VI guruhning d-elementlarining xarakteristikalari. VI A kichik guruh elementlarining umumiy tavsifi Kichik guruhning 6a elementlari
VI guruhning asosiy kichik guruhining elementlari umumiy guruh nomini "xalkogenlar" deb ataydi. Ularning atomlari elektron hamkasblardir, chunki ular tashqi elektron qatlamning bir xil tuzilishiga ega (ns 2 np 4).
p-elementlar, metall bo'lmaganlar (poloniydan tashqari)
Valentlik II, IV; VI
Oksidlanish holatlari -2, +2, +4, +6 (kislorod bundan mustasno)
Oltingugurt kichik guruhi atomlarining valentlik holatlari
Qo'zg'atmagan atomlarda boshqa atomlar bilan ion yoki kovalent bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etadigan ikkita juftlashtirilmagan elektron mavjud (B \u003d II).
Ko'proq EO atomlari bilan o'zaro ta'sir qilish oltingugurt, selen va tellur (shuningdek Po) qo'zg'aluvchan holatlarga o'tishi mumkin, bu elektronlarning bo'sh d-orbitallarga o'tishi bilan birga keladi.
Bunday holda, juftlashtirilmagan elektronlar soni 4 yoki 6 ga ko'payadi, buning natijasida atomlar IV va VI ga teng B ko'rsatishi mumkin.
Kislorod va kichik guruhning boshqa elementlari o'rtasidagi farq
O atomlarida valentlik elektronlar 2-energiya darajasida joylashgan bo'lib, u faqat s- va p-orbitallarga ega. Bu O atomlarining qo'zg'aluvchan holatlarga o'tish imkoniyatini istisno qiladi, shuning uchun barcha birikmalardagi kislorod doimiy B = II ko'rsatadi.
Yuqori EO ga ega (ftordan keyin ikkinchi), kislorod atomlari har doim birikmalarda manfiy zaryadlangan (s.o. = -2 yoki -1). Istisno - ftoridlar OF 2 va O 2 F 2
Oddiy moddalar
Ushbu kichik guruh elementlari tomonidan hosil bo'lgan oddiy moddalar turli xil allotropik modifikatsiyalar shaklida mavjud:
O 2 - kislorod, O 3 - ozon
S - plastmassa, monoklinik, rombik
Se - qizil, shishasimon, kulrang
Te - kristalli, amorf
Oddiy haroratda gazsimon kislorod va ozondan tashqari barcha boshqa oddiy moddalar qattiq moddalardir.
Vodorod bilan birikmalar (kalkogen vodorodlar) H 2 E
H 2 S - vodorod sulfidi, H 2 Se - vodorod selenid, H 2 Te - vodorod telluridi.
Noxush hidli rangsiz gazlar. Juda zaharli. Kuchli kamaytiruvchi vositalar. Suvli eritmalar kuchsiz kislotalarning xossalarini namoyon qiladi.
C.O bilan eng muhim aloqalar. +4
SO 2 (g.) Se) 2 (tv.), TeO 2 (tv.) - kislota oksidlari
H 2 SO 3 - oltingugurt kislotasi, H 2 SeO 3 - selen kislotasi, H 2 TeO 3 - tellurik - kuchsiz kislotalar, qaytaruvchi moddalar.
Kislota xossalari zaiflashadi. Qayta tiklash qobiliyati pasayadi.
C.O bilan eng muhim aloqalar. +6
SO 3 (l.) Se) 3 (tv.), TeO 3 (tv.) - kislota oksidlari
H 2 SO 4 - sulfat kislota, H 2 SeO 4 - selen kislotasi - kuchli kislotalar, H 2 TeO 4 - ortotellurik - kuchsiz kislota.
Tuzlar: sulfatlar, selenatlar, telluratlar.
6-A guruhining elementlariga quyidagilar kiradi: kislorod (8 O), oltingugurt (16 S), selen (34 Se), tellur (52 Te) va poloniy (84 Po). "Xalkogenlar" guruhining nomi yunon tilidan "tuzlarni tug'ish" deb tarjima qilingan. "Chalkos" - mis va "genos" - jins, kelib chiqishi. Tabiatda xalkogenlar ko'pincha mis birikmalari (kisloroddan tashqari) shaklida topiladi - bular sulfidlar, mis selenidlari. Mis (II) sulfid Mis (I) selenid
Ø Kisloroddan poloniyga oʻtganda atomning oʻlchami kattalashadi, metall boʻlmagan xossalari zaiflashadi va metall boʻlganlar ortadi: kislorod va oltingugurt tipik metall boʻlmaganlar, selen va tellur — metall boʻlmagan xossalarga ega metalloidlar, poloniy. metall. Ø Xuddi shu qatordagi atomlarning ionlanish energiyasi E 0 → E + kamayadi, bu esa qaytaruvchi xususiyatlarning oshishini bildiradi (elektronni berish qobiliyati). Ø Yuqori elektron zichligi va kuchli elektronlararo itarilish tufayli kislorodga elektron yaqinlik energiyasi 6-A guruhining barcha boshqa elementlariga qaraganda kamroq. Natijada, S 2 anioni selen va tellurning o'xshash anionlariga qaraganda ancha barqaror, O 2 anion esa erkin shaklda mavjud emas. Ø Kisloroddan poloniygacha boʻlgan qatordagi elektron manfiylikning pasayishi xalkogenlar qatoridagi kovalent bogʻlanishlarning qutblanish darajasining pasayishini bildiradi.
Bog'lanish energiyasi qanchalik yuqori bo'lsa, bog'lanish shunchalik kuchli va barqarorroq bo'ladi. Yuqori elektron zichligi va elektronlararo itarilish kuchlari tufayli kislorod atomlari orasidagi yagona bog'lanish (O - O) eng kam barqaror hisoblanadi. Aksincha, kislorod uchun qo'sh bog'ning hosil bo'lishi ancha qulayroqdir, chunki qo'sh bog'ning energiyasi ikkita bitta bog'ning energiyasidan ancha yuqori.
E guruhining 6 -A birikmalarining mavjudlik shakllari Prost. in-in H 2 E EO 3 H 2 EO 4 CO O O 2 H 2 O - - -2, -1, 0, +1, +2 S S H 2 S SO 3 H 2 SO 4 -2, 0, + 2, +4, +6 Se Se H 2 Se Se. O 3 H 2 Se. O 4 -2, 0, +2, +4, +6 Te Te H 2 Te Te. O 3 H 2 Te. O 4 -2, 0, +2, +4, +6 Po Po H 2 Po Po. O 3 -2, 0, +2, +4, +6 -
Qo'zg'atmagan atomning elektron konfiguratsiyasi 1 s 22 p 4. Ko'pgina birikmalarda u -2 oksidlanish darajasini ko'rsatadi, ammo oksidlanish darajasi -1 bo'lgan birikmalar ma'lum; 0; +1; +2; +4. Yer qobig'idagi eng keng tarqalgan element (58%). 3 ta barqaror izotop topildi: 168 O (99,759%), 178 O (0,037%), 18 O (0,204%). 8 Tarkibida kislorod boʻlgan 1400 dan ortiq minerallar maʼlum.
Kislorod atomi tuzilishining xususiyatlari 1) Kam energiyali d-pastki daraja yo'q; 2) Elektromanfiyligi yuqori (ftordan keyingi joy), 2 dan ortiq elektronni bera olmaydi (kichik guruhning barcha boshqa elementlari eng yuqori oksidlanish holatini +6 ko'rsatadi) 3) Kichik atom radiusi
Kislorod molekulasining tuzilishi 1) tashqi energiya darajasining 12 ta elektroni 8 ta molekulyar orbitalda (MO) joylashgan; 2) Kislorod atomlarining orbitallari energiya jihatidan yaqin, shuning uchun bog'lanmaydigan orbitallar hosil bo'lmaydi; 3) 8 ta elektron bog'lovchi orbitallarda, 4 ta elektron bo'shashuvchida joylashgan, shuning uchun bog'lanish tartibi (8 – 4)/2 = 2; 4) Bo'shashuvchi p * orbitallarda 2 ta juftlanmagan elektronning bo'lishi kislorod molekulasiga paramagnit xossalarni beradi.
Kislorodning fizik xossalari 1) Ikki atomli molekula eng barqaror hisoblanadi, chunki dissotsilanish energiyasi O = O 494 k.J/mol, O - O boglari esa atigi 210 k.J/mol; 2) Kislorod molekulalari zaif qutblangan, shuning uchun ular orasidagi molekulalararo bog'lanish kuchsizdir. Tm. = -218 °S Qaynatish. \u003d -183 ° S. 3) Suvda yomon eriydi (0 °C da 100 hajm suvda 5 hajm). 4) Suyuq va qattiq kislorod magnit tomonidan tortiladi, chunki uning molekulalari paramagnit xususiyatlarga ega. 5) Qattiq kislorod ko'k, suyuq kislorod esa ko'k.
Kislorod O 2, O 3 (ozon) va O 4 - beqaror tetraoksigenning 3 ta allotropik modifikatsiyasi mavjud.
Kislorodning allotropik modifikatsiyalari Xarakterli o'tkir hidli mavimsi gaz. Ozon molekulasi qutbli. Suvda ozgina eriydi Tm. = -193 °S Qaynatish. = -112 ° S
Kislorodning kimyoviy xossalari 1) Kuchli oksidlovchi. 2) To'g'ridan-to'g'ri faqat inert gazlar, galogenlar, kumush, oltin va platina guruhi metallari (osmiydan tashqari) bilan o'zaro ta'sir qilmaydi. Oltin (III) oksidi Au - sariq O - qizil
Kislorodni olish 1) Kislorodning biologik kelib chiqishi: 6 H 2 O + 6 CO 2 hn C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 400 -500 ° C 2) Kaliy xloratning parchalanishi (bertolet tuzi): KCLO 3 3 O 2 + 2 KCl 3) Kaliy permanganatning parchalanishi: KMn. O 4 210 -240 ° S K 2 Mn. O4 + Mn. O 2 + O 2
Kislorod birikmalari (-2) Suv molekulasi tetraedral (tekis bo'lmagan) tuzilishga ega. Kislorod atomi holatda. sp 3 gibridizatsiyasi VS usuli ikkita yolg'iz elektron juftlikdan biri (LEP) nima uchun boshqasiga qaraganda faolroq ekanligini tushuntirmaydi.
Suv molekulasining tuzilishi (MO usuli) v Suv molekulasini hosil qilishda kislorod atomining ikkita 1 s atom orbitali (har bir vodorod atomidan bittadan), bittadan 2 s orbitali va uchta 2 p orbitali ishtirok etadi. Jami 8 ta elektron suv molekulasining 6 molekulyar orbitalida joylashgan. v Ikki vodorod atomining 1 s orbitalining kislorod atomining 2 s va 2 px orbitallari bilan oʻzaro taʼsiri (bir-birining ustiga chiqishi) 4 MO hosil boʻlishiga olib keladi, shundan ikkitasi bogʻlovchi (2 a 1, 1 b 1) va 2 tasi boʻshashuvchi ( 4 a 1, 2 b bir). v Bogʻlovchi orbitallarning energiyasida past energiyali AO (kislorod), antibogʻlovchi orbitallarning energiyasida esa yuqori energiyali AO (vodorod) ustunlik qiladi. v 2 pz-kislorod orbitali va vodorodlardan birining 1 s-orbitali bir oz ustma-ust tushadi va kuchsiz bog'lovchi orbital hosil qiladi (3 a 1). v Kislorod atomining 2 py orbitali ustma-ust tushuvchi orbitallar tekisligiga perpendikulyar, at 1 s-orbital bilan ustma-ust tushmaydi. H va shuning uchun bog'lanmaydigan 1 b 2 orbital hosil qiladi.
Suv molekulasining tuzilishi (MO usuli) Hammasi bo'lib suv molekulasida 2 ta bog'lovchi, 2 ta bog'lanmaydigan va 2 ta bo'shashtiruvchi MO hosil bo'ladi. 8 ta elektron juft boʻlib 2 ta bogʻlovchi va 2 ta bogʻlanmagan orbitallarda joylashgan.
Suvning tuzilishi (MO usuli) MO 2 a 1, 1 b 1 elektronlar O-H bog'larini hosil qiladi va bog'lanmagan orbitallarda (3 a 1, 1 b 2) joylashgan ē suv molekulasining erkin EP ga mos keladi. Biroq, MO 3 a 1 va 1 b 2 lokalizatsiya va energiya jihatidan farq qiladi. 1 b 2 kislorod atomida lokalizatsiya qilingan va sof p-belgiga ega. 3 a 1 kamroq energiyaga ega va delokalizatsiyalanadi, chunki u at AO ishtirokida hosil bo'ladi. H va O. Kislorod atomida 1 b 2 ning lokalizatsiyasi suv molekulasidagi manfiy zaryad kislorod atomi yaqinida va vodorod atomi yaqinida - ijobiy to'planishiga olib keladi. Demak, suv molekulasining qutbliligi (m = 1,84 D).
Suv molekulasidagi vodorod bog'lari Suv molekulalarining qutblanishining oqibatlari: 1) Molekulyar vodorod bog'larini hosil qilish qobiliyati; 2) Yuqori erish va qaynash nuqtalari (0 °C va 100 °C) 3) Kuchli sirt tarangligi
Kalkogenlarning qaynash nuqtasi H 2 O Tb. , ° S H 2 S 100 -60 H 2 Se H 2 Te -42 -2
Muz molekulasidagi vodorod aloqalari Muz kristallari olti burchakli tuzilishga ega. Har bir suv molekulasi vodorod aloqalari orqali uchta qo'shni molekula bilan bog'langan. Har bir suv molekulasi ikkala NEP yordamida 4 ta vodorod aloqasini hosil qiladi. Erish jarayonida bitta vodorod bog'i buziladi (0 ° C da, 15% vodorod buziladi. St.). Bunday holda, molekulalarning bir qismi ramka ichiga kiradi, bu haqiqatni tushuntiradi: 4 ° C da suvning zichligi maksimal bo'ladi.
Oksidlar Musbat oksidlanish holatidagi elementning tabiatiga muvofiq, davriy tizimning davrlari va guruhlaridagi oksidlarning tabiati tabiiy ravishda o'zgaradi. Davrlarda kislorod atomlarida samarali manfiy zaryad kamayadi va amfoter oksidlar orqali asosiy oksiddan kislotaliga posteriori o'tish sodir bo'ladi.
Oksidlarning suv bilan o'zaro ta'siri Bir qator kislotali oksidlarda kislotali xususiyatlar va suv bilan o'zaro ta'sir qilish qobiliyati davrda ortadi, bu ∆G 0298 potentsialining pasayishi bilan tasdiqlanadi.
Superoksidlar Bir elektronning kislorod molekulasiga biriktirilishi superoksid ioni O 2 - hosil bo'lishiga olib keladi. O 2 hosilalari superoksidlar deb ataladi, ular eng faol gidroksidi metallar (kaliy, rubidiy, seziy) bilan mashhur. Superoksidlar oddiy moddalarning to'g'ridan-to'g'ri o'zaro ta'sirida hosil bo'ladi: K + O 2 \u003d KO 2. O 2 ionining juftlanmagan elektroni - superoksidlarning paramagnetizmini va ulardagi rang mavjudligini aniqlaydi. Superoksidlar juda kuchli oksidlovchi moddalardir. Ular vodorodni chiqarish uchun suv bilan kuchli reaksiyaga kirishadilar.
Davriy tizimning V va A guruhlariga quyidagilar kiradi: kislorod 8O, oltingugurt 16S, selen 34Se, tellur 52Te va radioaktiv poloniy 84Ro. Ushbu elementlarning umumiy nomi "xalkogenlar" (yunon tilidan tarjima qilingan - mis rudalarini tug'diradiganlar) tabiatda ushbu kichik guruhning elementlari (kisloroddan tashqari) ko'pincha mis birikmalari shaklida joylashganligi bilan bog'liq: sulfidlar, selenidlar va boshqalar.
O - S - Se - Te - Po qatorida ionlanish energiyasi kamayishi bilan xalkogenlarning xossalari metall bo'lmagandan metallga o'zgaradi: kislorod va oltingugurt - tipik metall bo'lmaganlar, selen va tellur - metalloidlar, poloniy - metall.
Asosiy holatda, xalkogen atomlari ns2np4 tashqi qatlam elektron konfiguratsiyasiga ega bo'lib, valentlik elektronlarining juft soniga ega, ulardan ikkitasi juftlashtirilmagan. Va bu allaqachon oddiy birikmalarda E2 molekulasidagi ikkita atom o'rtasida ko'p bog'lanish yoki zanjir tuzilmalarida bitta bog'lanishning muqobil imkoniyatiga olib keladi. Yuqori elektron zichligi va kuchli elektronlararo itarilish tufayli kislorodning elektronga yaqinligi va E-E yagona bog'lanish kuchi oltingugurt, selen va tellurga qaraganda pastroqdir. Kislorod boshqa atomlar bilan, masalan, kislorod (O2, O3), uglerod, azot, fosfor bilan kuchli pp-p bog'lanishga qodir. Oltingugurt va uning analoglari uchun yagona aloqalar energetik jihatdan qulaydir. Ular katenatsiya hodisasi (elementlar atomlarining halqalar yoki zanjirlarga birlashish qobiliyati) bilan tavsiflanadi.
Kislorod, ikkinchi davrning boshqa elementlari kabi, uning kichik guruhining elementlaridan xossalari bilan farq qiladi. Oltingugurtning xossalari kislorod va poloniydan ko'ra selen va tellurning xossalariga ko'proq o'xshaydi.
Bo'sh d-orbitalga ega bo'lmagan kislorod ko'pchilik birikmalarda ikki valentli, boshqa xalkogenlar esa oltitagacha valentlik bog'lanishga qodir. Kisloroddan Poloniyga o'tishda atomlarning kattaligi va ularning mumkin bo'lgan koordinatsion raqamlari ortadi, ionlanish energiyasi va elektronegativlik qiymati kamayadi. Kislorodning elektron manfiyligi ftordan keyin ikkinchi o'rinda turadi. Kislorod +2 oksidlanish darajasini ko'rsatadigan birikmalar kuchli oksidlovchi moddalardir va juda beqaror. Boshqa barcha xalkogenlar yuqori oksidlanish darajasini ko'rsatadi (6). E + 6 ning barqarorligi oltingugurtdan Poloniygacha pasayadi, ular uchun oksidlanish darajasi +4, +2 bo'lgan birikmalar barqaror (bu 6s2 elektron va yadro o'rtasidagi bog'lanish kuchining oshishi bilan izohlanadi).
3.2 Tabiatda bo'lish
Kislorod er qobig'ining eng ko'p tarqalgan elementidir (uning miqdori uning umumiy massasining 49% ni tashkil qiladi). Kislorod suv, kremniy oksidi, ohaktosh, marmar, bazalt, boksit, gematit va boshqa koʻplab mineral va jinslarda uchraydi. Yer atmosferasida oddiy modda - kislorod O2 ko'rinishida taxminan 21% (hajm bo'yicha) kislorod mavjud. Atmosfera kislorodi biologik kelib chiqishi bo'lib, yashil o'simliklarda fotosintez jarayonida hosil bo'ladi.
Boshqa xalkogenlar kamroq tarqalgan. Ularning tarkibi (wt.%) Seriya raqami ortishi bilan kamayadi: S - 0,0048; Se—8 10-5; Bu 1 10-6; Ro - 2 10-14. Oltingugurt, selen va tellur ruda konlarida toʻplangan boʻlib, ular asosan metallar bilan birlashgan. Oltingugurtning katta qismi asl holatida (vulqon oltingugurt) yoki sulfidlar va sulfatlar shaklida bo'ladi. Oltingugurtning eng muhim minerallari quyidagilardir: FeS2 (pirit yoki temir piritlari) ZnS (rux aralashmasi) HgS (sinnabar) PbS (qo'rg'oshin yorqinligi); CuFeS2 (xalkopirit), CaSO4 · 2 H2O (gips), Na2SO4 · 10H2O (mirabilit) va boshqalar. Koʻp oltingugurt neft va neft gazlarida uchraydi va texnogen (quvur korroziyasi) va ekologik muammolarni keltirib chiqaradi. Oltingugurt oqsillarning bir qismidir. Tabiatdagi noyob elementlar bo'lgan selen va tellur shunga o'xshash tabiiy oltingugurt birikmalarida aralashmalar sifatida topiladi. Poloniy uranning parchalanish mahsuloti sifatida uran rudasida mavjud (210Ro uchun yarimparchalanish davri 138,4 kun).
3.3 Fizik xossalari va allotropiya
Kislorod elementi ikkita allotropik modifikatsiyaning erkin shaklida mavjud - kislorod O2 va kamroq barqaror ozon O3. Kislorod rangsiz gaz, hid va ta'msiz, havodan biroz og'irroq. Erish va qaynash nuqtalari mos ravishda -183 ° C va -219 ° S. 0 ° C da suvda eruvchanligi 100 hajm suv uchun 4,89 hajmni tashkil qiladi. Ozon atmosferaning yuqori qatlamlarida ultrabinafsha nurlanish ta'sirida va chaqmoq oqimlari paytida hosil bo'ladi. Ozon rangsiz gazdir, Tm. = -193 ° S, Tb.p. \u003d -112 ° C, suvda eriydi (0 ° C da - 100 hajm suv uchun 1,82 hajm. Kisloroddan farqli o'laroq, ozon o'ziga xos o'tkir hidga ega.
Oltingugurt uchun bir nechta allotropik modifikatsiyalari ma'lum. Eng barqarorlari rombsimon (a-oltingugurt) va monoklinik (b-oltingugurt) bo'lib, ular rombsimon va monoklinik kristall panjaralar joylashgan joylarda joylashgan siklik S8 molekulalaridan iborat. Rombsimon oltingugurt xona haroratida barqaror - qattiq, past eriydigan kristall modda, och sariq rangda, suvda deyarli erimaydi, organik erituvchilarda eriydi. Taxminan 96 ° S gacha qizdirilganda u monoklinik (uzun ochiq sariq kristallar) bo'ladi. Agar eritilgan oltingugurt sovuq suvga quyilsa, to'q jigarrang plastik oltingugurt hosil bo'ladi (ochiq zanjirli molekulalar, S4, S6 molekulalari yopiq).
Selen va tellurning polimorfizmi molekulyar zanjirlar va sikllarning kristallarda to'planishi bilan bog'liq. Selenning (a, b, g) uglerod disulfididagi eritmalarining kristallanishida hosil bo'lgan qizil monoklinik modifikatsiyalari siklik Se8 molekulalaridan iborat. Amorf qizil selen qaytaruvchi moddalar ta'sirida uning suvli eritmalaridan cho'kadi. Selenning eng termodinamik jihatdan barqaror kulrang olti burchakli modifikatsiyasi metall yorqinlikka ega (Tm. = 200 ° C). U boshqa barcha modifikatsiyalarni isitish orqali hosil bo'ladi va tarmoqlanmagan spiral polimer zanjirlaridan iborat Sen.
Tellur uchun selenga o'xshash faqat bitta olti burchakli modifikatsiya ma'lum (Tm. = 452 ° C). Zanjirlar orasida zaif molekulalararo bog'lar mavjud, shuning uchun selen va tellur nisbatan past haroratlarda eriydi. Ushbu tuzilish tufayli selen va tellur Se atomlarining tasodifiy almashinishi bilan, keyin esa spiral zanjirlarda doimiy ketma-ket qattiq eritmalar hosil qiladi.
Metall polonium ikkita kristalli modifikatsiya shaklida mavjud: past haroratli kubik va yuqori haroratli olti burchakli. Ikkala modifikatsiya uchun ham, isitish vaqtida metallar uchun xos bo'lgan elektr qarshiligining oshishi kuzatiladi.
O - S - Se - Te - Po qatorida atomlar radiusi ortishi bilan molekulalararo o'zaro ta'sir kuchayadi, bu erish va qaynash nuqtalarining oshishiga olib keladi. Kislorod va oltingugurt tipik dielektriklar, selen va tellur yarim o'tkazgichlar, poloniy esa o'tkazgichdir.
3.4 Oddiy moddalarni ajratib olish usullari
Sanoatda kislorod suvni elektroliz qilish, shuningdek suyultirilgan havoni ko'p bosqichli distillash yo'li bilan ishlab chiqariladi (chunki kislorodning qaynash nuqtasi (-183 ° C) azotning qaynash nuqtasidan (-195,8 ° C) yuqori.
Juda yuqori tozalikdagi kislorod reaksiyalar orqali olinadi: 2BaO + O2 2BaO2; 2BaO22BaO + O2
Laboratoriya sharoitida kislorod olinadi: 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 2KClO3 2KCl + 3O2 2NaNO3 2NaNO2 + O2 2 H2O2 2 H2O + O2 2 HgO 2 Hg + O2.
Sanoatda oltingugurtni yer osti konlaridan shaxta usulida yoki issiq suv bugʻi taʼsirida togʻ jinslaridan eritib olish osonroq.
Tarkibida vodorod sulfidi boʻlgan tabiiy gazlardan oltingugurt uni oltingugurt dioksidi SO2 ga oksidlab, soʻngra SO2 ni H2S bilan temir va alyuminiy oksidi katalizatorlari ishtirokida reaksiyaga kiritish orqali hosil boʻladi:
SO2 + H2S → 3S + H2O.
Pirit ham oltingugurt qazib olishning muhim manbai hisoblanadi:
FeS2 → FeS + S.
Selen va tellurning asosiy manbai misni elektrolitik tozalashdan keyin qoldiqlar (loy), sulfat va pulpa-qog'oz ishlab chiqarish chiqindilari, rudalar bo'lib, ularda bu elementlar xalkogenidlar shaklida bo'ladi.
Sanoatda selen va tellur o'z ichiga olgan loy 650 ° C da soda bilan oksidlovchi qovuriladi:
Ag2Se + Na2CO3 + O2 → 2Ag + Na2SeO3 + CO2;
Cu2Te + Na2CO3 + 2O2 → 2CuO + Na2TeO3 + CO2.
Selen va tellurni ajratish sulfat kislota eritmasi bilan ishlov berish orqali amalga oshiriladi, tellur esa gidratlangan oksid shaklida cho'kadi (u o'tloqlarda eriydi va elektrolitik yo'l bilan tellurga qaytariladi) va selen kislotasi H2SeO3 eritmada qoladi, undan qizil selen olinadi. SO2 taʼsirida choʻkma hosil boʻladi.
Metall poloniy poloniy sulfid yoki poloniy dioksidini vakuumda termik parchalanishi, so‘ngra metallni sublimatsiya qilish, shuningdek, PoO2 ni vodorod bilan kamaytirish (yoki PoBr2 ni quruq ammiak bilan 2000C da kamaytirish) yo‘li bilan olinadi.
3.5 Kislorod va uning birikmalarining kimyoviy xossalari
Aksariyat metallar va metall bo'lmaganlar kislorod bilan birikib oksidlarni hosil qiladi:
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3;
4P + 5O2 → P4O10;
S + O2 → SO2.
Kislorod faqat inert gazlar, galogenlar (ftordan tashqari), kumush, oltin va platina metallari (osmiydan tashqari) bilan bevosita reaksiyaga kirishmaydi. Kislorodning reaktivligi harorat va suv mavjudligiga juda bog'liq. Ba'zi hollarda o'zaro ta'sir tezligi juda yuqori bo'lib, portlash sodir bo'ladi (masalan, H2, CH4, CO). Portlovchi moddalar havoning ko'mir changi, un va boshqa nozik dispers moddalar bilan aralashmasidir.
Ozon parchalanish jarayonida hosil bo'lgan atom kislorodi tufayli kuchli oksidlovchi moddadir: O3 → O2 + O ∙.
Ozon atmosferasida ko'plab organik moddalar o'z-o'zidan yonadi, u mis, kumush va simobni oson oksidlaydi; Ozon ta'sirida sulfidlar sulfatlarga aylanadi. Laboratoriyada u kislorod orqali tinch elektr zaryadlarini o'tkazish orqali ishlab chiqariladi. Ozonga xos reaktsiya ko'k kraxmalli yod qog'ozidir:
O3 + 2KI + → I2 + O2 + 2KOH.
Birikmalarda kislorod +2, +1, -1, -2 oksidlanish darajasini ko'rsatadi.
Xarakterli oksidlanish darajasi: 2. Oksidlanish darajasi -2 bo'lgan muhim kislorodli birikmalar oksidlardir. Barcha elementlarning oksidlari uchta inert gazdan tashqari ma'lum - emas, Ne, Ar.
Davrlarda asosiy oksidlardan kislotali oksidlarga bosqichma-bosqich o'tish sodir bo'ladi. Demak, uchinchi davr elementlari uchun: Na2O, MgO Al2O3 SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 Asosiy oksidlar Amfoter oksid Kislota oksidlari Asosiy oksidlar suv bilan asoslar hosil qiladi: MgO + H2O → Mg (OH) 2; kislotali - kislotalar: SO3 + H2O → H2SO4. Asosiy va kislotali oksidlar bir-biri bilan reaksiyaga kirishib, tuzlar hosil qiladi: MgO + SO3 → MgSO4.
Ishqoriy metallar kislorod bilan o'zaro ta'sirlashganda, kislorod 1 oksidlanish darajasiga ega bo'lgan peroksidlar hosil bo'ladi: 2Na + O2 → Na2O2. Peroksidlar orasida vodorod peroksid H2O2 eng katta amaliy ahamiyatga ega. H2O2 suv bilan har qanday nisbatda aralashadi. Amalda 3% va 30% H2O2 eritmalari qo'llaniladi (30% vodorod periks perhidrol deb ataladi). 80% vodorod peroksid kamida 50% konsentratsiyali H2SO4 eritmasini elektroliz qilish yoki suyultirilgan sulfat kislotaning 0 ° C da bariy peroksidga ta'siridan olinadi. Suvli eritmalarda H2O2 dihidrat shaklida mavjud, u kuchsiz kislota, birikma beqaror, qizdirilganda va yorug'likda kislorod ajralib chiqishi bilan parchalanadi: 2 H2O2 → 2 H2O + O2. Vodorod periks oksidlanish-qaytarilish xususiyatlari bilan ajralib turadi, ammo oksidlovchi xususiyatlar ustunlik qiladi.
Masalan, KNO2 + H2O2-1 → KNO3 + H2O-2 oksidlovchi Ag2O + H2O2-1 → 2Ag + O20 + H2O qaytaruvchi vosita Peroksidlarning karbonat angidrid bilan o'zaro ta'sir qilish xususiyati gaz maskalari va suv osti kemalarida qo'llaniladi:
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
Bundan tashqari, gidroksidi metallar bilan o'zaro ta'sirlashganda, xususan: kaliy, rubidiy, seziy, superoksid hosil bo'ladi (masalan, K2O4), bu erda kislorod -1/2 oksidlanish darajasiga ega. Ishqoriy metallar ozon bilan o'zaro ta'sirlashganda ozonidlar (masalan, KO3) hosil bo'ladi, bu erda kislorod -1/3 oksidlanish darajasiga ega. .
Kislorod faqat ftor va ftoridlar (F2O2, OF2) bilan o'zaro ta'sirlashganda +1 va +2 ijobiy oksidlanish darajasini ko'rsatadi.
3.6 Oltingugurt, selen, tellur va poloniyning kimyoviy xossalari
S dan Po gacha bo'lgan qatorlarda metall xossalari yaxshilanadi, faollikni pasaytiradi.
Oddiy moddalar bilan o'zaro ta'siri:
Xona haroratida oltingugurt faqat simob bilan reaksiyaga kirishadi, lekin qizdirilganda uning kimyoviy faolligi sezilarli darajada oshadi (S-S aloqalarining uzilishi osonlashadi). Bunday sharoitda u ko'plab oddiy moddalar bilan bevosita reaksiyaga kirishadi. Oltingugurt juda kuchli oksidlovchi moddadir, lekin u qaytaruvchi xususiyatlarni ham ko'rsatishi mumkin (yuqori elektronegativlikka ega bo'lgan elementlarga nisbatan - kislorod, galogenlar).
To'kilgan simobni mayda maydalangan oltingugurt bilan to'plash mumkin: Hg + S → HgS.
Selen, tellur va poloniy qizdirilganda kislorod, vodorod, galogenlar, shuningdek, oltingugurt kabi metallar bilan oson birlashadi: Se + H2 → H2Se Se + Na → Na2Se
Te + O2 → TeO2 Te 2 Cl2 → TeCl4
Ftorli atmosferada, S, Se, Heksaflorid EF6 hosil qilish uchun kuyish. Oltingugurtning xlor bilan o'zaro ta'siri natijasida qizdirilganda sezilarli darajada tezlashadi, S2Cl2, SCl2 hosil bo'ladi. Brom uchun faqat S2Br2 ma'lum, oltingugurt yodidlari beqaror. Selen va tellur bu sharoitda ECl4 hosil qiladi.
Suv bilan o'zaro ta'siri:
Oltingugurt va selen suv bilan o'zaro ta'sir qilmaydi, tellur 100-1600C haroratda suv bilan reaksiyaga kirishadi: Te + 2H2O → TeO2 + 2H2
Ishqorlar bilan o'zaro ta'siri:
Oltingugurt, selen, tellur qaynash paytida ishqorlar bilan o'zaro ta'sir qiladi (disproporsiya reaktsiyasi):
3E + 6KOH → 2K2E + K2EO3 + 3H2O.
Ishqoriy eritmalarda ular eng yuqori oksidlanish darajasiga qadar oksidlanadi:
2Se + 4KOH + 3O2 → 2K2SeO4 + 2H2O.
Kislotalar bilan o'zaro ta'siri:
Oltingugurt va selen kislotalarning suvli eritmalari bilan reaksiyaga kirishmaydi, garchi ular konsentrlangan sulfat va nitrat kislotalarda eriydi:
3 S + 4 HNO3 (konk.) → 3 SO2 + 4 NO + 2H2O;
Se + 4 HNO3 (kons.) → 2 H2SeO3 + 4NO2 + 2H2O.
Tellur oksidlanmaydigan kislotalarga ham inertdir. Suyultirilgan nitrat kislota uni telurat kislota H2TeO3, konsentrlangan nitrat kislotadan oksogidroksonitrat, gipoxlorid kislota esa ortotelurik kislota H6TeO6 ga oksidlanadi.
Poloniy kislotalarda oson eriydi va ikki valentli tuzlar (pushti) hosil qiladi, ular tezda to'rt valentli poloniy birikmalariga (sariq) oksidlanadi.
Birikmalarda xarakterli oksidlanish darajalari: 2, +2, +4, +6.
Oksidlanish darajasi -2 xalkogenlarning vodorod birikmalari, shuningdek ularning kislorodsiz tuzlari uchun xosdir.
Barcha xalkogenlarning gidridlari ma'lum, faqat qoldiq miqdorda olingan va amalda tavsiflanmagan poloniy gidriddan tashqari.
H2S-H2Se-H2Te qatorida xalkogen atomlari hajmining oshishi hisobiga H-E bogʻ uzunligi ortadi, H2E molekulalarining bogʻlanish energiyasi, hosil boʻlish energiyasi va termodinamik barqarorligi pasayadi, molekulalararo oʻzaro taʼsir kuchayadi va shunga mos ravishda erish va qaynash nuqtalari ortadi.
Barcha H2E gidridlari yoqimsiz hidli zaharli gazlardir.
Amalda H2S suyultirilgan kislotalarning metall sulfidlariga ta'sirida hosil bo'ladi. Masalan:
FeS + HCl → FeCl2 + H2S.
H2S juda kuchli qaytaruvchi vositadir.
Havodagi yoki vodorod sulfidli suvdagi kumush va mis narsalar tegishli sulfidlar hosil bo'lishi sababli xiralashadi: 4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S + 2H2O
Vodorodning selenid va teluridini (H2Se, H2Te) suv yoki kislotalarning ba'zi metallarning selenidlari va teluridlariga ta'sirida olish mumkin:
Al2Te3 + 6H2O → 2Al(OH) 3 + 3H2Te.
Suvli eritmalarda ular atmosfera kislorodi bilan tez oksidlanadi:
2H2E + O2 → 2H2O + 2E (bu erda E - Se yoki To).
Kalkogenli suvlar dioksidlar hosil bo'lishi bilan havoda yonadi va oksidlovchi moddaning etishmasligi bilan oddiy moddalarning paydo bo'lishi ham mumkin.
2H2E + O2 → 2H2O + 2 EO2.
Suvda eritilganda H2E mos keladigan kuchsiz ikki asosli kislotalarni hosil qiladi. H2S, H2Se, H2Te qatorlarida dissotsilanish qobiliyati, kislotalarning kuchi va qaytaruvchi xossalari ortadi.
Gidrosulfid kislota va uning tuzlari qaytaruvchi sifatida harakat qiladi, erkin oltingugurt, oltingugurt dioksidi, politiyonatlar, sulfat kislotaga oksidlanadi. I2 + H2S → 2HI + S; H2S + 4 Cl2 + 4 H2O → H2SO4 + 8 HCl.
Oltingugurt H2Sn (n = 2-8) polisulfanlarning hosil bo'lishi bilan tavsiflanadi, ular beqaror va oson oksidlanadi va H2S va S ga nomutanosibdir.
Sulfidlar orasida faqat gidroksidi, ishqoriy tuproq metallari va ammoniy tuzlari eriydi. MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS sulfidlari suvda yomon eriydi, kuchli oksidlanmaydigan kislotalarda eriydi; CdS, CuS, PbS, Sb2S3, As2S3, SnS, SnS2 (oltin barg) butunlay erimaydi. Ko'pgina sulfidlar rangli bo'ladi. Sulfidlar oddiy moddalarning to'g'ridan-to'g'ri o'zaro ta'siri, vodorod sulfidli metallar bilan ta'sir qilish yoki gidroksi kislotalarni kamaytirish yo'li bilan olinadi. Erimaydigan sulfidlarni almashinuv reaksiyasi orqali olish mumkin: SdSO4 + H2S → CdS ↓ + H2SO4. Sulfidlar, ayniqsa eriydiganlar, kuchli qaytaruvchi moddalardir.
Bundan tashqari, oltingugurt, selen va tellur polisulfidlar, poliselenidlar va politeluridlarni hosil qilish qobiliyatiga ega.
3.7 kislorodli xalkogen birikmalari
+4 oksidlanish darajasi
Oltingugurt (IV) oksidi SO2 - oltingugurt dioksidi, rangsiz, juda bo'g'iq hidli. SeO2, TeO2, PoO2 qattiq moddalardir. Shu bilan birga, SO2, SeO2 kislotali oksidlar, TeO2 - amfoter oksid, PoO2 - asosli oksid.
SO2, TeO2, SeO2 oksidlanish-qaytarilish xossalarini namoyon qiladi:
2SO2 + O2 → 2 SO3 (SO2 qaytaruvchi vositadir)
2H2S + SO2 → 2H2O + S (SO2 oksidlovchi moddadir).
SO2 eng katta sanoat ahamiyatiga ega bo'lib, u reaksiya natijasida hosil bo'ladi: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
SO2 ni oltingugurt S + O2 → SO2 ni yoqish orqali olish mumkin.
Laboratoriyada - konsentrlangan H2SO4 ta'sirida mis qoplamiga:
SO2 tipik kislotali oksiddir: u asosli oksidlar va gidroksidlar bilan reaksiyaga kirishib, sulfitlarni hosil qiladi: Na2O + SO2. → Na2SO3.
SO2 suvda eriganda sulfit (yoki oltingugurt) kislota hosil bo'ladi.
SO2 + H2O → H2SO3.
Bu o'rtacha quvvatli ikki asosli kislota bo'lib, u faqat suyultirilgan eritmalarda mavjud bo'lib, havoda H2SO4 ga oksidlanadi. 2H2SO3 + O2 → 2H2SO4. Oltingugurt kislotasi oksidlanish-qaytarilish xossalarini ko'rsatadi (lekin qaytaruvchi xossalari unga ko'proq xosdir): qaytaruvchi xossalari: H2SO3 + Cl2 + H2O → H2SO4 + 2HCl; oksidlovchi xossalari: H2SO3 + 2 H2S → 3S + 3H2O.
H2SO3 o'rta tuzlar - sulfitlar va kislotali - gidrosulfitlar hosil qiladi. Faol metallarning sulfitlari qizdirilganda parchalanib sulfidlar va sulfatlar hosil qiladi: 4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4.
Sulfitlar erkin oltingugurtni tiklashga qodir:
Na2SO3 + S → Na2S2O3. natriy tiosulfat
H2SO3 → H2SeO3 → H2TeO3 qatorida kislotalarning mustahkamligi pasayadi, qaytaruvchi xossalari ham kamayadi. Oksidlanish xossalari H2SeO3 da eng yaqqol namoyon bo'ladi.
+6 oksidlanish darajasi
Trioksidlar orasida oltingugurt (VI) oksidi SO3 - oltingugurt angidridi eng katta ahamiyatga ega - SO2 ni 400 - 6000C haroratda katalizator (V2O5) ishtirokida oksidlash natijasida olinadigan shaffof suyuqlik:
2SO2 + O2 → 2SO3.
U sulfatlar va pirosulfatning termal parchalanishi paytida ham hosil bo'ladi:
Na2S2O7 → SO3 + Na2SO4.
SO3 oltingugurtning eng reaktiv birikmalaridan biridir. Oksidlanish xususiyatlarini ko'rsatadi, masalan:
SO3 + C → 2SO2 + CO2.
SO3 suvda eriganda kuchli sulfat (sulfat) kislota hosil bo'ladi.
Suvsiz sulfat kislota H2SO4 kimyo sanoatining eng muhim mahsulotlaridan biridir. Bu rangsiz yog'li modda, zichligi 1,84 g/sm3. Sulfat kislota suv bilan har qanday nisbatda aralashtiriladi, bu jarayon katta miqdordagi issiqlik chiqishi bilan birga keladi, aralashma hatto qaynashi, chayqalishi mumkin (shuning uchun suvga kislota qo'shish kerak, aksincha emas). Konsentrlangan sulfat kislota namlikni qurituvchi gazni qurituvchi sifatida ishlatiladi.
Kontaktli va azotli usullar bilan qazib olinadi. Sulfat kislota ishlab chiqarishda SO3 suvda emas, balki sulfat kislotaning konsentrlangan eritmasida eriydi, chunki gazsimon SO3 suvda eriganida suv sathidan yuqorida joylashgan suv bugʻlari bilan reaksiyaga kirishib, H2SO4 ning muhim qismini hosil qiladi. tuman shakli. SO3 ning H2SO4 dagi eritmasi texnik jihatdan oleum deb ataladi. Sanoatda 20-65% SO3 bo'lgan oleum qazib olinadi. Konsentrlangan H2SO4 olish uchun oleum sulfat kislota bilan aralashtiriladi va bir oz suvni o'z ichiga oladi.
Sulfat kislota ishlab chiqarish uchun kontakt usulida quyidagi jarayonlar sodir bo'ladi:
I bosqich: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2;
II bosqich: 2SO2 + O2 → 2SO3 (V2O5 katalizatori)
III bosqich: SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (oleum)
IV bosqich: H2S2O7 + H2O → 2H2SO4.
Azotli usul:
SO2 + NO2 → SO3 + NO;
SO3 + H2O → H2SO4 (≈75%)
2NO + O2 → 2NO2 (reaksiyaga qaytish).
Konsentrlangan sulfat kislota juda kuchli oksidlovchi moddadir.
Faol metallar (Mg, Zn) konsentrlangan H2SO4 ni H2S, S yoki SO2 ga kamaytirishga qodir.
4Zn + 5H2SO4 → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Cu, Ag, Hg H2SO4 ni SO2 ga kamaytiradi:
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O.
Konsentrlangan kislotaning Fe, Mn, Te, V, Cr, Al va boshqalarga ta'siri ostida passivatsiya sodir bo'ladi - oksidlanish darajasi yuqori bo'lgan metallarning oksidli plyonkalari hosil bo'ladi.
Konsentrlangan H2SO4 C, P, S oksidlanishiga qodir:
2 H2SO4 + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O;
5 H2SO4 + 2P → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Vodorod bromid va vodorod yodid konsentrlangan H2SO4 ta'sirida erkin galogenlarga oksidlanadi:
8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O.
Suyultirilgan sulfat kislota sezilarli oksidlovchi xususiyatlarni ko'rsatmaydi.
Konsentrlangan H2SO4dan farqli o'laroq, suyultirilgan H2SO4 faqat vodorodgacha bo'lgan kuchlanish qatoridagi metallar bilan reaksiyaga kirishadi:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2.
Sulfat kislota tuzlari - sulfatlar, suvda yaxshi eriydi. Ular hidratlarni hosil qilishga moyildirlar. BaSO4, SrSO4, PbSO4 yomon eriydi. Sulfatlar yuqori termal barqarorlik bilan ajralib turadi, kuchli qizdirilganda metall oksidi, SO2 va O2 ajralib chiqishi bilan parchalanadi.
Vodorod sulfatlar qizdirilganda pirosulfat yoki disulfat, disulfat kislota tuzlarini hosil qiladi:
2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O;
Na2S2O7 → Na2SO4 + SO3.
Selen angidrid SeO3 ko'p xossalari bo'yicha SO3 ga o'xshash oq rangli gigroskopik moddadir. SeO3 juda kuchli oksidlovchi moddadir. Suvda eriganida selen kislotasi H2SeO4 hosil qiladi. Selen kislotani vodorod periksning konsentrlangan eritmasi bilan oksidlash orqali olinadi:
H2SeO3 + H2O2 → H2SeO4 + H2O.
TeO3 oq rangdagi beqaror qattiq birikma boʻlib, SO3 va SeO3 dan farqli oʻlaroq, amalda gidratlanmaydi, lekin tez ishqorlar bilan oʻzaro taʼsirlanib, telurativ moddalar hosil qiladi. TeO3 ning kamaytiruvchi xususiyatlari SeO3 ga qaraganda ancha kam aniqlanadi.
Tellur kislotasi tellur dioksidi yoki tellurning oksidlanishi, shuningdek almashinuv reaktsiyalari natijasida sintezlanadi. Ortotelurik kislota H6TeO6 rangsiz kristall qattiq, suvda yaxshi eriydi.
SO42- → SeO42- → H5TeO6- seriyasida termodinamik barqarorlik va oksidlanish qobiliyatining monotonik bo'lmagan o'zgarishi kuzatiladi: selen kislotasi va uning tuzlari termodinamik jihatdan kamroq barqaror. Oksidlanish xossalari H2SeO4 da eng yaqqol namoyon bo`ladi: u konsentrlangan HCl bilan xlorni chiqaradi, mis va hatto oltinni 2 Au + 6 H2SeO3 → Au2 (SeO4) 3 + H2SeO3 + 3 H2O ni qizdirmasdan eritadi.
Oltingugurt ko'p miqdorda kislorodli kislotalarni hosil qiladi, bu erda oltingugurtning rasmiy oksidlanish darajasi +2, +5 va shunga o'xshash. Yuqorida ko'rib chiqilgan kislotalardan tashqari, tiosulfat kislota H2S2O3, dition va polition kislotalar H2S2O6 va H2SnOn, peroksodisirkan H2S2O8, peroksomonosirchan H2SO5, galosulfonic kislotalar HSO3X ni qayd etish kerak. Bu kislotalarning barchasini oxirgi kislorod atomi yoki gidroksil guruhining H2SO4 ning izoelektronik guruh bilan rasmiy almashinishi natijasi deb hisoblash qulay.
Masalan, tiosulfat kislota beqaror birikma bo'lib, quyidagi reaksiya natijasida parchalanadi:
H2S2O3 → S ↓ + SO2 + H2O
Uning tuzlari - tiosulfatlar - kuchli qaytaruvchi moddalar:
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl.
Ushbu reaktsiya matolarni oqartirish jarayonida ortiqcha xlorni kamaytirish uchun sanoatda tiosulfatdan foydalanish uchun asosdir ("antixlor"). Natriy tiosulfat yodometrik titrlashda ishlatiladi:
I2 + 2Na2SO3 → 2NaI + Na2S4O6 natriy tetrationat.
Tiosulfat kislotalar bilan parchalanadi:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + S ↓ + SO2 + H2O
2-ma'ruza
MAVZU : GURUH BUYUMLARI VI B
Ma'ruzada o'rganilgan savollar:
- umumiy xususiyatlar VI guruhning d elementlari.
- Tabiatdan topish va xrom, molibden va volfram olish.
- Metalllarning fizik xossalari.
- Xrom, molibden va volframning kimyoviy xossalari.
- Xrom kichik guruhi elementlarining eng muhim birikmalari: a) birikmalar
E (P); b) ulanishlar E (Sh); c) birikmalar E ( VI).
- Xrom peroksid.
yon kichik guruh VI guruh quyidagi elementlar bilan ifodalanadi: C r, Mo va W . Ularning hammasi d -elementlar, chunki ular elektronlar bilan tuzilgan d - oldingi tashqi darajaning pastki darajasi. Bu elementlarning valentlik elektronlari tashqi elektronlardir S - pastki darajali va tashqi d - pastki daraja - faqat 6 elektron.
Tashqi va tashqi darajadagi elektron konfiguratsiya d-pastki daraja: S r 3 d 5 4 S 1 ; Mo 4 d 5 5 S 1 ; W 5 d 4 6 S 2.
d 6-guruhning elementlari o'z o'n yilligida 4-o'rinni egallaydi d elementlar, shuning uchun d pastki sathda 4 ta elektron, tashqi sathda esa ikkita bo'lishi kerak s elektron, volfram uchun kuzatilganidek. Xrom va molibden uchun bitta "yutuq" mavjud s elektron tashqi sathidan oldingi tashqi tomonga d pastki darajali, buning natijasida har biri d orbital atomning eng barqaror holatiga mos keladigan bitta elektron bilan band bo'ladi.
│││││ │ (n 1) d → ││││││ (n 1) d
nS │↓│ nS ││
3-jadval
Elementlar atomlarining asosiy parametrlari VI B guruhi
|
Atom radiusi r a , nm |
Ion radiusir E 6+, nm |
E E o → E + , eV |
Ar |
kimyoviy faoliyat |
|
|
C r |
0,127 |
0,035 |
6,76 |
│kamaytirish- │ chayqaladi |
|
|
0,137 |
0,065 |
7,10 |
|||
|
0,140 |
0,065 |
7,98 |
Ushbu ma'lumotlarni tahlil qilib, aytishimiz mumkinki, hamma uchun umumiydir d -elementlar naqshi: kichik guruhdagi atomlarning yuqoridan pastgacha radiuslari ortadi, lekin bir oz. Xuddi shu qatordagi atomlarning massasi sezilarli darajada oshganligi sababli, bu molibden va ayniqsa volframdagi elektron qobiqlarning zichlashishiga olib keladi. Bunday siqilgan strukturadan elektronni ajratib olish qiyinroq, shuning uchun xromdan volframga o'tganda ionlanish energiyasi ortadi, buning natijasida kichik guruhda elementlarning kimyoviy faolligi yuqoridan pastgacha kamayadi. Molibden va volfram taxminan bir xil atom va ion radiuslariga ega bo'lganligi sababli, ularning xossalari xromga qaraganda bir-biriga yaqinroqdir.
Aralashmalarda xrom va uning analoglari 0, +1, +2, +3, +4, +5 va +6 oksidlanish darajalarini (CO) ko'rsatadi. Maksimal S.O. valentlik elektronlar soniga mos keladi. Xarakterli S.O. xrom +3 va kamroq darajada +6 va +2. Molibden va volfram, boshqa 4 kabi d- va 5d - elementlar, eng yuqori S.O. eng xarakterlidir, ya'ni +6. Shunday qilib, kichik guruhning elementlari uchun Cr umumiylik bor d naqsh elementlari: guruhda yuqoridan pastgacha barqaror S.O. Shuning uchun elementlar eng yuqori S.O.ni +6 koʻrsatadigan birikmalarning oksidlanish kuchi kichik guruhda yuqoridan pastga qarab kamayadi, chunki bu qatordagi birikmalarning barqarorligi oshadi. Masalan, kislotalar qatorida:
H 2 C rO 4 │ barqarorlik Cr +6 │ oksidlanish qobiliyati
H 2 MoO 4 │mo ortadi+6 │ kamayadi
H 2 W O 4 │ W +6 │
↓ ↓
Cr, Mo, W uchun eng tipik koordinatsion sonlar 6 va 4. Hosilalar ham maʼlum, unda k.ch. mening W 8 ga etadi.
Misollar: [ Cr (OH ) 4 ] - [ Cr (H 2 O ) 6 ] 3+
3- 2-
Shu bilan birga, aloqalarni shakllantirishda ishtirok etishi mumkin d -oldindan tashqi darajadagi orbitallar, shuningdek S - va tashqi sathning p-orbitallari.
C kichik guruh elementlarining munosabatlarining tabiati r birikmalarda asosan S.O. tomonidan aniqlanadi. element. Uchun Cr, Mo, W pastda S.O. (+1, +2) ionli bogʻlanishlar xarakterli boʻlib, yuqori S.O. kovalent aloqalar. Bunga muvofiq r+2 O asosiy oksidi, C r 2 +3 O 3 amfoter va C r +6 O 3 kislotali. C ga o'xshash r (OH) 2 asos, C r (OH) 3 amfoter gidroksid, N 2 C r O 4 kislota.
Tabiatdan topish va xrom, molibden va volfram olish
Yer qobig'idagi xrom miqdori 0,02% (massa), molibden 10.-3 % (massa), volfram 7 ∙ 10-3 % (massa). Xromning asosiy rudasi xromli temir rudasidir. Fe (CrO 2 ) 2 (xromit). Molibden molibdenit Mo minerali sifatida uchraydi S2 (molibden porlashi), shuningdek molibdatlar: PvMoO 4 (vulfenit) va M gMoO 4 . Eng muhim volfram rudalari volframit (aralashma FeWO 4 va M nWO 4), sheelit Ca WO 4 va stolsit Pv WO 4.
Sof xrom olish uchun avval oksid olinadi Cr2O3 , keyin aluminotermik usul bilan tiklanadi:
Cr 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Cr.
Metallurgiya maqsadlarida xrom temir (ferroxrom) bilan qotishma shaklida olinadi. Buning uchun xrom temir rudasi elektr pechida ko'mir bilan qaytariladi.
Fe(CrO 2 ) 2 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO.
Molibden va volfram yuqorida sanab o'tilgan minerallarni oksidlarga aylantirish orqali olinadi, ulardan metall yuqori haroratda vodorod bilan qaytariladi:
2 Mo S 2 + 7O 2 → 2MoO 3 + 4SO 2
MoO 3 + 3H 2 → Mo + 3H 2 O.
Metalllarning fizik xossalari
Oddiy moddalar shaklida xrom, molibden va volfram kulrang-oq rangli yaltiroq metallardir. Ularning barchasi o'tga chidamli, volfram esa eng o'tga chidamli metaldir (T kv. = 3380 C haqida).
Xromdan volframga o'tishda metallarning elektr o'tkazuvchanligi odatda ortadi va molibden va volfram uchun kumushning elektr o'tkazuvchanligining taxminan 30% ni tashkil qiladi. Metalllarning xususiyatlariga aralashmalar katta ta'sir ko'rsatadi. Shunday qilib, texnik xrom eng qattiq metallardan biri, sof xrom esa egiluvchan.
Xrom, molibden va volframning kimyoviy xossalari
Ketma-ket reaktivlik Cr Mo W sezilarli darajada kamayadi. Oddiy sharoitlarda barcha uchta metal faqat ftor bilan sezilarli darajada o'zaro ta'sir qiladi:
Me + 3F 2 → MeF 6 (CrF 3).
Oddiy sharoitlarda bu metallar atmosfera kislorodi va suviga chidamli.
Metalllarning standart elektrod potentsiallari qatorida sink va temir o'rtasida xrom vodoroddan oldin, molibden ham vodoroddan oldin, lekin undan unchalik uzoq emas va volfram vodoroddan keyin. Shuning uchun xrom vodorodni suyultirilgan HC dan siqib chiqaradi l va H 2 SO 4.
C r + 2 HCl → CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 → CrSO 4 + H 2
Konsentrlangan holda H 2 SO 4 va H NO 3 xrom sovuqda passivlanadi. Qizdirilganda xrom bu kislotalarda sekin eriydi.
2Cr + 6H 2 SO 4 kons. → Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
Xlorid kislotasi va suyultirilgan H 2 SO 4 Mo va W da ishlamang. Molibden faqat issiq konsentratsiyada eriydi. H 2 SO 4 . Volfram faqat gidroftorik va nitrat kislotalarning issiq aralashmasida eriydi
E o + 2H N +5 O 3 + 8 HF → H 2 [E +6 F 8] + 2 N +2 O + 4 H 2 O, bu erda E \u003d Mo, Vt.
Yuqori haroratda, ayniqsa mayda bo'lingan holatda, C r, Mo, V Ko'pgina metall bo'lmaganlar tomonidan juda oson oksidlanadi:
│ O 2 → Cr 2 O 3
│to
│ S → CrS
│to
Cr + │ Cl 2 → CrCl 3
│to
│ N 2 → c eriydi
│to
│ C → c sintezi
Xromda eng barqaror S.O.ga ega boʻlgan birikmalar koʻpincha hosil boʻladi. xrom (+3). Mo va o'zaro ta'sirida V metall bo'lmaganlar bilan, qoida tariqasida, birikmalar hosil bo'ladi, ularda S.O. element +6.
Xrom kichik guruhining elementlari uchun umumiy vodorod bilan o'zaro ta'sirning yo'qligi.
Xrom kichik guruhi elementlarining eng muhim birikmalari
I .E (P) birikmalari, ya'ni S.O. = +2.
1. Qora xrom oksidi (P) C rO olish juda qiyin. Xrom amalgamning normal sharoitda havo bilan oksidlanishida (ya'ni oksid plyonkasi yo'q) hosil bo'ladi: C. r + ½ O 2 → CrO.
Qizdirilganda oksidlanish C gacha davom etadi r2O3.
CrO bosh qahramonning beqaror aloqasi:
rO + 2HCl → CrCl 2 + H 2 O bilan.
2.Xrom gidroksid (P) C r(OH)2 xrom (P) tuzlarining gidroksidi eritmalari orqali olinadigan suvda erimaydigan sariq modda:
C rCl 2 + 2NaOH → Cr(OH) 2 ↓ + 2NaCl.
Xrom gidroksid (P) asosiy xususiyatga ega, ya'ni u faqat kislotalar bilan o'zaro ta'sir qiladi va ishqor eritmalarida erimaydi:
C r (OH) 2 + 2 HCl ↔ CrCl 2 + 2 H 2 O.
C r (OH) 2 zaif asos hisoblanadi.
C r (P) bir qancha komplekslarni hosil qiladi. S.O.da xrom uchun. +2 koordinatsion soni 6 bilan tavsiflanadi. Masalan, suvli eritmalarda C ioni r2+ ko‘k akvakomplekslarni hosil qilish uchun hidratlanadi [ Cr (H 2 O ) 6 ] 2+ . Xrom (P) galogenidlari gazsimon ammiakni o'zlashtiradi va ammiak hosil qiladi:
CrCl 2 + 6NH 3 → Cl 2.
P. E (W) birikmalari, ya'ni S.O. = +3
Chromium S.O. Aralashmalarda +3 eng barqaror hisoblanadi.
- Xrom oksidi (W) C r 2 O 3 olinadi:
a) xrom metall kukuni havoda qizdirilganda:
4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3
b) xrom oksidining kalsinlanishi ( VI ) yoki ammoniy bixromat:
t o t o
4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2 (NH 4) 2 Cr 2 O 7 → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O;
v) xrom gidroksidi (Sh) qizdirilganda:
2 C r (OH) 3 → Cr 2 O 3 + 3H 2 O.
Amorf oksidi Cr 2 O 3 quyuq yashil kukun. Kristal modifikatsiyasi Cr2O3 qora kukun. U yuqori refrakterlikka ega va kimyoviy jihatdan inertdir.Suvda, kislotalar va gidroksidi eritmalarda eriydi . Biroq, oksidni eritganda Cr (III) ishqorlar va asosiy oksidlar bilan metaxrom kislotaning tuzlari hosil bo'ladi:
t o t o
Cr 2 O 3 + 2KOH → 2K Cr O 2 + H 2 O; Cr 2 O 3 + CaO → Ca (Cr O 2) 2.
Cr 2 O 3 ni qotishganda kaliy disulfat bilan xrom sulfat (III) hosil bo'ladi.
3K 2 S 2 O 7 \u003d 3K 2 SO 4 + 3SO 3;
Cr 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Cr 2 (SO 4) 3
─────────────────────────
Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4.
Bu reaksiyalar amfoter xususiyatga ega Cr 2 O 3.
- Xrom gidroksidi (SH) Cr(OH)3 xrom (III) tuzlarining gidroksidi bilan eritmalaridan suvda erimaydigan, katta hajmli jelatinli kulrang-yashil cho'kma shaklida cho'kadi.
C r +3 + 3 OH - → Cr (OH) 3 ↓;
CrCl 3 + 3NaOH → Cr(OH) 3 ↓ + 3NaCl.
Xrom gidroksid Cr(OH) 3 amfoter xususiyatga ega va yangi olingan xrom (III) gidroksid kislota va ishqor eritmalarida oson eriydi.
Cr (OH) 3 + 3HC l ↔ CrCl 3 + 3 H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH ↔ Na.
Xrom (III) gidroksidning asosiy va ayniqsa kislotali xususiyatlari zaif ifodalangan. Shuning uchun tuz Cr+3 eritmalarda sezilarli gidrolizga uchraydi va eruvchan xromitlar, ortiqcha ishqor bo'lmasa, deyarli to'liq gidrolizlanadi.
Cr 3+ + HOH ↔ Cr(OH) 2+ + H + ;
3- + HOH ↔ 2- + OH-.
Alum. Cr (W), A l kabi (Sh), faol metallar bilan hosil qiladi va NH4+ qo'sh tuzlar alum. Misol: KS r (SO 4 ) 2 ∙12 H 2 O va (NH 4 )Cr (SO 4 ) 2 ∙12 H 2 O. Ular M eritmalarining oʻzaro taʼsiridan hosil boʻladi 2 +1 SO 4 va Cr 2 (SO 4 ) 3 . Eritmada bu tuzlar dissotsiatsiyalanadi:
K Cr(SO 4 ) 2 ↔ K + + Cr 3+ + 2 SO 4 2-.
Cr 3+ + H 2 O ↔ Cr (OH) 2+ + H + - kislotali.
Cr (W) va Cr (P) - faol komplekslashtiruvchi vosita. muvofiqlashtirish raqami Cr (W) 6 va 4 ga teng.
Misollar: akvakompleks [ Cr (H 2 O ) 6 ] 3+ - ko'k-binafsha rang;
gidroksokompleks [ Cr(OH)6]3- - zumrad yashil rang;
aminokislota [ Cr (NH 3 ) 6 ] 3+ - binafsha rang.
Sh. E (VI) birikmalar, ya'ni S.O. = +6
S.O. element +6, Mo uchun eng xarakterli, V va kamroq darajada uchun cr.
- oksidlari EO 3 (Cr O 3 , MoO3 vaVO3 ).
MoE3 vaVO3 metallar havoda qizdirilganda hosil bo'ladi:
to
2E + 3O2 → 2EO3.
CrO3 faqat bilvosita olinishi mumkin, chunki qizdirilgandaCrhavoda hosil bo'lganCr2 O3 .
CrO3 ortiqcha konsentrlanganda cho'kadiH2 SO4 xromatning to'yingan eritmasiga:
Kimga2 CrO4 + H2 SO4 kons. = CrO3 ↓ + K2 SO4 + H2 O
MoE3 rangsiz kristallar;
VO3 och sariq rangli kristallar;
CrO3 to'q qizil kristallar.
MoE3 vaVO3 barqaror va qizdirilganda parchalanmasdan gaz fazasiga o'tadi. IsitilgandaCrO3 oson parchalanib, O ni ajratib chiqaradi2 .
to
4 CrO3 → 2 Cr2 O3 + 3O2 .
CrO3 suvda oson eriydi, xrom kislota hosil qiladi
CrO3 + H2 O → H2 CrO4 .
MoE3 vaVO3 suvda erimang. Ushbu oksidlarning kislotali tabiati gidroksidi eritmalarda eriganida o'zini namoyon qiladi:
EO3 + 2KOH → K2 EO4 + H2 O.
Bunday holda, mos ravishda, xrom, molibdik va volfram kislotalarning tuzlari hosil bo'ladi.
- gidroksidlar E (VI) - H2 EO4
H2 CrO4 , N2 MoE4 , N2 VO4 .
Xrom kislota eritish yo'li bilan olinadiCrO3 H.da2 A. Molibdik va volfram kislotalar bilvosita - ularning tuzlari eritmalarini kislotalash orqali olinadi:
(NH4 ) 2 MhaqidaO4 + 2HNO3 → H2 MhaqidaO4 ↓+2NH4 YO'Q3 .
H seriyasidagi kislotalarning kuchi2 BilanrO4 N2 MoE4 - H2 WO4 kamayib bormoqda.
Xrom kislotasi H2 BilanrO4 o'rtacha kuchli kislota (K1 = 2∙10 -1 , TO2 =3∙10 -7 ), erkin holatda izolyatsiyalanmagan.
H2 MoO4 erkin shaklda chiqariladi. Bu oq kukun, suvda deyarli erimaydi. Kislotali va asosli dissotsilanishning birinchi bosqichi konstantalariH2 MoO4 navbati bilan 10 buyurtmaga ega-2 va 10-13 .
3. Tuz.
Kislotalarning ko'p tuzlari H2 EO4 H.da kam eriydi2 A. Faqat tuzlar yaxshi eriydi.Na+ va K+ . Xromatlar C ioni bilan sariq rangga bo'yalganrO4 2- , molibdatlar va volframlar rangsizdir. Xrom kislotalarning barcha tuzlari zaharli hisoblanadi.
Xromat eritmasini kislotalashda gidroxromat hosil bo'ladi, u juda beqaror va suvni ajratib, dixromatga aylanadi:
2 CrO4 2- + 2H+ ↔ 2N SrO4 - ↔ Cr2 O7 2- + H2 O.
Bunday holda, eritmaning sariq rangi C ioniga xos bo'lgan to'q sariq rangga o'zgaradi.r2 O7 2- . Bu muvozanat juda suyuq. Muhitning pH qiymatini o'zgartirish orqali uni siljitish mumkin: eritmaga kislotalar (H ionlari) qo'shiladi+ ) muvozanatni dixromat hosil bo'lishiga, ishqor qo'shilishi esa chapga (H ionlarining bog'lanishi hisobiga) siljitadi.+ ). Shunday qilib, OH ionlarining ortiqcha mavjudligida- eritmada faqat C ionlari mavjudrO4 2- , va vodorod ionlarining ko'pligi bilan - ionlari Cr2 O7 2- .
2K2 BilanrO4 + H2 SO4 → K2 Bilanr2 O7 + K2 SO4 + H2 O;
Kimga2 Bilanr2 O7 + 2KOH → 2K2 BilanrO4 + H2 O.
Bixrom kislota H2 Bilanr2 O7 xromdan ancha kuchli, K2 = 2∙10 -2 . Bundan tashqari, erkin shaklda izolyatsiya qilinmaydi.
UlanishlarCr (VI) - kuchli oksidlovchilar, oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarida C hosilalariga oʻtadir(III). Eng kuchli oksidlovchi xususiyatlarCr(VI) kislotali muhitda ifodalanadi.
Kimga2 Bilanr2 O7 + 6KJ + 7H2 SO4 →Cr2 (SO4 ) 3 + 3J2 + 4K2 SO4 + 7H2 Oh
Bunday holda, kaliy bixromat eritmasining to'q sariq rangi eritmalarning yashil yoki yashil-binafsha rang bilan almashtiriladi.Cr3+ .
Xromdan farqli o'laroq, Mo ning oksidlovchi xususiyatlariVI) vaV (VI) kislotali muhitda ham faqat eng kuchli qaytaruvchi moddalar bilan, masalan, izolyatsiyalash vaqtida vodorod bilan o'zaro ta'sirlashganda paydo bo'ladi.
Xrom peroksid
Xromat yoki dixromatning kislotali eritmasi vodorod peroksid bilan ishlov berilsa, xrom peroksid C hosil bo'ladi.rO(O2 ) 2 yoki bilanrO5 .
Bilanr2 O7 2- + 4H2 O2 + 2H+ = 2 CrO (O2 ) 2 + 5 H2 O.
CrO (O2 ) 2 ko'k, suvli eritmada beqaror va kislorod va akvakomplekslarga parchalanadi [Cr(H2 O) 6 ] 3+ .
Xrom peroksid efirda barqaror bo'lib, perokso kompleksini hosil qiladi
CrO (O2 ) 2 ∙ L, qayerdaLefir, piridin va boshqalar. Bu komplekslar tepasida kislorod atomi joylashgan beshburchakli piramida shakliga ega:
Tarkibida xrom peroksid ikkita peroksid guruhini (-O-O-) o'z ichiga oladi, buning natijasida u oksidlovchi xususiyatlarni namoyon qiladi.
VI guruh p-elementlariga kislorod ( O), oltingugurt ( S), selen ( Se), tellur ( Te), poloniy ( Ro).
Atomlarning valentlik zonasining umumiy elektron formulasi shaklga ega ns 2 np 4, shundan kelib chiqadiki, ko'rib chiqilayotgan elementlarning atomlarining tashqi elektron qatlamida oltita elektron bor va ular hatto 2, 4, 6 valentliklarni namoyon qilishi mumkin. Kislorod atomi d-pastki darajaga ega emasligi sababli, hayajonlangan. holatlar mumkin emas va kislorodning valentligi atigi 2 ga teng.
Ushbu kichik guruhning barcha elementlari, poloniydan tashqari, metall bo'lmaganlardir.
Kislorod yer qobig'ida eng ko'p tarqalgan element hisoblanadi. Kislorod molekulasi ikki atomli (O 2). Oddiy sharoitlarda bu rangsiz va hidsiz gaz, suvda yomon eriydi. Yer atmosferasida 21% (hajm bo'yicha) kislorod mavjud. Tabiiy birikmalarda kislorod oksidlar (H 2 O, SiO 2) va kislorod kislotalarining tuzlari shaklida bo'ladi. Kislorodni olishning sanoat usuli suyuq havoni rektifikatsiya qilishdir. Havo, azot va kislorod Dyuar kolbalarida suyuq holatda saqlanadi.
Kislorod tabiatda muhim rol o'ynaydi. U hayotiy jarayonda - nafas olishda ishtirok etadi. Uning qo'llanilishi xilma-xil: sulfat va nitrat kislotalar ishlab chiqarish, metallarni eritish va boshqalar.
Kislorodning allotropik modifikatsiyasi ozondir (O 3). Ozon eng kuchli oksidlovchilardan biridir; oksidlanish faolligi bo'yicha ftordan keyin ikkinchi o'rinda turadi. Oltin va platina metallaridan tashqari barcha metallarni, shuningdek, ko'pchilik nometalllarni oksidlaydi. Yerning stratosferasi ultrabinafsha nurlanishning katta qismini o'zlashtiradigan ozon qatlamini o'z ichiga oladi.
Ozonni aniqlash uchun quyidagi reaktsiya qo'llaniladi:
2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KOH + O 2.
Muhim kislorod birikmasi H 2 O 2 (H–O–O–H), vodorod periksdir.
H 2 O 2 tarkibidagi kislorod atomlari -1 oraliq oksidlanish holatidadir va shuning uchun ham oksidlovchi, ham qaytaruvchi ta'sir ko'rsatishi mumkin.
xususiyatlari. Masalan:
1) H 2 O 2 + 2KI \u003d I 2 + 2KOH
2O - 1 + 2 e \u003d 2O - 2, 2I - – 2e = I 2;
2) 5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 \u003d 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
2O - 1 – 2e \u003d O 2, Mn +7 + 5e \u003d Mn +2.
Oltingugurt bir nechta allotropik modifikatsiyalarda mavjud: rombik, monoklinik, plastmassa. Oddiy sharoitlarda oltingugurt qattiq sariq moddadir, suvda erimaydi, lekin organik erituvchilarda yaxshi eriydi.
Oltingugurt toʻgʻridan-toʻgʻri koʻplab metallar (Zn, Al, Fe, Su, gidroksidi va ishqoriy tuproq metallari) bilan oʻzaro taʼsir qiladi. Masalan,
2Al + 3S → Al 2 S 3.
Yuqori haroratlarda oltingugurt vodorod bilan reaksiyaga kirishib, vodorod sulfidini (H 2 S) hosil qiladi - o'ziga xos hidli rangsiz gaz (chirigan tuxum)
H 2 + S → H 2 S.
Vodorod sulfidi juda zaharli va kuchli zaharlanishga olib kelishi mumkin.
Gidrosulfat kislota zaif ikki asosli kislotadir:
H 2 S ↔ H + + NS -, K 1 \u003d 6 ∙ 10 - 8;
HS - ↔ H + + S 2 -, K 2 \u003d 1 ∙ 10 - 14.
Gidrosulfat kislota tuzlar - sulfidlar hosil qiladi, ularning ko'pchiligi past eruvchanligi bilan ajralib turadi. Masalan:
CuSO 4 + H 2 S ↔ CuS ↓ + H 2 SO 4,
Cu 2+ + SO 4 2 – + H 2 S ↔ CuS↓ + 2H + + SO 4 2 – ,
Cu 2+ + H 2 S ↔ CuS ↓ + 2H +.
Havoda yoqilganda, vodorod sulfidi mavimsi olov bilan yonadi.
2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (ortiqcha kislorodda).
Oltingugurt oksidi (IV) oltingugurtning havoda yonishi natijasida hosil bo'ladi. Oltingugurt kislota hosil bo'lishi bilan suvda juda eriydi:
SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3.
Oltingugurt kislotasi kuchsiz ikki asosli kislotadir. Bu yaxshi qaytaruvchi vosita bo'lib, sulfat kislotaga oksidlanadi:
2H 2 SO 3 + O 2 → 2H 2 SO 4.
Yuqori haroratda katalizator (V 2 O 5, platina asosidagi qotishmalar) ishtirokida oltingugurt dioksidi kislorod bilan oksidlanib, trioksidga aylanadi.
o'z navbatida sulfat kislota ishlab chiqarish uchun ishlatiladi
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.
H 2 SO 4 kuchli ikki asosli kislotadir. Suyultirilgan suvli eritmalarda deyarli butunlay H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2 - dissotsilanadi. Konsentrlangan sulfat kislota suvda eritilganda katta miqdorda issiqlik ajralib chiqadi.
Konsentrlangan sulfat kislota, ayniqsa issiqda, kuchli oksidlovchi vositadir. U metallar tomonidan SO 2, S yoki H 2 S gacha qaytariladi. Metall qanchalik faol bo'lsa, kislota shunchalik chuqur kamayadi:
Cu + 2H 2 SO 4 (konk.) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,
3Zn + 4N 2 SO 4 (konk.) → 3ZnSO 4 + S↓ + 4N 2 O,
Sulfat kislota tuzlari, sulfatlar, qoida tariqasida, juda eriydi. Ular vitriollar deb ataladigan kristall gidratlar shaklida suvli eritmalardan ajratiladi: CuSO 4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O va boshqalar. Sulfat kislota kristall holatda mavjud bo'lgan qo'sh tuzlar - alum ham hosil qiladi:
K 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 24H 2 O yoki KAl (SO 4) 2 12H 2 O va boshqalar.
H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te seriyasida molekulyar og'irliklarning oshishi bilan qaynash nuqtalarining oshishi kuzatilishi kerak. 17.1-rasmdan ko'rinib turibdiki, H 2 O dan tashqari bu bog'liqlik kuzatiladi.
17.1-rasm - VI guruh p-elementlari vodorod birikmalarining qaynash temperaturalarining birikma molekulyar og'irligiga bog'liqligi.
Ilgari H 2 O ning g'ayritabiiy darajada yuqori qaynash nuqtasi alohida suv molekulalari o'rtasida vodorod aloqalarining paydo bo'lishining natijasi ekanligi ko'rsatilgan.
Selen oltingugurtga yaqin xossalari. Selen kislotasi (H 2 SeO 4) ham kuchli kislotadir. Selen muhim biologik iz element hisoblanadi.
Tellur juda kuchsiz ortotellurik kislota H 6 TeO 6 hosil qiladi. Selen va tellur yarim o'tkazgichlardir. Tellur qo'rg'oshinga qotishma qo'shimcha bo'lib, uning mexanik xususiyatlarini yaxshilaydi. Selen va tellurning barcha birikmalari zaharli hisoblanadi.
