सरल पदार्थ अधातु होते हैं। "पदार्थ की गैसीय, तरल, ठोस अवस्थाएँ" विषय पर रसायन विज्ञान परीक्षण (ग्रेड 11) गैसीय प्रकृति के जटिल यौगिक

अधातुएँ रासायनिक तत्व हैं जो मुक्त रूप में सरल पदार्थ बनाते हैं जिनमें धातुओं के भौतिक गुण नहीं होते हैं। 114 रासायनिक तत्वों में से 92 धातु हैं, 22 अधातु हैं। अधातुएँ सरल पदार्थ हैं; सामान्य परिस्थितियों में वे गैस, तरल और ठोस हो सकते हैं (चित्र 46)।

चावल। 46.
सरल पदार्थ - अधातु

प्रयोगशाला प्रयोग संख्या 6
गैर-धातुओं के संग्रह से परिचित होना

गैर-धातुओं के संग्रह की जाँच करें। आपको दिए गए अधातुओं के रासायनिक सूत्र लिखिए, उन्हें आरोही क्रम में व्यवस्थित कीजिए:

1. घनत्व;
2. कठोरता;
3. चमक;
4. रंग परिवर्तन की तीव्रता.

कार्य को पूरा करने के लिए, सूचना के अतिरिक्त स्रोतों, परिशिष्ट 1 और 2 का उपयोग करें।

गैसें हीलियम He, नियॉन Ne, आर्गन Ar, क्रिप्टन Kr, क्सीनन Xe, रेडॉन Rn हैं। इन्हें अक्रिय गैसें कहा जाता है। अक्रिय गैस के अणु एक परमाणु से बने होते हैं। उत्कृष्ट गैसों के परमाणुओं (हीलियम को छोड़कर) की बाहरी इलेक्ट्रॉन परत में आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं। हीलियम में दो हैं। अपनी रासायनिक स्थिरता में, अक्रिय गैसें उत्कृष्ट धातुओं - सोना और प्लैटिनम से मिलती जुलती हैं, और उनका दूसरा नाम भी है - उत्कृष्ट गैसें। यह नाम अक्रिय गैसों के लिए अधिक उपयुक्त है, जो कभी-कभी रासायनिक प्रतिक्रियाओं में प्रवेश करती हैं और यौगिक बनाती हैं। 1962 में, एक संदेश सामने आया कि क्सीनन और फ्लोरीन का एक यौगिक प्राप्त किया गया था। फ्लोरीन, ऑक्सीजन, क्लोरीन और नाइट्रोजन के साथ क्सीनन, क्रिप्टन, रेडॉन के 150 से अधिक यौगिक अब ज्ञात हैं।

उत्कृष्ट गैसों की रासायनिक विशिष्टता का विचार बहुत सुसंगत नहीं निकला, और इसलिए, कथित शून्य समूह के बजाय, उत्कृष्ट गैसों को डी.आई. मेंडेलीव की तालिका के समूह VIII (समूह VIIIA) में रखा गया।

हीलियम, जो हल्केपन में हाइड्रोजन के बाद दूसरे स्थान पर है, लेकिन, बाद के विपरीत, गैर-ज्वलनशील है, यानी, आग का खतरा पैदा नहीं करता है, इसका उपयोग गुब्बारे और हवाई जहाजों को भरने के लिए किया जाता है (चित्र 47)।

चावल। 47.
गुब्बारे और हवाई जहाज हीलियम से भरे होते हैं

नियॉन का उपयोग प्रबुद्ध विज्ञापन बनाने के लिए किया जाता है (चित्र 48)। आलंकारिक अभिव्यक्ति याद रखें "शहर की सड़कें नीयन से भर गईं।"

गैसें हाइड्रोजन, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन, क्लोरीन, फ्लोरीन क्रमशः डायटोमिक अणु बनाती हैं - एच 2, ओ 2, एन 2, सीएल 2, एफ 2।

किसी पदार्थ की संरचना को रासायनिक प्रतीकों और संख्याओं-सूचकांकों का उपयोग करके, रासायनिक सूत्र का उपयोग करके लिखित रूप में दर्शाया जाता है। रासायनिक सूत्र का उपयोग करके, जैसा कि आप पहले से ही जानते हैं, किसी पदार्थ (श्री) के सापेक्ष आणविक द्रव्यमान की गणना की जाती है। किसी साधारण पदार्थ का सापेक्ष आणविक द्रव्यमान सापेक्ष परमाणु द्रव्यमान और अणु में परमाणुओं की संख्या के उत्पाद के बराबर होता है, उदाहरण के लिए ऑक्सीजन O 2:

Мr(02) = Аr(0) × 2 = 16 × 2 = 32.

हालाँकि, ऑक्सीजन तत्व एक अन्य गैसीय सरल पदार्थ बनाता है - ओजोन, जिसके अणुओं में पहले से ही तीन ऑक्सीजन परमाणु होते हैं। ओजोन का रासायनिक सूत्र 0 3 है, और इसका सापेक्ष आणविक भार: श्री(03) = 16 × 3 = 48।

रासायनिक तत्व ऑक्सीजन के एलोट्रोपिक संशोधनों के गुण - सरल पदार्थ ऑक्सीजन ओ 2 और ओजोन ओ 3 - भिन्न हैं। ऑक्सीजन गंधहीन होती है, लेकिन ओजोन से गंध आती है (इसलिए इसका नाम - ओजोन का ग्रीक में अर्थ "गंध" होता है)। यह गंध, ताजगी की सुगंध, आंधी के दौरान महसूस की जा सकती है, क्योंकि विद्युत निर्वहन के परिणामस्वरूप हवा में ओजोन कम मात्रा में बनता है।

ऑक्सीजन एक रंगहीन गैस है, जबकि ओजोन हल्के बैंगनी रंग की है। ओजोन ऑक्सीजन की तुलना में अधिक जीवाणुनाशक (अव्य. tsidao - मारने के लिए) है। इसलिए, ओजोन का उपयोग पीने के पानी को कीटाणुरहित करने के लिए किया जाता है। ओजोन सौर स्पेक्ट्रम से पराबैंगनी किरणों को बनाए रखने में सक्षम है, जो पृथ्वी पर सभी जीवन के लिए विनाशकारी हैं, और इसलिए 20-35 किमी की ऊंचाई पर वायुमंडल में स्थित ओजोन परत, हमारे ग्रह पर जीवन की रक्षा करती है (चित्र 49 में आप कृत्रिम उपग्रह पृथ्वी का उपयोग करके अंतरिक्ष से ली गई एक तस्वीर देखें जहां वायुमंडल में कम ओजोन सामग्री वाले क्षेत्र ("ओजोन छिद्र") सफेद रंग में दर्शाए गए हैं)।

चावल। 49.
पृथ्वी के वायुमंडल में "ओजोन छिद्र"।

साधारण पदार्थों में से - अधातु, सामान्य परिस्थितियों में केवल ब्रोमीन ही एक तरल होता है, जिसके अणु द्विपरमाणुक होते हैं। ब्रोमीन फार्मूला Br 2. यह एक अप्रिय गंध वाला एक भारी भूरे रंग का तरल है (इसलिए नाम, क्योंकि ब्रोमोस का अनुवाद प्राचीन ग्रीक से "दुर्गंध" के रूप में किया गया है)।

कुछ ठोस पदार्थ - अधातु - प्राचीन काल से ज्ञात हैं - सल्फर और कार्बन (लकड़ी का कोयला, हीरा और ग्रेफाइट के रूप में)।

ठोस पदार्थों - अधातुओं में भी अपररूपता की घटना देखी जाती है। इस प्रकार, कार्बन तत्व सरल पदार्थ बनाता है जो दिखने में भिन्न होता है, जैसे हीरा और ग्रेफाइट (चित्र 50)। हीरे और ग्रेफाइट के गुणों में अंतर का कारण इन पदार्थों की क्रिस्टल जाली की संरचना है, जिस पर आप थोड़ी देर बाद विचार करेंगे।

चावल। 50.
कार्बन के एलोट्रोपिक संशोधन और उनके अनुप्रयोग के क्षेत्र

फास्फोरस तत्व के दो एलोट्रोपिक संशोधन हैं: लाल फास्फोरस (वे इसके साथ एक माचिस की डिब्बी के किनारे को कवर करते हैं) और सफेद फास्फोरस। उत्तरार्द्ध में एक टेट्राएटॉमिक अणु होता है, इसकी संरचना सूत्र पी 4 द्वारा परिलक्षित होती है।

एक ठोस अधातु एक द्विपरमाणुक अणु I 2 के साथ क्रिस्टलीय आयोडीन है। इसे आयोडीन के अल्कोहल समाधान के साथ भ्रमित न करें - एक आयोडीन टिंचर जो हर घरेलू दवा कैबिनेट में पाया जाता है।

क्रिस्टलीय आयोडीन और ग्रेफाइट अन्य साधारण पदार्थों - अधातुओं की तरह नहीं हैं, उनमें धात्विक चमक होती है।

सरल पदार्थों को उनके भौतिक गुणों के आधार पर धातुओं और अधातुओं में विभाजित करने की सापेक्षता दिखाने के लिए, आइए हम रासायनिक तत्व टिन एसएन की एलोट्रॉपी पर विचार करें। कमरे के तापमान पर, बीटा टिन (β-Sn) आमतौर पर मौजूद होता है। यह सुप्रसिद्ध सफेद टिन है - वह धातु जिससे पहले टिन सैनिकों को ढाला जाता था (चित्र 51, ए) (एच. सी. एंडरसन की परी कथा "द स्टीडफ़ास्ट टिन सोल्जर" याद रखें)। डिब्बे के भीतरी भाग को टिन से लेपित किया गया है (चित्र 51, बी)। यह कांस्य, साथ ही सोल्डर (चित्र 51, सी) जैसे प्रसिद्ध मिश्र धातु का हिस्सा है।

चावल। 51.
टिन के अनुप्रयोग क्षेत्र:
ए - खिलौने; बी - डिब्बे का उत्पादन; सी - सोल्डर

+13.2 डिग्री सेल्सियस से नीचे के तापमान पर, अल्फा टिन (α-Sn) अधिक स्थिर होता है - एक ग्रे महीन-क्रिस्टलीय पाउडर जिसमें एक गैर-धातु के गुण होते हैं। सफेद टिन को ग्रे में बदलने की प्रक्रिया -33 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर सबसे तेजी से होती है। इस परिवर्तन को आलंकारिक नाम "टिन प्लेग" मिला।

आइए अब तालिका 3 का उपयोग करके सरल पदार्थों - धातुओं और अधातुओं की तुलना करें।

टेबल तीन
सरल पदार्थ

मुख्य शब्द और वाक्यांश

1. नोबल गैसें.
2. एलोट्रॉपी और एलोट्रोपिक संशोधन, या संशोधन।
3. ऑक्सीजन और ओजोन.
4. हीरा और ग्रेफाइट.
5. फास्फोरस लाल और सफेद.
6. सफेद और भूरे रंग का टिन.
7. सरल पदार्थों के धातुओं और अधातुओं में विभाजन की सापेक्षता।

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प्रश्न और कार्य

1. व्यक्तिगत उत्कृष्ट गैसों के नामों की व्युत्पत्ति पर विचार करें।
2. काव्यात्मक अभिव्यक्ति "हवा में तूफ़ान था" रासायनिक रूप से गलत क्यों है?
3. अणुओं के निर्माण की योजनाएँ लिखिए: Na 2, Br 2, O 2, N 2। इन अणुओं में किस प्रकार का रासायनिक बंधन है?
4. धात्विक हाइड्रोजन में किस प्रकार का रासायनिक बंधन मौजूद होना चाहिए?
5. 1912 में दक्षिणी ध्रुव पर ध्रुवीय खोजकर्ता आर. स्कॉट का अभियान इस तथ्य के कारण समाप्त हो गया कि इसकी पूरी ईंधन आपूर्ति समाप्त हो गई: यह टिन से सील किए गए टैंकों में था। इसके पीछे कौन सी रासायनिक प्रक्रिया थी?

पृथ्वी के वायुमंडल का मुख्य घटक. 18वीं शताब्दी के अंत में फ्रांसीसी रसायनज्ञ ए. लावोइसियर द्वारा प्रस्तावित "नाइट्रोजन" शब्द ग्रीक मूल का है। "नाइट्रोजन" का अर्थ है "निर्जीव"। लावॉज़ियर और उनके समकालीन भी यही मानते थे। नाइट्रोजन तत्व एक साधारण पदार्थ बनाता है, जो सामान्य परिस्थितियों में एक गैस, रंगहीन, गंधहीन और स्वादहीन होता है। इस गैस को 1772 में रदरफोर्ड और शीले द्वारा हवा से अलग किया गया था। यह गैस श्वसन या दहन का समर्थन नहीं करती थी, इसीलिए इसे यह नाम दिया गया। हालाँकि, एक व्यक्ति हर समय शुद्ध ऑक्सीजन नहीं ले सकता। यहां तक ​​कि मरीजों को थोड़े समय के लिए ही शुद्ध ऑक्सीजन दी जाती है. इसे निर्जीव कहना पूर्णतः सही नहीं है। सभी पौधों को नाइट्रोजन, पोटेशियम, फास्फोरस और खनिज उर्वरक दिए जाते हैं। नाइट्रोजन सबसे महत्वपूर्ण कार्बनिक यौगिकों का हिस्सा है, जिसमें प्रोटीन और अमीनो एसिड जैसे महत्वपूर्ण यौगिक शामिल हैं। इस गैस की सापेक्ष जड़ता मनुष्य के लिए अत्यंत उपयोगी है। यदि इसमें रासायनिक प्रतिक्रियाओं की अधिक संभावना होती, तो पृथ्वी का वायुमंडल उस रूप में अस्तित्व में नहीं रह पाता जिस रूप में वह मौजूद है। एक मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करके विषाक्त नाइट्रोजन ऑक्साइड बनाता है। लेकिन यदि नाइट्रोजन को किसी भी परिस्थिति में स्थिर नहीं किया जा सका, तो पृथ्वी पर कोई जीवन नहीं होगा। मानव शरीर के द्रव्यमान का लगभग 3% नाइट्रोजन होता है। अपरिस्थित नाइट्रोजन का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। यह गैसों में सबसे सस्ती है, सामान्य परिस्थितियों में रासायनिक रूप से निष्क्रिय है, इसलिए, धातु विज्ञान और बड़े रसायन विज्ञान की उन प्रक्रियाओं में जहां सक्रिय यौगिक या पिघली हुई धातु को वायुमंडलीय ऑक्सीजन के साथ संपर्क से बचाने के लिए आवश्यक है, विशुद्ध रूप से नाइट्रोजन सुरक्षात्मक वातावरण बनाए जाते हैं। आसानी से ऑक्सीकरण करने वाले पदार्थों को नाइट्रोजन के संरक्षण में प्रयोगशालाओं में संग्रहित किया जाता है। धातु विज्ञान में, कुछ धातुओं और मिश्र धातुओं की सतहों को अधिक कठोरता और पहनने के प्रतिरोध देने के लिए नाइट्रोजन से संतृप्त किया जाता है। उदाहरण के लिए, स्टील और टाइटेनियम मिश्र धातुओं की नाइट्राइडिंग व्यापक रूप से जानी जाती है।

तरल नाइट्रोजन (नाइट्रोजन के पिघलने और क्वथनांक: -210*C और -196*C) का उपयोग प्रशीतन इकाइयों में किया जाता है।

नाइट्रोजन की कम रासायनिक गतिविधि को सबसे पहले, इसके अणु की संरचना द्वारा समझाया गया है। अणु में नाइट्रोजन परमाणुओं के बीच त्रिबंध होता है। नाइट्रोजन अणु को नष्ट करने के लिए, बहुत अधिक ऊर्जा खर्च करना आवश्यक है - 954.6 kJ/mol। अणु के विनाश के बिना, नाइट्रोजन रासायनिक बंधन में प्रवेश नहीं करेगा। सामान्य परिस्थितियों में, केवल लिथियम ही इसके साथ प्रतिक्रिया कर सकता है, जिससे नाइट्राइड बनता है।

परमाणु नाइट्रोजन बहुत अधिक सक्रिय है, लेकिन 3000*C पर भी नाइट्रोजन अणुओं का परमाणुओं में कोई ध्यान देने योग्य अपघटन नहीं होता है।

नाइट्रोजन यौगिक विज्ञान और कई उद्योगों के लिए बहुत महत्वपूर्ण हैं। निश्चित नाइट्रोजन प्राप्त करने के लिए, मानवता को भारी ऊर्जा लागत का भुगतान करना पड़ता है। औद्योगिक परिस्थितियों में नाइट्रोजन स्थिरीकरण की मुख्य विधि अमोनिया का संश्लेषण रहती है। अमोनिया का उपयोग सीमित सीमा तक और आमतौर पर जलीय घोल के रूप में किया जाता है। लेकिन अमोनिया, वायुमंडलीय नाइट्रोजन के विपरीत, काफी आसानी से जोड़ और प्रतिस्थापन प्रतिक्रियाओं में प्रवेश करती है। और यह नाइट्रोजन की तुलना में अधिक आसानी से ऑक्सीकरण करता है। इसलिए, अधिकांश नाइट्रोजन युक्त पदार्थों के उत्पादन के लिए अमोनिया प्रारंभिक उत्पाद बन गया। पाँच ज्ञात नाइट्रोजन ऑक्साइड हैं। उद्योग में नाइट्रिक एसिड का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। इसके लवण, नाइट्रेट, उर्वरक के रूप में उपयोग किये जाते हैं।

नाइट्रोजन एक अन्य अम्ल - नाइट्रस अम्ल बनाती है। कुछ सूक्ष्मजीव हवा से नाइट्रोजन को बांध सकते हैं। ये मिट्टी में नाइट्रोजन स्थिरीकरण करने वाले जीवाणु हैं।

नाइट्रोजन का लैटिन नाम "नाइट्रोजेनियम" 1790 में जे. चैप्टल द्वारा प्रस्तुत किया गया था, जिसका अर्थ है

"सॉल्टपीटर को जन्म देना।"

वी ओ डी ओ आर ओ डी नंबर 1 एन 1

1766 में, अंग्रेजी रसायनज्ञ जी. कैवेंडिश ने एसिड से धातुओं द्वारा विस्थापित "दहनशील हवा" एकत्र की और इसके गुणों का अध्ययन किया। लेकिन केवल 1787 में ए. लावोइसियर ने साबित किया कि यह "वायु" पानी का हिस्सा है, और इसे "हाइड्रोजेनियम" नाम दिया, यानी पानी को जन्म देने वाला, हाइड्रोजन।

जल और वायु सहित, पृथ्वी पर द्रव्यमान का लगभग 1% हिस्सा हाइड्रोजन का है। यह एक सामान्य एवं महत्वपूर्ण तत्व है। यह सभी पौधों और जानवरों का हिस्सा है, साथ ही पृथ्वी पर सबसे आम पदार्थ है - पानी।

ब्रह्माण्ड में हाइड्रोजन सबसे प्रचुर मात्रा में पाया जाने वाला तत्व है। यह तारों में तत्वों के संश्लेषण की एक लंबी और जटिल प्रक्रिया की शुरुआत में खड़ा है।

सौर ऊर्जा पृथ्वी पर जीवन का मुख्य स्रोत है। और इस ऊर्जा का मूल आधार थर्मोन्यूक्लियर प्रतिक्रिया है, जो सूर्य पर कई चरणों में होती है। इससे भारी मात्रा में ऊर्जा निकलती है। मनुष्य पृथ्वी पर मुख्य सौर प्रतिक्रिया की बहुत सटीक समानता को पुन: पेश करने में कामयाब रहा। स्थलीय परिस्थितियों में, हम केवल हाइड्रोजन के भारी समस्थानिकों - ड्यूटेरियम और ट्रिटियम - को ऐसी प्रतिक्रिया में प्रवेश करने के लिए बाध्य कर सकते हैं। साधारण हाइड्रोजन - प्रोटियम - 1 के द्रव्यमान के साथ यहां हमारे नियंत्रण के अधीन नहीं है।

तत्वों की आवर्त सारणी में हाइड्रोजन का विशेष स्थान है। यह वह तत्व है जिससे आवर्त सारणी शुरू होती है। यह आमतौर पर लिथियम के ऊपर समूह 1 में होता है। क्योंकि हाइड्रोजन परमाणु में एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन होता है। लेकिन तालिका के आधुनिक संस्करणों में, हाइड्रोजन को फ्लोरीन के ऊपर समूह 7 में रखा गया है, क्योंकि हाइड्रोजन में हैलोजन के साथ कुछ समानता है। इसके अलावा, हाइड्रोजन धातुओं के साथ एक यौगिक बनाने में सक्षम है - एक धातु हाइड्राइड। व्यवहार में, इनमें से सबसे महत्वपूर्ण भारी हाइड्रोजन, ड्यूटेरियम के साथ लिथियम का यौगिक है। हाइड्रोजन आइसोटोप में बहुत भिन्न भौतिक और रासायनिक गुण होते हैं, इसलिए उन्हें आसानी से अलग किया जा सकता है। हाइड्रोजन तत्व एक सरल पदार्थ बनाता है, जिसे हाइड्रोजन भी कहा जाता है। यह एक गैस है, रंगहीन, स्वादहीन और गंधहीन। यह गैसों में सबसे हल्की है, हवा से 14.4 गुना हल्की है। हाइड्रोजन -252.6*C पर तरल और -259.1*C पर ठोस हो जाता है। सामान्य परिस्थितियों में, हाइड्रोजन की रासायनिक गतिविधि कम होती है; यह फ्लोरीन और क्लोरीन के साथ प्रतिक्रिया करता है। लेकिन ऊंचे तापमान पर, हाइड्रोजन ब्रोमीन, आयोडीन, सल्फर, सेलेनियम, टेल्यूरियम के साथ प्रतिक्रिया करता है और उत्प्रेरक की उपस्थिति में नाइट्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करके अमोनिया बनाता है। 2 मात्रा हाइड्रोजन और 1 मात्रा ऑक्सीजन का मिश्रण विस्फोटित गैस कहलाता है। जलाने पर यह भयंकर रूप से फट जाता है। जब हाइड्रोजन जलती है तो पानी बनती है। उच्च तापमान पर, हाइड्रोजन अधिकांश धातु ऑक्साइड सहित कई अणुओं से ऑक्सीजन को "हटाने" में सक्षम है। हाइड्रोजन एक उत्कृष्ट अपचायक है। लेकिन चूंकि यह कम करने वाला एजेंट महंगा है और इसके साथ काम करना आसान नहीं है, इसलिए इसका उपयोग धातुओं को कम करने के लिए एक सीमित सीमा तक किया जाता है। हाइड्रोजनीकरण की प्रक्रिया में हाइड्रोजन का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है - तरल वसा का ठोस में रूपांतरण। हाइड्रोजन का सबसे बड़ा उपभोक्ता अमोनिया और मिथाइल अल्कोहल का उत्पादन है। तापीय ऊर्जा के स्रोत के रूप में हाइड्रोजन में इन दिनों रुचि बढ़ रही है। यह इस तथ्य के कारण है कि शुद्ध हाइड्रोजन के दहन से किसी भी ईंधन की समान मात्रा के दहन की तुलना में अधिक गर्मी निकलती है। इसके अलावा, हाइड्रोजन जलाने पर कोई हानिकारक अशुद्धियाँ नहीं निकलती हैं जो वातावरण को प्रदूषित करती हैं।

बी ई आर आई एल आई वाई नंबर 4 बी 2 2

बेरिलियम की खोज 1798 में प्रसिद्ध फ्रांसीसी रसायनज्ञ एल. वाउक्वेलिन ने अर्ध-कीमती पत्थर बेरिल में की थी। इसलिए तत्व का नाम. हालाँकि, वाउक्वेलिन ने केवल एक नई "पृथ्वी" को अलग किया - एक अज्ञात धातु का ऑक्साइड। अपेक्षाकृत शुद्ध बेरिलियम पाउडर के रूप में केवल 30 साल बाद जर्मनी में एफ. वोहलर और फ्रांस में ई. बुसी द्वारा स्वतंत्र रूप से प्राप्त किया गया था।

लंबे समय तक, कई रसायनज्ञों का मानना ​​था कि बेरिलियम 13.8 के परमाणु द्रव्यमान के साथ एक त्रिसंयोजी धातु है। आवर्त सारणी में ऐसी धातु के लिए कोई जगह नहीं थी, और फिर, एल्यूमीनियम के साथ बेरिलियम की स्पष्ट समानता के बावजूद, डी.आई. मेंडेलीव ने इस तत्व को दूसरे समूह में रखा, इसके परमाणु द्रव्यमान को 9 में बदल दिया। जल्द ही स्वीडिश वैज्ञानिक एल. निल्सन और ओ. पीटरसन ने पाया कि बेरिलियम का परमाणु द्रव्यमान 9.1 था, जो डी.आई. मेंडेलीव की धारणाओं के अनुरूप था।

बेरिलियम एक दुर्लभ तत्व है। सबसे आम बेरिलियम यौगिक बेरिल है।

Be3Al2(SiO3)6. बेरिलियम अन्य प्राकृतिक यौगिकों में भी पाया जाता है। उनमें से कीमती पत्थर हैं: पन्ना, एक्वामरीन, हेलियोडोर, जिनका उपयोग प्राचीन काल में गहनों के लिए किया जाता था।

शुद्ध बेरिलियम एक हल्का भूरा, हल्का और भंगुर धातु है। बेरिलियम रासायनिक रूप से सक्रिय है। इसका परमाणु बाहरी आवरण (ऑक्सीकरण अवस्था +2) से अपने 2 इलेक्ट्रॉन आसानी से छोड़ देता है। हवा में, बेरिलियम एक ऑक्साइड फिल्म, BeO से ढका होता है, जो इसे जंग से बचाता है और बहुत दुर्दम्य है, और पानी में - Be(OH)2 की एक फिल्म के साथ, जो धातु की भी रक्षा करता है। बेरिलियम सल्फ्यूरिक, हाइड्रोक्लोरिक और अन्य एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है। गर्म होने पर ही यह नाइट्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करता है। आसानी से हैलोजन, सल्फर और कार्बन के साथ मिल जाता है।

20वीं सदी के उत्तरार्ध में प्रौद्योगिकी की कई शाखाओं में बेरिलियम आवश्यक हो गया। यह धातु और इसकी मिश्रधातुएँ विभिन्न गुणों के अनूठे संयोजन द्वारा प्रतिष्ठित हैं। बेरिलियम-आधारित संरचनात्मक सामग्री हल्की और टिकाऊ दोनों हैं। वे उच्च तापमान के प्रति भी प्रतिरोधी हैं। एल्यूमीनियम की तुलना में 1.5 गुना हल्का होने के कारण, ये मिश्र धातुएं कई विशेष स्टील्स की तुलना में अधिक मजबूत होती हैं। बेरिलियम और इसके कई मिश्र धातु 700-800 *C के तापमान पर इन गुणों को नहीं खोते हैं, यही कारण है कि उनका उपयोग अंतरिक्ष और विमानन प्रौद्योगिकी में किया जाता है।

बेरिलियम परमाणु प्रौद्योगिकी में भी आवश्यक है: यह विकिरण के प्रति प्रतिरोधी है और न्यूट्रॉन परावर्तक के रूप में कार्य करता है।

बेरिलियम के नुकसान इसकी नाजुकता और विषाक्तता हैं। सभी बेरिलियम यौगिक जहरीले होते हैं। एक विशिष्ट बीमारी ज्ञात है - बेरिलिओसिस, जो जीवित जीव की कई प्रणालियों और यहां तक ​​​​कि कंकाल को भी प्रभावित करती है।
एल आई टी आई वाई नंबर 3 ली 2 1

लिथियम की खोज 1817 में स्वीडिश रसायनज्ञ ए. अर्फवेडसन ने खनिज का विश्लेषण करते समय की थी

पेटालाइट LiAl(Si4O10). यह खनिज एक साधारण पत्थर की तरह दिखता है, और इसलिए धातु को ग्रीक "लिथोस" - पत्थर से लिथियम कहा जाता था। पृथ्वी की पपड़ी में इसके कुल द्रव्यमान का तीन हज़ारवाँ भाग मौजूद है। लगभग 30 लिथियम खनिज ज्ञात हैं, उनमें से 5 औद्योगिक महत्व के हैं।

लिथियम धातुओं में सबसे हल्का है, पानी से लगभग दोगुना हल्का। इसका रंग चांदी-सफ़ेद है, जिसमें चमकदार धात्विक चमक है। लिथियम नरम होता है और इसे चाकू से आसानी से काटा जा सकता है। हवा में यह जल्दी ही लुप्त हो जाता है, हवा में ऑक्सीजन के साथ मिलकर। लिथियम पोटेशियम या सोडियम की तुलना में काफी कमजोर है। पानी के साथ प्रतिक्रिया करके, यह क्षार LiOH बनाता है, हालांकि, यह प्रज्वलित नहीं होता है, जैसा कि पानी के साथ पोटेशियम की प्रतिक्रिया में होता है। लेकिन लिथियम अन्य क्षार धातुओं की तुलना में नाइट्रोजन, कार्बन और हाइड्रोजन के साथ अधिक आसानी से प्रतिक्रिया करता है। यह उन कुछ तत्वों में से एक है जो सीधे नाइट्रोजन के साथ जुड़ते हैं।

कुछ लिथियम लवण (कार्बोनेट, फ्लोराइड), अपने समूह पड़ोसियों के समान लवणों के विपरीत, पानी में खराब घुलनशील होते हैं। लंबे समय तक, लिथियम और इसके यौगिकों दोनों का लगभग कोई व्यावहारिक उपयोग नहीं हुआ। केवल 20वीं सदी में ही इनका उपयोग बैटरी के उत्पादन में, रासायनिक उद्योग में उत्प्रेरक के रूप में और धातु विज्ञान में किया जाने लगा। लिथियम मिश्र धातु हल्के, मजबूत और लचीले होते हैं। लेकिन आज लिथियम के अनुप्रयोग का मुख्य क्षेत्र परमाणु प्रौद्योगिकी है।

6 द्रव्यमान वाले लिथियम के दो प्राकृतिक आइसोटोप में से एक हाइड्रोजन के भारी आइसोटोप - ट्रिटियम के औद्योगिक उत्पादन का सबसे सुलभ स्रोत बन गया, जो थर्मोन्यूक्लियर प्रतिक्रिया में भाग लेता है। द्रव्यमान 7 के साथ एक अन्य लिथियम आइसोटोप का उपयोग परमाणु रिएक्टरों के लिए शीतलक के रूप में किया जाता है। मानव शरीर में लिथियम की कमी से मानसिक विकार उत्पन्न होते हैं। शरीर में अतिरिक्त धातु सामान्य सुस्ती, बिगड़ा हुआ श्वास और हृदय ताल, कमजोरी, उनींदापन, भूख न लगना, प्यास, दृश्य गड़बड़ी, साथ ही चेहरे और हाथों की त्वचाशोथ का कारण बनती है।

बी ओ आर नंबर 5 बी 2 3

"बोर" नाम अरबी "बुराक" - "बोरैक्स" से आया है। इस तत्व को सबसे पहले 1808 में प्रसिद्ध फ्रांसीसी रसायनज्ञ जे. गे-लुसाक और एल. थेनार्ड द्वारा बोरिक एसिड से अलग किया गया था। सच है, जो पदार्थ उन्होंने प्राप्त किया उसमें 70% से अधिक बोरान नहीं था। 99% शुद्धता वाला बोरॉन सबसे पहले 101 वर्ष बाद अमेरिकी रसायनज्ञ ई. वेनट्रॉब द्वारा प्राप्त किया गया था।

प्रकृति में, बोरॉन मुख्य रूप से 10H2O पर बोरेक्स NaB4O7 के रूप में होता है,

4H2O और सैसोलिन (प्राकृतिक बोरिक एसिड) H3BO3 पर केर्नाइट Na2B4O7।

अत्यंत शुद्ध बोरान रंगहीन होता है, लेकिन बहुत कम लोगों ने रंगहीन बोरान देखा है। अशुद्धियों के कारण, महीन-क्रिस्टलीय बोरॉन आमतौर पर गहरे भूरे, काले या भूरे रंग का होता है।

सामान्य तापमान पर, बोरॉन केवल फ्लोरीन के साथ संपर्क करता है; गर्म होने पर, यह अन्य हैलोजन, ऑक्सीजन, सल्फर, कार्बन, नाइट्रोजन, फास्फोरस और धातुओं के साथ और एसिड के बीच, नाइट्रिक और सल्फ्यूरिक एसिड के साथ संपर्क करता है। यौगिकों में यह +3 की ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करता है।

सबसे प्रसिद्ध बोरॉन यौगिक, बोरिक एसिड, दवा में कीटाणुनाशक के रूप में काफी व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। बोरेक्स, बोरिक एसिड का एक नमक, लंबे समय से विशेष प्रकार के कांच के उत्पादन में उपयोग किया जाता रहा है। लेकिन यही कारण नहीं है कि बोरॉन इन दिनों उद्योग के लिए एक बहुत महत्वपूर्ण तत्व बन गया है।

प्राकृतिक बोरान में 10 और 11 द्रव्यमान वाले केवल दो समस्थानिक होते हैं। रासायनिक गुणों के संदर्भ में, वे, एक ही तत्व के किसी भी समस्थानिक की तरह, व्यावहारिक रूप से अप्रभेद्य हैं, लेकिन परमाणु भौतिकी के लिए ये समस्थानिक एंटीपोड हैं। भौतिक विज्ञानी मुख्य रूप से प्रकाश आइसोटोप की ऐसी विशेषताओं में रुचि रखते हैं, जैसे परमाणु श्रृंखला प्रतिक्रिया के दौरान गठित और इसे बनाए रखने के लिए आवश्यक न्यूट्रॉन को पकड़ने (या, इसके विपरीत, कैप्चर नहीं करने) के लिए उनके नाभिक की क्षमता। यह पता चला कि 10 द्रव्यमान वाला हल्का बोरॉन आइसोटोप थर्मल न्यूट्रॉन के सबसे आक्रामक "आक्रमणकारियों" में से एक है, जबकि 11 द्रव्यमान वाला भारी बोरान आइसोटोप उनके प्रति उदासीन है। इनमें से प्रत्येक आइसोटोप इस तत्व के आइसोटोप के प्राकृतिक मिश्रण की तुलना में अधिक हद तक परमाणु रिएक्टरों के निर्माण में उपयोगी हो सकता है।

उन्होंने जटिल भौतिक और रासायनिक प्रक्रियाओं में बोरॉन आइसोटोप को अलग करना और मोनोआइसोटोपिक यौगिक और मिश्र धातु प्राप्त करना सीखा। 11 के द्रव्यमान वाले एक बोरॉन आइसोटोप का उपयोग रिएक्टर कोर सामग्री में एक मिश्र धातु योजक के रूप में किया जाता है, और नियंत्रण छड़ें 10 के द्रव्यमान वाले बोरॉन आइसोटोप से बनाई जाती हैं, जिसकी मदद से वे अतिरिक्त न्यूट्रॉन को फंसाते हैं और इस प्रकार परमाणु के पाठ्यक्रम को नियंत्रित करते हैं। श्रृंखला अभिक्रिया।

सोडियम और इसके यौगिकों का उद्योग में व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। तरल सोडियम कुछ परमाणु रिएक्टर डिजाइनों में शीतलक के रूप में कार्य करता है। धात्विक सोडियम का उपयोग यौगिकों से ज़िरकोनियम, टैंटलम और टाइटेनियम जैसी मूल्यवान धातुओं को पुनर्स्थापित करने के लिए किया जाता है। एस.वी. लेबेडेव द्वारा विकसित रबर उत्पादन की दुनिया की पहली औद्योगिक विधि में सोडियम उत्प्रेरक का उपयोग शामिल था। सोडियम कार्बनिक संश्लेषण प्रक्रियाओं में भी भाग लेता है।

कई सोडियम यौगिक रासायनिक उद्योग के महत्वपूर्ण उत्पाद हैं। यह कास्टिक सोडा, या कास्टिक सोडा, या कास्टिक सोडा - NaOH है। सोडा ऐश या सोडियम कार्बोनेट। सोडियम कार्बोनेट एक डिकाहाइड्रेट क्रिस्टलीय हाइड्रेट बनाता है, जिसे क्रिस्टलीय सोडा के रूप में जाना जाता है। पोटेशियम कार्बोनेट, जिसे पोटाश के नाम से जाना जाता है, का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। तत्व का नाम अरबी के "नैट्रन" - सोडा से सोडियम रखा गया है।

>>रसायन विज्ञान: सरल पदार्थ - अधातु

nonmetals - ये रासायनिक तत्व हैं जो मुक्त रूप में सरल पदार्थ बनाते हैं जिनमें धातुओं के भौतिक गुण नहीं होते हैं। 109 रासायनिक तत्वों में से 87 धातु हैं, 22 अधातु हैं।

6. सरल पदार्थों के धातुओं और अधातुओं में विभाजन की सापेक्षता।

व्यक्तिगत महान धातुओं के नामों की व्युत्पत्ति पर विचार करें।

काव्यात्मक अभिव्यक्ति रासायनिक रूप से ग़लत क्यों है: "हवा में तूफ़ान था"?

अणुओं के निर्माण की योजनाएँ लिखिए: Na2, Br2, O2, N2। इन अणुओं में किस प्रकार का बंधन है?

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एक पदार्थ जिसमें उसके घटक परमाणु और अणु टकराव के बीच के अंतराल में लगभग स्वतंत्र रूप से और अव्यवस्थित रूप से चलते हैं, जिसके दौरान उनके आंदोलन की प्रकृति में तेज बदलाव होता है। फ्रांसीसी शब्द गाज़ ग्रीक "कैओस" से लिया गया है। पदार्थ की गैसीय अवस्था ब्रह्माण्ड में पदार्थ की सबसे सामान्य अवस्था है। सूर्य, तारे, अंतरतारकीय पदार्थ के बादल, नीहारिकाएं और ग्रहों के वायुमंडल में तटस्थ या आयनीकृत (प्लाज्मा) गैसें होती हैं। गैसें प्रकृति में व्यापक हैं: वे पृथ्वी के वायुमंडल का निर्माण करती हैं, ठोस पृथ्वी चट्टानों में महत्वपूर्ण मात्रा में पाई जाती हैं, और महासागरों, समुद्रों और नदियों के पानी में घुल जाती हैं। प्राकृतिक रूप से पाई जाने वाली गैसें आमतौर पर रासायनिक रूप से अलग-अलग गैसों का मिश्रण होती हैं।

गैसें समान रूप से उनके लिए उपलब्ध स्थान को भरती हैं, और तरल पदार्थ और ठोस पदार्थों के विपरीत, वे एक मुक्त सतह नहीं बनाते हैं। वे खोल पर दबाव डालते हैं जो उनके द्वारा भरे जाने वाले स्थान को सीमित कर देता है। सामान्य दबाव पर गैसों का घनत्व तरल पदार्थों के घनत्व से कई गुना कम होता है। ठोस और तरल पदार्थों के विपरीत, गैसों की मात्रा दबाव और तापमान पर काफी निर्भर करती है।

अधिकांश गैसों के गुण - पारदर्शिता, रंगहीनता और हल्कापन - ने उनका अध्ययन करना कठिन बना दिया, इसलिए गैसों की भौतिकी और रसायन विज्ञान धीरे-धीरे विकसित हुआ। केवल 17वीं शताब्दी में। यह सिद्ध हो गया कि हवा में वजन होता है (ई. टोरिसेली और बी. पास्कल)। उसी समय, जे. वैन हेल्मोंट ने हवा जैसे पदार्थों को नामित करने के लिए गैस शब्द की शुरुआत की। और केवल 19वीं सदी के मध्य तक। गैसों द्वारा पालन किये जाने वाले बुनियादी नियम स्थापित किये गये। इनमें बॉयल-मैरियट का नियम, चार्ल्स का नियम, गे-लुसाक का नियम, अवोगाद्रो का नियम शामिल हैं।

काफी दुर्लभ गैसों के गुणों का पूरी तरह से अध्ययन किया गया है, जिसमें सामान्य परिस्थितियों में अणुओं के बीच की दूरी 10 एनएम के क्रम पर होती है, जो अंतर-आणविक संपर्क बलों की कार्रवाई की त्रिज्या से काफी अधिक है। ऐसी गैस, जिसके अणु अक्रियाशील भौतिक बिंदु माने जाते हैं, आदर्श गैस कहलाती है। आदर्श गैसें बॉयल-मैरियट और गे-लुसाक के नियमों का सख्ती से पालन करती हैं। लगभग सभी गैसें न बहुत अधिक दबाव और न बहुत कम तापमान पर आदर्श गैसों के रूप में व्यवहार करती हैं।

गैसों का आणविक गतिज सिद्धांत गैसों को निरंतर अराजक (थर्मल) गति में कमजोर रूप से परस्पर क्रिया करने वाले कणों (अणुओं या परमाणुओं) के संग्रह के रूप में मानता है। गतिज सिद्धांत की इन सरल अवधारणाओं के आधार पर, गैसों के बुनियादी भौतिक गुणों, विशेषकर दुर्लभ गैसों के गुणों की व्याख्या करना संभव है। पर्याप्त रूप से विरल गैसों के लिए, अणुओं के बीच की औसत दूरी अंतर-आणविक बलों की कार्रवाई की त्रिज्या से काफी अधिक होती है। इसलिए, उदाहरण के लिए, सामान्य परिस्थितियों में गैस के 1 सेमी 3 में ~ 10 19 अणु होते हैं और उनके बीच की औसत दूरी ~ 10 -6 सेमी होती है। आणविक गतिज सिद्धांत के दृष्टिकोण से, गैस का दबाव असंख्य का परिणाम है जहाज की दीवारों पर गैस अणुओं के प्रभाव, समय के साथ और जहाज की दीवारों के साथ औसत होते हैं। सामान्य परिस्थितियों और पोत के स्थूल आयामों के तहत, सतह के 1 सेमी 2 पर प्रभावों की संख्या लगभग 10 24 प्रति सेकंड है।

एक आदर्श गैस की आंतरिक ऊर्जा (उसके सभी कणों की कुल ऊर्जा का औसत मूल्य) केवल उसके तापमान पर निर्भर करती है। एक मोनोआटोमिक गैस की आंतरिक ऊर्जा जिसमें स्वतंत्रता की 3 अनुवादात्मक डिग्री होती है और एन परमाणुओं से युक्त होती है, बराबर होती है:

जैसे-जैसे गैस का घनत्व बढ़ता है, उसके गुण आदर्श होना बंद हो जाते हैं, टकराव की प्रक्रियाएं तेजी से महत्वपूर्ण भूमिका निभाने लगती हैं, और अणुओं के आकार और उनकी परस्पर क्रिया को अब नजरअंदाज नहीं किया जा सकता है। ऐसी गैस को वास्तविक गैस कहते हैं। वास्तविक गैसों का व्यवहार, उनके तापमान, दबाव, भौतिक प्रकृति के आधार पर, आदर्श गैसों के नियमों से अधिक या कम सीमा तक भिन्न होता है। वास्तविक गैस के गुणों का वर्णन करने वाले मुख्य समीकरणों में से एक वैन डेर वाल्स समीकरण है, जिसकी व्युत्पत्ति में दो सुधारों को ध्यान में रखा गया था: अणुओं और उनके आकार के बीच आकर्षण बल।

किसी भी पदार्थ को दबाव और तापमान के उचित चयन द्वारा गैसीय अवस्था में परिवर्तित किया जा सकता है। इसलिए, गैसीय अवस्था के अस्तित्व के संभावित क्षेत्र को ग्राफिक रूप से चर में दर्शाया गया है: दबाव आर- तापमान टी(पर पी-टी-आरेख)। एक क्रांतिक तापमान Tk होता है, जिसके नीचे यह क्षेत्र उर्ध्वपातन (ऊर्ध्वपातन) और वाष्पीकरण वक्रों द्वारा सीमित होता है, अर्थात क्रांतिक pk के नीचे किसी भी दबाव पर एक तापमान होता है टी, उर्ध्वपातन या वाष्पीकरण वक्र द्वारा परिभाषित जिसके ऊपर कोई पदार्थ गैसीय हो जाता है। Tc से नीचे के तापमान पर, गैस को संघनित किया जा सकता है - एकत्रीकरण की दूसरी अवस्था (ठोस या तरल) में परिवर्तित किया जा सकता है। इस मामले में, गैस का तरल या ठोस में चरण परिवर्तन अचानक होता है: दबाव में मामूली बदलाव से पदार्थ के कई गुणों में बदलाव होता है (उदाहरण के लिए, घनत्व, एन्थैल्पी, ताप क्षमता, आदि)। गैस संघनन प्रक्रियाएं, विशेष रूप से गैस द्रवीकरण, अत्यधिक तकनीकी महत्व की हैं।

किसी पदार्थ की गैस अवस्था का क्षेत्र बहुत विशाल होता है, और तापमान और दबाव में परिवर्तन के साथ गैसों के गुण व्यापक सीमाओं के भीतर भिन्न हो सकते हैं। इस प्रकार, सामान्य परिस्थितियों में (0°C और वायुमंडलीय दबाव पर), गैस का घनत्व ठोस या तरल अवस्था में उसी पदार्थ के घनत्व से लगभग 1000 गुना कम होता है। दूसरी ओर, उच्च दबाव पर, पदार्थ, जिसे सुपरक्रिटिकल तापमान पर गैस माना जा सकता है, का घनत्व बहुत अधिक होता है (उदाहरण के लिए, कुछ तारों के केंद्र में ~ 10 9 ग्राम/सेमी 3)।

गैस अणुओं की आंतरिक संरचना दबाव, तापमान, घनत्व और उनके बीच संबंध पर बहुत कम प्रभाव डालती है, लेकिन इसके विद्युत और चुंबकीय गुणों को महत्वपूर्ण रूप से प्रभावित करती है। गैसों के कैलोरी गुण, जैसे ताप क्षमता, एन्ट्रॉपी आदि, अणुओं की आंतरिक संरचना पर भी निर्भर करते हैं।

गैसों के विद्युत गुण अणुओं या परमाणुओं के आयनीकरण की संभावना से निर्धारित होते हैं, अर्थात, गैस में विद्युत आवेशित कणों (आयनों और इलेक्ट्रॉनों) की उपस्थिति। आवेशित कणों की अनुपस्थिति में, गैसें अच्छी ढांकता हुआ होती हैं। आवेश सांद्रता बढ़ने से गैसों की विद्युत चालकता बढ़ जाती है। कई हजार K से ऊपर के तापमान पर, गैस आंशिक रूप से आयनित होती है और प्लाज्मा में बदल जाती है।

उनके चुंबकीय गुणों के अनुसार, गैसों को प्रतिचुंबकीय (अक्रिय गैसें, CO 2, H 2 O) और अनुचुंबकीय (O 2) में विभाजित किया जाता है। प्रतिचुंबकीय गैसों के अणुओं में कोई स्थायी चुंबकीय क्षण नहीं होता है और वे इसे केवल चुंबकीय क्षेत्र के प्रभाव में ही प्राप्त करते हैं। वे गैसें जिनके अणुओं में स्थायी चुंबकीय क्षण होता है, अनुचुंबक की तरह व्यवहार करती हैं।

आधुनिक भौतिकी में, गैसें न केवल पदार्थ की समग्र अवस्थाओं में से एक हैं। विशेष गुणों वाली गैसों में शामिल हैं, उदाहरण के लिए, धातु में मुक्त इलेक्ट्रॉनों का एक सेट (इलेक्ट्रॉन गैस), क्रिस्टल में फोनन (फोनन गैस)। ऐसे गैस कणों के गुणों का वर्णन किया गया है