Nometalllarning umumiy xarakteristikalari. VI A guruh elementlari. vi b guruhi elementlari Davriy sistemaning 6-asosiy kichik guruhi

17.07.2022

Shuningdek o'qing

Hinton rogue sharhlari. Syuzan Xinton "tashqarida" Syuzan Xintonning "Outlaws" kitobi haqida

"To'g'ri, aqldan ozgan, aybdor Moriarti" kitobining sharhlari "Haqiqiy, aqldan ozgan, aybdor"

To'liq quvvatdagi hayot - Jim Lauer, Toni Shvarts

Karib dengizining mashhur qaroqchilari, ularning yonida Jek Chumchuq filmi shunchaki bolakay

13541 0

16-guruhga O, S, Se, Te, Po kiradi (1 va 2-jadvallar). Bu guruh elementlarining valentlik qobig'ini s orbitalda ikkita elektron va p orbitalda to'rtta elektron hosil qiladi (s 2 p 4). "Xalkogen" so'zi "mis" va "tug'ilgan" degan ma'noni anglatuvchi ikkita yunoncha so'zdan iborat. Ko'pgina mis rudalari kislorod va oltingugurt bilan mis birikmalaridan iborat bo'lib, ularning ba'zilarida Se va Te ham mavjud. Eng muhim rudalarda oltingugurt bilan birikmalar mavjud, masalan, "xalkotsit" - mis (I) sulfid Cu 2 S, "xalkopirit" - CuFeS 2. Oltingugurtga yaqin bo'lgan elementlarga xalkofillar deyiladi. Bularga Cu, Pb, Zn, Hg, As, Sb kiradi. Bu metallar bo'lgan rudalar ma'lum - "galena" (qo'rg'oshin yorqinligi PbS), "sfalerit" (rux aralashmasi ZnS), "kinnabar" (HgS), "realgar" (As 4 S 4), "stibnit" (Sb 2 S 3) ).

1-jadval. 16-guruh metallarining ayrim fizik-kimyoviy xossalari

Ism	Aloqador, at. vazn	Elektron formula	Radius, pm	Asosiy izotoplar (%)
Kislorod Kislorod [yunon tilidan. ohu genlari - kislota hosil qiluvchi]			kovalent (yagona bog'lanish) 66
Oltingugurt oltingugurt [sanskrit, sulvere - oltingugurt, lat. Oltingugurt]			atom 104(S 8) kovalent 104
Selen Selen [yunon tilidan. Selene - Oy]		3d 10 4s 2 4r 4	atomik 215.2 (kulrang) kovalent 117
Tellurium Tellurium [latdan. tellus - yer]		4d 10 5s 2 5 R 4	atom 143.2, kovalent 137	128 Te (31,73)
Polonium Polonium [Polsha sharafiga]		4f 14 5d 10 6s 2 6r 4	atom 167, kovalent 153	210,211*,216,218 Po (izlar)

Qoida tariqasida, 16-guruh elementlari oksidlanish darajasi -2 ga teng bo'lgan birikmalar hosil qiladi, ayniqsa N va reaktiv metallar. Oksidlarda eng keng tarqalgan valentliklar +4 va +6. Boshqa guruhlarning p-elementlari singari, guruhning pastki qismiga o'tishda ular metall bo'lmagan xususiyatlardan metallga asta-sekin o'zgaradi: HAQIDA Va S- tipik metall bo'lmaganlar, Se Va Bular- yarim metallar, Ro- metall (yuqori radioaktiv).

2-jadval. Tanadagi tarkib, 16-guruh metallarining toksik (TD) va o'ldiradigan dozalari (LD)

Yer qobig'ida (%)	Okeanda (%)	Inson tanasida
Yer qobig'ida (%)	Okeanda (%)	O'rtacha (tana vazni 70 kg)		Qon (mg/l)
	Suvga kiritilgan				O 2 shaklida toksik bo'lmagan, O shaklida zaharli,
					toksik bo'lmagan
	(0,15-1,8)x10 -11		(0,42-1,9) x10 -4		TD 5 mg, LD nd
	(0,7-1,9)x10 -11				TD 0,25 mg, LD 2 g
Uran rudalaridagi izlar

Kislorod (O) - rangsiz, hidsiz gaz. Juda reaktiv, asil gazlardan tashqari barcha elementlar bilan oksidlar hosil qiladi. Sanoatda po'lat eritish, metall kesish va kimyoviy ishlab chiqarishda qo'llaniladi. Kislorodli birikmalar bilan H, Si, Ca, Al, F e er qobig'i massasining 49% ni, dunyo okeanlari massasining 89% ni va ikki atomli molekulalar shaklida HAQIDA Yer atmosferasining 2,21%. U ko'p yuz minglab birikmalarning bir qismidir va tirik organizmlarning nafas olish jarayonlarida ishtirok etishi uchun hayot uchun zarurdir. Bu Yerdagi kimyoviy va biologik evolyutsiyaning eng muhim omilidir. Faol shakllarni zararsizlantirish jarayonlarini buzish HAQIDA 2, metabolizm jarayonida hosil bo'lgan, tananing qarish jarayonini tezlashtiradi, deb ishoniladi.

Kislorod yuqori elektromanfiylikka ega (tegishli shkala bo'yicha 3,5), bu kuchli oksidlovchi xususiyatlarni ta'minlaydi. Oksid hosil bo'lish reaktsiyalari yuqori ekzotermikdir va ular kombinatsiyalangan yonish bilan birga bo'lishi mumkin. HAQIDA 2 ta element yoki birikma hosil bo'ladi. Kichik atom kattaligi va yuqori elektronegativligi tufayli kislorod boshqa elementlarning atomlarini yuqori oksidlanish darajasiga ega bo'lgan holatlarda barqarorlashtirishga qodir, masalan. Cl 2 O 7 2- yoki in Cr 2 O 7 2- . Metall elementlarning oksidlari odatda asosli, metall bo'lmagan elementlarning oksidlari esa kislotali. Shuning uchun ular bir-biri bilan qo'shilib, tuzlar hosil qilishi mumkin.

Tarkibi bo'yicha oksidlarning tasnifi mavjud: 1. Oddiy oksidlar faqat element va kislorod o'rtasidagi aloqalarni o'z ichiga oladi, masalan. MgO, SO 3 , SiO 2 . 2. Peroksidlar nafaqat element va kislorod o'rtasida, balki ikkita kislorod atomi o'rtasidagi aloqalarni ham o'z ichiga oladi, masalan, Na 2 O 2 va N 2 O 2. Peroksidlar kuchli oksidlovchi moddalardir. 3. Aralash oksidlar ikki oksidning aralashmasidir, masalan, trilead tetroksid (qizil qo'rg'oshin) Pb 3 O 4 - ikki qismning aralashmasi RbO va bir qism RbO 2 .

Kislorodning allotroplaridan biri triatomikdir ozon(O 3), tabiatda quyoshning ultrabinafsha nurlanishi yoki momaqaldiroq paytida elektr zaryadlari ta'sirida atmosferaning yuqori qatlamlarida hosil bo'ladi. Laboratoriya sharoitida ozonizatorlarda o'tish yo'li bilan ozon olinadi O 2 kuchsiz elektr razryad orqali. Hozirgi vaqtda ozon suv inshootlarida ichimlik suvini zararsizlantirish uchun ishlatiladi, chunki u oddiy ozonga qaraganda kuchliroq oksidlovchi vositadir. O 2. Ozon tanaga kirganda, o'pkaga ta'sir qiladi, peroksid metabolitlarini hosil qiladi.

O 2 aniq elektron yaqinlikka ega (142 kJ/mol). Bu anion superoksid ionini hosil qilishning yuqori qobiliyatini ta'minlaydi * O 2 - bu yuqori reaktiv radikal. Superoksid ionlarining bu xossalari ularning yuqori toksikligini aniqlaydi. Giperoksiya va ortiqcha ozon biomolekulalardagi kimyoviy bog'lanishlarning gomolitik (bog'lanish uzilishidan keyin umumiy elektronlar ikki atom o'rtasida teng taqsimlanganda) ajralishini boshlaydi. Bunday holda, juftlashtirilmagan elektronga ega radikallar hosil bo'ladi. Masalan, reaksiyaga kirishganda ROOH Bilan HAQIDA 2- uglerod peroksid hosil bo'ladi * ROO- va vodorod periks * NOO- radikallar. Superoksid ioni RH turidagi organik moddalar bilan, ayniqsa to'yinmagan bog'lanishlar bilan faol reaksiyaga kirishadi. Olingan organik radikallar organik moddalarning zanjirli oksidlanish jarayonini boshlaydi. To'plangan organik peroksidlar odatda yo'q qilinadi peroksidazlar, shuningdek antioksidantlar - tokoferol(E vitamini) va tiol birikmalari ( glutation, sistein).

Sog'lom organizmda kislorod radikallariga qarshi himoya mexanizmlarining bir necha darajalari mavjud: sitoxrom oksidaza(ortiqcha kislorod bilan deyarli buzilmagan), turli aminlar, g-aminobutirik kislota va boshqalar.

Oltingugurt (S) - tabiatda tabiiy shaklda, shuningdek metallarning sulfidli rudalarida (masalan, piritda - "temir pirit"ida - FeS 2, sink aralashmasi ZnS, galena PbS), tabiiy gazda H 2 S. Oltingugurt kimyo sanoati uchun asosiy element hisoblanadi. Bir nechta allotropik modifikatsiyaga ega, eng barqarorlari enantiotroplardir S 8. Ulardan iborat rombsimon limon sariqα -oltingugurt Va monoklinik asal sariqβ -oltingugurt. Boshqa allotroplar orasida ma'lum so'qmoqlar, amorf, kolloid va plastmassa oltingugurt. Dengiz suvida sulfat ionlari mavjud.

Atomlar S tashqi qobiqda 6 ta elektron bor va ularning yarmi toʻldirilgan 3p orbitallariga yana ikkita elektron qoʻshib sulfid ionini hosil qilishi mumkin. S 2- . Atomlar valentligi -2, +2, +4, +6 bo'lgan holatlarda mavjud bo'lishi mumkin. Bir nechta oksidlar ma'lum, ulardan ikkitasi eng muhimi: dioksid SO 2 va trioksid SO 3 .

Dioksid oltingugurt o'tkir bo'g'uvchi hidga ega bo'lgan zich rangsiz gaz bo'lib, zaif oltingugurt kislotasini hosil qilish uchun suvda oson eriydi. U pulpa sanoatida, matolarni oqartirish uchun, sabzavot va mevalarni uzoq muddatli saqlash uchun antiseptik sifatida ishlatiladi. Atmosferada trioksidga oksidlanib, kislotali yomg'ir paydo bo'lishiga olib keladi. Uning oksidlanishi atmosferada mavjud bo'lgan temir va marganetsning iz miqdori bilan katalizlanadi.

Trioksid kuchli oksidlovchi vosita bo'lib, aniq kislotali xususiyatlarga ega. Suv bilan ekzotermik reaksiyaga kirishib, kuchli sulfat kislota hosil qiladi. To'yingan eritma MgSO 4 *7H 2 O("Epsom tuzi") tibbiyotda yallig'lanishga qarshi vosita sifatida ishlatiladi.

Oltingugurt 6 organogendan biridir ( S, N, N, O, S, P), organik molekulalarning asosiy qismini tashkil qiladi. U sistein, sistin va metionin aminokislotalari shaklida barcha tirik mavjudotlarning biologik to'qimalarining bir qismidir. Fosfor kabi, u funktsional guruhlar va energiya tashuvchisi sifatida ishlaydi. Juftlangan sistein qoldiqlarining mavjudligi oqsillarda disulfid bog'lanishlarining paydo bo'lishiga olib keladi (- S-S-), ularning fazoviy tuzilishini aniqlash. Sulfidril (“tiol”) guruhlari (- SH) sistein molekulalari ko'plab fermentlarning faol markazlarining bir qismidir.

S metall atomlariga osonlik bilan elektronlarni beradi, yuqori barqarorlik konstantalari bilan koordinatsion birikmalar hosil qiladi, masalan, keratin miqdori yuqori bo'lgan tuzilmalarda (sochlar, tirnoqlar, patlar, tirnoqlar, tuyoqlar).

16-guruhning oxirgi uchta elementi ( Se, Te, Po) olti valentli ftoridlarni hosil qiladi, garchi oksidlanish jarayoni qiyin bo'lsa-da, ayniqsa davriy sistemada pastroq elementlar uchun. Ta'sir qiling inert juftlik- elementning valentlik elektronlaridan ikkitasi etishmayotgandek xatti-harakati. Selenidlar, telluridlar va metall polonidlar deyarli har doim mos keladigan sulfidlar bilan izomorf bo'ladi. Bu ularning tabiatda oltingugurt bilan birga mavjudligini tushuntiradi.

Selen (Se) - ayrim sulfidli rudalarda uchraydi. U misni elektrolitik tozalash jarayonida (qo'shimcha mahsulot sifatida) kumush allotropik modifikatsiyasi shaklida olinadi, uning kristalli tuzilishi spiral (bir yo'nalishda o'ralgan) zanjirlardan iborat. Se∞ yoki tsikllardan tashkil topgan kamroq barqaror qizil amorf kukun sifatida Se 8 toj shaklida. Selen havoda yonadi. Erish nuqtasi ostida (490 ° K) u yarim o'tkazgichdir. Muhim mulk Se yorug'likda elektr tokini hosil qilish qobiliyatidir. Shuning uchun u fotovoltaik kameralarda, fotokopilarda, quyosh batareyalarida va yarim o'tkazgichlarda qo'llaniladi.

Oksidlarda u ko'pincha +4 va +6 oksidlanish darajasini ko'rsatadi. Oksidlar selenga mos keladi ( H2SeO3) va selen ( H2SeO4) kislotalar. Oltingugurt trioksidi kabi SeO 3 kuchli oksidlovchi vositadir, lekin termodinamik beqarorlik tufayli tirik organizmlardagi selenatlar bioorganik birikmalarning sulfhidril guruhlari bilan oson reaksiyaga kirishadigan selenitlarga aylanadi. Kislotalar ikki asosli bo'lib, metall ionlari bilan ikkita tuz to'plamini hosil qiladi.

Ko'p ulanishlar Se juda zaharli, ayniqsa H 2 Se. Vodorod selenidning ruxsat etilgan maksimal kontsentratsiyasi gidrosiyan kislotasi kabi taniqli zahardan pastroq bo'lgan tartibdir. HCN. Juda past konsentratsiyalarda ham bosh og'rig'i va ko'ngil aynishiga olib keladi va yuqori konsentratsiyalarda shilliq qavatlarning o'tkir tirnash xususiyati keltirib chiqaradi. Barcha selenidlar, ko'plab organik birikmalar Se, teri bilan aloqa qilganda eriydigan selenitlar va selenatlar ekzema va mahalliy yallig'lanishni keltirib chiqaradi. Selenid bilan zaharlanish hidning buzilishi va terlashning kuchayishi bilan namoyon bo'ladi; ularning tanadan chiqishi asta-sekin sodir bo'ladi. Selen birikmalaridan faqat sulfidlar Se 2 S uchun SeS 3 (Bagnal, 1971). Sulfid SeS 2 tasi kosmetikada qo'llaniladi. Ortiqcha Se tuproqda chorvachilikda "alkololiz" kasalligini keltirib chiqaradi.

Organik kislotalar bilan Se +2 valentlikka ega tuzlar hosil qiladi. Faqat oddiy tuzlar ma'lum: metil tiosulfonatlar Se(S 2 O 2 CH 3) 2, dialkil ditiokarbamatlar Se(S 2 CNR 2) 2 va alkil ksantogenatlar Se(S 2 COR) 2. Ular qizdirilganda osongina yo'q qilinadi. Oddiy uglerod selenidlaridan turli xil uglerod birikmalari ham ma'lum CSe 2 va CSSe selenantren, sikloselenopropan va selenonaften kabi to'yingan va to'yinmagan heterosiklik molekulalarga (1-rasm). Uglerod birikmalarining biologik reaksiyalari Se yomon o'rganilgan.

Guruch. 1.

Surunkali ta'sir qilish uchun Se jigar va buyraklarda, shuningdek, boshqa organlarda to'planadi: sezilarli miqdorda suyaklar, soch va tirnoqlarda, minimal miqdorda miyada. Se selenoproteinlar, xususan, protezlar guruhining bir qismidir glutation peroksidaza, bu tokoferol (E vitamini) bilan birgalikda hujayra membranalarini erkin radikallar ta'siridan himoya qiladi. Yuqori faol erkin radikal birikmalar bir qator muhim jarayonlarda, masalan, fagotsitlarning faollashishi yoki ionlashtiruvchi nurlanish ta'sirida hosil bo'lishi mumkin.

Selepoproteinlar kabi muhim fermentlardir deiodiaz, tiroksinning gomeostazini ta'minlash va kalsitonin orqali - gomeostaz Sa, selenoprotein N miotsitlar regeneratsiyasini tartibga solish. Ko'rinishidan, selenoproteinlar tananing virusga qarshi himoyasida muhim rol o'ynaydi. Xitoyning ayrim hududlarida selen etishmovchiligi aniqlangan va endemik kardiyomiyopatiya ("Keshan kasalligi") bilan namoyon bo'ladi. Antioksidant xususiyatlari Se saraton kasalligining oldini olish uchun ishlatiladi.

Tellur (Te) - boshqa metallar bilan birga keladi (masalan, mineral tarkibidagi oltin kalaverit); misni tozalash vaqtida anodli loydan olinadi. Noyob mineral sifatida uchraydi tellurit. Sof metall Bular U kumush-oq ko'rinadi, havoda yonadi va har qanday shaklda zaharli hisoblanadi. Bug'ning sarimsoq hidi bor. Sanoatda u qotishmalarda mexanik xususiyatlarini yaxshilash uchun, kimyoviy reagentlar, katalizatorlar ishlab chiqarish uchun, elektronikada esa yarim o'tkazgich sifatida ishlatiladi.

Poloniy (Po) juda kam uchraydigan va uchuvchan radioaktiv kumush-kulrang metalldir. Vismut atomlari neytronlar tomonidan bombardimon qilinganda hosil bo'ladi. U kosmik qurilmalarda issiqlik manbai va ilmiy tadqiqotlar uchun alfa zarrachalar manbai sifatida ishlatiladi. Yuqori parchalanish energiyasi tufayli juda zaharli.

Tibbiy bioanorganiklar. G.K. Barashkov

6-guruh elementlarining umumiy tavsifi.
Elementlarning davriy sistemasining oltinchi guruhi ikkita kichik guruhdan iborat: asosiy guruh - kislorod, oltingugurt, selen, tellur va poloniy va ikkinchi darajali guruh - xrom, molibden va volfram. Asosiy kichik guruhda selen kichik guruhi (selen, tellur va poloniy) ajralib turadi, ikkilamchi kichik guruh xrom kichik guruhi deb ataladi. Asosiy kichik guruhning barcha elementlari, kisloroddan tashqari, elektronegativ ionlarni hosil qiluvchi ikkita elektron qo'shishi mumkin. Biz bilan texnologiya ob'ekti uchun xavfsizlik ma'lumotlar varag'ini ishlab chiqish tafsilotlarini ko'ring.

Asosiy kichik guruhning elementlari tashqi elektronga ega

sathi oltita elektronga ega (s2r4). Kislorod atomlari ikkita juftlashtirilmagan elektronga ega va d-darajasi yo'q. Shuning uchun kislorod asosan -2 oksidlanish darajasini va faqat ftor +2 bo'lgan birikmalarda namoyon bo'ladi. Oltingugurt, selen, tellur va poloniyning tashqi darajasida (s2p4) oltita elektron bor, lekin ularning barchasi to'ldirilmagan d-darajaga ega, shuning uchun ular oltitagacha juftlashtirilmagan elektronga ega bo'lishi mumkin va -2, +4 va + oksidlanish darajasini ko'rsatishi mumkin. birikmalarda 6.

Ushbu elementlarning faolligidagi o'zgarishlar sxemasi galogenlarning kichik guruhidagi kabi: telluridlar eng oson oksidlanadi, keyin selenidlar va sulfidlar. Oltingugurtning kislorodli birikmalaridan eng barqarori oltingugurt (VI) birikmalari, tellur uchun esa tellur (IV) birikmalaridir. Selen birikmalari oraliq pozitsiyani egallaydi.

Selen va tellur, shuningdek, ularning ma'lum metallar bilan birikmalari (indiy, talliy va boshqalar) yarim o'tkazuvchanlik xususiyatiga ega va radioelektronikada keng qo'llaniladi. Selen va tellur birikmalari juda zaharli hisoblanadi. Ular shisha sanoatida rangli (qizil va jigarrang) ko'zoynaklar ishlab chiqarish uchun ishlatiladi.

Xrom kichik guruhining elementlarida d-darajasi to'ldiriladi, shuning uchun ularning atomlarining s-darajasida bitta (xrom va molibden uchun) yoki ikkita (volfram uchun) elektron mavjud. Ularning barchasi +6 maksimal oksidlanish darajasini ko'rsatadi, ammo molibden va ayniqsa xrom, ular past oksidlanish darajasiga ega bo'lgan birikmalar bilan tavsiflanadi (molibden uchun +4 va xrom uchun +3 yoki +2). Xrom (III) birikmalari juda barqaror va alyuminiy birikmalariga o'xshaydi. Xrom kichik guruhining barcha metallari keng qo'llaniladi.

Molibden birinchi marta 1778 yilda K.V.Scheele tomonidan olingan. U qurol bochkalari, zirhlar, oʻqlar va boshqalar ishlab chiqarishda qoʻllaniladi. filamentlarni ishlab chiqarish uchun juda oz foydalanish , lekin shisha bilan eritish uchun yaxshi qobiliyatga ega, shuning uchun u cho'g'lanma lampalarda volfram filament ushlagichlarini tayyorlash uchun ishlatiladi.

Volfram ham 178 yilda K.V.Scheele tomonidan kashf etilgan! d) maxsus po'latlarni ishlab chiqarish uchun ishlatiladi. Po'latga volfram qo'shilishi uning qattiqligi, elastikligi va mustahkamligini oshiradi. Xrom bilan birgalikda volfram po'latga juda yuqori haroratlarda qattiqlikni saqlash qobiliyatini beradi, shuning uchun bunday po'latlar yuqori tezlikda ishlaydigan stanoklar uchun kesgichlar tayyorlash uchun ishlatiladi. Sof volfram metallar orasida eng yuqori erish nuqtasiga ega (3370 ° C), shuning uchun u cho'g'lanma lampalardagi filamentlarni tayyorlash uchun ishlatiladi. Volfram karbid juda yuqori qattiqlik va issiqlikka chidamliligi bilan ajralib turadi va o'tga chidamli qotishmalarning asosiy komponentidir.

Kislorod kichik guruhida Atom soni ortishi bilan atomlarning radiusi ortadi va elementlarning metall xossalarini tavsiflovchi ionlanish energiyasi kamayadi. Shuning uchun 0--S--Se--Te--Po qatorida elementlarning xossalari metall boʻlmagandan metallga oʻzgaradi. Oddiy sharoitlarda kislorod odatiy metall bo'lmagan (gaz), poloniy esa qo'rg'oshinga o'xshash metalldir.

Elementlarning atom soni ortishi bilan kichik guruhdagi elementlarning elektron manfiylik qiymati kamayadi. Salbiy oksidlanish holatlari tobora kam uchraydi. Oksidlanishning oksidlanish holati kamroq xarakterli bo'ladi. 0 2 --S-Se--Te qatoridagi oddiy moddalarning oksidlanish faolligi pasayadi. Shunday qilib, oltingugurt ancha zaif bo'lsa-da, selen vodorod bilan bevosita o'zaro ta'sir qiladi, keyin tellur u bilan reaksiyaga kirishmaydi.

Elektromanfiylik bo'yicha kislorod ftordan keyin ikkinchi o'rinda turadi, shuning uchun boshqa barcha elementlar bilan reaktsiyalarda u faqat oksidlovchi xususiyatni namoyon qiladi. Xususiyatlariga ko'ra oltingugurt, selen va tellur. oksidlovchi-qaytaruvchi moddalar guruhiga kiradi. Kuchli qaytaruvchi moddalar bilan reaksiyalarda ular oksidlovchi xossalarini namoyon qiladi va kuchli oksidlovchi moddalarga ta'sir qilganda. ular oksidlanadi, ya'ni qaytaruvchi xususiyatni namoyon qiladi.

| | 3 | | | |

Elementlarning davriy sistemasining oltinchi guruhi ikkita kichik guruhdan iborat: asosiy guruh - kislorod, oltingugurt, selen, tellur va poloniy va ikkinchi darajali guruh - xrom, molibden va volfram. Asosiy kichik guruhda selen kichik guruhi (selen, tellur va poloniy) ajralib turadi, ikkilamchi kichik guruh xrom kichik guruhi deb ataladi. Asosiy kichik guruhning barcha elementlari, kisloroddan tashqari, elektronegativ ionlarni hosil qiluvchi ikkita elektron qo'shishi mumkin.

Asosiy kichik guruhning elementlari tashqi elektronga ega

72. Kislorod

Kislorod 1769-1770 yillarda shved kimyogari K.V.Scheele tomonidan kashf etilgan. va ingliz kimyogari D. J. Pristli 1774 yilda

Tabiatda bo'lish. Kislorod tabiatdagi eng keng tarqalgan elementdir. Uning er qobig'idagi miqdori og'irligi bo'yicha 47,00% ni tashkil qiladi. Erkin holatda u atmosferada joylashgan (og'irligi bo'yicha taxminan 23%), suvning bir qismi (88,9%), er qobig'ini tashkil etuvchi barcha oksidlar, kislorod o'z ichiga olgan tuzlar, shuningdek, o'simlikning ko'plab organik moddalari. va hayvonlarning kelib chiqishi.

KİRPAN (anabasis), gʻoz oyoqdoshlar oilasiga mansub koʻp yillik oʻtlar yoki butalar turkumi. KELISHDIKMI. Markazda 30 tur. Osiyo, Yevropaning janubida, shimolda. Afrika, lekin asosan chorshanba kuni. Osiyo. Ba'zi turlari tuya va qo'ylar uchun yaylov ozuqasi hisoblanadi. Ba'zan don oilasining ba'zi turlari (paizu, tovuq tariqlari) hovli o'ti deb ham ataladi.

NILSBOHRIUM (lot. Nielsbohrium), Ns, sunʼiy yoʻl bilan olingan radioaktiv kimyoviy element V gr. davriy sistema, atom raqami 105. Eng barqaror izotop 262Ns (yarim yemirilish davri 40 s). 1970 yilda SSSR va AQShda olingan. Sovet fiziklarining taklifi bilan Nils Bor nomi bilan atalgan; Amerikalik olimlar O.Gan sharafiga "ganium" nomini taklif qilishdi. Ism hali aniqlanmagan.

KOKOV Valeriy Muxamedovich (1941 y. t.), rus davlat arbobi, Kabardin-Balkar Respublikasi prezidenti (1993). 1990—91-yillarda Kabardin-Balkar Avtonom Sovet Sotsialistik Respublikasi Oliy Kengashi raisi, 1991-92-yillarda Kabardino-Balkar Respublikasi Vazirlar Kengashi raisining birinchi oʻrinbosari. 1993-95 yillarda Rossiya Federatsiyasi Federal Majlisi Federatsiya Kengashi deputati, 1995 yildan Federatsiya Kengashi a'zosi. 1997 yilda u ikkinchi muddatga prezident etib saylandi.

Yaxshi ishingizni bilimlar bazasiga topshirish juda oson. Quyidagi shakldan foydalaning

Talabalar, aspirantlar, bilimlar bazasidan o‘z o‘qishlarida va ishlarida foydalanayotgan yosh olimlar sizdan juda minnatdor bo‘lishadi.

E'lon qilingan http://www.allbest.ru

ELEMENTLAR KIMYOSIVIGURUHLAR

Kimyoviy elementlar davriy sistemasining 16-guruhi D.I. Mendeleyev Xalkohemniy (yunoncha chblkpt — mis (keng maʼnoda), ruda (tor maʼnoda) va genpt — tugʻuvchi)dan iborat. Ushbu kimyoviy elementlarga kislorod (O), oltingugurt (S), selen (Se), tellur (Te), radioaktiv poloniy (Po) va sun'iy ravishda ishlab chiqarilgan jigarmoriy (Lv) kiradi. Bu elementlarning barchasi tabiiy ravishda uchraydi (Lv dan tashqari) va har birida bir nechta tabiiy izotoplar mavjud (Po dan tashqari). Ularning barchasi p-elementlardir. Ularning elektron qobiqlarining valentlik darajasining tuzilishi formulaga mos keladi ns 2 n.p. 4 .

kislorod oltingugurt selen tellur poloniy

1. Kislorod

Yerda eng keng tarqalgan element: havoda - hajmi bo'yicha 21% (O 2 va O 3 shaklida joylashgan), er qobig'ida - og'irlik bo'yicha - 49%, gidrosferada - og'irlik bo'yicha 89%, tirik organizmlarda. - og'irlik massasining 65% gacha. Er qobig'ida u turli xil minerallar shaklida bo'ladi, ular oksidlar (masalan, Al 2 O 3, SiO 2, Cu 2 O, SnO 2) va tuzlar (masalan, FeCO 3, CaSO 4, Ca 3 ) (PO 4) 2).

Atom

Tartib raqami 8, elektron tuzilishi: 1s 2 2s 2 2p 4

Valentlik

II, CO da - DAS tufayli III valentlik.

Oksidlanish holatlari

1) -2 - oksidlar, gidroksidlar, tuzlar;

2) -1 - peroksidlar;

3) -1/2, -1/3 - superoksidlar, ozonidlar;

4) +2 - OF 2, +1 - O 2 F 2.

Elektromanfiylik

Tabiiy kislorodning izotoplari

O (99,76%), O (0,04%), O (0,20%).

Jismoniy xususiyatlar

Kislorod rangsiz, hidsiz va ta'msiz gaz bo'lib, havodan biroz og'irroqdir. Suvda yomon eriydi. Suyuq kislorod ko'k rangli suyuqlik bo'lib, -183 0 S da qaynaydi. Magnit tomonidan tortiladi. Qattiq kislorod -218,7 0 S da eriydigan ko'k rangli kristallardir.

Molekula tuzilishi

Molekula qo'sh bog' bilan bog'langan ikkita atomdan iborat. Bog'lanish kovalent qutbsizdir.

Allotropik modifikatsiyalar (o'zgarishlar)

O 2 va O 3 (ozon).

Qabul qilish usullari

1) Sanoat usuli: suyuq havoni distillash;

2) Laboratoriya usuli: tarkibida kislorod bo'lgan ba'zi moddalarning parchalanishi (t 0 C ta'siri).

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (k - MnO 2)

2H2O2 = 2H2O + O2 (k - MnO 2)

2HgO = 2Hg + O2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Kislorodni yig'ish usullari

Kimyoviy xossalari

1) HeMet bilan o'zaro ta'siri (ftor va asal gazlardan tashqari): OKSIDLAR hosil bo'ladi - oksidlanish holatida kislorod bilan ikkilik birikmalar -2:

Si + O 2 = SiO 2 (t=400-500 0 S)

· Uglerod, fosfor va mishyak bilan oʻzaro taʼsirlashganda kislorod miqdoriga qarab turli oksidlar hosil boʻladi:

C + O 2(g) = CO2; C + O 2 (hafta) = CO

· Oltingugurt bilan o'zaro ta'sirlashganda, ikkinchisi oltingugurt dioksidigacha oksidlanadi (kislorodning keyingi ta'siri yuqori oksidning hosil bo'lishiga olib keladi - SO 3):

· Ftor bilan o'zaro ta'sirlashganda kislorod FLUORID hosil bo'ladi:

2F 2 + O 2 = 2OF 2

2) Met bilan o'zaro ta'siri: asosiy va amfoter oksidlar hosil bo'ladi:

4Al + 3O 2 = 2AL 2 O 3

· Natriy bilan o'zaro ta'sirlashganda peroksid hosil bo'ladi:

Na + O 2 = Na 2 O 2

· Kaliy, rubidiy va seziy bilan o'zaro ta'sirlashganda superoksidlar hosil bo'ladi:

· Temir bilan o'zaro ta'sirlashganda oksidlar aralashmasi hosil bo'ladi:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (Fe 2 O 3 * FeO)

· Marganets bilan o'zaro ta'sirlashganda marganets dioksidi hosil bo'ladi:

3) Murakkab moddalar bilan o'zaro ta'siri:

· Sulfidlar, vodorod birikmalarini yoqish va qovurish:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Pastki oksidlarning yuqori oksidlarga oksidlanishi:

FeO + O 2 = Fe 2 O 3

· gidroksidlar va tuzlarning suvli eritmalarda oksidlanishi: agar modda havoda beqaror bo'lsa:

2HNO2 + O2 = 2HNO3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

Katalizatorlar ishtirokida oksidlanish:

ammiak: NH 3 + O 2 = NO + H 2 O

organik moddalar: C 2 H 5 OH + O 2 = CH 3 -COH va boshqalar. (k - Cu; t 0 C)

Kislorodni qo'llash

Kislorod tibbiyotda, portlatish ishlarida, metallarni payvandlashda, metallarni kesishda, aviatsiyada nafas olishda, aviatsiyada dvigatellarda, metallurgiyada ishlatiladi.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

C 6 H 10 O 5 + 6O 2 = 5CO 2 + 6H 2 O

Bu jarayonlarning barchasida uglerod oksidi (IV) hosil bo'ladi. Uglerod oksidi (IV) ni bog'lashning yagona tabiiy jarayoni quyosh nuri ta'sirida yashil o'simliklarda sodir bo'ladigan fotosintez jarayonidir:

6CO 2 + 6H 2 O = C 5 H 12 O 6 + O 2 (k - hv)

Bunday holda, glyukoza hosil bo'ladi - o'simlik to'qimalarining qurilishi uchun asos.

Agar modda kislorod bilan sekin reaksiyaga kirsa, unda bunday oksidlanish sekin deb ataladi. Bu, masalan, oziq-ovqatning parchalanishi va chirish jarayonlari.

Ozon

Ozon kislorodning allotropik modifikatsiyasidir.

Jismoniy xususiyatlar

Yangi qarag'ay ignalari hidi bilan gaz rangsizdir.

Kvitansiya

1) Havoning ozonlanishi: 3O 2 2O 3

2) Momaqaldiroq paytida (tabiatda);

3) Laboratoriyada - ozonizatorda.

Kimyoviy xossalari

1) Beqaror, oson parchalanadi: O 3 O 2 + O. . Bu juda kuchli oksidlovchi ATOM kislorodini hosil qiladi. U bo'yoqlarni rangsizlantiradi, UV nurlarini aks ettiradi va mikroorganizmlarni yo'q qiladi;

2) Kuchli oksidlovchi, kisloroddan kuchli:

6NO 2 + O 3 = 3N 2 O 5

3PbS + 4O 3 = 3PbSO 4

3) Ozonga sifatli reaktsiya: kaliy yodid bilan reaksiya, yodning sariq-jigarrang rangi paydo bo'ladi:

2KI + O 3 = 2KOH + I 2 + O 2

Vodorod periks

Ushbu moddaga alohida e'tibor qaratish lozim, chunki barcha kislorod birikmalaridan vodorod periks ko'pincha sterilizatsiya qiluvchi va antiseptik vosita sifatida ishlatiladi.

Molekula tuzilishi

H 2 O 2 yoki N-O-O-N

Jismoniy xususiyatlar

Bu rangsiz, beqaror suyuqlikdir. Zichligi 1,45 g/sm3. Uning konsentrlangan eritmasi (30%) portlovchi va perhidrol deb ataladi.

Kvitansiya

Metall peroksidlarning suv yoki kislotalar bilan gidrolizlanishi:

BaO 2 + H 2 SO 4 = H 2 O 2 + BaSO 4

Kimyoviy xossalari

1) parchalanish:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (t 0 C, k - MnO 2)

2) Vodorod periks ham oksidlovchi, ham qaytaruvchi vosita bo'lishi mumkin:

Oksidlanish xossalari ko'proq xarakterlidir - H 2 O yoki OH ga aylanadi -:

Na 2 S +4 O 3 + H 2 O 2 = Na 2 S +6 O 4 + H 2 O

(oraliq oksidlanish holatidagi metall bo'lmaganlar yuqori oksidlanish darajasiga qadar oksidlanadi)

2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Fe(OH) 3

2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O

(sulfidlar sulfatlarga aylanadi)

2Cr +3 Cl 3 + 3H 2 O 2 + 10KOH = 2K 2 Cr +6 O 4 + 6KCl + 8H 2 0

(har qanday xrom birikmasi +3 oksidlanadi +6)

· Qaytaruvchi xususiyatlar - O 2 ga kiradi:

CaOCl 2 + H 2 O 2 = CaCl 2 + O 2 + H 2 O

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 O 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3O 2 + 7H 2 O

Metall peroksidlar va superoksidlar

Ushbu birikmalarning kimyoviy xossalari o'ziga xos xususiyatga ega: kislorod ORRda, shuningdek, suv bilan parchalanish reaktsiyalarida hosil bo'ladi:

Kimyoviy xossalari

1) Suv bilan parchalanishi:

Na 2 O 2 + H 2 O = H 2 O 2 + NaOH

K 2 O 2 + H 2 O = H 2 O 2 + O 2 + KOH (t 0 S da)

2) Ular kuchli oksidlovchi moddalardir:

KO 2 + Al = KAlO 2

3) Ba'zi reaksiyalarda ular qaytaruvchi xususiyatga ega:

2KMnO 4 + 5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

4) Karbonat angidrid bilan o'zaro ta'sir qilish:

Na 2 O 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2

Kvitansiya

1) Me (ishqoriy va Ba) + kislorod:

Na + O 2 = Na 2 O 2

2) Metall oksidlari + kislorod:

2K 2 O + 3O 2 = 4KO 2

2. Oltingugurt

Oltingugurt 16-guruh elementi, kimyoviy elementlar davriy sistemasining uchinchi davri D.I. Mendeleev, atom raqami 16. Metall bo'lmagan xususiyatlarni ko'rsatadi. S (lotin oltingugurt) belgisi bilan belgilanadi.

Atom

Tartib raqami 16, elektron tuzilishi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4.

Valentlik

Oksidlanish holatlari

1) -2 - sulfidlar;

2) 0 - atom;

3) +4 - tuzlar, kislotalar;

4) +6 - tuzlar, kislotalar.

Elektromanfiylik

Jismoniy xususiyatlar

Sariq kristall qattiq modda, suvda erimaydi, suv bilan namlanmaydi (er yuzasida suzadi), qaynash nuqtasi = 445 0 S.

Allotropik modifikatsiyalar

1) kristalli:

· Rombik oltingugurt - S 8 - eng barqaror modifikatsiya;

· Monoklinik oltingugurt - quyuq sariq ignalar. 960S dan yuqori haroratlarda barqaror, normal sharoitda u rombsimonga aylanadi;

2) Plastmassa oltingugurt jigarrang kauchuksimon (amorf) massadir.

Tabiatda bo'lish

1) tabiiy oltingugurt;

2) Sulfidlar: rux ZnS, simob PbS (kinnabar), temir FeS 2 (pirit);

3) Sulfatlar: gips CaSO 4 *2H 2 O, Glauber tuzi Na 2 SO 4 *10H 2 O.

Oltingugurt olish

1) Sulfidlarni termik parchalanish usuli:

2) oltingugurt dioksidini (IV) uglerod bilan qaytarilishi: SO 2 - oltingugurt rudalaridan metallarni eritishda qo'shimcha mahsulot.

SO 2 + C = S + CO 2

3) SO 2 va H 2 O aralashmasida kislorod yoki oltingugurt dioksidi (IV) etishmasligi bilan vodorod sulfidining oksidlanishi (metallurgiya va koks batareyalarining chiqindi bug'lari):

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

(oxirgi reaktsiya tabiatda vulqon otilishi paytida ham sodir bo'ladi)

4) Tabiiy gaz, neft va tegishli neft mahsulotlaridan izolyatsiya.

Kimyoviy xossalari

Oddiy sharoitlarda oltingugurtning kimyoviy faolligi past, lekin qizdirilganda oltingugurt juda faol bo'lib, oksidlovchi va qaytaruvchi vosita bo'lishi mumkin.

1) Men bilan munosabat:

· Ishqoriy Me bilan isitishsiz:

2Na + S = Na 2 S

· Menning qolgan qismi bilan (Au, Pt dan tashqari) - yuqori haroratlarda:

2Al + 3S = Al 2 S 3

2) NeMe bilan o'zaro aloqa:

· Vodorod bilan: H 2 + S = H 2 S;

· Fosfor bilan: 2P + 3S = P 2 S 3;

· Kislorod bilan: S + O 2 = SO 4;

· Galogenlar bilan: oltingugurtning galogenlarga nisbatan kimyoviy faolligi ftordan yodgacha bo‘lgan tartibda kamayadi: oltingugurt xona haroratida ftor bilan, brom va xlor bilan o‘zaro ta’sir qiladi – qizdirilganda yod bilan birikmalar olinmaydi: S + Cl 2 = SCl 2

Uglerod bilan: C + S = CS 2

3) Oksidlovchi kislotalar bilan o'zaro ta'siri (qizdirilganda):

S + 6HNO 3 (konc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

4) Ishqor bilan o'zaro ta'siri (disproporsiya):

3S 0 + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O (qaynoq)

Oltingugurtni qo'llash

Oltingugurt sulfat kislota ishlab chiqarishda, kauchukni vulkanizatsiya qilishda, gugurt va qora kukun ishlab chiqarishda, teri kasalliklariga qarshi malhamlar tarkibiga kiradigan dori sifatida ishlatiladi.

Qishloq xo'jaligida mayda kukun shaklida oltingugurt o'simliklar, asalarilar va boshqa uy hayvonlari kasalliklariga qarshi kurashda ishlatiladi.

Kundalik hayotda oltingugurt ko'pincha zaharli simobni simob sulfidiga bog'lash va keyin uni olib tashlash uchun ishlatiladi.

Vodorod sulfidi

Vodorod sulfidi molekulasi markazda oltingugurt atomiga ega bo'lgan suv molekulasi kabi burchak shakliga ega. Biroq, suvdan farqli o'laroq, vodorod sulfidi molekulalari bir-biri bilan vodorod aloqalarini yaratishga qodir emas.

Vodorod sulfidi chirigan tuxumlarning o'ziga xos hidiga ega bo'lgan rangsiz gazdir.

t qaynatish = -60 0 C.

Vodorod sulfidining suvdagi eritmasi gidrosulfid kislotasi deb ataladi - bu juda zaif ikki asosli kislota (karbon kislotasidan zaifroq). Vodorod sulfidi juda zaharli hisoblanadi.

Vodorod sulfidi vulqon gazlari tarkibiga kiradi va ba'zi mineral buloqlar suvida ham uchraydi.

Kvitansiya

1) Tabiatda vodorod sulfidi oqsillarning parchalanishi paytida hosil bo'ladi;

2) Laboratoriyada quyidagi usullarda olinadi:

Oddiy moddalardan bevosita sintez:

· Sulfidlardan siljish bo'yicha, temirning chap tomonida joylashgan kuchlanish qatorida:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Alyuminiy sulfidning sovuqda gidrolizi:

Kimyoviy xossalari

Vodorod sulfidi reaksiyalarda kuchli qaytaruvchi xossalarini namoyon qiladi.

1) 700 0 C gacha qizdirilganda havo kislorodi bilan o'zaro ta'siri (portlash bilan):

2H 2 S + 3O 2 (g) = 2SO 2 + 2H 2 O + Q

2H 2 S + O 2 (wk) = 2H 2 O + 2S

2) Galogenlar bilan o'zaro ta'siri:

H 2 S + I 2 = 2HI + S

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl

3) Ishqorlar bilan o'zaro ta'siri: ikki qator tuzlarni hosil qiladi - o'rta (sulfidlar) va kislotali (gidrosulfidlar):

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O

4) Og'ir metallarning eruvchan tuzlari: mis, kumush, qo'rg'oshin, simob bilan o'zaro ta'siri, QORA juda oz eriydigan sulfidlarni hosil qiladi:

5) Oltingugurt hosil bo'lgan o'rta faollikdagi oksidlovchi moddalar bilan va kuchli oksidlovchi moddalar bilan o'zaro ta'siri - sulfat kislotaga oksidlanadi:

H 2 S + Br 2 = S + 2HBr

H 2 S + 2FeCl 3 = 2FeCl 2 + S + 2HCl

H 2 S + 4Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl

3H 2 S + HNO 3 (konk) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

H 2 S + 3H 2 SO 4 (konc) = 4SO 2 + 4H 2 O

H 2 S + 4PbO 2 = H 2 SO 4 + 4PbO

6) qizdirilganda oddiy moddalarga parchalanadi:

7) Kumush bilan o'zaro ta'siri:

2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O

8) Suvdagi dissotsiatsiya: asosan birinchi bosqichda:

HS - H + + S 2- (kamdan-kam)

9) Vodorod sulfidi va eriydigan sulfidlarga sifatli reaksiya - to'q jigarrang (deyarli qora) PbS cho'kmasining hosil bo'lishi:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2NaNO 3

Sulfidlar

Sulfidlarning tasnifi

Suvda eriydi.	Suvda erimaydi, lekin mineral kislotalarda (xlorid, fosforik, suyultirilgan sulfat) eriydi.	Suvda ham, mineral kislotalarda ham erimaydi - faqat oksidlovchi kislotalarda.	Suv bilan gidrolizlanadi, suvli eritmalarda mavjud emas.
Ishqoriy Me va ammoniy sulfidlari.	Oq va rangli sulfidlar: ZnS, MnS, FeS, CdS.	Qora sulfidlar: CuS, HgS, PbS, Ag 2 S, NiS, CoS.	Alyuminiy, xrom (III), temir (III) sulfidlari
Siz vodorod sulfidini xlorid kislota yordamida almashtirishingiz mumkin: FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S	Bu sulfidlardan vodorod sulfidini olish MUMKIN EMAS!	Suv bilan to'liq parchalanadi: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + H 2 S

Kvitansiya

1) Meni oltingugurt bilan isitish:

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

2) vodorod sulfidining ishqorga ta'sirida eriydigan sulfidlar olinadi:

H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O

3) erimaydigan sulfidlar almashinuv reaksiyalari orqali olinadi:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

(faqat kislotada erimaydigan sulfidlar)

ZnSO 4 + Na 2 S = Na 2 SO 4 + ZnS

(har qanday suvda erimaydigan sulfidlar)

Kimyoviy xossalari

1) eriydigan sulfidlar anion, ishqoriy muhit bilan gidrolizlanadi:

K 2 S + H 2 OKHS + KOH

S 2- + H 2 OHS - + OH -

2) Temirning chap tomonida (shu jumladan) kuchlanishlar qatorida joylashgan me sulfidlar kuchli mineral kislotalarda eriydi:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

3) Konsentrlangan nitrat kislota ta’sirida erimaydigan sulfidlar eruvchan holatga (oksidlangan) aylanishi mumkin:

3CuS + 14HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

4) Sulfidlarni vodorod periks bilan sulfatlarga aylantirish mumkin:

CuS + H 2 O 2 = CuSO 4 + 4H 2 O

5) Sulfidlar kislorod bilan qovurilganda oksidlar hosil bo'ladi:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

Oksidlar oltingugurt

Oltingugurt oksidi (IV)

SO 2 - oltingugurt dioksidi, oltingugurt dioksidi (o'tkir hidli rangsiz, suvda yaxshi eriydi).

Bu birikmadagi oltingugurtning oksidlanish darajasi: +4

Murakkab tarkibidagi oltingugurt atomi oraliq oksidlanish darajasiga ega bo'lgani uchun reaksiyalarda (boshqa reagentlarning oksidlanish-qaytarilish xossalariga qarab) ham qaytaruvchi, ham oksidlovchi rolini o'ynaydi. Bundan tashqari, u oksidlanish darajasini o'zgartirmasdan reaksiyaga kirishishi mumkin.

Kvitansiya

1) Oltingugurtni kislorodda yoqishda:

2) Sulfidlarning oksidlanishi:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

3) Oltingugurt kislota tuzlarini mineral kislotalar bilan ishlov berish:

Na 2 SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O

4) Ayrim metallarni sulfat kislota (kons.) bilan ishlov berishda:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Kimyoviy xossalari

1) Oltingugurt dioksidi kislotali oksiddir. Suv, asosiy oksidlar va ishqorlar bilan reaksiyaga kirishadi:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3

BaO + SO 2 = BaSO 3

Ba(OH) 2 + SO 2 = BaSO 3 + H 2 O

Ba(OH) 2 + 2SO 2 = Ba(HSO 3) 2

2) Oksidlanish reaksiyalari (S +4 -23S +6):

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = K 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 2H 2 SO 4

3) Qaytarilish reaksiyalari (S +4 +4zS 0):

SO 2 + C = S + CO 2

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

Oltingugurt oksidi (VI)

SO 3 - sulfat angidrid. Bo'g'uvchi hidli rangsiz uchuvchi suyuqlik (t qaynatish = 43 0 S); Havoda "tutun", gigroskopik: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q.

Ushbu birikmada oltingugurt eng yuqori oksidlanish darajasiga ega - +6. Shuning uchun sulfat angidrid faol oksidlovchi moddadir.

Oltingugurt (VI) oksidning kimyoviy faolligi juda yuqori. Suv, asosiy va amfoter oksidlar, ishqorlar bilan o'zaro ta'sir qiladi.

Kvitansiya:

1) SO 2 ning atmosfera kislorodi bilan katalitik oksidlanishi:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q (t 0 C, k - V 2 O 5)

2) Sulfatlarning termik parchalanishi:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (t 0 C)

3) SO 2 ning ozon bilan o‘zaro ta’siri:

SO 2 + O 3 = SO 3 + O 2

4) SO 2 va NO 2 ning o‘zaro ta’siri:

SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO

Kimyoviy xossalari:

1) Suv bilan o'zaro ta'siri - kuchli ikki asosli sulfat kislota hosil bo'lishi:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q.

2) Bazalar bilan o'zaro ta'sir qilish:

2NaOH (g) + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

NaOH + SO 3 (g) = NaHSO 4

3) Asosiy oksidlar bilan o'zaro ta'siri:

CaO + SO 3 = CaSO 4

4) Konsentrlangan sulfat kislotada erishi - OLEUM hosil bo'lishi:

H 2 SO 4 (konc) + SO 3 = H 2 S 2 O 7

H 2 SO 4 (konk) + 2SO 3 = H 2 S 3 O 10

Ilova:

Sulfat angidrid asosan sulfat kislota ishlab chiqarish uchun ishlatiladi.

Oltingugurt kislotalari va ularning tuzlari

Oltingugurt kislotasi va uning tuzlari

H 2 SO 3 - oltingugurt oksidi (IV) ning suv bilan reaksiyasi natijasida hosil bo'ladi va faqat eritma shaklida mavjud. Bu zaif, uchuvchi, beqaror ikki asosli kislotadir. H 2 SO 3 o'rta (sulfitlar) va kislotali (gidrosulfitlar) tuzlarini hosil qiladi. Oltingugurt dioksidi singari, oltingugurt kislotasi va uning tuzlari kuchli qaytaruvchi moddalardir, ammo kuchli qaytaruvchi moddalar mavjud bo'lganda ular oksidlovchi xususiyatga ega bo'lishi mumkin.

Kimyoviy xossalari:

1) OVR reaktsiyasida ishtirok etish:

Qaytaruvchi vositaning xususiyatlarining namoyon bo'lishi:

2Na 2 S +4 O 3 + O 2 0 = 2Na 2 S +6 O 4 -2

Oksidlovchi xususiyatlarning namoyon bo'lishi:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 - natriy giposulfit (t 0 C)

2) Sulfitlarning termik parchalanishi:

4Na 2 SO 3 - Na 2 S + 3Na 2 SO 4 (t 0 C)

3) Suvda eruvchan sulfitlarning gidrolizlanishi - anion - ishqoriy muhit bilan gidrolizlanishi:

K2SO3 + HOH = KHSO3 + KOH

Sulfat kislota va uning tuzlari

Jismoniy xususiyatlar:

Sulfat kislota (100%) - rangsiz og'ir yog'li suyuqlik ("vitriol moyi"); zichlik = 1,84 g / sm 3, t pl = 10,3 0 S, t qaynatish = 296 0 S; hidsiz, uchuvchan emas, suvda yaxshi eriydi. Sulfat kislota suv bilan har qanday nisbatda aralashadi. Bu juda gigroskopik - u suv bug'ini faol ravishda o'zlashtiradi, shuning uchun u laboratoriyada ham, kundalik hayotda ham qurituvchi sifatida ishlatiladi.

Kvitansiya:

Hozirgi vaqtda sulfat kislota ishlab chiqarish uchun kontakt usuli qo'llaniladi. Bu usul har qanday konsentratsiyadagi juda sof sulfat kislotani, shuningdek oleumni olish imkonini beradi.

Sulfat kislota ishlab chiqarish uchun boshlang'ich materiallar oltingugurt, vodorod sulfidi va metall sulfidlari bo'lishi mumkin. Men sulfat kislotani kontakt usuli bilan ishlab chiqarishni ko'rib chiqaman, unda boshlang'ich xom ashyo temir pirit FeS 2 hisoblanadi.

Sulfat kislota ishlab chiqarishning sxematik diagrammasi.

Jarayon uch bosqichdan iborat:

	Jarayonlar
1. Oltingugurt oksidi hosil qilish uchun temir piritlarini qovurish (IV). Olovli gazni tozalash.	Birinchi bosqich reaksiya tenglamasi: 4FeS 2 +11O 2 =Fe 2 O 3 +8SO 2 + Q Ezilgan, tozalangan pirit "suyuqlangan to'shakda" pishirish uchun o'choqqa quyiladi. Piritni to'liqroq yoqish uchun kislorod bilan boyitilgan havo pastdan o'tkaziladi (qarshi oqim printsipi). Otish uchun harorat 800 0 S ga etadi. Olovli gazni tozalash Olovli gaz o'choqdan chiqadi, uning tarkibi: SO 2, O 2, suv bug'lari va temir oksidining mayda zarralari. Bunday o'choq gazi aralashmalardan tozalanishi kerak. Olovli gazni tozalash ikki bosqichda amalga oshiriladi - siklonda(markazdan qochma kuch ishlatiladi, qattiq zarralar pastga tushadi) va elektron pochtadaekfiltrlar(elektrostatik tortishish qo'llaniladi, shlakli zarralar elektrostatik cho'kindining elektrlashtirilgan plitalariga yopishadi). Olovli gaz quritiladi quritish minorasida- o'choq gazi pastdan yuqoriga ko'tariladi va konsentrlangan sulfat kislota yuqoridan pastgacha quyiladi.
2. OksidlanishSO 2 VSO 3 kislorod. Aloqa apparatida qochqinlar.	Ushbu bosqich uchun reaksiya tenglamasi: 2SO 2 +O 2 2SO 3 + Q Ikkinchi bosqichning murakkabligi shundaki, bir oksidning boshqa oksidga oksidlanish jarayoni sodir bo'ladi qaytariladigan. Shuning uchun tanlash kerak oldinga siljish reaktsiyasi uchun optimal sharoitlar(SO 3 ni qabul qilish): a)harorat: maksimal SO 3 hosil bo'lishi bilan bevosita reaksiya sodir bo'lishi uchun optimal harorat harorat 400-500 0 BILAN. Bunday past haroratda reaktsiya tezligini oshirish uchun reaktsiyaga katalizator kiritiladi - vanadiy oksidi -V 2 O 5 ; b)bosim: to'g'ridan-to'g'ri reaktsiya gaz hajmlarining pasayishi bilan sodir bo'ladi. Jarayon yuqori bosim ostida amalga oshiriladi. Issiqlik almashtirgichda SO 2 va O 2 aralashmasini 400-500 0 S haroratgacha qizdirish boshlanadi. Aralash issiqlik almashtirgich quvurlari orasidan o'tadi va bu quvurlar bilan isitiladi. Oltingugurt oksidi va kislorod aralashmasi katalizator qatlamlariga yetib borishi bilan SO 2 ning SO 3 ga oksidlanish jarayoni boshlanadi. Olingan oltingugurt oksidi SO 3 kontakt apparatidan chiqib, issiqlik almashtirgich orqali assimilyatsiya minorasiga kiradi.
3. KvitansiyaH 2 SO 4 . Absorbsion minoradagi qochqinlar.	Agar oltingugurt oksidini singdirish uchun suv ishlatilsa, sulfat kislota mayda sulfat kislota tomchilaridan tashkil topgan tuman shaklida hosil bo'ladi. Sulfat kislotali tuman hosil bo'lishining oldini olish uchun 98% konsentrlangan sulfat kislotadan foydalaning. Oltingugurt oksidi bunday kislotada juda yaxshi eriydi, hosil qiladi oleum: H 2 SO 4 * nSO 3 . Bu jarayon uchun reaksiya tenglamasi: nSO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 * nSO 3 Olingan oleum metall rezervuarlarga quyiladi va omborga yuboriladi. Keyin tanklar oleum bilan to'ldiriladi, poezd shakllanadi va iste'molchiga yuboriladi.

Kimyoviy xossalari:

H 2 SO 4 kuchli ikki asosli kislotadir.

1) Dissotsilanish: birinchi bosqichda to'liq dissotsiatsiya sodir bo'ladi, ikkinchisida - sulfat kislota o'zini o'rtacha kuchli kislota kabi tutadi:

H 2 SO 4 H + + HSO4 - (a = 1)

HSO4 - H + + SO4 - (a 1)

2) Men bilan munosabat:

a) suyultirilgan sulfat kislota:

· Vodorodning chap tomonidagi kuchlanish qatorida joylashgan Me bilan mos tuzlarni hosil qiladi (Pb dan tashqari):

H 2 SO 4 + Fe = FeSO 4 + H 2

· Tuzlaridan uchuvchi kislotalarni siqib chiqaradi:

H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl

· Tuzlaridan kuchsizroq kislotalarni siqib chiqaradi:

H 2 SO 4 + Na 2 CO 3 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

· Asosiy va amfoter oksidlar bilan o'zaro ta'sir qiladi:

H 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O

· Bazalar bilan o'zaro ta'sir qiladi:

Natriy gidroksidni sulfat kislota bilan neytrallashda reagentlar nisbatiga qarab o'rta va kislotali tuzlar hosil bo'lishi mumkin.

Ishqor ko'p bo'lsa, o'rtacha tuz hosil bo'ladi:

2NaOH (g) + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

To'liq ionli tenglama:

2Na + + 2OH - + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O

Kislota ortiqcha bo'lsa, kislota tuzi hosil bo'ladi:

NaOH + H 2 SO 4 (g) = NaHSO 4 + 2H 2 O

To'liq ionli tenglama:

Na + + OH - + H + + HSO 4 - = Na + + HSO 4 - + 2H 2 O

Alyuminiy gidroksid sulfat kislota bilan reaksiyaga kirishganda, o'rta va asosli tuzlar hosil bo'lishi mumkin, chunki Al(OH)3 kuchsiz asos, H2SO4 esa kuchli kislotadir. Bu tarkibiy qismlarning nisbatiga bog'liq.

Sulfat kislota ortiqcha bo'lsa, o'rtacha tuz hosil bo'ladi:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 (g) = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

To'liq ionli tenglama:

2Al(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Al +3 + 3SO 4 2- + 6H 2 O

1 mol Al(OH)3 dan 1 mol H 2 SO 4 ga nisbati bilan bir asosli tuz olinadi:

Al(OH)3 + H2SO4 = Al(OH)SO4 + 2H2O

To'liq ionli tenglama:

Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2- = Al(OH) 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O

1 mol H 2 SO 4 ga 2 mol Al(OH)3 nisbati bilan ikki asosli tuz olinadi:

2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = 2 SO 4 + 2H 2 O

To'liq ionli tenglama:

2Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2- = 2 + + SO 4 2- + 2H 2 O

b) Konsentrlangan sulfat kislota kuchli oksidlovchi hisoblanadi: bilan reaksiyaga kirishganda:

· Nofaol Men - SO 2 ga tushirildi:

2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + H2O

Ishqoriy er Me va magniy - S gacha:

3Mg + 4H 2 SO 4 = 3MgSO 4 + S + 4H 2 O

· Ishqoriy Me va sink - H 2 S gacha:

8Na + 5H 2 SO 4 = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Al, Fe va Cr sovuqda konsentrlangan sulfat kislota bilan passivlanadi (himoya plyonkasi hosil bo'lishi sababli faol bo'lmaydi) (shuning uchun konsentratsiyasi 75% dan yuqori bo'lgan H 2 SO 4 temir idishlarda tashiladi), lekin qizdirilganda ular bu metallarning sulfatlarini hosil qilish bilan oksidlanadi.

Suyultirilgan va konsentrlangan kislotalarning oksidlanish kuchi har xil:

a) Suyultirilgan sulfat kislotaning metallar bilan reaksiyalarida Me qaytaruvchi, kislota (aniqrog‘i vodorod) esa oksidlovchi hisoblanadi:

Mg + H 2 SO 4 (suyultirilgan) = MgSO 4 + H 2

b) Konsentrlangan sulfat kislotaning metallar bilan reaksiyalarida Me qaytaruvchi, kislota (aniqrog‘i oltingugurt) esa oksidlovchi hisoblanadi:

Mg + 2H 2 SO 4 (konc) = MgSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3) HeMe bilan o'zaro ta'siri: metall bo'lmaganni eng yuqori oksidlanish darajasidagi kislotaga yoki oksidga (agar kislota beqaror bo'lsa) oksidlaydi va o'zi SO 2 ga qaytariladi:

C + 2H 2 SO 4 (konc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (konc) = 3SO 2 + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 (konk) = 5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O

4) Konsentrlangan sulfat kislota ko'plab murakkab moddalarni oksidlaydi:

2KBr + 2H 2 SO 4 (konk) = SO 2 + Br 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

8KI + 5H 2 SO 4 (konk) = H 2 S + 4I 2 + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O

H 2 S + H 2 SO 4 (konc) = SO 2 + S + H 2 O

5) Asoslar va amfoter gidroksidlar bilan o'zaro ta'siri:

H 2 SO 4 + 2NaOH (g) = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 (konc) + NaOH = NaHSO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 = ZnSO 4 + 2H 2 O

6) Asosiy va amfoter oksidlar bilan o'zaro ta'siri:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

7) O'rta, kislotali va asosli tuzlar bilan almashinish reaksiyalariga kiradi, agar gaz, cho'kma yoki ozgina dissotsiatsiyalanuvchi modda hosil bo'lsa:

CaCO 3 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + CO 2 + H 2 O

NaHCO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

(CuOH) 2 CO 3 + 2H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + CO 2 + 3H 2 O

8) O'rtacha tuzlarni kislotali tuzlarga (yoki nordon tuzlarni ko'proq kislotalilarga) aylantira oladi:

CaSO 4 + H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2

CaHPO 4 + H 2 SO 4 = Ca(H 2 PO 4) 2 + CaSO 4

9) 100% sulfat kislota organik moddalarni o'z ichiga oladi:

C 12 H 22 O 11 (tv) + H 2 SO 4 = 12C (tv) + H 2 SO 4 * 11H 2 O

10) Sulfatlar va sulfat kislotaga sifatli reaksiya:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCL

(bariy sulfatning kislotada erimaydigan oq cho'kmasi hosil bo'lishi)

3. Selen

Selen davriy sistemadagi 4-davr 16-guruh kimyoviy elementi boʻlib, Se (lot. Selenium) belgisi bilan belgilangan atom raqami 34.

Atom

Tartib raqami 34, elektron tuzilishi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4.

Valentlik

Oksidlanish holatlari

Elektromanfiylik

Jismoniy xususiyatlar

Mo'rt, porloq, qora metall bo'lmagan

Allotropik modifikatsiyalar

Qattiq selen bir nechta allotropik modifikatsiyaga ega:

1) Kulrang selen (g-Se, "metall selen") olti burchakli kristall panjara bilan eng barqaror modifikatsiyadir.

2) Qizil kristall selen - uchta monoklinik modifikatsiya: to'q sariq-qizil b-Se, to'q qizil b-Se, qizil g-Se

3) Qizil amorf selen

4) Qora shishasimon selen

Kulrang selen qizdirilganda kulrang eritma beradi va keyin qizdirilganda bug'lanadi va jigarrang bug'larni hosil qiladi. Bug'ni keskin sovutganda, selen qizil allotrop shaklida kondensatsiyalanadi.

Tabiatda bo'lish

Yer qobig'idagi selen miqdori taxminan 500 mg / t ni tashkil qiladi. Yer qobig'idagi selen geokimyosining asosiy xususiyatlari uning ion radiusining oltingugurtning ion radiusiga yaqinligi bilan belgilanadi. Selen 37 ta mineral hosil qiladi, ular orasida birinchi navbatda ashavalit FeSe, klaustalit PbSe, timannit HgSe, guanajuatit Bi 2 (Se, S) 3, hastit CoSe 2, platinit PbBi 2 (S, Se) 3, turli sulfidlar bilan bog'liq. . Mahalliy selen kamdan-kam uchraydi

Selenni olish

Selenning sezilarli miqdori mis-elektrolit ishlab chiqarish loyidan olinadi, unda selen kumush selenid shaklida mavjud. Qabul qilishning bir necha usullari mavjud:

1) SeO 2 sublimatsiyasi bilan oksidlovchi qovurish;

2) loyni konsentrlangan sulfat kislota bilan qizdirish, selen birikmalarini SeO 2 ga oksidlash, keyinchalik uni sublimatsiya qilish;

3) soda bilan oksidlovchi sinterlash, hosil boʻlgan selen birikmalari aralashmasini Se(IV) birikmalariga aylantirish va ularni SO 2 taʼsirida elementar selenga qaytarish.

Kimyoviy xossalari

Selen oltingugurtning analogidir va 2 (H 2 Se), +4 (SeO 2) va +6 (H 2 SeO 4) oksidlanish darajasini ko'rsatadi. Biroq, oltingugurtdan farqli o'laroq, +6 oksidlanish holatidagi selen birikmalari eng kuchli oksidlovchi moddalardir va selen birikmalari (-2) tegishli oltingugurt birikmalariga qaraganda ancha kuchli qaytaruvchidir.

Oddiy selen moddasi oltingugurtga qaraganda kimyoviy faolligi ancha past. Shunday qilib, oltingugurtdan farqli o'laroq, selen o'z-o'zidan havoda yonishga qodir emas. Selenni faqat qo'shimcha isitish bilan oksidlash mumkin, uning davomida u asta-sekin ko'k olov bilan yonib, SeO 2 dioksidiga aylanadi. Selen gidroksidi metallar bilan faqat erigan holatda (juda shiddatli) reaksiyaga kirishadi.

SO 2 dan farqli ravishda SeO 2 gaz emas, balki suvda yaxshi eriydigan kristall moddadir. Selen kislota (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) olish oltingugurt kislotasidan qiyinroq emas. Va unga kuchli oksidlovchi (masalan, HClO 3) bilan ta'sir qilib, ular sulfat kislota kabi deyarli kuchli selen kislotasi H 2 SeO 4 ni oladi.

Ilova

Uning texnologiyasi, ishlab chiqarish va iste'mol qilishning eng muhim yo'nalishlaridan biri bu selenning o'zi ham, uning ko'p sonli birikmalari (selenidlar), ularning selen asosiy rol o'ynay boshlagan boshqa elementlar bilan qotishmalarining yarimo'tkazgich xususiyatlari.

Barqaror izotopi selen-74 ultrabinafsha mintaqada (taxminan milliard marta) ulkan kuchaytiruvchi plazma lazerini yaratishga imkon berdi.

Selen-75 radioaktiv izotopi nuqsonlarni aniqlash uchun kuchli gamma nurlanish manbai sifatida ishlatiladi.

Kaliy selenid V 2 O 5 bilan birgalikda suvdan vodorod va kislorodni termokimyoviy ishlab chiqarishda ishlatiladi (selen aylanishi)

4. Tellur

Tellur 16-guruh kimyoviy elementi, davriy sistemaning 5-davridir, atom raqami 52; Te belgisi bilan belgilanadi (lat. Tellur) .

Atom

Tartib raqami 52, elektron tuzilishi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 4.

Valentlik

Oksidlanish holatlari

Elektromanfiylik

Tabiatda bo'lish

Jismoniy xususiyatlar

Tellur - kumushsimon-oq rangli mo'rt modda, yaltiroq metalldir. Yorug'likda yupqa qatlamlarda u qizil-jigarrang, bug'larda u oltin-sariq bo'ladi. Isitilganda u plastik bo'ladi. Kristal panjara olti burchakli.

Tellurni olish

Asosiy manba mis va qo'rg'oshinni elektrolitik tozalashdan olingan loydir. Loy yondiriladi, tellur xlorid kislota bilan yuvilgan shlakda qoladi. Tellur hosil bo'lgan xlorid kislota eritmasidan oltingugurt dioksidi SO 2 ni o'tkazib, ajratib olinadi.

Selen va tellurni ajratish uchun sulfat kislota qo'shiladi. Bunday holda, tellur dioksidi TeO 2 tushadi va H 2 SeO 3 eritmada qoladi.

Tellur TeO2 oksididan ko'mir bilan qaytariladi.

Tellurni oltingugurt va selendan tozalash uchun uning ishqoriy muhitda qaytaruvchi (Al, Zn) ta'sirida eruvchan disodiy ditellurid Na 2 Te 2 ga aylanish qobiliyati qo'llaniladi:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na 2 Te 2 + 2Na

Tellurni cho'ktirish uchun eritma orqali havo yoki kislorod o'tkaziladi:

3Na 2 Te 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Te + 4NaOH

Maxsus tozalikdagi tellurni olish uchun u xlorlanadi:

Te + 2Cl2 = TeCl 4

Olingan tetraklorid distillash yoki rektifikatsiya orqali tozalanadi. Keyin tetraklorid suv bilan gidrolizlanadi:

TeCl 4 + 2H 2 O = TeO 2 + 4HCl

va hosil bo'lgan TeO 2 vodorod bilan qaytariladi:

TeO 2 + H 2 = Te + 2H 2 O

Kimyoviy xossalari

Kimyoviy birikmalarda tellur -2 oksidlanish darajasini ko'rsatadi; +2; +4; +6. Bu oltingugurt va selenning analogidir, ammo kimyoviy jihatdan oltingugurtdan kamroq faoldir. Ishqorlarda eriydi, nitrat va sulfat kislotalar ta'siriga sezgir, lekin suyultirilgan xlorid kislotada yomon eriydi. Tellur metalli 100 0 S da suv bilan reaksiyaga kirisha boshlaydi.

Kislorod bilan TeO, TeO 2, TeO 3 birikmalarini hosil qiladi. Kukun shaklida u xona haroratida ham havoda oksidlanib, TeO 2 oksidini hosil qiladi. Havoda qizdirilganda u yonib ketadi va TeO 2 hosil qiladi - kuchli birikma, tellurning o'zidan kamroq uchuvchan. Bu xususiyat tellurni 500-600 ° S haroratda oqadigan vodorod bilan qaytariladigan oksidlardan tozalash uchun ishlatiladi. Tellur dioksidi suvda yomon eriydi, lekin kislotali va ishqoriy eritmalarda eriydi.

Eritilgan holatda tellur juda inert bo'ladi, shuning uchun uni eritishda grafit va kvarts idish materiallari sifatida ishlatiladi.

Tellur qizdirilganda vodorod bilan birikma hosil qiladi, galogenlar bilan oson reaksiyaga kirishadi, oltingugurt va fosfor va metallar bilan o'zaro ta'sir qiladi. Konsentrlangan sulfat kislota bilan reaksiyaga kirishganda sulfit hosil qiladi. Kuchsiz kislotalar hosil qiladi: gidrotellurik kislota (H 2 Te), tellur kislotasi (H 2 TeO 3) va tellur kislotasi (H 6 TeO 6), tuzlarining aksariyati suvda yomon eriydi.

Ilova

Tellur qotishmalar, termoelektrik materiallar, xalkogenid oynalari, kauchuk ishlab chiqarishda ishlatiladi.

5. Poloniy

Poloniy D.I davriy sistemasidagi 16-guruhning 6-davridagi radioaktiv kimyoviy element. Atom raqami 84 bo'lgan Mendeleev Po (lot. Polonium) belgisi bilan belgilanadi.

Atom

Seriya raqami 84, elektron tuzilishi:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 4.

Valentlik

Oksidlanish holatlari

Elektromanfiylik

Jismoniy xususiyatlar

Oddiy sharoitlarda u kumush-oq rangga ega yumshoq metalldir.

Izotoplar

188 dan 220 gacha bo'lgan massa sonlari oralig'ida poloniyning 33 ta izotopi ma'lum. Bundan tashqari, poloniy izotoplarining 10 ta metastabil qo'zg'aluvchan holati ma'lum. Uning barqaror izotoplari yo'q. Eng uzoq umr ko'radigan izotoplar 209 Po va 208 Po.

Kvitansiya

Amalda 210 Po poloniy nuklidi yadroviy reaktorlarda metall 209 Bi ni termal neytronlar bilan nurlantirish orqali gramm miqdorida sun’iy ravishda sintezlanadi. Olingan 210 Bi b-parchalanish tufayli 210 Po ga aylanadi. Reaksiyaga muvofiq vismutning bir xil izotopi protonlar bilan nurlantirilganda

209 Bi + p > 209 Po + n

poloniyning eng uzoq umr ko'radigan izotopi 209 Po hosil bo'ladi.

Kimyoviy xossalari

Poloniy metall havoda tez oksidlanadi. Poloniy dioksidi (PoO 2) x va poloniy monoksit PoO ma'lum. Galogenlar bilan tetragalidlar hosil qiladi. Kislotalar ta'sirida pushti Po 2+ kationlari hosil bo'lishi bilan eritmaga kiradi:

Po + 2HCl = PoCl 2 + H 2

Poloniy xlorid kislotada magniy ishtirokida eritilsa, vodorod polonid hosil bo'ladi:

Po + Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 Po

xona haroratida suyuq holatda bo'lgan (? 36,1 dan 35,3 ° C gacha)

Indikator miqdorida kislotali poloniy trioksid PoO 3 va erkin holatda bo'lmagan poloniy kislotasining tuzlari - K 2 PoO 4 polonatlari olindi. PoX 2, PoX 4 va PoX 6 tarkibidagi galogenidlarni hosil qiladi. Tellur singari, poloniy ham bir qator metallar bilan kimyoviy birikmalar - polonidlar hosil qilishga qodir.

Poloniy yagona kimyoviy element bo'lib, past haroratlarda monotomik oddiy kubik kristall panjara hosil qiladi.

Ilova

Poloniy-210 berilliy va bor bilan qotishmalarda deyarli g-nurlanish hosil qilmaydigan ixcham va juda kuchli neytron manbalarini ishlab chiqarish uchun ishlatiladi.

Poloniy-210 ko'pincha gazlarni (ayniqsa havoni) ionlashtirish uchun ishlatiladi.

Poloniy-210 ni qo'llashning muhim sohasi uni qo'rg'oshin, itriy bilan qotishmalar shaklida yoki mustaqil ravishda, masalan, kosmosda avtonom qurilmalar uchun kuchli va juda ixcham issiqlik manbalarini ishlab chiqarish uchun ishlatishdir.

Poloniy-210 litiyning engil izotopi (6 Li) bo'lgan qotishmada yadro zaryadining kritik massasini sezilarli darajada kamaytiradigan va yadroviy detonator bo'lib xizmat qiladigan modda sifatida xizmat qilishi mumkin.

6. Livermorium

Livermorium (Lotin Livermorium, Lv), ilgari unungemxium (Lotin Ununhexium, Uuh) deb nomlanuvchi va eka-polonium 116-kimyoviy element bo'lib, davriy jadvalning 16-guruhiga va 7-davriga tegishli, atom raqami - - 116, atom eng barqaror izotopning massasi 293. Tabiatda uchramaydigan sun'iy sintez qilingan radioaktiv element.

Atom

Seriya raqami 116, elektron tuzilishi:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 6 7s 2 6d 10 5f 47p.

Valentlik

Izotoplar

Kvitansiya

Yadro reaktsiyalari natijasida jigarmoriyning izotoplari olingan:

va shuningdek, 294 Uuo ning b-emirilishi natijasida:

Kimyoviy xossalari

Livermorium xalkogen guruhining a'zosi bo'lib, u erda poloniydan keyin keladi. Biroq, jigarmoriyning kimyoviy xossalari poloniynikidan sezilarli darajada farq qiladi, shuning uchun bu elementlarni ajratish qiyin bo'lmaydi.

Jigarmoriy uchun asosiy va eng barqaror oksidlanish darajasi +2 bo'ladi deb taxmin qilinadi. Livermorium kislorod (LvO), LvHal 2 galogenidlari bilan jigarmoriy oksidini hosil qiladi.

Ftor bilan yoki undan og'irroq sharoitlarda jigarmorium ham +4 (LvF 4) oksidlanish darajasini ko'rsatishi mumkin. Livermorium bu oksidlanish darajasini ham kationlarda, ham shaklda namoyon qilishi mumkin, masalan, poloniy, jigar kislotasi yoki uning tuzlari - jigarmoritlar (yoki jigarmoratlar), masalan, K 2 LvO 3 - masalan, kaliy jigarmorit.

Livermoritlar, shuningdek, +4 oksidlanish darajasiga ega bo'lgan boshqa jigarmoriy birikmalari, permanganatlarga o'xshash kuchli oksidlovchi xususiyatlarni namoyon qiladi. Yengilroq elementlardan farqli o'laroq, jigarmoriyning +6 oksidlanish darajasi 7s 2 elektron qobig'ini buzish uchun zarur bo'lgan juda yuqori energiya tufayli imkonsiz bo'lishi mumkin, shuning uchun jigarmoriyning eng yuqori oksidlanish darajasi +4 bo'ladi.

Kuchli qaytaruvchi moddalar (ishqoriy metallar yoki gidroksidi tuproq metallari) bilan oksidlanish darajasi ?2 ham mumkin (masalan, CaLv birikmasi kaltsiy jigarmoridi deb ataladi). Biroq, jigarmoridlar juda beqaror bo'ladi va kuchli qaytaruvchi xususiyatga ega bo'ladi, chunki Lv 2-anionning hosil bo'lishi va ikkita qo'shimcha elektronning qo'shilishi 7p elektronlarning asosiy qobig'i uchun noqulaydir va jigarmoriyning tavsiya etilgan kimyosi hosil bo'lishiga olib keladi. kationlar anionlarga qaraganda ancha foydali.

Vodorod bilan H 2 Lv gidridi hosil bo'lishi kutilmoqda, bu jigar vodorodi deb ataladi. Jigarmoriy vodorodi uchun juda qiziqarli xususiyatlar kutilmoqda, masalan, "supergibridlanish" ehtimoli taxmin qilinadi - jigarmoriyning ishtirok etmagan 7s 2 elektron bulutlari bir-biri bilan qo'shimcha o'zaro bog'lanish hosil qilishi mumkin va bunday bog'lanish biroz vodorodga o'xshaydi. bog'lanish, shuning uchun jigarmoriy vodorodining xususiyatlari engilroq analoglarning kalkogen vodorodlarining xususiyatlaridan farq qilishi mumkin. Livermor vodorodi, jigarmorium, albatta, metall bo'lishiga qaramay, metall gidridlarning xususiyatlarini to'liq takrorlamaydi va asosan kovalent xususiyatni saqlab qoladi.

Shunga o'xshash hujjatlar

Davriy sistemaning IV guruhi kimyoviy elementlarining umumiy xarakteristikalari, ularning tabiatda uchrashi va boshqa nometallar bilan birikmalari. Germaniy, qalay va qo'rg'oshin tayyorlash. Titan kichik guruh metallarining fizik-kimyoviy xossalari. Zirkonyumni qo'llash sohalari.

taqdimot, 23/04/2014 qo'shilgan

I guruh elementlarining umumiy tavsifi, kimyoviy va fizik xossalari, kashfiyot tarixi va ishlab chiqarish usullarining xususiyatlari. Litiy va uning birikmalari. Ishqoriy metallar atomlarining tuzilishidagi qonuniyatlar. Ushbu guruhning ayrim elementlarini saqlash qoidalari.

taqdimot, 30.11.2012 qo'shilgan

Azotning xarakteristikasi - D.Mendeleyevning kimyoviy elementlar davriy sistemasining ikkinchi davrining 15-guruh elementi. Azotni ishlab chiqarish va ishlatish xususiyatlari. Elementning fizik va kimyoviy xossalari. Azotdan foydalanish, uning inson hayotidagi ahamiyati.

taqdimot, 26/12/2011 qo'shilgan

D. Mendeleyev davriy sistemasida keltirilgan asosiy kimyoviy elementlar bilan tanishish. Oziq moddalarning tasnifini ko'rib chiqish. Mikroelementlar ferment markazlarining biologik faol atomlari sifatida. s-elementlar xossalarining xarakteristikalari.

taqdimot, 00.00.0000 qo'shildi

Davriy qonunning ochilishi va kimyoviy elementlarning davriy tizimining rivojlanishi D.I. Mendeleev. Elementlarning individual xossalari va ularning atom og'irliklari o'rtasidagi funktsional mosliklarni izlash. Davriy tizimning davrlari, guruhlari, kichik guruhlari.

referat, 21/11/2009 qo'shilgan

Noorganik birikmalarning asosiy sinflari. Kimyoviy elementlarning tarqalishi. Davriy sistemaning I, II va III guruhlari s-elementlari kimyosining umumiy qonuniyatlari D.I. Mendeleyev: fizik, kimyoviy xossalari, olish usullari, biologik roli.

o'quv qo'llanma, 02/03/2011 qo'shilgan

Kimyoviy elementlarning kashf etilishi va davriy sistemasidagi oʻrni D.I. Mendeleyev galogenlari: ftor, xlor, brom, yod va astatin. Elementlarning kimyoviy va fizik xossalari, qo'llanilishi. Elementlarning tarqalishi va oddiy moddalarning ishlab chiqarilishi.

taqdimot, 03/13/2014 qo'shilgan

Davriy jadvalning VII guruhining asosiy kichik guruhini tashkil etuvchi galogenlar - kimyoviy elementlar (ftor, xlor, brom, yod va astatin) tushunchasi va asosiy xususiyatlarini o'rganish D.I. Mendeleev. Galogenlarning inson organizmiga ijobiy va salbiy ta'siri.

taqdimot, 20/10/2011 qo'shilgan

Galogenlarning fizikaviy va kimyoviy xossalari, Mendeleyevning elementlar davriy sistemasidagi o‘rni. Xlor, brom, yod, ftorning asosiy manbalari va biologik ahamiyati. Galogenlarni tabiatda topish, ularni ishlab chiqarish va sanoatda qo'llash.

taqdimot, 12/01/2014 qo'shilgan

Metalllar. Metalllarni olish usullari. Metalllarning kimyoviy xossalari. I guruhning asosiy kichik guruhidagi metallarning xususiyatlari. II guruhning asosiy kichik guruhi elementlarining xarakteristikasi. III guruhning asosiy kichik guruhi elementlarining xarakteristikasi. alyuminiy. O'tish metallari

Kalkogenlar (rudalar hosil qiluvchi) p-elementlar, tashqi qobiqning tuzilishi, mushuk. ns 2 np 4 bu yerda n - davr raqami. Tashqi qobiqda bu elementlar 6 ta elektronga ega, ikkitasi mushuklardan. juftlashtirilmagan. Shoir. valentlikni namoyon qiladi 2, lekin kisloroddan tashqari xalkogen atomlari exc bo'lishi mumkin. holat, juftlashtirilmagan elektronlar sonini 4,6 ga oshirish. S 3 ↓ ↓ + yorug'lik kvanti = S 3

Selen va tellur uchun ham xuddi shunday. Bu. valentliklari 4,6 ga teng. Kislorod atomlari tashqi elektron qavatida erkin orbitallar yo'qligi sababli qo'zg'aluvchan holatga o'ta olmaydi. Shuning uchun kislorod guruh soniga teng valentlikni namoyon qila olmaydi. Aksariyat birikmalarda kislorod 2 valentlikni namoyon qiladi, lekin kovalent boglanishning 2 ta mexanizmi hisobga olinsa, uning maksimal kovalentligi 4. Baʼzi birikmalarda 3 valentlikka ega, oksidlanish darajasi +2, -2. O +2 ≡ O -2.

Kisloroddan tashqari, bu kichik guruhga radioaktiv poloniy kiradi. Tashqi elektron qobiq tugagunga qadar barcha xalkogenlarning atomlarida 2 ta elektron yetishmaydi, ularni qabul qilib, ular 6A guruhining barcha elementlariga xos bo'lgan eng past oksidlanish holatiga ega bo'ladilar. O 0 + 2e =O -2 oksid ioni, S 0 + 2e = S -2 sulfid ioni.

Bundan tashqari, atomlar ijobiy oksidlanish darajalariga ega bo'lib, 2e, 4e, 6e (kisloroddan tashqari) berishlari mumkin. S 0 - 2e = S +2, S 0 - 4e = S +4, S 0 - 6e = S +6 toq oksidlanish darajalari barqaror emas. Oltingugurt -1, -0,5 oraliq oksidlanish darajalariga ega. [O 2 ] -2 oksidlanish darajasi -1, [O 2 ] -1 oksidlanish darajasi -0,5 shartli. O 2 oksidlanish darajalari uchun: peroksidlarda -2, -1; 0; Ftoridlarda +1;+2; +4 in O 3 - O +4 O -2 O -2 .

Qolganlari uchun: persulfidlarda -2, -1; 0; +2; +4,+6.

Yuqoridan pastgacha kichik guruhda metall bo'lmagan (oksidlovchi) qobiliyat pasayadi, metall (kamaytirish) qobiliyati kuchayadi, energiya. ionlanish, e, EO uchun yaqinlik - pasayadi, atomning radiusi ortadi.

O 2 rangsiz va hidsiz gaz, havoda hajmi boʻyicha 21%, molekulasi 2 atomik, bogʻlanish kovalent qutbsiz, juftlanmagan elektronlar mavjud, MO usuliga koʻra paramagnitdir.

Oltingugurt, selen, tellur har xil allotropik modifikatsiyaga ega qattiq moddalardir.

Vodorod birikmalari. H 2 O - suyuqlik - anomaliya, vodorod aloqalarining sababi, anormal darajada yuqori t pl. va qaynatiladi. vodorod aloqalari tufayli. Qolganlari H 2 S, H 2 Se, H 2 Te gazlari, suvda eriydi, eritmalar kuchsiz kislotalar - kuchsiz elektrolitlardir. H 2 S, H 2 Se, H 2 Te t pl seriyasida. va qaynatiladi. U ortadi, chunki anionlarning elektron qobiqlarining tuzilishi murakkablashadi.

Birikmalarning turg'unligi pasayadi, molekulaning qutbliligi pasayadi, bog' uzunligi ortadi, bog'lanish energiyasi kamayadi, kislotalilik xossalari pasayadi, qaytaruvchi xossalari ortadi, radiusi ortadi.

Kislorod bilan aloqalar. O2 elementi oksidlarni hosil qiladi, boshqa elementlarning oksidlari kislotalilik bilan tavsiflanadi.

SO 2 - H 2 SO 3 oltingugurt kislotasi SeO 2 - H 2 SeO 3 selen kislotasi

TeO 2 - H 2 TeO 3 tellur kislotasi. Yuqoridan pastgacha kislotalarning kuchi pasayadi.

SO 3 - H 2 SO 4 oltingugurt kislotasi SeO 3 - H 2 SeO 4 selen kislotasi

TeO 3 - H 2 TeO 4 tellur kislotasi. Yuqoridan pastgacha kislotalarning kuchi pasayadi.

H 2 SO 3 - H 2 SO 4 qatorida kislotalarning kuchi ortadi.

Sulfat kislota- eng muhim mineral kislotalardan biri. Uning kimyoviy xususiyatlari. Tayyorgarlik va amaliy qo'llash. H 2 SO 4 kuchli gigroskopik xususiyatlarga ega og'ir, rangsiz suyuqlikdir. Namlikni juda intensiv singdiradi, shuning uchun u suvsizlantiruvchi vosita sifatida ishlatiladi va gazlarni quritish uchun ishlatiladi. Har qanday nisbatda suv bilan aralashadi. H 2 SO 4 (j) bilan xavfsizlik choralari: kislotaga suv quymang, H 2 SO 4 orgni chars. Kuyishga olib keladigan moddalar. Agar kislota kontsentratsiyasi 70% yoki undan yuqori bo'lsa, u holda konsentratsiya kons. Agar kamroq bo'lsa, u suyultiriladi. H 2 SO 4 molekulasida ikkita oksidlovchi H + va S +6 mavjud. OK - tiklash potentsial S +6 H + dan katta. OK - tiklash H 2 SO 4 S +6 tufayli xossalarini ko'rsatishi kerak, lekin suyultirishda. H 2 SO 4 shaklida – kuchli elektrolit va eritmada ionlar - H 3 O + va SO 4 2- shaklida topiladi. H 2 SO 4 (p) H 3 O + tufayli o'zini namoyon qiladi. Kons. H 2 SO 4 shaklida - kuchsiz elektrolit, eritmada u molekulyar shaklda bo'ladi, shuning uchun u ok.-qaytarilishni ko'rsatadi. S +6 H 2 SO 4 (p) tufayli xossalari kislotalarning umumiy xossalarini namoyon qiladi: 1) asosiy bilan va amfoter oksidlar CaO+H 2 SO 4 =CaSO 4 + H 2 O ZnO+ H 2 SO 4 =ZnSO 4 + H 2 O 2) ishqorlar bilan, erimaydigan asoslar 2KOH+ H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O 3) tuzlar bilan agar cho'kma yoki gaz hosil bo'lsa K 2 CO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O 4) ammiak yoki uning suvli eritmasi bilan 2NH 3 + H 2 SO 4 =(NH 4) 2 SO 4 NH 3 *H 2 O+ H 2 SO 4 =NH 4 SO 4 +H 2 O H 2 SO 4 (k) oksidlovchi kislotadir. (S +6), pasaytirish mahsulotlari ikki omilga bog'liq: 1) kamaytiruvchi agentning faoliyati to'g'risida 2) kislota kontsentratsiyasi bo'yicha. Xususiyatlari: 1) ishqorni oksidlaydi. va ishqoriy-er. metallar. 8Na+5 H 2 SO 4 (k)=4Na 2 SO 4 +H 2 S+4 H 2 O 2) boshqa metallarni E 0 = (-) (H 2 gacha) bilan oksidlaydi, qaytarilish mahsuloti kislota konsentratsiyasiga bog'liq Zn+ 2H 2 SO 4 (k) = ZnSO 4 + SO 2 +2 H 2 O 3Zn+ 4H 2 SO 4 (k)(80%)= 3ZnSO 4 +S+4H 2 O 4Zn+ 5H 2 SO 4 (k)(70%)=4ZnSO 4 + H 2 S+4H 2 O 3) Al, Cr, Fe H 2 SO 4 (k) bilan passivlanadi (keyingi oksidlanishni oldini oluvchi oksid plyonkasi bilan qoplangan) 4) Metalllarni E 0 = (+) (H 2 dan keyin) Cu + 2 H 2 SO 4 (k) = CuSO 4 + SO 2 +2 H 2 O bilan oksidlaydi. 5) Pt, Au o'zaro ta'sir qilmaydi. 6) Nometallarni (C, F, S) oksidlaydi C+ 2H 2 SO 4 (k) = CO 2 + 2SO 2 +2 H 2 O 7) Murakkab moddalarni oksidlaydi

Kvitansiya. Sanoatda: 1) kontakt 2) neytrotik usullar. Aloqa, 3 bosqich:

1) Qovurilgan pirit 4FeS 2 + 11 O 2 = t 2Fe 2 O 3 +8SO 2

2) SO 2 ning SO 3 2 SO 2 + O 2 = 2SO 3 ga oksidlanishi

3) SO 3 ning H 2 SO 4 da erishi (k) nSO 3 + H 2 SO 4 (k) = (H 2 SO 4 * nSO 3) - oleum. Oleum suv bilan eritiladi va H 2 SO 4 SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4 olinadi Sulfat kislota turli organik sintezlarda, xalq xoʻjaligida ishlatiladi va kimyo sanoatining asosiy mahsuloti hisoblanadi.