पोलोनियम डाइऑक्साइड: Difference between revisions
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Latest revision as of 17:18, 16 July 2023
 | |
| Names | |
|---|---|
| Systematic IUPAC name
Polonium dioxide | |
| Identifiers | |
| ChemSpider | |
| UNII | |
| Properties | |
| PoO2 | |
| Molar mass | 240.98 g/mol[1] |
| Appearance | pale yellow crystalline solid[1][2][3] |
| Density | 8.9 g/cm3[1] |
| Melting point | 500 °C (932 °F; 773 K) (decomposes)[1][2] sublimes at 885 °C (under oxygen)[2][4] |
| Structure | |
| fluorite, Pearson symbol cF12 | |
| Fm3m (No 225) | |
a = 0.5637 nm[3]
| |
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).
| |
पोलोनियम डाइऑक्साइड (जिसे पोलोनियम (IV) ऑक्साइड के रूप में भी जाना जाता है) PoO2 सूत्र वाला एक रासायनिक यौगिक है। यह पोलोनियम के तीन ऑक्साइडों में से एक है, अन्य दो पोलोनियम मोनोऑक्साइड (PoO) और पोलोनियम ट्राइऑक्साइड (PoO3) हैं। यह कमरे के तापमान पर हल्के पीले रंग का स्फटिकीय ठोस होता है। कम दबाव (जैसे निर्वात ) के तहत, यह 500 डिग्री सेल्सियस पर प्राथमिक पोलोनियम और ऑक्सीजन में विघटित हो जाता है। यह पोलोनियम का सबसे स्थिर ऑक्साइड है और एक कैल्कोजन है।[5]
संरचना और स्वरूप
कमरे के तापमान पर, पोलोनियम डाइऑक्साइड में फलक केंद्रित क्यूबिक(घन) (फ्लोराइट) स्फटिक संरचना होती है; उच्च तापमान पर गर्म करने पर, यह चतुष्कोणीय स्फटिक प्रणाली में स्फटिकीकृत हो जाता है। घनीय रूप हल्का पीला होता है, जबकि चतुष्कोणीय रूप लाल होता है। पोलोनियम डाइऑक्साइड गर्म करने पर काला हो जाता है, और इसके उर्ध्वपातन बिंदु, 885 डिग्री सेल्सियस पर चॉकलेट सा भूरा होता है।[2][3] Po4+
आयन की आयनिक त्रिज्या 1.02 या 1.04 Å है; इस प्रकार, आयनिक त्रिज्या Po4+
/O2−
का अनुपात लगभग 0.73 है, जो क्यूबिक(घन) स्फटिक प्रणाली के लिए स्थिरता की निचली सीमा है, जिससे पोलोनियम डाइऑक्साइड को दो संशोधनों की अनुमति देता है| जब ताजा तैयार किया जाता है, तो पोलोनियम डाइऑक्साइड हमेशा चतुष्कोणीय रूप में होता है, और दृढ़ता से ठंडा होने के बाद क्यूबिक(घन) रूप में बदल जाता है।[6]
घटना
प्रकृति में पोलोनियम की कमी और डाइऑक्साइड बनाने के लिए आवश्यक उच्च तापमान (250 डिग्री सेल्सियस) के कारण पोलोनियम डाइऑक्साइड प्राकृतिक रूप से उत्पन्न नहीं होता है।[2]
तैयारी
पोलोनियम हाइड्रोक्साइड 250 डिग्री सेल्सियस पर ऑक्सीजन के साथ प्राथमिक पोलोनियम पर अभिक्रिया करके या पोलोनियम (IV) हाइड्रॉक्साइड (PoO(OH)2) के तापीय अपघटन द्वारा तैयार किया जाता है।, या विभिन्न पोलोनियम लवण जैसे पोलोनियम डाइसल्फेट (Po(SO4)2), पोलोनियम सेलेनेट (Po(SeO4)2), या पोलोनियम टेट्रानाइट्रेट (Po(NO3)4)[2][4] प्राप्त किया जाता है।
रसायन विज्ञान
जब हाइड्रोजन में रखा जाता है, तो पोलोनियम डाइऑक्साइड 200 डिग्री सेल्सियस पर धीरे-धीरे धात्विक पोलोनियम में अपचयित हो जाता है; यही अपचयन 250 डिग्री सेल्सियस पर अमोनिया या हाइड्रोजन सल्फाइड में होती है। जब 250 डिग्री सेल्सियस पर सल्फर डाइऑक्साइड में गर्म किया जाता है, तो एक सफेद यौगिक बनता है, संभवतः पोलोनियम सल्फाइट।[6] जब पोलोनियम डाइऑक्साइड को हाइड्रेट किया जाता है, तो पोलोनस अम्ल (H2PoO3), एक हल्का पीला, भारी अवक्षेप बनता है। इसके नाम के बावजूद, पोलोनस अम्ल एक उभयधर्मी यौगिक है, जो अम्ल और क्षार (रसायन विज्ञान) दोनों के साथ अभिक्रिया करता है।[2][4]
हाइड्रोजन हैलाइड् के साथ पोलोनियम डाइऑक्साइड के हैलोजनीकरण से पोलोनियम टेट्राहैलाइड्स प्राप्त होते हैं:[2]
- PoO2 + 4 HF → PoF4 + 2 H2O
- PoO2 + 4 HCl → PoCl4 + 2 H2O
- PoO2 + 4 HBr → PoBr4 + 2 H2O
- PoO2 + 4 HI → PoI4 + 2 H2O
अभिक्रियाओं में, पोलोनियम डाइऑक्साइड अपने समरूप टेल्यूरियम डाइऑक्साइड की तरह व्यवहार करता है,जिससे Po(IV) लवण बनता है; यद्यपि, काल्कोजन ऑक्साइड का अम्लीय गुण समूह में नीचे जाने पर कम हो जाता है, और पोलोनियम डाइऑक्साइड और पोलोनियम (IV) हाइड्रॉक्साइड उनके हल्के समरूपों की तुलना में बहुत कम अम्लीय होते हैं।[6] उदाहरण के लिए, सल्फर डाइऑक्साइड(SO2), सल्फर ट्राइऑक्साइड(SO3), सेलेनियम डाइऑक्साइड(SeO2) सेलेनियम ट्राइऑक्साइड(SeO3)और टेल्यूरियम ट्रायऑक्साइड(TeO3) अम्लीय होते हैं, लेकिन टेल्यूरियम डाइऑक्साइड(TeO2) उभयधर्मी है, और PoO2, उभयधर्मी होते हुए भी कुछ बुनियादी लक्षण भी दिखाता है।[7]
वायु में पोटेशियम हाइड्रोक्साइड या पोटेशियम नाइट्रेट के साथ पोलोनियम डाइऑक्साइड की अभिक्रिया रंगहीन पोटेशियम पोलोनाइट (K) प्राप्त होता है:[6]
- PoO2 + 2 KOH → K2PoO3 + H2O
- PoO2 + 2 KNO3 → K2PoO3 + 2 NO
पोलोनियम डाइऑक्साइड पोलोनाइट आयन (PoO2−
3) से निकटता से संबंधित है, पोलोनियम ट्राइऑक्साइड और पोलोनेट आयन (PoO2−
4) के बीच समान संबंध है।
अनुप्रयोग
बुनियादी अनुसंधान के बाहर पोलोनियम डाइऑक्साइड का कोई उपयोग नहीं है।[6]
सावधानियां
पोलोनियम डाइऑक्साइड जैसे सभी पोलोनियम यौगिक अत्यधिक रेडियोधर्मी होते हैं और इसलिए उन्हें दस्ताना बॉक्स में संभालना चाहिए। रेडियोधर्मी सामग्री को बाहर निकलने से रोकने के लिए दस्ताना बॉक्स को दस्ताने बॉक्स के समान एक अन्य बॉक्स में संलग्न किया जाना चाहिए, दस्ताने बॉक्स की तुलना में थोड़ा कम दबाव बनाए रखा जाना चाहिए। प्राकृतिक रबड़ से बने दस्ताने पोलोनियम से होने वाले विकिरण के विरुद्ध पर्याप्त सुरक्षा प्रदान नहीं करते हैं; इसके लिए सर्जिकल दस्ताने आवश्यक हैं। नियोप्रीन दस्ताने प्राकृतिक रबर की तुलना में पोलोनियम से निकलने वाले विकिरण को बेहतर ढंग से बचाते हैं।[6]
संदर्भ
- ↑ 1.0 1.1 1.2 1.3 Haynes, William M., ed. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). CRC Press. p. 4.81. ISBN 978-1-4398-5511-9.
- ↑ 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils (ed.), Inorganic Chemistry, translated by Eagleson, Mary; Brewer, William, San Diego/Berlin: Academic Press/De Gruyter, p. 594, ISBN 0-12-352651-5
- ↑ 3.0 3.1 3.2 Bagnall, K. W.; D'Eye, R. W. M. (1954). "The Preparation of Polonium Metal and Polonium Dioxide". J. Chem. Soc. RSC: 4295–4299. doi:10.1039/JR9540004295. Retrieved 12 June 2012.
- ↑ 4.0 4.1 4.2 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 780. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ↑ Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils (ed.), Inorganic Chemistry, translated by Eagleson, Mary; Brewer, William, San Diego/Berlin: Academic Press/De Gruyter, p. 585, ISBN 0-12-352651-5
- ↑ 6.0 6.1 6.2 6.3 6.4 6.5 Bagnall, K. W. (1962). "The Chemistry of Polonium". अकार्बनिक रसायन विज्ञान और रेडियोरसायन में अग्रिम. New York: Academic Press. pp. 197–230. ISBN 978-0-12-023604-6. Retrieved June 14, 2012.
- ↑ Ebbing, Darrell D.; Gammon, Steven D. (2009). सामान्य रसायन शास्त्र (9 ed.). Boston: Houghton Mifflin Company. p. 320. ISBN 978-0-618-85748-7. Retrieved June 14, 2012.
