• MARUZA № 4
  • O'zbekiston respublikasi oliy va o'rta maxsus ta'lim vazirligi anorganik kimyo Ma'ruzalar matni




    Download 1.75 Mb.
    bet6/11
    Sana19.03.2017
    Hajmi1.75 Mb.
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11
    MA'RUZA № 3
    VII GURUXNING P-ELEMENTLARI


    1. Umumiy xarakteristika

    2. Ftor, olinishi, birikmalari, xossalari

    3. Xlor, olinishi, birikmalari, xossalari

    4. Brom,olinishi, birikmalari, xossalari

    5. Yod, olinishi, birikmalari, xossalari

    VII gruppa r-elementlariga ftor F, xlor CI, brom Br, yod J va astat At kiradi.

    VII guruxning tipik elemenlari gruppasi F2, CL2, brom guppachasi (Br2, J2, At).

    Galogen suzi yunoncha «golos» (tuz) va «genodos» (tugdiruvchi ) suzidan kelib chikkan. Galogenlarning dastlabki turttasi tabiatda anchagina tarkalgan. Oxirgi galogen - astat esa tabiiy radioaktiv yemirilishlarning oralik maxsulotlari tarkibida uchraydi; u sun'iy ravishda, yadro uzgarishlari yordami bilan xosil qilinadi. Galogenlar atomlarining sirtki qavatida yettitadan elektron (s2p5 - elektronlar) buladi. Shu sababli, galogen atomi uziga yana bitta elektron biriktirib olib, uzining sirtki qavatini sakkiz elektronli (ya'ni S2P6) oktet konfigurasiyaga utkazishga intiladi. Galogenlarning xammasi xam erkin xolatda kuchli oksidlovchilar bulib, ayniksa, ftor bizga ma'lum bulgan barcha oksidlovchilar orasida eng kuchligi xisoblanadi. Galogenlar gruppasining birinchi a'zosi ftor boshka galogenlardan birmuncha fark qiladi. U faqat - 1 ga teng bulgan oksidlanish darajasiga ega. Uning kislorodli birikmasi -F2O da xam ftor - 1 valentlidir; shuning uchun F2O ning nomi kislorod ftorid deyiladi. Ftorning vodorodli birikmasi vodorod ftorid H2F2 suvda yaxshi eriydigan suyuklik. Vodorod ftorid suvdagi eritmada ikki boskichda ionlarga ajraladi. Uning birinchi boskichi, xuddi urtacha kuchdagi kislotalarning ionlarga ajralishidek bulib, ikkinchi boskichi esa kuchsiz kislotalarning dissosilanishi kabidir. Shu sababli ftorid kislotani urtacha kuchdagi kislotalar katoriga kiritish mumkin. CI2, Br2, va J2 uzlarining kupchilik birikmalarida - 1 valentli buladi. Bu elementlar yana boshka valentliklarni xam namoyon qila oladi. HCI, HBr, HJ ning suvdagi eritmalari kuchli kislotalar bulib, HCI dan HJ ga utgan sayin kislotaning kuchi ortib boradi, chunki C1-1, Br-, J-1 katorida chapdan ungga utgan sayin ionning zaryadi uzgarmagan xolda radiusi kattalasha boradi. Shu sababli HCI, HBr, HJ ning kaytaruvchilik xossalari xam HCI dan HJ ga tomon kuchayib boradi.

    CI2, Br2, J2 uz birikmalarida - 1 dan tashkari +1 dan +7 ga kadar oksidlanish darajalarini namoyon qila oladi.

    +1 HCIO, HBrO, HJO

    +5 HCIO3, HBrO3, HJO3

    +7 HCIO4, H5JO6


    Bu yerda keltirilgan gorizontal katorda kislotalarning kuchi kamayadi, vertikal katorda esa ortib boradi. Keyingi xolat, ayniksa xlorning kislorodli kislotalarida kuchli ifodalangan, chunonchi HCIO4 nixoyat kuchli kislota; HJO - amfoter xossalarni namoyon qiladi.

    Ftor F2 tartib nomeri Z=9, atom ogirligi 18,998 izotopining massa soni 19, elektron konfigurasiyasi IS22S22P5. Ftor barcha elementlar ichida eng katta elektrmanfiylik namoyon qiladi; uning nisbiy kiymati NEM=3,95 ga teng. Ftorning uz birikmalaridagi oksidlanish darajasi - 1 ga teng. Ftorning axamiyatga sazovor minerallari kalsiy ftorit CaF2 (plavik shpak) va kriolit Na3AIF6 dir. Tarkibida ftor bulgan minerallardan appatitlar Ca5(PO4)3, (CL, F)2 ni xam kursatib utish mumkin. Ftor Yer kobigida ogirlik jixatdan 2,7 x 10-2 % tarkalgan. Tabiatda ftorning birgina izotopi F - 19 uchraydi. Uning massa sonlari 16 dan 21 gacha bulgan izotoplari sun'iy yullar bilan olingan.

    Ftor 2170S da suyuklanadigan KF ( HF dan yoki 72oS da suyuklanadigan KF x 2HF tarkibli tuzdan foydalanib olinadi. Bu usul labaratoriya va texnika uchun katta axamiyatga ega. Endilikda bu maksad uchun platina idish urnida mis va nikel kotishmalardan idishlar qullaniladi. Anod sinfatida grafit ishlatiladi.

    Ftor, och sarik-yashil tusli utkir xidli gaz, nafas yuli shillik pardalarini achitadi va nafasni bugadi. Ftor -188oS da och-sarik tusli suyuklikka aylanadi, -220oS da qattiq xolatga utadi, erkin ftor F2 molekulalaridan iborat. Ftorni suvda eritib bulmaydi, chunki u suv bilan shiddatli reaksiyaga kirishib ketadi. F2 benzol, xloroform kabi erituvchilarda eriydi. Ftorning elektronga moyilligi 82,8 kkal/g -atom; ionlanish energiyasi 390,7 kkal/g -atom; elektromanfiyligi 390,7+82,8=473,5 kkal/g - atom. Elementlarning nisbiy elektromanfiylik jadvalida F2 birinchi uringa joylashgan. Ftor atomining radiusi kichik bulganligi sababli, uning yadrosi elektronlarini juda kuchli tortib turadi. Shuning uchun ftor atomining tashki qavatidan bironta elektronni chikarib yuborish nixoyatda kiyin. Ftor eng kuchli metalloid. Ftor eng kuchli oksidlovchi.

    Kislorod va azot bilan ftor bevosita birikmaydi; kolgan barcha elementlar bilan muvofik reaksiya sharoitda bevosita birikadi.

    Ftorning vodorodli birikmasi HF plavik shpat - CaF2 ga konsentrlangan sulfat kislota H2SO4 ta'sir ettirilsa gazsimon vodorod ftorid xosil buladi.

    CaF2 + H2SO4 --> CaSO4 + 2HF

    HF asosan ana shu reaksiya buyicha olinadi. HF shishaga ta'sir etadi; shuning uchun bu reaksiya platina yoki kurgoshindan yasalgan idishlarda utkaziladi. Ftor, vodorod bilan nixoyatda shiddatli ravishda birikadi.

    H2+F2=2HF
    Uta toza HF olish uchun MeF ( HF tipidagi nordon ftoridlarni kizdirishdan foydalaniladi.

    KF HF=HF+KF


    Toza HF 19,5oS dan past xaroratda rangsiz xavoda kuchli tutaydigan suyuklik, 19,5oS dan yukori xaroratda esa rangsiz nixoyatda utkir xidli va zaxarli gaz. Uning muzlash xaroratsi - 83,1oS. HF molekulalari vodorod boglanish orqali uzaro birikib (HF)x ni xosil qiladi, X=2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 bulishi mumkin. HF buglarida xam deyarli assosilanish mavjud ekanligi aniklangan; lekin 90oS dan yukori xaroratda HF faqat yakka-yakka molekulalar (HF) dan iborat buladi. HF zaxarli modda, agar kulga tomsa uzok vakt tuzalmaydigan yara xosil qiladi.

    Vodorod ftoridning suvdagi eritmasi urtacha kuchdagi kislota xossasiga ega. Umum e'tirof etgan tasavvurlarga muvofik, HF ning suvdagi eritmasi bir asosli kislota xossalarini namoyon qiladi. Suvda HF dissosilanishidan xosil bulgan ftor ioni HF ning dissosilanmagan molekulasini uziga qushib olib, murakkab ion HF2-- ga aylanadi. Bu tasavvurga muvofik, HF ning bir molyar eritmasida 10% ga yakin HF2-- ionlari va taxminan 1% F- ionlari bordir. Buni kuyidagicha tenglama bilan tasvirlash mumkin:

    HF  H++F- HF+F- HF2-
    [H+][F-] [HF2-]

    K1=————------=7,2x10-4 K2=-------————=5

    [HF] [HF] [F-]
    Plavik kislota xlorid kislotaga qaraganda (va boshka vodorod gologenid kislotalariga qaraganda) juda kuchsiz. Plavik kislota Au va Pt dan tashkari boshka kupgina metallarni uzida eritadi. U Pb ning faqat sirtiga ta'sir etadi. Plavik kislota shishani yemiradi; bu vaktda shisha tarkibidagi SiO2 plavik kislotada erib gazsimon SiF4 xosil buladi:

    SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O


    SiF4 suv tomchisi bilan kamalsa, gidrolizlanib ortosilikat kislota xosil qiladi.

    SiF4 +4H2O = H2SiO4 + 4HF

    Plavik kislataning tuzlari NaF, KF va CaF2 suvda yomon eriydi, lekin uning AgF tuzi suvda yaxshi eriydi.

    Fe, Al, Sr, Ti va boshka metallarning ftoridlari ishqoriy metallarning ftoridlari bilan kompleks ftoridlar xosil qiladi:KTi5, KCrF4

    Ftorni kislorodli birikmalari uchta: OF2- kislorod ftorid: O2F2- kislorod diftorid; O3F2- ozon diftorid. OF2 kuyidagi reaksiya orqali olinadi:

    2F2+2NaOH=2NaF+OF2+H2O

    OF2 rangsiz, nafas organlariga kuchli ravishda ta'sir etadigan gaz.Uning qaynash xaroratsi -145oS, kotish xaroratsi -223,8oS; suyuk xolda sargish tusga ega. Suvda eriganida kuyidagi reaksiya boradi:

    F2O+H2O --> O2+2HF

    kislorod diftorid O2F2 kuyidagi reaksiya orqali olinadi:

    F2+O2 --> O2F2

    O2F2 faqat past xaroratlarda barkaror modda; u kizgish rangli qattiq jism: uning qaynash xaroratsi -57oS ; muzlash xaroratsi -163,5oS qaynash xaroratsidan salgina yukorirokda O2 va F2 ajralib ketadi.

    Ozon diftorid O3F2 past xaroratda olinadigan kuk-kizil suyuklik; uning -183oS dagi zichligi 1,74 g/sm3. U xam endotermik modda bulib, uning xosil bulish issikligi -6,24 kkal/mol ga teng. O3F2 -5oC da parchalanadi.

    Xlor CL2, tartib nomeri Z=17, atom ogirligi 35,5 izotoplarning massa sonlari 35 va 37. Elektron konfigurasiyasi 1S22S22p63S23r5

    Xlorni 1774 yili Sheyele xlorid kislotaga MnO2 ta'sir ettirish yuli bilan kashf etgan. Faqat 1810 yilda Devining xizmatlari tufayli, xlor ximiyaviy element sifatida tanilgan (yunoncha «xloros»-yashil-sarik)

    Xlor tabiatda keng tarkalgan; Yer kobigida ogirlik jixatidan 4,810-2 % tarkalgan. Xlor tabiatda birikmalar xolida buladi: NaCI, NaCIKCI, MgCI26H2O, MgSO4KCI3H2O. NaCI tuzi xlor sanoati uchun zaruriy xom ashyodir. Inson organizmida kariyb 0,25% gacha xlor buladi. Nixoyat, oshkozon suyukligida 0,3-0,4% HCL ning bulishi juda katta fiziologik axamiyatga ega. Inson va xayvonlar organizmida NaCI ning borligi organizm xujayralarida «suv balansini» boshkarib turadi.

    Tabiiy birikmalarda xlor ikki izotop xolida uchraydi: 3517Cl, 3717Cl. Xlorning tabiiy izotoplaridan tashkari 5 ta sun'iy radioaktiv izotoplari 3317Cl, 3417Cl, 3617Cl, 3817Cl, 3917Cl lar olingan.

    Laboratoriyada xlor asosan xlorid kislotaga oksidlovchilar ta'sir ettirish yuli bilan olinadi.

    4HCI+MnO2=CI2+MnCI2+2H2O

    16 HCI +2KMnO4=5CI2+2MnCI2+2KCI+8H2O

    Texnikida Cl2 faqat osh tuzini suvdagi eritmasini elektroliz qilish yuli bilan olinadi.

    elektroliz

    Texnikada 2NaCI+2H2O  H2+CI2+2NaOH


    Shunday qilib, bu reaksiyadan asosiy maksad NaOH olish bulsada, qushimcha maxsulot sifatida juda kup miqdorda Cl2 olinadi.

    Xlor sarik-yashil tusli gaz, uning qaynash xaroratsi-34oS; kotish xaroratsi - 102,4oS. Xlor molekulasi 727oS da 0,03%, 1727oS da esa 52% parchalanadi. Uy xaroratsida bir xajm H2O da 2,3 xajm CI2 eriydi. Xlorning suvdagi eritmasi «xlorli suv» dan + 8oS dan past xaroratlarda CI2 x 8H2O tarkibli xlor gidrat ajratib olinishi mumkin.

    Xlor kuchli oksidlovchi, kupchilik metallar va metallmaslar bilan birikadi.

    2Na+CI2=2NaCI

    2Fe+3CI2=2FeCI3

    H2+CI2=2HCI

    2S+CI2=S2CI2

    Xlor suv va ishqorlar bilan reaksiyaga kirishadi.

    CI2+H2O=HCI+HCIO

    CI2+2NaOH=2NaCI+NaCIO+H2O

    CI2+2Ca(OH)2=CaCI2+Ca(CIO)2+2H2O

    Xlorning vodorodli birikmasi vodorod xlorid, vodorod bilan xlor aralashmasiga kuyosh nuri ta'sir ettirish yoki bu aralashmani yokish orqali sintetik usulda olinishi mumkin:

    H2+CI2=2HCI

    Bu reaksiya fotoximiyaviy reaksiyalar katorga kiradi.

    Cl+hv --> 2Cl

    ClH2 --> HCl+H

    HQ Cl2 --> HCl+Cl

    Cl + H2 --> HCl+H va xokazo


    Vodorod xlorid olishning yana bir usuli-osh tuziga konsentrlangan H2SO4 ta'sir ettirishdir. Reaksiya ikki boskichda boradi:

    NaCI+H2SO4=NaHSO4+HCI (odatdagi xarorat)

    NaCI+NaHSO4=Na2SO4+HCI (800oC da)

    Vodorod xlorid odatdagi sharoitda gaz, uning qaynash xaroratsi -84,90S, muzlash xaroratsi - 114,8oS, 20oS da 1l suvda 450 litr HCI gazi eriydi.

    HCI ning suvdagi (37,29%) eritmasi kuchli kislota bulib, xlorid kislota (tuz kislotasi) nomi bilan yuritiladi. Xlorid kislota eritmasi past xaroratlarga kadar sovitilganda HCIH2O, HCI2H2O, HCl3H2O tarkibli kristallgidratlar xosil buladi.

    Aktivlik katorining chap tomonidagi metallar xlorid kislotadan H2 sikib chikarib, tuz xosil qiladi.

    Fe+2HCI=FeCI2+H2

    Zn +2HCI= ZnCI2+H2

    Misga xlorid kislota xavo kislorodi ishtirokida ta'sir eta oladi:

    2Cu+4HCI+O2=2CuCI2+2H2O

    Kumushga xavo ishtirokida konsentrlangan HCI sekin ta'sir etadi:

    4 Ag+4HCI+O2=4AgCI+2H2O

    Metall xloridlar xlorid kislotaning tuzlaridir. Kupchilik metallarning xloridlari suvda yaxshi eriydi. Lekin kumush xlorid AgCI, mis(I)-xlorid CuCl, simob(I)- xlorid Hg2Cl2, talliy (I)- xlorid TLCl, kurgoshin (II)-xlorid PbCl2 yomon eriydi.

    Xlor bilan kislorod bevosita birikmaydi, lekin bilvosita yullar bilan xlorning kuyidagi oksidlari olingan: Cl2O, ClO2, CI2O6 (yoki ClO3), Cl2O7

    Shuningdek, ClO2 va Cl2O parchalanganda oralik maxsulot sifatida ClO xosil bulishi xam isbot qilingan.

    Cl2O-xlor(I)-oksid, kuruk simob(II)- oksidga 0oS da xlor yuborish yuli bilan xosil qilinadi:

    2Cl2+HgO=HgCl2+Cl2O

    Cl2O- sarik kungiz gaz, u bekaror modda bulganidan salga portlaydi. Bu moddaning dipol momenti 1,96 debay, xlor atomi bilan kislorod atomi orasidagi masofa(CI-O-masofasi) 1,6 8 Ao ga teng. CIO- gipoxlorit- ion nomi bilan yuritiladi masalan, NaCLO- natriy gipoxlorit deyiladi. Gipoxlorit kislota (HCLO), u xlorning gidrolizi natijasida xosil buladi:CL2+H2O --> HCLO + HCL.

    HCLO juda kuchsiz kislotalardan xisoblanadi:uning dissosilanish konstantasi Kq310-8 ga teng. Gipoxlorit kislota parchalanib, atomar kislorod chikarib turadi.

    HCLO=HCL+O

    Shu sababli nam xlor okartirish xossasiga ega buladi.Gipoxloritlarni olish uchun ishqorlarning eritmalariga xlor ta'sir etiriladi: CL2+2NaOH=NaCL+NaCLO+H2O

    Bu reaksiya natijasida xosil bulgan suyuklik kup vaktlardan beri Laborak suvi nomi bilan okartirish maksadlari uchun ishlatilib keladi. Kaliy gidroksid eritmasiga CL yuborilishidan xosil bulgan suyuklik javel suvi deyiladi va matolarni okartirish uchun ishlatiladi. Gipoxlorit kislota tuzining okartirish xossasi kuyidagi reaksiyaga asoslangan:

    KCLO+CO2+H2O=HCLO+KHCO3 HCLO=HCL+O
    Okartirish, shuningdek, dizenfeksiya qilish uchun xlorli oxak keng ishlatiladi, modda Ca(OH)2ga CL2 ta'sir etirib olinadi.

    2Ca(OH)2+2CL2=CaCL2+Ca(CLO)2+2H2O

    Ca(CLO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HCLO

    Xlorit kislotaning angidridi CL2O3 olingan emas. Xlorit kislotaning HCLO2 uzi xam faqat suyultirilgan suvdagi eritmalarda buladi xolos. Urtacha kuchdagi kislota uning dissosilanish konstantasi odatdagi xaroratda 510-3 ga teng.

    Xlor (IV)- oksid CIO2 ga muvofik keladigan kislota olingan emas. Xlor (IV) - oksid olish uchun xloratlarni sulfat kislota bilan parchalash yoki ularni biror kaytaruvchi ta'sirida kaytarish kerak:

    2KCLO3+C2H2O4+2H2SO4=2KHSO4+2H2O+2CO2+2CLO2


    Texnikada CLO2 olishda kaytaruvchi sifatida SO2 qullaniladi:

    2NaCLO3+H2SO4+SO2=2NaHSO4+2CLO2

    CIO2- utkir xidli, yashil - sarik tusli, uz-uzidan portlaydigan gaz. Uning qaynash xaroratsi 11oS, muzlash xaroratsi -59oS. U sovitilganda kungir tusli suyuklikka aylanadi. CIO2 ishqorlar bilan xlorit va xloritlar xosil qiladi: 2CIO2+2NaOH --> NaCIO2+NaCIO3+H2O

    Suv bilan esa xlorit va xlorat kislotalarning eritmalarini xosil qiladi:

    2CIO2+H2O  HCIO2+HCIO3
    Xlorat angidrid CI2O5 olingan emas; xloratlar gipoxloritlarning 50-60oS da parchalanishidan xosil buladi.

    3KCIO --> KCIO3+2KCI


    Qaynoq ishqor eritmasiga CI2 yuborish yuli bilan bertole tuzi KCIO3 olinadi:

    6KOH+3CI2=5KCI+KCIO3+3H2O


    Xlorat kislota xosil qilish uchun Va(CIO3)2 ga sulfat kislota ta'sir ettiriladi.

    Ba (CIO3)2+H2SO4=BaSO4+2HCIO3


    Xlorat kislota barkaror modda, erkin xolatda parchalanadi, lekin uning konsentrlangan (suvdagi 40% li) eritmalari olingan. Eritmaning konsentrasiyasi yanada oshirilganda HCLO3 parchalanib ketadi. HCLO3 bir negizli va kuchli kislota. Uning 1N eritmasining effektiv dissosialanish darajasi 79% ga teng . U kuchli oksidlovchi.

    Xlorat kislota uzining kup xossalari bilan nitrat kislota HNO3 ni eslatadi; xususan xlorat kislotaning xlorit kislota bilan aralashmasi xuddi zar suvi singari nixoyatda kuchli oksidlovchi xisoblanadi:

    2HCLO3+2HCL=2CLO2+CI2+2H2O

    Xlorat kislotaning tuzlari metall xloratlar MeCIO3 odatdagi xaroratda tamomila barkaror, suvda yaxshi eriydigan rangsiz moddalar bulib, kizdirilganda (katalizator ishtirokida) kislorod ajratib parchalanadi:

    2KCLO3=2KCI+3O2

    Katalizatorsiz kizdirilganda parchalanish kuyidagicha boradi.

    4KCLO3  KCL+3KCLO4

    Xlor(VI) oksid odatdagi xaroratda koramtir- kizil tusli suyuklik. Xlor (VI) - oksidning suyuk xolatdagi molekulyar ogirligi CL2O6 formulaga, bug xolatdagisi esa-CIO3 formulaga muvofik keladi.

    Xlor (VI) - oksid asta - sekin suvda erib, xlorat va perxlorat kislotalarning aralashmasini xosil qiladi:

    CL2O6+H2O=HCLO4+HCLO3

    CL2O7 rangsiz, moysimon suyuklik, u kuyidagi reaksiya orqali olinadi.

    4HCLO4+P2O5=CL2O7+2HPO3

    Perxlorat kislota HCIO4 esa perxloratlarga konsentrlangan H2SO4 ta'sir ettirishdan xosil buladi:

    KCLO4+H2SO4=KHSO4+HCLO4

    Perxlorat uz navbatida xloratlarning katalizatorsiz sharoitda parchalanishidan xosil buladi. Perxlorat kislota nixoyatda kuchli kislotadir . Perxlorat kislota suv bilan bir necha gidratlar xosil qiladi, chunonchi:

    HCLO4H2O, HCLO42H2O, HCLO43H2O

    Xlorning kislorodli kislotalarining kuchi xlorning oksidlanish darajasi ortishi bilan, lekin ularning oksidlash kobiliyati xlorning oksidlanish darajasi ortgan sayin kamayadi:

    Kislota kuchini ortishi -->

    HCLO-HCLO2-HCLO3-HCLO4

    Oksidlanish kobiliyatining pasayishi -->


    Bu katorda chapdan ungga tomon kislotalarning barkarorligi xam ortadi. Gipoxlorit anion CLO-- ning xosilalari xar kanday muxitda xam oksidlovchi bula oladi;

    KCLO+2KJ+H2O=KCL+J2+2KOH


    Xlorat anion CLO3 ning xosilalari ancha barkaror; ular faqat kislotali muxitda oksidlovchi sifatida reaksiyaga kirishadi;

    KCLO3+KJ+H2O --> reaksiya bormaydi

    KCLO3+6KJ+3H2SO4=KCL+3K2SO4+3J2+3H2O

    Perxlarat anion CLO4 ning xosilalari odatdagi xaroratda, xatto kislotali muxitda xam, oksidlovchi sifatida reaksiyaga kirishmaydi:

    KCLO4+KJ+H2SO4 --> reaksiya bormaydi

    Brom Br, tartib nomeri Z=35, tabiiy izotoplari , , bromning elektron konfigurasiyasi 1s22s22p63s23p63d104s24p5.

    Brom 1826 yilda Ballar tomonidan kashf etilgan.

    romning Yer pustlogida umumiy miqdori ogirlik jixatdan 1,610-4%. Brom tuz konlarining ustki qavatida karnalit KBrMgBr26H2O xolida uchraydi. NaBr va KBr dengiz suvida va tuz konlarda topiladi. Ba'zi neft konlaridan chikadigan suvlarda xam bir oz miqdorda brom birikmalari uchraydi.

    Brom olishning eng orzon usuli bromidlarga xlor ta'sir ettirihdir. Bunda xlor bromidlardan bromni sikib chiqaradi.

    2KBr+CL2=2KCL+Br2

    Brom odatdagi sharoitda shotut rangli suyuk metallmas bulib, uning buglari utkir yokimsiz xidlidir. Brom suvi sovitilganda Br28H2O tarkibli kristallgidrat ajralib chikadi (-10oS dan pastda)

    Bromning elektronga moyilligi xlornikidan kichik, shu sababli brom bilan buladigan reaksiyalar xlor bilan buladigan reaksiyalarga qaraganda sustrok. Vodorod bromid HBr vodorod bilan bromning bevosita birikishidan xosil bulishdan tashkari, yana kaliy bromidga H2SO4 ta'sir ettirish yuli bilan xam HBr olinishi mumkin:

    KBr+H2SO4=HBr+KHSO4

    boradi: masalan, brom vodorod bilan faqat kizdirilganda yoki katalizator ishtirokida reaksiyaga kirishadi:

    H2+Br2=2HBr
    Lekin bu reaksiya uchun qullaniladigan H2SO4 ning konsentrasiyasi u kadar yukori bulmasligi ( uning solishtirma ogirligi 1,4 ga teng bulishi) kerak. Aks xolda xosil buladigan HBr oksidlanib brom ajrala boshlaydi:
    2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O

    Olingan eritmani fraksion xaydash orqali HBr ning konsentrasiyasini 48% gacha yetkazish mumkin. Vodorod bromid olish uchun asosan PBr3 gidrolizidan foydalaniladi:

    PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr

    Vodorod bromid utkir xidli rangsiz gaz; xavoda xuddi HCL kabi tutaydi. Vodorod bromidning suvdagi eritmasi juda kuchli kislota. U metallarga, metall oksidlariga va gidroksidlariga xlorid kislota kabi ta'sir etadi. Bromid kislotaning tuzlari metall bromidlar suvda yaxshi eriydi: faqat ba'zi ogir metallarning bromidlari (masalan AgBr va PdBr2) suvda oz eriydi.

    Brom oksidlari kiyinchilik bilan xosil buladigan moddalar bulib ular nixoyatda bekaror. Xozirgacha bromning kuyidagi oksidlari olingan:BrO2- brom dioksid, Br2O- dibrom oksid va BrO3- brom trioksid.

    Bromning kislorodli kislotalari ikkita: HBrO- gipobromit kislota va HBrO3 bromat kislota. Birinchi kislotada bromning oksidlanish darajasi +1 ga, ikkinchisida esa +5 ga teng.

    Gipobromit kislota bromning suv ta'siridan parchalanganida oz miqdorda xosil buladi:

    Br2+H2O  HBrO+HBr

    Muvozanatdagi sistemadan HBr ni yukotish uchun bromli suvga simob(II)- oksid qushiladi:

    2Br2+HgO+H2O=HgBr2+2HBrO

    Xosil bulgan HBrO eritmasini vakuumda 300 % da buglatish yuli bilan gipobromit kislotaning konsentrasiyasi 6% yetkaziladi. Gipobromit kislotaning tuzlari metall gipoxloritlar kabi xosil buladi. Gipobromitlar bekaror moddalar bulib, xuddi gipoxloritlar kabi kizdirganda disproporsiyaga uchraydi:

    3KBrO=2KBr+KBrO3

    Bromat kislota HBrO3 bariy bromatga suyultirilgan H2SO4 ta'sir ettirib olinadi. Bundan tashkari, bromli suvga xlor yuborilganda xam bromat kislota xosil buladi:

    Br2+6H2O+5CL2=2HBrO3+10HCL

    Bromat kislota faqat suvdagi eritmada barkaror modda; uning kislotalik kuchi xlorat kislotanikidan birmuncha pastrok, lekin HCLO3 ga qaraganda HBrO3 ancha barkaror, uning suvdagi konsentrasiyasini 50% ga yetkazish mumkin.

    Bromat kislotaning uzi xech kayerda ishlatilmaydi, lekin uning tuzlari oksidlovchi sifatida qullaniladi.

    Bromatlar bilan bromidlar orasida kislotali muxitda boradigan reaksiya dikkatga sazovordir:

    KBrO3+5KBr+6HCL=3Br2+6KCL+3H2O

    Bu reaksiyada xosil buladigan brom kaytaruvchilar miqdorini aniklashda qullaniladi. Bu metod analitik ximiyada bromatometriya nomi bilan yuritiladi.

    Yod, tartib nomeri Z=53 atom ogirligi 126,9044, barkaror izotopi 53127J elektron konfigurasiyasi



    J KL M 4s24p64d105s25p5

    Yodni fransuz olimi Kurtua 1811 yili dengiz usimliklarining kulini tekshirish natijasida kashf etdi. Yodning mustaqil element ekanligini esa 1813 yilda Gey-Lyussak isbot qildi va yod nomi berishni taklif etdi. Yodning Yer kobigidagi miqdori ogirlik jixatidan 310-5% ni tashqil qiladi. Yod odatda brom uchraydigan joylarda buladi. Yodning tabiatda tarkalganligi katta axamiyatga ega. Yod birikmalari organizmda modda almashinuvini yulga solib turishda muxim rol uynaydi. Organizmda yod yetishmay kolganda endemik bukok deb ataladigan kasallik vujudga keladi.

    Yod toza element xisoblanadi, chunki tabiatda uning faqat bir izotopi -J uchraydi, lekin yodning juda kup sun'iy izotoplari olingan. Yod yodidlarga xlor ta'sir ettirish yuli bilan olinadi.

    2KJ+CL2=2KCL+J2

    Yod olishda yana kuyidagi usuldan foydalaniladi, ya'ni Chili silitrasidan NaNO3 kristallanganida ortib koladigan eritma tarkibida natriy yodat buladi. Bu eritmadan yod olish uchun eritmaga SO2 yuboriladi (yoki H2SO4 ning tuzlari qushiladi). Bu vaktda natriy yodat yodga kadar kaytariladi:

    2NaJO3+5SO2+4H2O=J2+4H2SO4+Na2SO4

    Ishlab chikarishda olinadigan yod uncha toza bulmaydi; u albatta, tozalanishi kerak. Yodni tozalash uning sublimatlanish xossasiga asoslangan.

    Yod odatdagi xaroratda kungir tusli rombik, metall yaltirokligiga ega bulgan kristall modda. Yod buglari ikki atomli molekulalardan iborat. Yod molekulalarining atomlarga ajralishi 927oS da 13% ga yetadi. Yod suvda juda oz eriydi; bu vaktda yodning oksidlanish darajasi 0 dan +1 ga va -1 ga kadar uzgaradi:

    J2+H2O  HJ+HJO

    Yodning gidrolizlanish konstantasi Kgid=510-13. Lekin yod molekulalari kutbsiz bulganligi sababli yod organik erituvchilarda ( spirt, benzol, efir, xloroform kabi erituvchilarda) yaxshi eriydi. Yod bilan erituvchi orasida uzaro ta'sir borligi tufayli eritmalarning rangi gunafsha yoki kungir tusli buladi. Agar bu uzaro ta'sir kuchsiz bulsa (masalan, CCL4), eritma gunafsha yoki kungir tusli buladi. Uzaro ta'sir kuchlirok bulsa, (masalan, asetonda) eritma kungir tusni egallaydi.

    Ximiyaviy jixatdan yod oksidlovchilar jumlasiga kiradi. Lekin uning oksidlash xossalari xlor va bromnikiga qaraganda kuchsizrok ifodalangan.

    Galogenlar va ularning birikmalari ximiya sanoatida, medisinada, ozik-ovkat sanoatida, gazlamalarni okartirishda, vodoprovod suvini tozalashda va boshka soxalarda ishlatiladi.

    Tayanch iboralar.

    1. Galogenlarning tabiatda uchrashi.

    2. Galogenlarning atom tuzilishi.

    3. Galogenlar birikmalarida boglanish.

    4. Ftorning xossalari.

    5. Ftorning birikmalari.

    6. Xlorning xossalari.

    7. Xlorning birikmalari.

    8. Brom xossalari.

    9. Brom birikmalari.

    10. Yod xossalari.

    11. Yod birikmalari.


    Nazorat savollari.

    1. Ftor kanday kompleks birikmalar xosil qiladi.

    2. Xlorning oksidlanish-kaytarilish reaksiyalari.

    3. Bromning oksidlanish-kaytarilish reaksiyalari.

    4. Yodning oksidlanish-kaytarilish reaksiyalari.
    Adabiyot


    1. 309-328 betlar

    2. 197-224 betlar

    MA'RUZA № 4
    VI GURUXNING p-ELEMENTLARI.
    1. Umumiy xarakteristika.

    2. Kislorodning tabiatda uchrashi, olinishi.

    3. Kislorodning xossalari, birikmalari.

    4. Oltingugurtning tabiatda uchrashi olinishi.

    5. Oltingugurtning xossalari, birikmalari.

    6. Sulfat kislota olinishi, xossalari.


    VI gruppa ikki gruppadan iborat: asosiy gruppacha kislorod, oltingugurt, selen, tellur, poloniy, qushimcha gruppacha xrom, molibden, volfram. Asosiy gruppachaning uzi yana ikkiga bulinadi: tipik elementlar (kislorod va oltingugurt), selen gruppachasi (selen, tellur, poloniy).

    Kislorod, oltingugurt, selen va tellur tabiatda uchraydi, lekin poloniy faqat uran katori elementlarining radioaktiv yemirilish maxsulotlari sifatida tarkalgan bulib, uni yadro reaksiyalari yerdami bilan sun'iy ravishda xosil qilish mumkin.

    Kislorod O, oltingugurt S, selen S ye, tellur Te, poloniy Ro atomlarining sirtki qavatida oltitadan (s2p4) elektron bor. Shunga muvofik, bu elementlarning oksidlanish darajasi +6, +4 va -2 bula oladi. Kislorodning oksidlanish darajasi -2 ga teng.

    Oltingugurt, selen, tellur elementlarining gidridlari H2S, H2Se, H2Te kaytaruvchi moddalar bulib, ularning bunday xossalari H2S dan H2Te ga utgan sayin kuchayib boradi. H2S--H2Se--H2Te katorida chapdan ungga utgan sayin bu moddalarning kislotali xossalari kuchayib boradi, chunki ionlarning radiuslari S2- dan Te2- ga utganda kattalashadi. Bu elementlarning +6 valentligiga muvofik keladigan gidroksidlari H2SO4, H2SeO4, H2TeO4 tarkibiga ega. Bundan kuramizki, selendan tellurga utilgan sayin markaziy ionning koordinasion soni 4 dan 6 ga kadar uzgaradi. Buning sababi shundaki, ionlarning radiusi S6+ -Se6+ -Te6+ katorida chapdan ungga utgan sayin kattalashib boradi. H2SO4 va H2SeO4 kuchli kislotadir. H2SeO4 sulfat kislotaga qaraganda bir oz kuchsiz kislota xisoblanadi; tellurat kislota H2TeO4 - bularga qaraganda yanada kuchsiz, chunki Te6+ ionning radiusi S6+ va Se6+ ionlarining radiuslaridan bir muncha katta. S, Se, Te ning olti valentli xolatlariga muvofik keladigan oksidlari, kislotalari, kuchli oksidlovchilar katoriga kiradi.

    Ularning oksidlash xususiyati sulfat kislotadan tellurat kislotaga utgan sayin kuchayib boradi.

    Bu elementlarning +4 valentli xolatlariga muvofik keladigan


    gidroksidlarining umumiy formulasi H2EO3 bulib, ular urtacha kuchdagi
    kislotalardir. (H2SO3, H2SeO3, H2TeO3), sulfit kislotadan H2SO3 tellurit kislota H2TeO3 ga utgan sayin bu moddalarning kislotali xossalari kuchsizlanib boradi, xatto tellurit kislota amfoterlik xossasini xam namoyon qiladi; uning kaytaruvchilik xossasi xam kuchsiz ifodalangan, H2SO3 kuchli kaytaruvchi bulgani xolda H2TeO3 oksidlovchidir.

    Kislorod O, tartib nomeri Z=8, atom ogirligi 16, atom tuzilishi K2S22P4.

    Kislorod tabiatda erkin va birikma xolida uchraydi. Xavoda xajm jixatidan 20.9% ogirlik jixatidan 23.2% kislorod bor. Yer kobigida kislorodning

    umumiy miqdori (dengiz suvida va xavodagisi bilan) kariyb 50% ga yetadi. Kislorod Yer kobigida eng kup tarkalgan element xisoblanadi. U uch stabil izotopdan tashqil topgan



    816O(99.769%), 817O(0.037%) va 818O(0.204%).

    Uning juda kiska vakt yashaydigan izotoplari 814O, 815O, sun'iy ravishda xosil qilingan.

    Kislorod sanoatda xavodan yoki suvni elektroliz qilib olinadi. Laboratoriyada kislorod bertole tuzi yoki KMnO4 ni kizdirish yuli bilan olinadi:

    2KCLO3 ---> 2KCL + 3O2

    2KMnO4 ---> K2MnO4 + MnO2 + O2

    Kislorod pulat ballonlarda 150 atm bosim ostida saklanadi. U rangsiz, xidsiz, mazasiz gazdir, suvda kam eriydi: 100 xajm suv 3.1 xajm O2 erita oladi (1atm 20°Sda).

    Kislorod metallmaslar katoriga kiradi; uning nisbiy elektrmanfiyligi 3 ga teng bulib, bu jixatdan ftordan keyin ikkinchi urinda turadi. U deyarli xamma elementlar bilan birikmalar xosil qiladi va bu jixatdan ftorga uxshaydi. O atomining tuzilishi 1S22S22P4 demak, ikkita tok elektronlar xisobiga uning kovalentligi ikkiga teng. (p2-bog) buladi. Bundan tashkari kislorod atomi yana ikkita elektron juftlarini donori bula oladi. Demak, uning yukori valentligi 4 ga teng (bunda sp3 gibridlanish ruy beradi). Kislorodning kovalentligi yana uchga xam teng bula olishi mumkin. (sp2-bog va p3-bog). Lekin kupchilik birikmalarda kislorodning valentligi ikkiga teng.

    Kislorod qattiq xolatda (va suyuk xolatda) magnitga tortiladi, demak, u paramagnit moddadir. Molekulyar orbitallar nazariyasiga muvofik kislorod molekulasida uning ikkita atomi uzaro shu tarzda boglanganki, O2 molekulasida ikkita tok elektron buladi:



    Kislorod molekulasi O2 nixoyatda barkaror, uning dissosilanish energiyasi 117.67 kkalG'mol.ga teng. 3000° da ajralish darajasi 6% ga yetadi. Kislorod molekulasi kutbsiz molekula.

    Kislorod - 183°S da qaynaydi, -218.9°S da muzlaydi, suvda oz eriydi.

    Kislorod odatdagi xaroratda passiv modda, lekin kislorod kizdirilganda va katalizator ishtirokida deyarli xamma elementlar bilan birika oladi. Oltingugurt, fosfor, natriy va xatto temir sim xam kislorodda xavodagiga qaraganda ancha ravshan yonadi:

    2Cu + O2 = 2CuO

    Ca + O2 = 2CaO

    S + O2 = SO2

    2SO2 + O2 = 2SO3

    C + O2 = CO2

    3Fe + 2O2 = Fe3O4

    CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

    N2 + O2 = 2NO

    4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

    4P + 5O2 = 2P2O5
    Kislorodning allotropik shakl uzgarishi ozondir O3. Ozon grekcha "xidli" suzidan olingan. Ozon tabiatda momakaldirok paytlarida, chakmok chakkanida, 10-30 km balandliklarda ultrabinafsha nur ta'sir etganida kisloroddan xosil buladi:

    3O2 ----> 2O3

    Umuman, ozon atomar kislorod xosil buladigan prosesslarda (peroksidlar parchalanganda, suv radiolizga uchraganda va boshka xollarda) xosil buladi.

    Atmosferada ozon xosil bulishida kuyoshdan kelayotgan xayot uchun zararli ultragunafsha nurlar ushlanib koladi, xosil bulgan ozon infrakizil nurlarni yutib, yer kobigini sovib ketishidan saklaydi. Binobarin, atmosferada ozon qavatining bulishi yerdagi xayot uchun katta foyda keltiradi.

    Laboratoriyada va texnikada ozon olish uchun ozonatorlardan foydalaniladi. Laboratoriyada ishlatilayotgan ozonator orqali utgan kislorodning 12-15%i ozonga aylanadi. Ozon va kislorod aralashmasi suyuk xavo bilan sovitilayotgan idish orqali utkazilganda ozon kondensatlanib, kisloroddan ajraladi, ozonni suyuk xavo solingan idish bilan sovutilib turadigan priyomnikka yuborib, uni batamom toza xolda olish mumkin.

    Ozon odatdagi xaroratda xavorang tusli gaz; uning muzlash va qaynash xaroratlari kislorodnikidan yukori; ozon -112° da qaynaydi va -192.5° da muzlaydi. Ozon suvda yaxshi eriydi (100l suvda 0°Sda 45l ga yakin ozon eriydi). Ozon molekulasi O3 bekaror; shuning uchun ozon molekulyar kislorodga qaraganda ancha kuchli oksidlovchidir. Ozon shillik pardalarga ta'sir etadi; u kulansa xidli modda.

    Ozon ta'sirida (Au va Pt dan tashkari) barcha metallar oksidlanadi; ammiak nitrat va nitrit kislotalar aralashmasiga aylanadi, spirt yonib ketadi, rezina yemiriladi; ozonni kumushga va kaliy yodid eritmasiga ta'sirini kuyidagi tenglamalar bilan kursatish mumkin:

    2Ag + O3 = Ag2O + O2

    2KJ + O3+ H2O = KOH + J2 +O2

    Rezinaning ozon ta'sirida yemirilishi ozonidlar nomli murakkab moddalarning xosil bulishidan kelib chikadi, chunki tarkibida qush bog bulgan organik moddaga ozon ta'sir etganida ozon molekulasi usha modda molekulasining qush bogli joyiga kelib birikadi:




    01

    Ozon diamagnit modda, uning dipol momenti 0.53 debayga teng.

    Oltingugurt S, tartib nomeri 16, atom ogirligi 32.064, elektron konfugurasiyasi 1S22S22P63S23P4; tabiiy izotoplari 1632S, 1633S, 1634S, 1636S.

    Oltingugurt kadimdan ma'lum element. Oltingugurtning Yer kobigidagi ogirlik miqdori 0.05 % ni tashqil etadi. Oltingugurt tabiatda erkin (tugma oltingugurt) xolida va birikmalar (sulfidlar va sulfatlar) xolida uchraydi. Eng muxim sulfid rudalar (ularning kurinishlariga qarab) kolchedanlar va metall yaltiroklar nomi bilan yuritiladi. Bular katoriga temir kolchedani FeS2, (buni pirit va oltingugurt kolchedani deb xam yuritiladi.) Rux yaltirogi ZnS, kurgoshin yaltirogi PbS, mis kolchedani CuFeS2, mis yaltirogi Cu2S kiradi. Metall sulfatlar tuz uyumlarini xosil qiladi, ba'zilari dengiz suvida erigan xolatda buladi. Oltingugurt birikmalari neft konlarida va shifobaxsh suvlarda xam uchraydi. Eng muxim sulfatlar katoriga gips CaSO4.2H2O, angidrid CaSO4, achchik tuz MgSO4 . 2H2O, kizerit MgSO4 . 2H2O, ogir shpat BaSO4, selestin SrSO4 va glauber tuzi NaSO4 . 10H2O kiradi. Organik olamda oltingugurt usimlik va xayvon oksili tarkibida buladi. U uglerod, kislorod, vodorod , azot va fosfor kabi xayot uchun eng zarur elementlardan biridir. Toshkumir tarkibida 1.5% ga kadar oltingugurt buladi.

    Oltingugurtni tabiiy manbalardan olishda uning kanday xolatda ekanligini, konni kurshab olgan sharoit xisobga olinadi. Agar kon u kadar chukur bulmasa, oltingugurt xuddi toshkumir kabi shaxta usulida kazib chikaziladi. Kupincha, tugma oltingugurtga xar xil tog jinslari, gips va tuprok aralashgan buladi. Shu sababli avval uni suyuklantirib, qushimchalardan kisman tozalanadi. Oltingugurtni yanada yaxshirok tozalash uchun uni maxsus pech va retortalarda kizdiriladi va uning buglari pech yonidagi katta xonalarga borib, bu yerda soviydi va 110°S dan past xaroratda sarik tusli mayin kukun oltingugurt guli kurinishida devorga utirib koladi. Tayokchasimon oltingugurt olish uchun toza suyuk oltingugurt maxsus koliplarda sovitiladi.

    Ba'zan, oltingugurt, tarkibida oltingugurt bulgan gazlardan xam olinadi. Masalan, H2S dan oltingugurt olish uchun texnikada kuyidagi reaksiyalardan foydalaniladi.

    2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

    2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

    Oltingugurtning kristall xolatdagi allotropik modifikasiyalaridan eng muximi ikkita: rombik yoki oktaedrik oltingugurt (a-oltingugurt) va monoklinik yoki prizmatik oltingugurt (β-oltingugurt).

    Tabiatda uchraydigan rombik oltingugurtning solishtirma ogirligi 2.07, suyuklanish xaroratsi 112,8oS. Rombik oltingugurt 95,5oS dan past xaroratlardagina barkaror buladi, 95.5°S dan yukorida monoklinik oltingugurt barkarordir. Monoklinik oltingugurt prizma shaklidagi tinik kristallardan iborat bulib, uning solishtirma ogirligi 1.96g/sm3, suyuklanish xaroratsi 119.3°S. Rombik oltingugurtni, masalan, 100°S da uzok vakt tutib turilsa, u monoklinik oltingugurtga aylanadi. 95.5°S da monoklinik oltingugurt bilan rombik oltingugurt muvozanat xolatida buladi:

    S rombik  S monoklinik

    Bu xarorat rombik va monoklinik oltingugurtlarning bir-biriga aylanish xaroratsidir.

    Odatdagi sharoitda, qattiq oltingugurt molekulasi xalka tarzida bir-biri bilan tutashadigan 8 atomdan tarkib topadi; S8 kizdirilganda S8 xalkasi uziladi. Yukori xaroratda zanjir bulaklari mavjud buladi. 448oS da oltingugurt qaynaydi. Bug xolatda oltingugurt molekulalari S8, S6, S4 va S2 orasida muvozanat karor topadi /xarorat kanday bulishiga qarab/.

    Oltingugurtning reaksion kobilyati odatdagi xaroratda u kadar yukori emas; uning xavoda alangalanish xaroratsi 120°S ga yakin. Uy xaroratsida u ishqoriy metallar bilan, mis, kumush va simob bilan reaksiyaga kirishishi uchun uni suyuklanish xaroratsiga kadar kizdirish kerak.

    Vodorod bilan oltingugurt birikishi uchun ancha yukori xarorat talab qilinadi.

    2Na + S = Na2S

    2K + S = K2S

    Cu + S = CuS

    2Ag + S = Ag2S

    Hg + S = HgS

    2S + CL2 = S2CL2

    H2 + S = H2S
    Oltingugurt ishqorlar bilan kizdirilganda kuyidagi reaksiya boradi.

    3S + 6NaOH ---> 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

    Vodorod sufid, tabiatda ba'zi shifobaxsh mineral suv manbalarida va oz miqdorda vulkon gazlar tarkibida uchraydi. Yukori xaroratda H2 bilan S ni biriktirib xam H2S ni sintez qilinadi.

    H2 + S = H2S

    Laboratoriyada H2S olish uchun metallarning sulfidlariga xlorid
    kislota yoki sulfat kislotaning suyultirilgan eritmalari ta'sir ettiriladi.

    FeS + 2HCL = FeCL2 + H2S

    Vodorod sulfid-rangsiz juda zaxarli gaz. Uning muzlash xaroratsi -83.6°S. H2S gazi -60.75°S da suyuklikka utadi. Suyuk xolatdagi H2S amalda elektr tokini utkazmaydi. Qattiq kizdirilganda H2S vodorod va oltingugurtga ajraladi. H2S=H2+S. H2S xavoda yonadi: 2H2S+3O2=2SO2+2H2O

    Agar xavoda yonib turgan H2S alangasi sovuk sirtga tutilsa yonish natijasida xosil bulayotgan oltingugurt idish devoriga utiradi.

    2H2S + O2 = 2S + 2H2O

    H2S suvda eritilganda kuchsiz sulfid kislota xosil buladi. (1l suvda 0°S da 4.6 l H2S, 20°S da esa 2.6 l H2S eriydi). Sulfid kislota ikki negizli kislotadir.






    Vodorod sulfid asos va tuzlarning eritmalariga yuborilganida metall sulfidlari xosil buladi. Suvda erimaydigan sulfidlar tegishli tuzlarning eritmalaridan H2S utkazish yuli bilan chukma xolida xosil qilinadi. Kaliy gidroksid eritmasi H2S bilan tuyintirilganda avval kaliy gidrosulfid xosil buladi:

    KOH + H2S = KHS + H2O

    Eritmaga yana ishqor qushilganda (ya'ni mul ishqor bulganda) kaliy sulfid xosil buladi.

    KHS + KOH = K2S + H2O

    Natriy sulfid natriy sulfatni kumir yordamida kaytarish yuli bilan olinadi.

    Na2SO4 + 4S = Na2S + 4CO

    Ammoniy gidroksid eritmasiga H2S yuborish orqali ammoniy gidrosulfid NH4HS xosil qilinadi. Bu modda xatto 0°S da va 350 mm sim.ust. bosimidayok kuyidagicha parchalanadi.

    NH4HS <==> NH3 + H2S

    Kristallik ammoniy sulfid (NH3)2S faqat past xaroratlardagina xosil qilina oladi. Laboratoriyalarda qullaniladigan ammoniy sulfid eritmasi NH4HS va NH3 ning ekvimolekulyar aralashmalaridan iborat.

    Ishqoriy va ishqoriy yer metallar sulfidlarining suvdagi aralashmalari bekaror buladi. Chunki bu sulfidlar xavoda osonlik bilan oltingugurtga kadar oksidlanadi. Xosil bulgan oltingugurt osongina metall sulfid eritmasida erib polisulfidlarni beradi. Masalan, Na2S eritmasidan Na2S3.8H2O tarkibli natriy polisulfid xosil buladi:


    Na2S + 2S = Na2S3
    Ogir metallarning sulfidlari, masalan; HgS, PbS, Sb2S3, CuS, CdS, ZnS, MnS, NiS uzlariga xos rangga ega bulib, suvda yomon eriydi.

    Ana shu sababli kationlarni bir-biridan ajratishda bunday sulfidlar xosil bulishidan foydalaniladi, chunki ularning ba'zilari suyultirilgan HCL eritmasida eriydi, ba'zilari suvda xam, HCL ning suyultirilgan eritmasida xam erimaydi.

    Oltingugurtning uchta kislorodli birikmasi olingan. Bular SO, SO2 va SO3.

    Sulfid angidrid SO2 xavoda oltingugurt yondirilganda xosil buladi.

    S + O2 = SO2

    Sulfit angidrid SO2 rangsiz, utkir xidli zaxarli gaz. Uning kritik xaroratsi juda yukori (+157°S) bulgani uchun uni bosim ostida suyuklikka aylantirish mumkin. Suyuk SO2 bir atmosfera bosimida - 10°S da qaynaydi va -72.5°S da kotadi. SO2 kuchli kaytaruvchidir. U xatto nitrat kislotani xam kaytaradi:

    2HNO3 + SO2 = H2SO4 + 2NO2

    Suyuk SO2 buglanganda issiklik yutiladi (atrof-50°S gacha soviydi). Shuning uchun suyuk SO2 sovutuvchi ustanovkalarda qullaniladi. Suyuk SO2 ning dielektrik konstantasi Ye=20 ga teng. U ba'zi moddalar uchun erituvchi sifatida ishlatiladi. SO2 da S atomi sp2 gibridlanadi.

    Oltingugurt yondirilganda asosan sulfit angidrid xosil buladi, shu bilan bir katorda SO2 ning juda oz kismi oksidlanish natijasida 4% chamasi SO3 xam xosil buladi.

    2SO2 + O2 <==> 2SO3

    Sulfit angidridning kislorod bilan birikish reaksiyasi tezligi 400°da xam juda kichik, kiymatga ega. Bu reaksiyani tezlashtirish uchun katalizator (platinalangan asbest, vanadiy (V)-oksid V2O5) qullaniladi. Bu reaksiyaning muvozanat konstantasi:

    [SO3]2

    K q ------------- ;

    [SO2]2[O2]

    xarorat ortishi bilan kamayadi. 450°S da Kq3.51 . 104: 600°S da

    K=2,22 . 101 teng. SO3 ning xosil bulish reaksiyasi tenglamasini

    SO2 + 0.5O2 <==> SO3

    shaklida yozib muvozanat konstantasini parsial bosimlar bilan ifodalasak:



    ni olamiz. Bu yerda Pso3-SO3 ning parsial bosimi; Pso2-esa SO2 ning parsial bosimi; Ro2- kislorodning parsial bosimi. Yukoridagi ifodadan, SO3 parsial bosimining SO2 ning parsial bosimiga nisbati, ya'ni reaksiyaning unumini ifodalovchi kiymat kislorodning parsial bosimi kvadrat ildiziga proporsional ekanligini kuramiz. Demak, reaksiyada SO3 unumini oshirish uchun O2 dan mul olish kerak. Gazlar katalizatorga yetmasdan avval turt xissa xavo bilan aralashtirilsa, reaksiyaning unumi 450°Sda 80.5% ga (400°S da esa 99.5% ga yetadi).

    Sulfat angidrid bug xolatdagina SO3 tarkibiga ega. Suyuk va qattiq xolatda esa polimerlangan xolatga ega buladi. SO3 buglari kondensatlanganida 44,8 s da qaynaydigan suyuklik xosil buladi. Uni 16,8oS ga kadar sovitilganda kotib muz kabi tinik jismga aylanadi. Bu – muzsimon sulfat angidrid (yoki -SO3) bulib, uning solishtirma ogirligi 1,995 g/sm3. U siklik tuzilishga ega bulgan trimerlardan iborat:


    011

    Qattiq xolatdagi sulfat angidridning umumiy formulasi (SO3)n. Muzsimon sulfat angidrid uzok vakt turganda asta-sekin asbestsimon shaklga utadi. Asbestsimon sulfat angidrid ipak kabi yaltirok tolalardan iborat β-SO3 dir.

    Uning formulasini


    012

    shaklida yezish mumkin.

    Asbestsimon sulfat angidrid tolalari turli uzunlikda buladi. U amorf modda bulgani uchun anik suyuklanish xaroratsiga ega emas. Asbestsimon sulfat angidridning muzsimon SO3 ga nisbatan ximiyaviy aktivligi kamrok buladi.

    Bug xolatdagi SO3 molekulasining tuzilishini kuyidagicha izoxlash mumkin: SO3 molekulasi xosil bulishida S atomi uzining gibridlangan 3S va 3P - pogonachalaridan ikki elektonni ikkita kislorod atomiga berib S2+ ioniga aylanadi; ikkala kislorod xar biri bittadan tok elektronga ega. Bu ionlar oltingugurtning ikkita tok elektroni bilan juftlashadi. S2+ ning kolgan ikkita tok elektroni bilan uchinchi kislorod atomining ikkita tok elektroni juftlashadi:


    013

    Demak, SO3 molekulasida S atomi uchta kislorod atomlari bilan turtta kovalent va 2 ta ion boglar orqali birikkan buladi. Sulfat angidrid suv bilan shiddatli reaksiyaga kirishadi:

    SO3 + H2O = H2SO4

    Sulfat angidrid bulagi ustiga bir tomchi suv tushsa,portlash reaksiyasi sodir buladi. Lekin, sulfat kislota olish uchun SO3 ni suvda bevosita eritib bulmaydi, chunki ozgina SO3 suvda eriganida tuman xosil bulib, uning bundan keyingi erishiga yul kuymaydi. Shuning uchun SO3 ni 98% li H2SO4 da eritiladi. Natijada uz tarkibida SO3 ni eritgan tutovchi H2SO4-oleum xosil buladi. Oleumning asosiy kismini pirosulfat kislota H2S2O7 tashqil qiladi. Suv ta'sir ettirilganda pirosulfat kislota kaytadan sulfat kislotaga aylanadi:

    H2S2O7 + H2O = 2H2SO4

    Xavoda H2S2O7 ning tutashiga sabab shuki, u uzidan sulfat angidridni chikarib turadi, toza H2S2O7 +35°S da kotadi.

    Kimyoviy toza sulfat kislota H2SO4 (boshkacha aytganda monogidrat) moysimon rangsiz suyuklikdir. Kadim zamonlarda temir sulfatni kizdirib H2SO4 olinganligi uchun "kuporos moyi" deb xam yuritiladi. Konsentrlangan sulfat kislotaning solishtirma ogirligi d=1.84g/sm3. U suv bilan xar kanday nisbatda aralashadi. Sulfat kislotaning elektr utkazuvchanligi uning tarkibidagi H2O va SO3 miqdorlariga boglik. Tarkibida 20-30% H2SO4 bulgan eritma eng yukori elektr utkazuvchanlikka ega, shu sababli akkumulyatorlarda 20-30% li sulfat kislota eritmasidan foydalanilganda akkumulyator eng kichik ichki karshilikka ega buladi.

    Sulfat kislota kuchli kislotalardan xisoblanadi. U ikki negizli. Lekin uning birinchi boskich dissosiasiyasi kariyb 100% ga yakin; ikkinchi boskich dissosiasiya konstantasi esa

    [H+][SO42-]

    K2 = ------------= 1,29 . 10-2 ga teng;

    [HSO4-]

    binobarin, sulfat kislota uzining ikkinchi boskich dissosiasiya konstantasiga kura urtacha kuchdagi elektrolitdir. U normal sulfatlar va gidrosulfatlar xosil qiladi. Tarkibida 93% dan ortiq H2SO4 bulgan sulfat kislota eritmasini chuyan idishda saklash va tashish mumkin. Sulfat kislotaning suyukrok eritmalari kurgoshin idishlarda saklanadi. Suyultirilgan sulfat kislota eritmasida zarracha rolini H+ ionlari bajaradi.

    Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

    AL + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2

    Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

    Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

    Konsentrlangan sulfat kislota kizdirilganda metallarga ta'sir qiladi. Bu xolda oksidlovchi rolini S6+ atomi bajaradi. Kupincha sulfat kislota SO2 ga kadar kaytariladi.

    Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

    2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

    Sulfat kislota sanoatda nitroza va kontakt usullari bilan olinadi. Ikkala usulda xam dastlab pirit yoki oltingugurt yondirilib, SO2 xosil qilinadi.

    4 FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

    S + O2 = SO2

    Keyingi vaktlarda nitroza usuli bilan sulfat kislota olish maxsus minoralarda olib borilganligi sababli, bu usul minora usuli nomi bilan yuritiladi. Bu usulda kameralar va barcha minoralarda gaz fazada 2NO+O2=2NO2 reaksiya boradi. Kameralarda, Glover minorasida suyuk faza bilan gaz faza chegarasida:

    SO2 + H2O ---> H2SO3

    NO + NO2 + H2O = 2HNO2

    reaksiyalar boradi. Gey Lyussak minorasida va kameralarda suyuk faza bilan gaz faza chegarasida

    NO + NO2 + 2H2SO4 = 2H2O + 2NOHSO4

    reaksiyasi sodir bulib, oraik maxsulot nitrozil sulfat kislota NOHSO2 xosil buladi.

    Glover minorasida va kameralarda suyuk fazada:

    2NOHSO4 + H2O = 2H2SO4 + NO + NO2

    H2SO3 + 2HNO2 = H2SO4 + 2NO + H2O

    reaksiyalar sodir bulib, buning natijasida kariyb 80% li H2SO4 xosil buladi.

    Kontakt usulida esa SO2 450°S da katalizator (V2O5) ishtirokida oksidlanib SO3 xosil buladi, sungra SO3 98% li H2SO4 ga yuttiriladi. Natijada "oleum" olinadi. Vodorod sulfid bilan sulfat angidrid -78°S da reaksiyaga kiritilsa, suvsiz tiosulfat kislota xosil buladi:

    H2S + SO3 = H2S2O3

    Odatdagi xaroratda H2S2O3 bekaror modda, u parchalanib ketadi:

    H2S2O3 = H2O + S + SO2

    Lekin uning tuzlari - tiosulfatlar barkaror moddalardir.

    Tiosulfatlarni xosil qilish uchun natriy sulfit eritmasini oltingugurt kukunlari bilan qushib qaynatiladi:

    Na2SO3 + S = Na2S2O3

    Tiosulfat ion S2O32- tarkibidagi ikkita S atomlaridan birining oksidlanish darajasi +6 bulib, ikkinchisiniki -2 dir. Na2S2O3 suvdagi eritmadan Na2S2O3.5H2O shaklida kristallanadi.

    Texnikada xlorli moddalar ta'sirida okartirilgan matolarni xlordan tozalash uchun Na2S2O3 qullaniladi.

    Na2S2O3 + 4CL2 + 5H2O ---> 2NaHS2O4 + 8 HCL

    Shuning uchun Na2S2O3 "antixlor" nomi bilan xam yuritiladi. Fotografiyada Na2S2O3 ning kulanilishi kuyidagi reaksiyaga asoslangan:

    AgBr + Na2S2O3 = Na[Ag(S2O3)] + NaBr

    Natijada fotoplastinkadan ortib kolgan kumush bromid yuvilib ketadi.

    Oltingugurtning eng kup tarkalgan galogenli birikmalari uning xlorli birikmalari S2CL2, SCL2, SCL4 xisoblanadi. Oltingugurt monoxlorid S2CL2 suyuklantirilgan S ustidan kuruk xlor utkazish yuli bilan xosil qilinadi.

    2S + CL2 = S2CL2

    S2CL2 kovok rangli va yokimsiz xidli suyuklik, uning (0°S dagi) solishtirma ogirligi 1.709 g/sm3; u suv ta'sirida parchalanadi; bu vaktda kuyidagi reaksiya sodir buladi:

    S2CL2 + 2H2O = H2S2O2 + 2HCL

    H2S2O2  H2S + SO2

    H2S + SO2 = 3S + 2H2O

    Oltingugurtning ftor bilan 5 ta birikmasi olingan. S2F2, SF2, SF4, SF6, S2F10. Oltingugurtning ftorli birikmalari ichida oltingugurt geksaftorid SF6 yukori kuchlanish bilan ishlaydigan elektr kurilmalarda gazsimon izolyator sifatida ishlatiladi. U kislorodda xam, H2 da xam yonmaydi; u xidsiz modda bulib zaxarli xam emas. SF6 oltingugurtning F2 bilan bevosita birikishidan olinadi.

    S + 3F2 =SF6

    Oltingugurt brom bilan faqat birgina birikma oltingugurt monobromid - S2Br2 ni xosil qiladi. S2Br2 kungir rangli suyuklik, uning 20° dagi solishtirma ogirligi 2.635g/sm3, muzlash xaroratsi -46°S.

    Oltingugurtning yettita oksogalogenidlari ma'lum. Bulardan oksixloridlari kuyidagilar: tionilxlorid SOCL2, sulfuril xlorid-SO2CL2, xlorsulfon kislota HSO3CL.

    Oltingugurt azot bilan bir necha birikma xosil qiladi. Ularning tarkibi (SN)n; S4N4; S16N2 formulalar bilan ifodalanadi. S4N4 suyuk xolatdagi oltingugrtning ammiak bilan uzaro ta'siridan xosil buladi:

    10S + 16NH3 = S4N4 + 6(NH4)2S

    Oltingugurt tetranitrid sarik kristall modda; u +178°S da suyuklanadi, uglerod sulfidda eriydi.

    Texnikada yukori xarorat xosil qilishda kislorod keng qullaniladi, ozon esa kuchli oksidlovchi bulganligi uchun ichimlik suvlarini tozalashda va dizenfeksiya maksadlari uchun ishlatiladi. Oltingugrt va uning birikmalari medisinada, kimyo sanoatida, kishlok xujaligida va boshka soxalarda ishlatiladi.

    1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11


    Download 1.75 Mb.

    Bosh sahifa
    Aloqalar

        Bosh sahifa


    O'zbekiston respublikasi oliy va o'rta maxsus ta'lim vazirligi anorganik kimyo Ma'ruzalar matni

    Download 1.75 Mb.