में निकल जाते हैं। यदि आप इसके विपरीत करते हैं, अर्थात जस्ता नमक के घोल में सीसे का एक टुकड़ा डुबोते हैं, तो कोई प्रतिक्रिया नहीं होगी। इससे पता चलता है कि जस्ता सीसा की तुलना में अधिक सक्रिय है, कि इसके परमाणु अधिक आसानी से दान करते हैं, और आयनों को परमाणुओं और सीसा के आयनों की तुलना में इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करना अधिक कठिन होता है।
अन्य धातुओं द्वारा उनके यौगिकों से कुछ धातुओं के विस्थापन का सबसे पहले रूसी वैज्ञानिक बेकेटोव द्वारा विस्तार से अध्ययन किया गया था, जिन्होंने तथाकथित "विस्थापन श्रृंखला" में उनकी घटती रासायनिक गतिविधि के अनुसार धातुओं को व्यवस्थित किया था। वर्तमान में, बेकेटोव की विस्थापन श्रृंखला को तनाव श्रृंखला कहा जाता है।
धातुओं को उनके मानक के आरोही क्रम में व्यवस्थित किया जाता है
इलेक्ट्रोड क्षमता, और धातुओं के वोल्टेज की एक विद्युत रासायनिक श्रृंखला बनाते हैं: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb,
एच, एसबी, बीआई, क्यू, एचजी, एजी, पीडी, पीटी, एयू।
कई तनाव धातुओं के रासायनिक गुणों की विशेषता रखते हैं:
- धातु की इलेक्ट्रोड क्षमता जितनी कम होगी, उसकी कम करने की क्षमता उतनी ही अधिक होगी।
- प्रत्येक धातु नमक के घोल से उन धातुओं को विस्थापित (पुनर्स्थापित) करने में सक्षम है जो इसके बाद तनाव की श्रृंखला में हैं।
- सभी धातुएं जिनमें एक नकारात्मक मानक इलेक्ट्रोड क्षमता होती है, जो कि हाइड्रोजन के बाईं ओर वोल्टेज की एक श्रृंखला में होती हैं, इसे एसिड समाधान से विस्थापित करने में सक्षम होती हैं।
यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि प्रस्तुत श्रृंखला केवल जलीय घोलों और कमरे के तापमान पर धातुओं और उनके लवणों के व्यवहार की विशेषता है।
इसके अलावा, यह ध्यान में रखा जाना चाहिए कि धातुओं की उच्च विद्युत रासायनिक गतिविधि का मतलब हमेशा इसकी उच्च रासायनिक गतिविधि नहीं होता है। उदाहरण के लिए, वोल्टेज की एक श्रृंखला लिथियम से शुरू होती है, जबकि रूबिडियम और पोटेशियम, जो अधिक रासायनिक रूप से सक्रिय होते हैं, लिथियम के दाईं ओर स्थित होते हैं। यह अन्य क्षार धातु आयनों की तुलना में लिथियम आयन जलयोजन प्रक्रिया की असाधारण उच्च ऊर्जा के कारण है।
चतुर्थ। धातुओं का क्षरण।
लगभग सभी धातुएं, जो अपने आसपास के गैसीय या तरल माध्यम के संपर्क में आती हैं, सतह से कमोबेश तेजी से नष्ट हो जाती हैं। इसका कारण हवा में गैसों के साथ-साथ पानी और उसमें घुले पदार्थों के साथ धातुओं की रासायनिक बातचीत है।
पर्यावरण के प्रभाव में धातुओं के रासायनिक विनाश की किसी भी प्रक्रिया को संक्षारण कहते हैं।
धातुओं के गैसों के संपर्क में आने पर जंग सबसे आसानी से होती है। धातु की सतह पर संगत यौगिक बनते हैं: ऑक्साइड, सल्फर यौगिक, कार्बोनिक एसिड के मूल लवण, जो अक्सर सतह को एक घनी परत से ढकते हैं जो धातु को समान गैसों के आगे संपर्क से बचाता है।
जब धातु किसी तरल माध्यम - पानी और उसमें घुले पदार्थों के संपर्क में आती है तो स्थिति अलग होती है।
परिणामी यौगिक घुल सकते हैं, जिससे जंग धातु में और फैल जाती है। इसके अलावा, भंग पदार्थ युक्त पानी विद्युत प्रवाह का संवाहक है, जिसके परिणामस्वरूप विद्युत रासायनिक प्रक्रियाएं लगातार होती हैं, जो मुख्य कारकों में से एक हैं जो क्षरण का कारण बनती हैं और तेज करती हैं।
ज्यादातर मामलों में शुद्ध धातु शायद ही खराब होती है। यहां तक कि लोहे जैसी धातु, पूरी तरह से शुद्ध रूप में, लगभग जंग नहीं लगती है। लेकिन साधारण तकनीकी धातुओं में हमेशा विभिन्न अशुद्धियाँ होती हैं, जो क्षरण के लिए अनुकूल परिस्थितियाँ बनाती हैं।
आदि.................
प्रकृति में गैर-धातु। प्रकृति में, देशी अधातुएँ N2 और O2 (हवा में), सल्फर (पृथ्वी की पपड़ी में) होती हैं, लेकिन प्रकृति में अधिक बार गैर-धातुएं रासायनिक रूप से बाध्य रूप में होती हैं। सबसे पहले, यह पानी और इसमें घुलने वाले लवण हैं, फिर खनिज और चट्टानें (उदाहरण के लिए, विभिन्न सिलिकेट्स, एल्युमिनोसिलिकेट्स, फॉस्फेट, बोरेट्स, सल्फेट्स और कार्बोनेट्स)। पृथ्वी की पपड़ी में व्यापकता के संदर्भ में, गैर-धातु विभिन्न स्थानों पर कब्जा कर लेते हैं: तीन सबसे सामान्य तत्वों (O, Si, H) से लेकर बहुत दुर्लभ (As, Se, I, Te)।
स्लाइड 3प्रस्तुति से "गैर-धातुओं का रसायन". प्रस्तुति के साथ संग्रह का आकार 1449 केबी है।रसायन विज्ञान ग्रेड 9
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"रासायनिक संतुलन" - कार्य 2: रासायनिक प्रतिक्रियाओं के लिए गतिज समीकरण लिखें। अपरिवर्तनीय। रासायनिक संतुलन स्थापित करने की प्रक्रिया में आगे और पीछे की प्रतिक्रिया दर में परिवर्तन। रासायनिक संतुलन। वीपीआर \u003d व्रेव। कार्य 1: रासायनिक अभिक्रियाओं की दर को प्रभावित करने वाले कारकों को लिखिए। मैं विकल्प hcl + O2?H2O + cl2। रसायनिक प्रतिक्रिया। II विकल्प H2S + SO2 ? एस + एच 2 ओ। प्रतिवर्ती।
"धातुओं के लक्षण" - मानव जीवन में धातुओं का उपयोग। धातुओं के गुण। सामान्य विशेषताएँ। अच्छी विद्युत चालकता। धातुओं की सामान्य विशेषताएं। प्रकृति में धातुओं की खोज। धातुओं की विविधता। अन्य धातुएं गलती हैं लेकिन जंग नहीं लगतीं। धातुएं पृथ्वी ग्रह पर सभ्यता की नींव में से एक हैं। धातुओं में जंग लगना और जंग लगना। धातु। काम की सामग्री: कीमती धातुओं वाली दवाओं में से सबसे आम हैं लैपिस, प्रोटारगोल, आदि।
1. धातुएँ अधातुओं से अभिक्रिया करती हैं।
2मी + एनहाल 2 → 2 मेहाल न
4Li + O2 = 2Li2O
क्षार धातुएं, लिथियम के अपवाद के साथ, पेरोक्साइड बनाती हैं:
2ना + ओ 2 \u003d ना 2 ओ 2
2. हाइड्रोजन के लिए खड़ी धातुएं हाइड्रोजन के निकलने के साथ अम्ल (नाइट्रिक और सल्फ्यूरिक सांद्रण को छोड़कर) के साथ प्रतिक्रिया करती हैं
मी + एचसीएल → नमक + एच2
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
पीबी + 2 एचसीएल → पीबीसीएल2↓ + एच2
3. सक्रिय धातुएं जल के साथ अभिक्रिया करके क्षार बनाती हैं और हाइड्रोजन छोड़ती हैं।
2मी+ 2एनएच 2 ओ → 2 मी (ओएच) एन + एनएच 2
धातु ऑक्सीकरण का उत्पाद इसका हाइड्रॉक्साइड है - Me (OH) n (जहाँ n धातु की ऑक्सीकरण अवस्था है)।
उदाहरण के लिए:
सीए + 2 एच 2 ओ → सीए (ओएच) 2 + एच 2
4. मध्यवर्ती क्रियाकलाप धातुओं को गर्म करने पर जल के साथ अभिक्रिया करके धातु ऑक्साइड और हाइड्रोजन बनाते हैं।
2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2
ऐसी प्रतिक्रियाओं में ऑक्सीकरण उत्पाद धातु ऑक्साइड Me 2 O n (जहाँ n धातु की ऑक्सीकरण अवस्था है) है।
3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2
5. हाइड्रोजन के बाद खड़ी धातुएं पानी और एसिड के घोल (नाइट्रिक और सल्फ्यूरिक सांद्र को छोड़कर) के साथ प्रतिक्रिया नहीं करती हैं।
6. अधिक सक्रिय धातुएं कम सक्रिय धातुओं को उनके लवणों के विलयन से विस्थापित करती हैं।
CuSO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + Cu
CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu
सक्रिय धातुएँ - जिंक और आयरन ने कॉपर को सल्फेट में बदल दिया और लवण का निर्माण किया। जस्ता और लोहे का ऑक्सीकरण होता है, और तांबे को बहाल किया जाता है।
7. हैलोजन जल और क्षार विलयन के साथ अभिक्रिया करते हैं।
फ्लोरीन, अन्य हैलोजन के विपरीत, पानी का ऑक्सीकरण करता है:
2 एच 2 ओ+2एफ 2 = 4एचएफ + ओ 2 .
ठंड में: Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2OCl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O क्लोराइड और हाइपोक्लोराइट बनते हैं
हीटिंग: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O लोराइड और क्लोरेट बनाता है
8 सक्रिय हैलोजन (फ्लोरीन को छोड़कर) कम सक्रिय हैलोजन को उनके लवणों के विलयन से विस्थापित करते हैं।
9. हैलोजन ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया नहीं करते हैं।
10. उभयधर्मी धातुएँ (Al, Be, Zn) क्षार और अम्ल के विलयन से अभिक्रिया करती हैं।
3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O
11. मैग्नीशियम कार्बन डाइऑक्साइड और सिलिकॉन ऑक्साइड के साथ प्रतिक्रिया करता है।
2एमजी + सीओ2 = सी + 2एमजीओ
SiO2+2Mg=Si+2MgO
12. क्षार धातुएं (लिथियम को छोड़कर) ऑक्सीजन के साथ परॉक्साइड बनाती हैं।
2ना + ओ 2 \u003d ना 2 ओ 2
3. अकार्बनिक यौगिकों का वर्गीकरण
सरल पदार्थ - पदार्थ जिनके अणुओं में एक ही प्रकार के परमाणु (एक ही तत्व के परमाणु) होते हैं। रासायनिक प्रतिक्रियाओं में, वे अन्य पदार्थ बनाने के लिए विघटित नहीं हो सकते हैं।
जटिल पदार्थ (या रासायनिक यौगिक) - ऐसे पदार्थ जिनके अणुओं में विभिन्न प्रकार के परमाणु (विभिन्न रासायनिक तत्वों के परमाणु) होते हैं। रासायनिक प्रतिक्रियाओं में, वे कई अन्य पदार्थ बनाने के लिए विघटित होते हैं।
साधारण पदार्थ दो बड़े समूहों में विभाजित होते हैं: धातु और अधातु।
धातुओं - विशिष्ट धात्विक गुणों वाले तत्वों का एक समूह: ठोस (पारा के अपवाद के साथ) में एक धात्विक चमक होती है, गर्मी और बिजली के अच्छे संवाहक होते हैं, निंदनीय (लौह (Fe), तांबा (Cu), एल्यूमीनियम (Al), पारा ( एचजी), सोना (एयू), चांदी (एजी), आदि)।
गैर धातु - तत्वों का एक समूह: ठोस, तरल (ब्रोमीन) और गैसीय पदार्थ जिनमें धात्विक चमक नहीं होती है, वे इन्सुलेटर, भंगुर होते हैं।
और जटिल पदार्थ, बदले में, चार समूहों या वर्गों में विभाजित होते हैं: ऑक्साइड, क्षार, अम्ल और लवण।
आक्साइड - ये जटिल पदार्थ हैं, जिनके अणुओं की संरचना में ऑक्सीजन के परमाणु और कुछ अन्य पदार्थ शामिल हैं।
नींव - ये जटिल पदार्थ होते हैं जिनमें धातु के परमाणु एक या अधिक हाइड्रॉक्सिल समूहों से जुड़े होते हैं।
इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण के सिद्धांत के दृष्टिकोण से, आधार जटिल पदार्थ होते हैं, जिनके पृथक्करण से जलीय घोल में धातु के उद्धरण (या NH4 +) और हाइड्रॉक्साइड - आयन OH- बनते हैं।
अम्ल - ये जटिल पदार्थ हैं जिनके अणुओं में हाइड्रोजन परमाणु शामिल होते हैं जिन्हें धातु परमाणुओं के लिए बदला या बदला जा सकता है।
नमक - ये जटिल पदार्थ हैं, जिनके अणुओं में धातु के परमाणु और अम्ल अवशेष होते हैं। नमक एक धातु द्वारा अम्ल के हाइड्रोजन परमाणुओं के आंशिक या पूर्ण प्रतिस्थापन का उत्पाद है।
निबंध
धातुओं
गैर धातु
धातुओं
धातु परमाणुओं की संरचना। आवर्त प्रणाली में धातुओं की स्थिति। धातु समूह।
वर्तमान में, 107 रासायनिक तत्व ज्ञात हैं, उनमें से अधिकांश धातु हैं। उत्तरार्द्ध प्रकृति में बहुत आम हैं और पृथ्वी के आंतों में विभिन्न यौगिकों के रूप में पाए जाते हैं, नदियों, झीलों, समुद्रों, महासागरों के पानी, जानवरों, पौधों और यहां तक कि वातावरण में भी।
उनके गुणों में, धातुएं गैर-धातुओं से बहुत भिन्न होती हैं। पहली बार धातुओं और अधातुओं के बीच इस अंतर को एम. वी. लोमोनोसोव द्वारा निर्धारित किया गया था। "धातु," उन्होंने लिखा, "ठोस, निंदनीय, चमकदार शरीर।"
इस या उस तत्व को धातु के रूप में वर्गीकृत करने से हमारा तात्पर्य है कि इसके गुणों का एक निश्चित समूह है:
1. घने क्रिस्टलीय संरचना।
2. विशेषता धातु चमक।
3. उच्च तापीय चालकता और विद्युत चालकता।
4. बढ़ते तापमान के साथ विद्युत चालकता में कमी।
5. आयनीकरण क्षमता के निम्न मान, अर्थात्। आसानी से इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता।
6. लचीलापन और लचीलापन।
7. मिश्रधातु बनाने की क्षमता।
वर्तमान में प्रौद्योगिकी में उपयोग की जाने वाली सभी धातुओं और मिश्र धातुओं को दो मुख्य समूहों में विभाजित किया जा सकता है। इनमें से प्रथम में लौह धातुएं - लोहा और इसके सभी मिश्र धातुएं शामिल हैं, जिनमें यह मुख्य भाग है। ये मिश्र धातुएँ कास्ट आयरन और स्टील्स हैं। इंजीनियरिंग में, तथाकथित मिश्र धातु स्टील्स का अक्सर उपयोग किया जाता है। इनमें क्रोमियम, निकल, टंगस्टन, मोलिब्डेनम, वैनेडियम, कोबाल्ट, टाइटेनियम और अन्य धातुओं वाले स्टील शामिल हैं। कभी-कभी मिश्र धातु इस्पात में 5-6 विभिन्न धातुएं शामिल होती हैं। मिश्र धातु से विभिन्न मूल्यवान स्टील प्राप्त होते हैं, जो कुछ मामलों में ताकत में वृद्धि हुई है, दूसरों में - घर्षण के लिए उच्च प्रतिरोध, दूसरों में - संक्षारण प्रतिरोध, यानी। बाहरी वातावरण के प्रभाव में नष्ट न होने की क्षमता।
दूसरे समूह में अलौह धातुएँ और उनकी मिश्र धातुएँ शामिल हैं। उन्हें यह नाम इसलिए पड़ा क्योंकि उनका एक अलग रंग है। उदाहरण के लिए, तांबा हल्का लाल है, निकल, टिन, चांदी सफेद है, सीसा नीला सफेद है, और सोना पीला है। मिश्र धातुओं में से, उन्होंने व्यवहार में महान अनुप्रयोग पाया है: कांस्य टिन और अन्य धातुओं के साथ तांबे का मिश्र धातु है, पीतल जस्ता के साथ तांबे का मिश्र धातु है, बैबिट सुरमा और तांबे के साथ टिन का मिश्र धातु है, आदि।
लौह और अलौह धातुओं में यह विभाजन सशर्त है।
लौह और अलौह धातुओं के साथ, महान धातुओं का एक समूह भी है: चांदी, सोना, प्लेटिनम, रूथेनियम और कुछ अन्य। उनका नाम इसलिए रखा गया है क्योंकि वे व्यावहारिक रूप से ऊंचे तापमान पर भी हवा में ऑक्सीकरण नहीं करते हैं और उन पर अम्ल और क्षार के घोल की क्रिया से नष्ट नहीं होते हैं।
धातुओं के भौतिक गुण।
बाहर से, धातु, जैसा कि ज्ञात है, मुख्य रूप से एक विशेष "धातु" चमक द्वारा विशेषता है, जो प्रकाश की किरणों को दृढ़ता से प्रतिबिंबित करने की उनकी क्षमता के कारण है। हालांकि, यह चमक आमतौर पर तभी देखी जाती है जब धातु एक निरंतर कॉम्पैक्ट द्रव्यमान बनाती है। यह सच है कि मैग्नीशियम और एल्युमीनियम चूर्णित होने पर भी अपनी चमक बरकरार रखते हैं, लेकिन अधिकांश धातुएं, जब बारीक विभाजित होती हैं, तो वे काले या गहरे भूरे रंग की होती हैं। तब विशिष्ट धातुओं में उच्च तापीय और विद्युत चालकता होती है, और गर्मी और वर्तमान का संचालन करने की उनकी क्षमता के मामले में वे एक ही क्रम में होते हैं: सबसे अच्छे कंडक्टर चांदी और तांबे होते हैं, सबसे खराब सीसा और पारा होते हैं। तापमान में वृद्धि के साथ, विद्युत चालकता कम हो जाती है, और तापमान में कमी के साथ, इसके विपरीत, यह बढ़ जाता है।
धातुओं की एक बहुत ही महत्वपूर्ण संपत्ति उनकी अपेक्षाकृत आसान यांत्रिक विकृति है। धातुएँ तन्य होती हैं, वे अच्छी तरह से जाली होती हैं, तार में खींची जाती हैं, चादरों में लुढ़की जाती हैं, आदि।
धातुओं के विशिष्ट भौतिक गुण उनकी आंतरिक संरचना की ख़ासियत से संबंधित हैं। आधुनिक विचारों के अनुसार, धातु के क्रिस्टल में धनावेशित आयन होते हैं और मुक्त इलेक्ट्रॉन संबंधित परमाणुओं से अलग हो जाते हैं। पूरे क्रिस्टल की कल्पना एक स्थानिक जाली के रूप में की जा सकती है, जिसके नोड्स पर आयनों का कब्जा होता है, और आयनों के बीच के अंतराल में आसानी से मोबाइल इलेक्ट्रॉन होते हैं। ये इलेक्ट्रॉन लगातार एक परमाणु से दूसरे परमाणु में गति करते हैं और एक या दूसरे परमाणु के नाभिक के चारों ओर चक्कर लगाते हैं। चूंकि इलेक्ट्रॉन कुछ आयनों से बंधे नहीं होते हैं, पहले से ही एक छोटे संभावित अंतर के प्रभाव में, वे एक निश्चित दिशा में आगे बढ़ना शुरू कर देते हैं, अर्थात। एक विद्युत प्रवाह होता है।
धातुओं की उच्च तापीय चालकता के लिए मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति भी जिम्मेदार है। निरंतर गति में होने के कारण, इलेक्ट्रॉन लगातार आयनों से टकराते हैं और उनके साथ ऊर्जा का आदान-प्रदान करते हैं। इसलिए, आयनों के कंपन, जो हीटिंग के कारण धातु के किसी दिए गए हिस्से में तेज हो गए हैं, तुरंत पड़ोसी आयनों में स्थानांतरित हो जाते हैं, उनसे अगले, आदि, और धातु की थर्मल स्थिति जल्दी से बराबर हो जाती है; धातु का पूरा द्रव्यमान समान तापमान लेता है।
घनत्व से, धातुओं को सशर्त रूप से दो बड़े समूहों में विभाजित किया जाता है: हल्की धातु, जिसका घनत्व 5 ग्राम / सेमी 3 से अधिक नहीं है, और भारी धातु - बाकी सभी। घनत्व, साथ ही कुछ धातुओं के गलनांक, तालिका संख्या 1 में दिए गए हैं।
तालिका एक
कुछ धातुओं का घनत्व और गलनांक।
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हल्की धातुएँ। |
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अल्युमीनियम |
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हैवी मेटल्स |
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मैंगनीज |
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टंगस्टन |
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धातुओं के कण जो ठोस और तरल अवस्था में होते हैं, एक विशेष प्रकार के रासायनिक बंधन से जुड़े होते हैं - तथाकथित धात्विक बंधन। यह तटस्थ परमाणुओं के बीच सामान्य सहसंयोजक बंधों की एक साथ उपस्थिति और आयनों और मुक्त इलेक्ट्रॉनों के बीच कूलम्ब आकर्षण द्वारा निर्धारित किया जाता है। इस प्रकार, धात्विक बंधन व्यक्तिगत कणों का गुण नहीं है, बल्कि उनके समुच्चय का है।
धातुओं के रासायनिक गुण।
धातुओं की मुख्य रासायनिक संपत्ति उनके परमाणुओं की आसानी से अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को दान करने और सकारात्मक चार्ज आयनों में बदलने की क्षमता है। विशिष्ट धातुएं कभी भी इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार नहीं करती हैं; उनके आयन सदैव धनावेशित होते हैं।
रासायनिक प्रतिक्रियाओं के दौरान आसानी से अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को दान करते हुए, विशिष्ट धातुएं ऊर्जावान कम करने वाले एजेंट होते हैं।
इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता अलग-अलग धातुओं में समान रूप से प्रकट नहीं होती है। एक धातु जितनी आसानी से अपने इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देती है, वह उतनी ही अधिक सक्रिय होती है, उतनी ही ऊर्जावान रूप से अन्य पदार्थों के साथ बातचीत करती है।
कुछ लेड सॉल्ट के घोल में जिंक का एक टुकड़ा डुबोएं। जिंक घुलने लगता है और घोल से सीसा निकल जाता है। प्रतिक्रिया समीकरण द्वारा व्यक्त की जाती है:
Zn + Pb (NO 3) 2 = Pb + Zn (NO 3) 2
यह समीकरण से इस प्रकार है कि यह प्रतिक्रिया एक विशिष्ट रेडॉक्स प्रतिक्रिया है। इसका सार इस तथ्य से उबलता है कि जस्ता परमाणु अपने वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को द्विसंयोजक लेड आयनों को दान करते हैं, जिससे जस्ता आयनों में बदल जाता है, और सीसा आयन कम हो जाते हैं और धात्विक सीसा के रूप में निकल जाते हैं। यदि आप इसके विपरीत करते हैं, अर्थात जस्ता नमक के घोल में सीसे का एक टुकड़ा डुबोते हैं, तो कोई प्रतिक्रिया नहीं होगी। इससे पता चलता है कि जस्ता सीसा की तुलना में अधिक सक्रिय है, कि इसके परमाणु अधिक आसानी से दान करते हैं, और आयनों को परमाणुओं और सीसा के आयनों की तुलना में इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करना अधिक कठिन होता है।
अन्य धातुओं द्वारा उनके यौगिकों से कुछ धातुओं के विस्थापन का सबसे पहले रूसी वैज्ञानिक बेकेटोव द्वारा विस्तार से अध्ययन किया गया था, जिन्होंने तथाकथित "विस्थापन श्रृंखला" में उनकी घटती रासायनिक गतिविधि के अनुसार धातुओं को व्यवस्थित किया था। वर्तमान में, बेकेटोव की विस्थापन श्रृंखला को तनाव श्रृंखला कहा जाता है।
तालिका संख्या 2 कुछ धातुओं के मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के मूल्यों को प्रस्तुत करती है। Me + /Me का प्रतीक धातु Me को उसके नमक के घोल में डुबोया जाता है। हाइड्रोजन के संबंध में कम करने वाले एजेंटों के रूप में कार्य करने वाले इलेक्ट्रोड की मानक क्षमता में "-" चिह्न होता है, और "+" चिह्न इलेक्ट्रोड की मानक क्षमता को चिह्नित करता है जो ऑक्सीकरण एजेंट हैं।
तालिका संख्या 2
धातुओं की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता।
|
इलेक्ट्रोड |
इलेक्ट्रोड |
||
धातु, उनके मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के आरोही क्रम में व्यवस्थित, धातु वोल्टेज की एक विद्युत रासायनिक श्रृंखला बनाते हैं: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au।
कई तनाव धातुओं के रासायनिक गुणों की विशेषता रखते हैं:
1. धातु की इलेक्ट्रोड क्षमता जितनी कम होगी, उसकी कम करने की क्षमता उतनी ही अधिक होगी।
2. प्रत्येक धातु नमक के घोल से उन धातुओं को विस्थापित (पुनर्स्थापित) करने में सक्षम है जो इसके बाद वोल्टेज की श्रृंखला में हैं।
3. सभी धातुएं जिनमें एक नकारात्मक मानक इलेक्ट्रोड क्षमता होती है, जो कि हाइड्रोजन के बाईं ओर वोल्टेज की एक श्रृंखला में होती हैं, इसे एसिड समाधान से विस्थापित करने में सक्षम होती हैं।
यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि प्रस्तुत श्रृंखला केवल जलीय घोलों और कमरे के तापमान पर धातुओं और उनके लवणों के व्यवहार की विशेषता है। इसके अलावा, यह ध्यान में रखा जाना चाहिए कि धातुओं की उच्च विद्युत रासायनिक गतिविधि का मतलब हमेशा इसकी उच्च रासायनिक गतिविधि नहीं होता है। उदाहरण के लिए, वोल्टेज की एक श्रृंखला लिथियम से शुरू होती है, जबकि रूबिडियम और पोटेशियम, जो अधिक रासायनिक रूप से सक्रिय होते हैं, लिथियम के दाईं ओर स्थित होते हैं। यह अन्य क्षार धातु आयनों की तुलना में लिथियम आयन जलयोजन प्रक्रिया की असाधारण उच्च ऊर्जा के कारण है।
धातुओं का क्षरण।
लगभग सभी धातुएं, जो अपने आसपास के गैसीय या तरल माध्यम के संपर्क में आती हैं, सतह से कमोबेश तेजी से नष्ट हो जाती हैं। इसका कारण हवा में गैसों के साथ-साथ पानी और उसमें घुले पदार्थों के साथ धातुओं की रासायनिक बातचीत है।
पर्यावरण के प्रभाव में धातुओं के रासायनिक विनाश की किसी भी प्रक्रिया को संक्षारण कहते हैं।
धातुओं के गैसों के संपर्क में आने पर जंग सबसे आसानी से होती है। धातु की सतह पर संगत यौगिक बनते हैं: ऑक्साइड, सल्फर यौगिक, कार्बोनिक एसिड के मूल लवण, जो अक्सर सतह को एक घनी परत से ढकते हैं जो धातु को समान गैसों के आगे संपर्क से बचाता है।
जब धातु किसी तरल माध्यम - पानी और उसमें घुले पदार्थों के संपर्क में आती है तो स्थिति अलग होती है। परिणामी यौगिक घुल सकते हैं, जिससे जंग धातु में और फैल जाती है। इसके अलावा, भंग पदार्थ युक्त पानी विद्युत प्रवाह का संवाहक है, जिसके परिणामस्वरूप विद्युत रासायनिक प्रक्रियाएं लगातार होती हैं, जो मुख्य कारकों में से एक हैं जो क्षरण का कारण बनती हैं और तेज करती हैं।
ज्यादातर मामलों में शुद्ध धातु शायद ही खराब होती है। यहां तक कि लोहे जैसी धातु, पूरी तरह से शुद्ध रूप में, लगभग जंग नहीं लगती है। लेकिन साधारण तकनीकी धातुओं में हमेशा विभिन्न अशुद्धियाँ होती हैं, जो क्षरण के लिए अनुकूल परिस्थितियाँ बनाती हैं।
धातुओं के क्षरण से होने वाली क्षति बहुत अधिक है। उदाहरण के लिए, यह गणना की गई है कि जंग के परिणामस्वरूप, स्टील की इतनी मात्रा सालाना नष्ट हो जाती है, जो प्रति वर्ष इसके पूरे विश्व उत्पादन के लगभग एक चौथाई के बराबर है। इसलिए, संक्षारण प्रक्रियाओं के अध्ययन और इसे रोकने के सर्वोत्तम साधनों की खोज पर बहुत ध्यान दिया जाता है।
जंग नियंत्रण के तरीके बेहद विविध हैं। इनमें से सबसे सरल है धातु की सतह को तेल पेंट, वार्निश, इनेमल, या अंत में, किसी अन्य धातु की एक पतली परत के साथ कोटिंग करके पर्यावरण के सीधे संपर्क से बचाने के लिए। सैद्धांतिक दृष्टिकोण से विशेष रुचि एक धातु की दूसरे के साथ कोटिंग है।
इनमें शामिल हैं: कैथोड कोटिंग, जब प्रोटेक्टिंग मेटल प्रोटेक्टिंग के दाईं ओर वोल्टेज की एक श्रृंखला में होता है (एक विशिष्ट उदाहरण टिन किया जाता है, यानी टिन-प्लेटेड, स्टील); एनोडिक कोटिंग, जैसे जिंक कोटिंग स्टील।
जंग से बचाने के लिए, धातु की सतह को कम सक्रिय की परत की तुलना में अधिक सक्रिय धातु की परत के साथ कवर करने की सलाह दी जाती है। हालांकि, अन्य विचार अक्सर कम सक्रिय धातुओं के कोटिंग्स के उपयोग को भी मजबूर करते हैं।
व्यवहार में, स्टील को धातु के रूप में बचाने के लिए अक्सर उपाय करना आवश्यक होता है जो विशेष रूप से जंग के लिए अतिसंवेदनशील होता है। जस्ता के अलावा, अधिक सक्रिय धातुओं में, कभी-कभी इस उद्देश्य के लिए कैडमियम का उपयोग किया जाता है, जो जस्ता की तरह कार्य करता है। कम सक्रिय धातुओं में से, टिन, तांबा और निकल का उपयोग अक्सर स्टील कोटिंग के लिए किया जाता है।
निकेल-प्लेटेड स्टील उत्पादों में एक सुंदर उपस्थिति होती है, जो निकल चढ़ाना के व्यापक उपयोग की व्याख्या करती है। जब निकल परत क्षतिग्रस्त हो जाती है, तो तांबे (या टिन) की परत क्षतिग्रस्त होने की तुलना में जंग कम तीव्र होती है, क्योंकि निकल-लौह जोड़ी के लिए संभावित अंतर तांबे-लौह जोड़ी की तुलना में बहुत कम है।
जंग का मुकाबला करने के अन्य तरीकों में, संरक्षक की एक और विधि है, जिसमें यह तथ्य शामिल है कि संरक्षित धातु वस्तु को अधिक सक्रिय धातु की एक बड़ी सतह के संपर्क में लाया जाता है। इस प्रकार, जस्ता शीट को भाप बॉयलरों में पेश किया जाता है, जो बॉयलर की दीवारों के संपर्क में होते हैं और उनके साथ एक गैल्वेनिक युगल बनाते हैं।
मिश्र धातु की अवधारणा।
धातुओं की एक विशिष्ट विशेषता एक दूसरे के साथ या गैर-धातुओं के साथ मिश्र धातु बनाने की उनकी क्षमता है। मिश्र धातु प्राप्त करने के लिए, धातुओं के मिश्रण को आमतौर पर पिघलने के अधीन किया जाता है और फिर विभिन्न दरों पर ठंडा किया जाता है, जो कि घटकों की प्रकृति और तापमान के आधार पर उनकी बातचीत की प्रकृति में परिवर्तन से निर्धारित होता है। कभी-कभी मिश्र धातु को बिना पिघलने (पाउडर धातु विज्ञान) का सहारा लिए पतली धातु के पाउडर को सिंटर करके प्राप्त किया जाता है। तो मिश्र धातु धातुओं के रासायनिक संपर्क के उत्पाद हैं।
मिश्र धातुओं की क्रिस्टल संरचना कई तरह से शुद्ध धातुओं के समान होती है, जो पिघलने और बाद में क्रिस्टलीकरण के दौरान एक दूसरे के साथ बातचीत करते हुए बनती है: ए) रासायनिक यौगिकों को इंटरमेटेलिक यौगिक कहा जाता है; बी) ठोस समाधान; ग) घटक क्रिस्टल का एक यांत्रिक मिश्रण।
इस या उस प्रकार की बातचीत प्रणाली के विषम और सजातीय कणों की अंतःक्रियात्मक ऊर्जा के अनुपात से निर्धारित होती है, अर्थात शुद्ध धातुओं और मिश्र धातुओं में परमाणुओं की अंतःक्रिया ऊर्जा का अनुपात।
आधुनिक तकनीक बड़ी संख्या में मिश्र धातुओं का उपयोग करती है, और अधिकांश मामलों में उनमें दो नहीं, बल्कि तीन, चार या अधिक धातुएँ होती हैं। दिलचस्प बात यह है कि मिश्र धातुओं के गुण अक्सर अलग-अलग धातुओं के गुणों से भिन्न होते हैं जिनके साथ वे बनते हैं। तो, 50% बिस्मथ, 25% लेड, 12.5% टिन और 12.5% कैडमियम युक्त मिश्र धातु केवल 60.5 डिग्री सेल्सियस पर पिघलती है, जबकि मिश्र धातु के घटकों में क्रमशः 271, 327, 232 के गलनांक होते हैं। 321 डिग्री सेल्सियस . टिन कांस्य (90% तांबा और 10% टिन) की कठोरता शुद्ध तांबे की तीन गुना है, और लोहे और निकल मिश्र धातुओं के रैखिक विस्तार का गुणांक शुद्ध घटकों की तुलना में 10 गुना कम है।
हालांकि, कुछ अशुद्धियाँ धातुओं और मिश्र धातुओं की गुणवत्ता को ख़राब कर देती हैं। उदाहरण के लिए, यह ज्ञात है कि कच्चा लोहा (लौह और कार्बन का एक मिश्र धातु) में वह ताकत और कठोरता नहीं होती है जो स्टील की विशेषता होती है। कार्बन के अलावा, सल्फर और फास्फोरस के अतिरिक्त स्टील के गुण प्रभावित होते हैं, जो इसकी भंगुरता को बढ़ाते हैं।
मिश्र धातुओं के गुणों में, व्यावहारिक उपयोग के लिए सबसे महत्वपूर्ण गर्मी प्रतिरोध, संक्षारण प्रतिरोध, यांत्रिक शक्ति आदि हैं। विमानन के लिए, धातु उद्योग के लिए मैग्नीशियम, टाइटेनियम या एल्यूमीनियम पर आधारित प्रकाश मिश्र धातु का बहुत महत्व है - टंगस्टन युक्त विशेष मिश्र धातु , कोबाल्ट, निकल। इलेक्ट्रॉनिक तकनीक में मिश्र धातुओं का उपयोग किया जाता है, जिसका मुख्य घटक तांबा है। कोबाल्ट, समैरियम और अन्य दुर्लभ पृथ्वी तत्वों, और कम तापमान पर सुपरकंडक्टिंग मिश्र धातुओं की बातचीत के उत्पादों का उपयोग करके भारी शुल्क वाले मैग्नेट प्राप्त किए गए थे - टिन, आदि के साथ नाइओबियम द्वारा गठित इंटरमेटेलिक यौगिकों पर आधारित।
धातु प्राप्त करने के तरीके।
अधिकांश धातुएँ प्रकृति में अन्य तत्वों के साथ यौगिकों के रूप में पाई जाती हैं।
मुक्त अवस्था में कुछ ही धातुएँ पाई जाती हैं, और तब वे देशी कहलाती हैं। सोना और प्लेटिनम लगभग विशेष रूप से देशी रूप में पाए जाते हैं, चांदी और तांबे - आंशिक रूप से देशी रूप में; कभी-कभी देशी पारा, टिन और कुछ अन्य धातुएं भी होती हैं।
सोने और प्लेटिनम का निष्कर्षण या तो यंत्रवत् रूप से उन्हें उस चट्टान से अलग करके किया जाता है जिसमें वे संलग्न हैं, उदाहरण के लिए, पानी से धोकर, या विभिन्न अभिकर्मकों के साथ चट्टान से निकालकर, धातु को धातु से अलग करके। समाधान। अन्य सभी धातुओं को उनके प्राकृतिक यौगिकों के रासायनिक प्रसंस्करण द्वारा खनन किया जाता है।
खनिज और चट्टानें जिनमें धातु के यौगिक होते हैं और इन धातुओं के कारखाने के रूप में उत्पादन के लिए उपयुक्त होते हैं, अयस्क कहलाते हैं। मुख्य अयस्क धातुओं के ऑक्साइड, सल्फाइड और कार्बोनेट हैं।
अयस्कों से धातु प्राप्त करने की सबसे महत्वपूर्ण विधि कोयले के साथ उनके आक्साइड की कमी पर आधारित है।
यदि, उदाहरण के लिए, लाल तांबा अयस्क (कप्राइट) Cu 2 O को कोयले के साथ मिलाया जाता है और मजबूत गरमागरम के अधीन किया जाता है, तो कोयला, तांबे को कम करने वाला, कार्बन मोनोऑक्साइड (II) में बदल जाएगा, और तांबा पिघली हुई अवस्था में निकल जाएगा:
घन 2 ओ + सी \u003d 2 सीयू + सीओ
इसी प्रकार, कच्चा लोहा लौह अयस्कों से पिघलाया जाता है, टिन टिन पत्थर SnO2 से प्राप्त होता है और अन्य धातुएं ऑक्साइड से कम हो जाती हैं।
सल्फर अयस्कों को संसाधित करते समय, सल्फर यौगिकों को पहले विशेष भट्टियों में फायरिंग करके ऑक्सीजन यौगिकों में परिवर्तित किया जाता है, और फिर परिणामस्वरूप ऑक्साइड कोयले से कम हो जाते हैं। उदाहरण के लिए:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
ZnO + C = Zn + CO
ऐसे मामलों में जहां अयस्क कार्बोनिक एसिड का नमक होता है, इसे कोयले के साथ-साथ ऑक्साइड से सीधे कम किया जा सकता है, क्योंकि गर्म होने पर, कार्बोनेट धातु ऑक्साइड और कार्बन डाइऑक्साइड में विघटित हो जाते हैं। उदाहरण के लिए:
ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2
आमतौर पर अयस्कों में इस धातु के रासायनिक यौगिक के अलावा रेत, मिट्टी, चूना पत्थर के रूप में और भी कई अशुद्धियाँ होती हैं, जिन्हें पिघलाना बहुत मुश्किल होता है। धातु के गलाने की सुविधा के लिए, अयस्क में विभिन्न पदार्थ मिलाए जाते हैं, जो अशुद्धियों के साथ कम पिघलने वाले यौगिक बनाते हैं - स्लैग। ऐसे पदार्थों को फ्लक्स कहा जाता है। यदि मिश्रण में चूना पत्थर होता है, तो रेत का उपयोग प्रवाह के रूप में किया जाता है, जो चूना पत्थर के साथ कैल्शियम सिलिकेट बनाता है। इसके विपरीत, बड़ी मात्रा में रेत के मामले में, चूना पत्थर प्रवाह के रूप में कार्य करता है।
कई अयस्कों में अशुद्धियों (अपशिष्ट चट्टान) की मात्रा इतनी अधिक होती है कि इन अयस्कों से धातुओं को सीधे गलाने से आर्थिक रूप से लाभ नहीं होता है। ऐसे अयस्क पूर्व-समृद्ध होते हैं, अर्थात् उनमें से कुछ अशुद्धियाँ हटा दी जाती हैं। शुद्ध अयस्क और अपशिष्ट चट्टान की अलग-अलग अस्थिरता के आधार पर अयस्क ड्रेसिंग (प्लवनशीलता) की प्लवनशीलता विधि विशेष रूप से व्यापक है।
प्लवनशीलता विधि की तकनीक बहुत सरल है और मूल रूप से निम्नलिखित तक उबलती है। अयस्क, उदाहरण के लिए, सल्फरस धातु और सिलिकेट अपशिष्ट चट्टान से मिलकर, बारीक पिसा हुआ होता है और पानी की बड़ी मात्रा में डाला जाता है। कुछ कम-ध्रुवीयता वाले कार्बनिक पदार्थ को पानी में जोड़ा जाता है, जो पानी के उत्तेजित होने पर एक स्थिर फोम के निर्माण में योगदान देता है, और एक विशेष अभिकर्मक की एक छोटी मात्रा, तथाकथित "कलेक्टर", जो अच्छी तरह से सोख लिया जाता है खनिज की सतह तैरती है और इसे पानी से भीगने में असमर्थ बनाती है। उसके बाद, नीचे से मिश्रण के माध्यम से हवा की एक मजबूत धारा पारित की जाती है, अयस्क को पानी और अतिरिक्त पदार्थों के साथ मिलाकर, और हवा के बुलबुले पतली तेल फिल्मों से घिरे होते हैं और फोम बनाते हैं। मिश्रण की प्रक्रिया में, तैरते हुए खनिज के कणों को सोखने वाले संग्राहक अणुओं की एक परत के साथ कवर किया जाता है, उड़ा हवा के बुलबुले से चिपके रहते हैं, उनके साथ ऊपर की ओर उठते हैं और झाग में रहते हैं; अपशिष्ट चट्टान के कण, पानी से भीगे हुए, नीचे तक बस जाते हैं। फोम को एकत्र किया जाता है और निचोड़ा जाता है, एक अयस्क को काफी अधिक धातु सामग्री के साथ प्राप्त किया जाता है।
कुछ धातुओं को उनके ऑक्साइड से पुनर्स्थापित करने के लिए कोयले के बजाय हाइड्रोजन, सिलिकॉन, एल्यूमीनियम, मैग्नीशियम और अन्य तत्वों का उपयोग किया जाता है।
किसी धातु को उसके ऑक्साइड से किसी अन्य धातु की सहायता से अपचयित करने की प्रक्रिया को मेटलोथर्मी कहते हैं। यदि, विशेष रूप से, एल्यूमीनियम को कम करने वाले एजेंट के रूप में उपयोग किया जाता है, तो प्रक्रिया को एल्युमिनोथर्मी कहा जाता है।
इलेक्ट्रोलिसिस भी धातु प्राप्त करने की एक बहुत ही महत्वपूर्ण विधि है। सबसे सक्रिय धातुओं में से कुछ विशेष रूप से इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त की जाती हैं, क्योंकि अन्य सभी साधन उनके आयनों को कम करने के लिए पर्याप्त ऊर्जावान नहीं हैं।
गैर धातु
रासायनिक तत्वों की आवर्त प्रणाली में अधातु तत्वों की स्थिति। प्रकृति में ढूँढना। सामान्य रासायनिक और भौतिक गुण।
धात्विक तत्वों की तुलना में अपेक्षाकृत कम अधातु तत्व होते हैं। रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली में उनका स्थान डी.आई. मेंडेलीव तालिका संख्या 1 में परिलक्षित होता है।
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समूहों द्वारा आवधिक प्रणाली में गैर-धातु तत्वों की नियुक्ति |
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आठवीं (महान गैसें) |
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तालिका संख्या 1।
जैसा कि तालिका संख्या 1 से देखा जा सकता है, गैर-धातु तत्व मुख्य रूप से आवर्त सारणी के ऊपरी दाहिने हिस्से में स्थित हैं। चूँकि बाएँ से दाएँ आवर्त में तत्वों के परमाणुओं के नाभिकों का आवेश बढ़ता है और परमाणु त्रिज्याएँ घटती हैं, और ऊपर से नीचे के समूहों में परमाणु त्रिज्याएँ भी बढ़ती हैं, यह स्पष्ट है कि बाहरी इलेक्ट्रॉन गैर को क्यों आकर्षित करते हैं -धातु परमाणु धातु के परमाणुओं की तुलना में अधिक प्रबल होता है। इस संबंध में, ऑक्सीकरण गुणों में गैर-धातुओं का प्रभुत्व है। विशेष रूप से मजबूत ऑक्सीकरण गुण, अर्थात्। इलेक्ट्रॉनों को संलग्न करने की क्षमता गैर-धातुओं द्वारा दिखाई जाती है जो समूह VI-VII की दूसरी और तीसरी अवधि में हैं। फ्लोरीन सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है। सापेक्ष वैद्युतीयऋणात्मकता के संख्यात्मक मूल्यों के अनुसार, अधातुओं की ऑक्सीकरण क्षमता निम्न क्रम में बढ़ती है:
सी, बी, एच, पी, सी, एस, आई, एन, सीएल, ओ, एफ।
नतीजतन, फ्लोरीन हाइड्रोजन और धातुओं के साथ सबसे सख्ती से बातचीत करता है:
H3 + F2 2HF
ऑक्सीजन कम तीव्रता से प्रतिक्रिया करता है:
2H3 +O2 2H3
फ्लोरीन सबसे विशिष्ट गैर-धातु है, जिसमें कम करने वाले गुण नहीं होते हैं, अर्थात। रासायनिक प्रतिक्रियाओं में इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता।
ऑक्सीजन, फ्लोरीन के साथ इसके यौगिकों को देखते हुए, एक सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था भी प्रदर्शित कर सकता है, अर्थात। एक पुनर्स्थापक हो।
अन्य सभी अधातुएँ अपचायक गुण प्रदर्शित करती हैं। इसके अलावा, ये गुण धीरे-धीरे ऑक्सीजन से सिलिकॉन तक बढ़ते हैं: ओ, सीएल, एन, आई, एस, सी, पी, एच, बी, सी। इसलिए, उदाहरण के लिए, क्लोरीन सीधे ऑक्सीजन के साथ संयोजित नहीं होता है, लेकिन इसके ऑक्साइड अप्रत्यक्ष रूप से प्राप्त किए जा सकते हैं (Cl2 O, ClO2, Cl2O2), जिसमें क्लोरीन एक सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करता है। उच्च तापमान पर नाइट्रोजन सीधे ऑक्सीजन के साथ मिलती है और इसलिए, कम करने वाले गुणों को प्रदर्शित करती है। सल्फर ऑक्सीजन के साथ और भी आसानी से प्रतिक्रिया करता है: यह ऑक्सीकरण गुणों को भी प्रदर्शित करता है।
आइए हम अधातु अणुओं की संरचना पर विचार करें। अधातुएं एकपरमाणुक और द्विपरमाणुक दोनों अणु बनाती हैं।
मोनाटॉमिक अधातुओं में अक्रिय गैसें शामिल हैं जो व्यावहारिक रूप से सबसे सक्रिय पदार्थों के साथ भी प्रतिक्रिया नहीं करती हैं। अक्रिय गैसें आवर्त सारणी के समूह VIII में स्थित हैं, और संबंधित सरल पदार्थों के रासायनिक सूत्र इस प्रकार हैं: He, Ne, Ar, Kr, Xe और Rn।
कुछ अधातुएं द्विपरमाणुक अणु बनाती हैं। ये H3, F2, Cl2, Br2, I2 (आवर्त सारणी के समूह VII के तत्व), साथ ही ऑक्सीजन O2 और नाइट्रोजन N2 हैं। ओजोन गैस (O3) में त्रिपरमाण्विक अणु होते हैं।
अधातु पदार्थ जो ठोस अवस्था में होते हैं, उनके लिए रासायनिक सूत्र बनाना काफी कठिन होता है। ग्रेफाइट में कार्बन परमाणु विभिन्न तरीकों से एक दूसरे से जुड़े होते हैं। दी गई संरचनाओं में एक व्यक्तिगत अणु को अलग करना मुश्किल है। ऐसे पदार्थों के रासायनिक सूत्र लिखते समय, जैसे धातुओं के मामले में, यह धारणा पेश की जाती है कि ऐसे पदार्थों में केवल परमाणु होते हैं। रासायनिक सूत्र, इस मामले में, सूचकांकों के बिना लिखे गए हैं - सी, सी, एस, आदि।
ओजोन और ऑक्सीजन जैसे सरल पदार्थ, जिनकी गुणात्मक संरचना समान होती है (दोनों एक ही तत्व - ऑक्सीजन से बने होते हैं), लेकिन अणु में परमाणुओं की संख्या में भिन्न होते हैं, अलग-अलग गुण होते हैं। तो, ऑक्सीजन में कोई गंध नहीं होती है, जबकि ओजोन में एक तीखी गंध होती है जिसे हम गरज के साथ महसूस करते हैं। ठोस अधातुओं, ग्रेफाइट और हीरे के गुण, जिनकी गुणात्मक संरचना भी समान होती है लेकिन संरचना भिन्न होती है, तेजी से भिन्न होते हैं (ग्रेफाइट भंगुर होता है, हीरा कठोर होता है)। इस प्रकार, किसी पदार्थ के गुण न केवल उसकी गुणात्मक संरचना से निर्धारित होते हैं, बल्कि यह भी निर्धारित करते हैं कि किसी पदार्थ के अणु में कितने परमाणु निहित हैं और वे कैसे परस्पर जुड़े हुए हैं।
साधारण पिंडों के रूप में अधातुएँ ठोस या गैसीय अवस्था में होती हैं (ब्रोमीन-तरल को छोड़कर)। उनके पास धातुओं के भौतिक गुण नहीं हैं। ठोस गैर-धातुओं में धातुओं की विशिष्ट चमक नहीं होती है, वे आमतौर पर भंगुर होते हैं, बिजली और गर्मी का खराब संचालन करते हैं (ग्रेफाइट के अपवाद के साथ)।
अधातुओं के सामान्य रासायनिक गुण।
गैर-धातु ऑक्साइड को अम्लीय ऑक्साइड के रूप में वर्गीकृत किया जाता है, जो एसिड के अनुरूप होते हैं। हाइड्रोजन के साथ, अधातुएँ गैसीय यौगिक बनाती हैं (उदाहरण के लिए, HCl, H3S, NH4)। उनमें से कुछ के जलीय विलयन (उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन हैलाइड) प्रबल अम्ल होते हैं। धातुओं के साथ, विशिष्ट अधातु आयनिक बंधों (जैसे NaCl) के साथ यौगिक देते हैं। कुछ शर्तों के तहत, गैर-धातुएं एक दूसरे के साथ प्रतिक्रिया कर सकती हैं, सहसंयोजक ध्रुवीय (H3O, HCl) और गैर-ध्रुवीय बांड (CO2) के साथ यौगिक बना सकती हैं।
अधातुएँ हाइड्रोजन के साथ वाष्पशील यौगिक बनाती हैं, जैसे हाइड्रोजन फ्लोराइड HF, हाइड्रोजन सल्फाइड H3S, अमोनिया NH4, मीथेन CH5। पानी में घुलने पर, हैलोजन, सल्फर, सेलेनियम और टेल्यूरियम के हाइड्रोजन यौगिक उसी सूत्र के एसिड बनाते हैं जो स्वयं हाइड्रोजन यौगिक होते हैं: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H3S, H3Se, H3Te।
जब अमोनिया को पानी में घोला जाता है, तो अमोनिया पानी बनता है, जिसे आमतौर पर सूत्र NH5OH द्वारा दर्शाया जाता है और इसे अमोनियम हाइड्रॉक्साइड कहा जाता है। इसे सूत्र NH4 H3O द्वारा भी दर्शाया जाता है और इसे अमोनिया हाइड्रेट कहा जाता है।
ऑक्सीजन के साथ, अधातुएं अम्लीय ऑक्साइड बनाती हैं। कुछ ऑक्साइड में, वे समूह संख्या के बराबर अधिकतम ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करते हैं (उदाहरण के लिए, SO2, N2O5), जबकि अन्य में, कम (उदाहरण के लिए, SO2, N2O3)। एसिड ऑक्साइड एसिड के अनुरूप होते हैं, और एक गैर-धातु के दो ऑक्सीजन एसिड, जिसमें यह उच्च स्तर का ऑक्सीकरण प्रदर्शित करता है, अधिक मजबूत होता है। उदाहरण के लिए, नाइट्रिक एसिड HNO3 नाइट्रस HNO2 से अधिक मजबूत है, और सल्फ्यूरिक एसिड H3SO4 सल्फरस H3SO3 से अधिक मजबूत है।
सरल पदार्थों की संरचना और गुण - अधातु।
सबसे विशिष्ट गैर-धातुओं में एक आणविक संरचना होती है, जबकि कम विशिष्ट में एक गैर-आणविक संरचना होती है। यह उनके गुणों में अंतर की व्याख्या करता है। यह चित्र 2 में स्पष्ट रूप से दिखाया गया है।
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सरल पदार्थ |
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एक गैर-आणविक संरचना के साथ |
आणविक संरचना के साथ |
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सी, बी, एसआई |
एफ2 ,ओ2 , क्लू2 , भाई2 , एन2 , मैं2 , एस8 |
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ये अधातुपरमाणु क्रिस्टल जाली , इसलिए उनके पास उच्च कठोरता और बहुत उच्च गलनांक हैं। |
ठोस अवस्था में ये अधातुआणविक क्रिस्टल जाली . सामान्य परिस्थितियों में, ये कम गलनांक वाली गैसें, तरल पदार्थ या ठोस होते हैं। |
तालिका संख्या 2
क्रिस्टलीय बोरॉन बी (क्रिस्टलीय सिलिकॉन की तरह) में बहुत अधिक गलनांक (2075 डिग्री सेल्सियस) और उच्च कठोरता होती है। बढ़ते तापमान के साथ बोरॉन की विद्युत चालकता बहुत बढ़ जाती है, जिससे अर्धचालक प्रौद्योगिकी में इसका व्यापक रूप से उपयोग करना संभव हो जाता है। स्टील और एल्युमिनियम, कॉपर, निकेल आदि की मिश्र धातुओं में बोरॉन मिलाने से उनके यांत्रिक गुणों में सुधार होता है।
जेट इंजन भागों, गैस टरबाइन ब्लेड के निर्माण में बोराइड्स (कुछ धातुओं के साथ बोरॉन के यौगिक, जैसे टाइटेनियम: TiB, TiB2) आवश्यक हैं।
जैसा कि योजना संख्या 2 से देखा जा सकता है, कार्बन सी, सिलिकॉन सी, बोरॉन बी की संरचना समान है और कुछ सामान्य गुण हैं। सरल पदार्थों के रूप में, वे दो संशोधनों में होते हैं - क्रिस्टलीय और अनाकार। उच्च गलनांक के साथ इन तत्वों के क्रिस्टलीय संशोधन बहुत कठिन होते हैं। क्रिस्टलीय सिलिकॉन में अर्धचालक गुण होते हैं।
ये सभी तत्व धातुओं के साथ यौगिक बनाते हैं - कार्बाइड्स, सिलिकाइड्स और बोराइड्स (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2)। उनमें से कुछ में उच्च कठोरता है, जैसे Fe3C, TiB। एसिटिलीन के उत्पादन के लिए कैल्शियम कार्बाइड का उपयोग किया जाता है।
यदि हम फ्लोरीन, क्लोरीन और अन्य हैलोजन के परमाणुओं f ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था की तुलना करते हैं, तो हम उनके विशिष्ट गुणों का भी न्याय कर सकते हैं। फ्लुओरीन परमाणु का कोई मुक्त कक्षक नहीं होता है। इसलिए, फ्लोरीन परमाणु केवल संयोजकता I और ऑक्सीकरण अवस्था दिखा सकते हैं - 1. अन्य हैलोजन के परमाणुओं में, उदाहरण के लिए, क्लोरीन परमाणु में, समान ऊर्जा स्तर पर मुक्त d-कक्षक होते हैं। इसके कारण, इलेक्ट्रॉनों की हानि तीन अलग-अलग तरीकों से हो सकती है।
पहले मामले में, क्लोरीन +3 की ऑक्सीकरण अवस्था दिखा सकता है और हाइड्रोक्लोरिक एसिड HClO2 बना सकता है, जो लवण - क्लोराइट्स से मेल खाता है, उदाहरण के लिए, पोटेशियम क्लोराइट KClO2।
दूसरे मामले में, क्लोरीन यौगिक बना सकता है जिसमें क्लोरीन की ऑक्सीकरण अवस्था +5 है। ऐसे यौगिकों में क्लोरोनिक एसिड HClO3 और इसके लवण शामिल हैं - क्लोरेट्स, उदाहरण के लिए, पोटेशियम क्लोरेट KClO3 (बर्टोलेट का नमक)।
तीसरे मामले में, क्लोरीन +7 की ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करता है, उदाहरण के लिए, परक्लोरिक एसिड HClO4 में और इसके लवण में - परक्लोरेट्स, उदाहरण के लिए, पोटेशियम परक्लोरेट KClO4 में।
अधातुओं के ऑक्सीजन और हाइड्रोजन यौगिक। उनके गुणों का संक्षिप्त विवरण।
ऑक्सीजन के साथ, अधातुएं अम्लीय ऑक्साइड बनाती हैं। कुछ ऑक्साइड में, वे समूह संख्या के बराबर अधिकतम ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करते हैं (उदाहरण के लिए, SO2, N2O5), जबकि अन्य में, कम (उदाहरण के लिए, SO2, N2O3)। एसिड ऑक्साइड एसिड के अनुरूप होते हैं, और एक गैर-धातु के दो ऑक्सीजन एसिड, जिसमें यह उच्च स्तर का ऑक्सीकरण प्रदर्शित करता है, अधिक मजबूत होता है। उदाहरण के लिए, नाइट्रिक एसिड HNO3 नाइट्रस HNO2 से अधिक मजबूत है, और सल्फ्यूरिक एसिड H3SO4 सल्फरस H3SO3 से अधिक मजबूत है।
अधातुओं के ऑक्सीजन यौगिकों के अभिलक्षण:
बाएं से दाएं की अवधि में उच्च ऑक्साइड (यानी ऑक्साइड, जिसमें उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था वाले इस समूह का एक तत्व शामिल है) के गुण धीरे-धीरे मूल से अम्लीय में बदल जाते हैं।
ऊपर से नीचे के समूहों में, उच्च ऑक्साइड के अम्लीय गुण धीरे-धीरे कमजोर हो जाते हैं। इसका अंदाजा इन आक्साइडों के अनुरूप अम्लों के गुणों से लगाया जा सकता है।
बाएँ से दाएँ आवर्त में संगत तत्वों के उच्च ऑक्साइडों के अम्लीय गुणों में वृद्धि को इन तत्वों के आयनों के धनात्मक आवेश में क्रमिक वृद्धि द्वारा समझाया गया है।
ऊपर से नीचे की दिशा में रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली के मुख्य उपसमूहों में, गैर-धातुओं के उच्च ऑक्साइड के अम्लीय गुण कम हो जाते हैं।
रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली के समूहों के अनुसार हाइड्रोजन यौगिकों के सामान्य सूत्र तालिका संख्या 3 में दिए गए हैं।
तालिका संख्या 3.
धातुओं के साथ, हाइड्रोजन (कुछ अपवादों के साथ) गैर-वाष्पशील यौगिक, जो गैर-आणविक ठोस होते हैं। इसलिए, उनके गलनांक अपेक्षाकृत अधिक होते हैं।
गैर-धातुओं के साथ, हाइड्रोजन आणविक संरचना के वाष्पशील यौगिक बनाता है। सामान्य परिस्थितियों में, ये गैसें या वाष्पशील तरल पदार्थ होते हैं।
बाएं से दाएं आवर्त में जलीय विलयनों में अधातुओं के वाष्पशील हाइड्रोजन यौगिकों के अम्लीय गुणों में वृद्धि होती है। यह इस तथ्य के कारण है कि ऑक्सीजन आयनों में मुक्त इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं, और हाइड्रोजन आयनों में एक मुक्त कक्षीय होता है, फिर एक प्रक्रिया होती है जो इस तरह दिखती है:
H3O + HF H4O + F
जलीय घोल में हाइड्रोजन फ्लोराइड धनात्मक हाइड्रोजन आयनों को विभाजित करता है, अर्थात। अम्लीय गुण प्रदर्शित करता है। एक अन्य परिस्थिति भी इस प्रक्रिया में योगदान करती है: ऑक्सीजन आयन में एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी होती है, और हाइड्रोजन आयन में एक मुक्त कक्षीय होता है, जिसके कारण एक दाता-स्वीकर्ता बंधन बनता है।
जब अमोनिया को पानी में घोला जाता है, तो विपरीत प्रक्रिया होती है। और चूंकि नाइट्रोजन आयनों में एक साझा इलेक्ट्रॉन जोड़ी होती है, और हाइड्रोजन आयनों में एक मुक्त कक्षीय कक्ष होता है, एक अतिरिक्त बंधन उत्पन्न होता है और अमोनियम आयन NH5 + और हाइड्रॉक्साइड आयन OH- बनते हैं। नतीजतन, समाधान बुनियादी गुणों को प्राप्त करता है। इस प्रक्रिया को सूत्र द्वारा व्यक्त किया जा सकता है:
H3O + NH4 NH5 + OH
एक जलीय घोल में अमोनिया के अणु सकारात्मक हाइड्रोजन आयन जोड़ते हैं, अर्थात। अमोनिया मूल गुण प्रदर्शित करता है।
अब विचार करें कि जलीय घोल में फ्लोरीन का हाइड्रोजन यौगिक - हाइड्रोजन फ्लोराइड एचएफ - एक एसिड क्यों है, लेकिन हाइड्रोक्लोरिक एसिड से कमजोर है। यह इस तथ्य के कारण है कि फ्लोरीन आयनों की त्रिज्या क्लोरीन आयनों की तुलना में बहुत कम होती है। इसलिए, फ्लोरीन आयन क्लोराइड आयनों की तुलना में हाइड्रोजन आयनों को अधिक मजबूती से आकर्षित करते हैं। इस संबंध में, हाइड्रोफ्लोरिक एसिड के पृथक्करण की डिग्री हाइड्रोक्लोरिक एसिड की तुलना में बहुत कम है, अर्थात। हाइड्रोफ्लोरिक एसिड हाइड्रोक्लोरिक एसिड से कमजोर है।
उपरोक्त उदाहरणों से, निम्नलिखित सामान्य निष्कर्ष निकाले जा सकते हैं। :
धातुओं (5)
सार >> रसायन विज्ञानउनके आयनों की बहाली। रासायनिक गुण धातुओं I. प्रतिक्रियाओं के साथ गैर धातु 1) ऑक्सीजन के साथ: 2Mg0 + O2 2Mg ...। आयरन काफी रासायनिक रूप से सक्रिय है धातु. परस्पर क्रिया गैर धातु. गर्म करने पर लोहा अभिक्रिया करता है...
बाएं से दाएं आवर्त में तत्वों के आयनों का धनात्मक आवेश बढ़ जाता है। इस संबंध में, जलीय घोल में तत्वों के वाष्पशील हाइड्रोजन यौगिकों के अम्लीय गुणों को बढ़ाया जाता है।
समूहों में, ऊपर से नीचे तक, ऋणात्मक रूप से आवेशित आयन अधिक से अधिक कमजोर रूप से धनात्मक रूप से आवेशित हाइड्रोजन आयनों H+ को आकर्षित करते हैं। इस संबंध में, हाइड्रोजन आयनों H+ को विभाजित करने की प्रक्रिया को सुविधाजनक बनाया जाता है और हाइड्रोजन यौगिकों के अम्लीय गुणों में वृद्धि होती है।
अधातुओं के हाइड्रोजन यौगिक, जिनके जलीय विलयन में अम्लीय गुण होते हैं, क्षार के साथ अभिक्रिया करते हैं। अधातुओं के हाइड्रोजन यौगिक, जिनके जलीय विलयन में मूल गुण होते हैं, अम्लों के साथ अभिक्रिया करते हैं।
ऊपर से नीचे तक के समूहों में अधातुओं के हाइड्रोजन यौगिकों की ऑक्सीकरण गतिविधि बहुत बढ़ जाती है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन यौगिक एचएफ से रासायनिक रूप से फ्लोरीन का ऑक्सीकरण करना असंभव है, लेकिन विभिन्न ऑक्सीकरण एजेंटों द्वारा हाइड्रोजन यौगिक एचसीएल से क्लोरीन का ऑक्सीकरण किया जा सकता है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि समूहों में परमाणु त्रिज्या तेजी से ऊपर से नीचे तक बढ़ जाती है, जिसके संबंध में इलेक्ट्रॉनों की वापसी की सुविधा होती है।
धातु और गैर धातु, कभी-कभी उन्हें सेमीमेटल्स कहा जाता है ... 85) से संबंधित होते हैं धातुओं, और दाईं ओर - मुख्य रूप से to गैर धातु. यह सीमा पर्याप्त स्पष्ट नहीं है.... क्रिस्टल की संरचना धातुओंसामान्य संपत्ति धातुओंऔर मिश्र -...
धातुओं की तुलना में अधातु प्रकृति में अधिक सामान्य हैं। हवा की संरचना में शामिल हैं: नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, अक्रिय गैसें। कार्पेथियन में देशी सल्फर का भंडार दुनिया में सबसे बड़ा है। यूक्रेन में एक औद्योगिक ग्रेफाइट जमा Zavalyevskoye जमा है, जिसका कच्चा माल मारियुपोल ग्रेफाइट संयंत्र द्वारा उपयोग किया जाता है। ज़ाइटॉमिर क्षेत्र में, वोलिन में, चट्टानों के निक्षेपों की खोज की गई है जिनमें हीरे हो सकते हैं, लेकिन औद्योगिक निक्षेपों की खोज अभी तक नहीं हुई है। अधात्विक तत्वों के परमाणु विभिन्न जटिल पदार्थ बनाते हैं, जिनमें ऑक्साइड और लवण हावी होते हैं।
अधातुओं का उपयोग
ऑक्सीजन:
सांस लेने की प्रक्रिया,
दहन,
चयापचय और ऊर्जा,
धातु उत्पादन।
हाइड्रोजन:
अमोनिया उत्पादन,
क्लोराइड अम्ल,
मेथनॉल,
तरल वसा को ठोस में बदलना
आग रोक धातुओं की वेल्डिंग और कटिंग,
अयस्कों से धातुओं की प्राप्ति।
सल्फर:
सल्फेट एसिड प्राप्त करना,
रबड़ से रबड़ बनाना
मैच उत्पादन,
काला पाउडर,
दवाओं का निर्माण।
परमाणु रिएक्टरों की न्यूट्रॉन अवशोषित सामग्री के घटक,
जंग से इस्पात उत्पादों की सतहों की सुरक्षा,
अर्धचालक प्रौद्योगिकी में,
विद्युत ऊर्जा में तापीय ऊर्जा के कन्वर्टर्स का निर्माण।
नाइट्रोजन:
गैसीय:
अमोनिया के उत्पादन के लिए,
धातुओं की वेल्डिंग करते समय एक अक्रिय वातावरण बनाने के लिए,
निर्वात संयंत्रों में,
बिजली के लैंप,
तरल :
फ्रीजर में रेफ्रिजरेंट के रूप में,
दवा।
फास्फोरस:
सफेद
लाल फास्फोरस के उत्पादन के लिए,
लाल
मैचों के उत्पादन के लिए।
सिलिकॉन:
के निर्माण के लिए इलेक्ट्रॉनिक्स और इलेक्ट्रिकल इंजीनियरिंग में:
ट्रांजिस्टर,
फोटोकल्स,
मिश्र धातुओं के निर्माण के लिए।
क्लोरीन:
पर्क्लोरिक एसिड का उत्पादन,
ऑर्गेनिक सॉल्वेंट,
दवाई,
प्लास्टिक के उत्पादन के लिए मोनोमर्स,
ब्लीचर्स,
कीटाणुनाशक की तरह।
कार्बन:
हीरा:
ड्रिलिंग और काटने के लिए उपकरणों का निर्माण,
घर्षण सामग्री,
जेवर,
सीसा:
फाउंड्री, धातुकर्म, रेडियो इंजीनियरिंग उत्पादन,
बैटरी निर्माण,
तेल और गैस उद्योग में ड्रिलिंग कार्यों के लिए,
जंग रोधी कोटिंग्स का उत्पादन,
पुट्टी जो घर्षण बल को कम करती है,
सोखना।
सोखना कुछ पदार्थों (विशेष रूप से कार्बन) की अपनी सतह पर अन्य पदार्थों (गैस या विलेय) के कणों को बनाए रखने की क्षमता है।
कार्बन की सोखने की क्षमता परऔषधीय प्रयोजनों के लिए दवा में इसका उपयोग आधारित है - ये सक्रिय कार्बन की गोलियां या कैप्सूल हैं। इनका उपयोग मौखिक रूप से विषाक्तता के लिए किया जाता है। सोखना सोखने की क्षमता को बहाल करने और सोखने वाले पदार्थ को हटाने के लिए हीटिंग पर्याप्त है। प्रयुक्त कार्बन की सोखने की क्षमता निकोलाई दिमित्रिच ज़ेलिंस्कीजिसका आविष्कार उन्होंने 1915 में किया था कोयला गैस मास्क- हानिकारक पदार्थों के संपर्क से किसी व्यक्ति के श्वसन अंगों, चेहरे और आंखों की व्यक्तिगत सुरक्षा का साधन। 1916 में, गैस मास्क का औद्योगिक उत्पादन शुरू किया गया, जिसने प्रथम विश्व युद्ध के दौरान सैकड़ों हजारों सैनिकों की जान बचाई। एक बेहतर गैस मास्क का उपयोग आज भी किया जाता है।
