Elementų chemija

Vandenilio halogenidai (HX) Svarbiausi yra HCl, kurio vandeninis tirpalas, t.y. druskos rūgštis, yra pagrindinis chemikalassinteze , o taip pat ir HF. Bevandenis HF gau-namas veikiant konc. H2SO4 fluoro špatą CaF2+H2SO4CaSO4+2HF HCl gaunamas tiesiogine H2 +Cl2 2HCl , o taip pat iš gamtinių chloridų NaCl + H2SO4  NaHSO4 + HCl NaHSO4 + NaCl  Na2SO4 + HCl HBr ir HJ gaunami panašiais būdais, o HJ gavimui taip pat naudojama J2 + H2S  S + 2HJ , bei hidrazinu 2J2 + N2H4  N2 + 4HJ HF grynas yra bespalvis lakus skystisč kurio molekulės tarpusavyje susijungusios (HF)n vandenilinėmis jungtimis. Sunkesnieji HX kamba-rio temperatūroje yra bespalvės dujos. Bevandeniai HX yra energingi halogeninimo agentai elementams, elementų hidridams, oksidams ir daugeliui kitų junginių. CaO + 2HF  CaF2 + H2O Visi HX labai gerai tirpsta H2O susidarant rūgštims. Iš jų tik HF rūgštis yra vidutinio stiprumo, o kitos yra stiprios rūgštys, tačiau HF vandens tirpalai labai agresyvūs koro-ziniu požiūriu, taip pat veikia odą dėl hidratacijos ir specifinio F- jonų poveikio, kuris suriša Ca2+ jonus į netirpų CaF2. Labai daug HF sunaudojama kriolito gamybai, kuris reikalingas Al gauti (HF Na3AlF6). Taip pat naudojamas urano fluoridui gauti UF6, naftos perdirbime, taip pat nerūdijančio plieno ir stiklo ezdinimui SiO2 + 4HF  SiF6 + 2H2O HCl dujos naudojamos metalų chloridų gamybose, taip pat daugelyje metalurginių procesų išskiriant ir gryninant metalus, taip pat plieno ir kitų metalų ezdinimui, kad pašalinti jų oksidus, taip par eilėje organinės chemijos procesų kaip naftos nusūrinimas, anilino ir želatinos gamybos šis junginys katalizina krakmolo perdirbimą į gliukozę. HBr naudojamas neorganinių bromidų ir alkilbromidų gamybose ir kaip katalizatorius eilęje organinių sintezių. HJ pagrindinai naudojams laboratorijose. Elementų halogenidai Binariniai elementų halogenidai būna labai įvairios sudėties, t.y. stecheometrijos, struktūros ir savybių, pvz.: fluoridų tarpe OF2 yra vienas iš labiausiai lakių molekulinių junginių, nes tvir.=-145oC, o štai CaF2 yra vienas iš mažiausiai lakių joninių junginių tvir.=2513oC, bet nesuskyla. Kuomet fluoridas atsparus vandeniui jis gali būti gaunamas jonų mainų reakcija vandens tirpale arba HF sąveika su metalu Pb(NO3) + 2NaF  PbF2 + 2NaNO3 arba to metalo oksidu, hidroksidu arba karbonatu MgO +HF  MgF2 + H2O Kuomet norimas gauti fluoridas lengvai hidrolizinasi, tuomet naudojama bevandenio HF sąveika su metalu Zn + 2HF  ZnF2 + H2 Chloridų, bromidų ir jodidų sintezei panaudojami tie patys metodai. Atsparių hidrolizei halodenidams gauti naudojami “šlapi” metodai Fe + 2HCl(aq) + 6H2O  FeCl2 6H2O + H2 AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 Jei halogenidas hidroliziškai nepatvarus tuomet “sausi” metodai, tai elementų oksidacinis halogeninimas pačiu halogenu arba vandenilio halogenidu Cr + 3/2 Cl2  CaCl2 arba Cr + 2HCl(d) CrCl2 + H2 Periodinėje elementų sistemoje daugelis prieš d elementus esantys I A ir IIA, IIIA grupių metalai oks.l. +2 +3, CaCl2, sudaro halogenidus, kuriuose dominuoja joninė jungtis, o nemetalai ir metalai aukštame oks.l. sudaro kovalentinius halogenidus CCl4. Interhalogeniniai junginiai Halogenidai egzoterminiai reaguoja tarpusavyje sudarydami 4 stecheometrijų XY1, XY3, XY5, XY7 interhalogenidus, kur X yra sunkesnis halogenas. Žinomi visi galimi diatominiai junginiai tarp F, Cl, Br ir J. Tačiau jų patvarumas labai skirtingas. Pvz.: ClF - patvari medž., JF - labai nepatvari. Visi jie gali būti gauti tiesiogine sinteze Cl2 + F2 2ClF Br2 + BrF3  3BrF Šių junginių savybės yra tarpinės tarp juos sudarančių halogenų savybių, pvz.: ClF - bespalvės dujos, o JCl - balti kristalai. Jų reakcijos panašios į halogenų, iš kurių sudarytos molekulės, reakcijos, pvz.: ClF yra efektyvus fluorinantis agentas daugeliui metalų W + 6ClF  WF6 + 3Cl2 Tetraatomiai interhalogenai ClF3, BrF3, JF3, JCl3 taip pat gali būti pagaminti atitinkamose sąlygose tiesiogine sinteze. ClF3 yra viena iš labiausiai reaktingų cheminių medž. pvz.: savaime uždega medieną, asbestą, susmulkintus metalus ir sprogstamai reaguoja su vandeniu ir daugeliu organinių medž. Jis reikalingas branduolinio kuro gamybai U(k) + 3ClF3(skys)  UF6(sk) + 3ClF(d) Halogenų oksidai Yra žinoma eilė chloro oksido. Cl2O - gelsvai rausvos dujos, Cl2O3 - patvari tik žemiau 0oC kieta ruda medž., ClO2 - geltonos nepatvarios dujos, Cl2O4 - chlorilo chloratas - geltonas skystis mažai patvarus, Cl2O6 - tamsiai raudonas skystis, gana patvarus verda prie 203o, Cl2O7 - heptoksidas - patvarus bespalvis alyvos pavidalo skystis, gali būti distiliuojamas. Pagaminti Cl oksidus tiesioginėmis reakcijomis nepavyksta, nes jie yra endoterminiai junginiai. Cl2O gaunamas 2Cl2 + HgCl HgCl2 + Cl2O Jis yra hipochloritinės rūgšties anhidridas Cl2O + Ca(OH)2  Ca(ClO)2 + H2O ClO2 gaunamas redukuojant natrio chloratą 2NaClO3 + SO2  2ClO2 + Na2SO4 Ši medž. pasižymi kaip stiprus oksidatorius 2ClO2 + Na2O2  2NaClO2 + O2 Vandens tirpale šis oksidas disproporcionuoja 6ClO2 + 3H2O  HCl + 5HClO3 Tirpinamas šarmuose taip pat disproporcionuoja susidarant chlorito ir chlorato mišiniui 2ClO2 + 2NaOH  NaClO2 + NaClO3 + H2O Daugiausia ClO2 sunaudojama medienos masės balinimui popieriaus pramonėje ir vandens apdirbimui. Cl2O6 geriausiai gaunamas ClO2 ozonolize 2ClO2 + 2O3  Cl2O6 + 2O2 Reakcijose šis junginys elgiasi kaip chloriloperchloratas. Pvz.: tirpstant šiam oksidui vandenyje susidaro chloratinė ir perchloratinė rūgštis Cl2O6 + H2O  HClO3 + HClO4 Cl2O7 yra perchloratinės rūgšties anhidridas Cl2O7 + H2O  2HClO4 Jis patogiai gaunamas šios rūgšties dehidratacija naudojant P2O5 2HClO4 + P2O5  Cl2O7 + 2HPO3 Cl2O7 yra mažiau reaktingas už “žemesniuosius” chloro oksidus ir kambario temperatūroje neuždega organinių medžiagų. Jam tirpstant vandenyje ar šarmų tirpaluose susidaro atitinkamai perchloratinė rūgštis ir perchloratai. Cl2O7 + H2O  2HClO4 Cl2O7 + 2NaOH  2NaClO4 + H2O Bromai žinomi Br2O - tamsiai ruda nelabai patvari medž. ir BrO2 - geltona kristalinė medž. Br2O gaunamas analogiškai kaip ir Cl2O HgO + 2Br2  HgBr2 + Br2O BrO2 gaunams Br veikiant ozonu žemoje temper. 2BrO2 + 6NaOH  NaBr 5NaBrO3 + 3H2O Patvariausi iš halogenų yra jodo oksidai J2O5, J4O3, J2O4. Svarbiausias iš jų J2O5 gaunamas jodatinės rūgšties dehidratacija 200o sauso oro srovėje 2HJO3  J2O5 + H2O Šis oksidas sudaro baltus patvarius kristalus, kuriems tirpstant vandenyje susidaro jodatinė arba tiesiog jodo. Kiti nurodyti jodo oksidai yra geltonos kietos medž. J2O5 būdinga, tai kad jis yra vienas iš daugelio junginių, kurie jau kambario temper. lengvai oksidina smalkes į CO2 5CO + J2O5  5CO2 + J2 Todėl ši reakcija naudojama CO konc. atmosferoje ir dujų mišiniuose nustatyti. I. Hipohalogenitinės rūgštys ir hipohalogenitai Hipofluoritinė rūgštis HOF susidaro žemoje temper. F reaguojant su ledu F2 + H2O  HF + HOF Tai balta nepatvari medž., kuri kambario temper. skyla išsiskiriant O2 2HOF  2HF + O2 Kitos hipohalogenitinės rūgštys yra labai reaktingi junginiai, kurie egzistuoja vandens tirpale ir susidaro halogenui tirpstant vandenyje arba disproporcionuojant Cl2 + HOH  HCl + HOCl HOCl druskos hipochloritai susidaro tirpinant chlorą šaltuose šarmų tirpaluose Cl2 2KOH  KCl + KOCl + H2O Visos 3 hipohalogenitinės rūgštys yra silpnos todėl jų druskų tirpalai dėl hidrolizės yra šarminiai NaOCl + HOH  NaOH + HOCl ClO- + HOH  HOCl + HO- Hipohalogenitinės rūgštys ir hipohalogenitai tirpale palaipsniui skyla 2HOCl  O2 + 2HCl pagal jungtis. Vidinės reakcijos, vyksta disproporcionavimas 3HOCl  2HCl + HClO3 Hipohalogenitų anijonai patvariausi šarminėje terpėje. Jų patvarumas mažėja eilėje ClO->BrO->JO-. Hipochloritai yra vieni iš stipriausių oksidatorių S + 3HOCl + H2O  H2SO4 + 2HCl Hipochloritai naudojami sterilizacijai, pvz.: (Na3PO4 11H2O)4 NaOCl -automatinėse indų plovyklose, kaip dezinfekuojanti valymo priemonė, Ca(OCl)2 2H2O - plaukymo bazeinų sanitarijoje, o taip pat popieriaus ir medienos balinimui. Chlorkalkės, kurios taip pat naudojamos balinimui ir sanitarijoje, gaunamos Cl2 tirpinant gesintų kalkių tirpale Cl2 + Ca(OH)2  CaCl(OCl) + H2O Halogenitinės rūgštys HOXO=HXO2 yra mažiau patvarios už hipohalogenitines. Svarbiausia iš jų chloritinė rūgštis gaunama Ba(ClO2)2 + H2SO4  BaSO4 + 2HClO2 Metalų chloritai gaunami redukuojant ClO2 tirpalą H2O2, esant metalo hidroksidui 2ClO2 + H2O2 + Ba(OH)2  Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2 Plačiausiai naudojamas NaOCl2 tekstilės gaminių valymui ir balinimui taip pat įvairių teršalų kaip N oksidai, dvokiantys neprisotinti aldehidai, mertkaptanai pašalinimui iš išmetamų dujų, šiame procese atlieka oksidatoriaus rolę. II. Halogenatinės rūgštys ir halogenatai (HOXO2 = H XO3) Chloratai ir bromatai (ClO3-, BrO3-) susidaro disproporcionuojant atitinkamam halogenui karštuose šarmų tirpaluose 6Ca(OH)2 + 6Cl2  Ca(ClO3)2 + 5CaCl2 + 6H2O Ca(ClO3)2 + 2KCl  CaCl2 + 2KClO3 Plačiausiai naudojami yra Na ir K chloratai. Na druska daugiausiai naudojama perdirbimui į ClO2, t.y. popieriaus balinime. K druska – nepakeičiamas oksidatorius fejerverkuose, įvairiuose švytėjimuose, kuomet norima švytėjimo spalva gaunama panaudojant druskas: raudona - Sr druskų priedą, žalia - įvedus Ba2+ druskų, mėlyna - Cu2+. Ši medž. yra svarbus degtukų galvučių komponentas be S, Sb2S3, susmulkinto stiklo ir degstrino pastos. Bromatai ir jodatai gaunami chemine oksidacija ir daž-niausiai šarminėje terpėje, pvz.: leidžiant chloro dujas į šarminį bromidų ar jodidų tirpalą. KBr + 3Cl2 + 6KOH  6KCl + KBrO3 + 3H2O Laisvos halogenatinėa rūgštys gaunamos iš atitinkamų Ba druskų Ba(JO3)2 + H2SO4  BaSO4 + 2HJO3 Jodo rūgštis taip pat lengvai gaunama jodą oksidinant azoto rūgštimi 3J2 + 10HNO3  6HJO3 + 10NO + 2H2O Bromo ir chloro rūgštys yra stiprios, o jodatinė silpnesnė. Gryna jodatinė rūgštis yra bespalviai kristalai, kurie kaitinant palaipsniui dehidratuojasi 2HJO3  J2O5 + H2O Aukštesnėje temperatūroje chloratinė rūgštis disproporcionuoja 3HClO3  HClO4 + 2ClO2 + H2O Šių druskų patvarumas, esant tam pačiam katijonui, mažėja eilėje NaJO3 > NaClO3 > NaBrO3. Lydomi šarminių metalų chloratai taip pat disproporcionuoja 4KClO3  KCl + 3KClO4 Tačiau esant miltelių pavidalu ir nedideliai katalizatoriaus priemaišai jau žemesnėje nei 100oC skyla į chloridą ir deguonį 2KClO3  2KCl + 3O2 Ši druska taip pat naudojama gauti nedidelius kiekius O2 laboratorijoje. Jodatai ir bromatai skyla analogiškai. Halogenatų jonų oksidacinis pajėgumas mažėja pereinant nuo jodato link chlorato JO3- > BrO3- > ClO3- Svarbios yra halogenatų reakcijos su halogenidais, vykstančios rūgščioje terpėje, nes bromidai ir jodidai kiekybiškai oksidinami atitinkamai į bromą ar jodą KJO3 + 5KJ + 3H2SO4  3J2 + 3K2SO4 + 3H2O III. Perhalogenatai Perc|hloratai yra vieni iš labiausiai patvarių chloro deguoninių junginių, pvz.: KClO4 skyla tik gana aukštoje temperatūroje KClO4  KCl + 2O2 Visi perchloratai gaunami iš NaClO4, kuris gaunamas iš NaClO3 NaClO3  NaClO4 NH4ClO4 naudojamas raketinio kuro sudėtyje kaip oksidatorius, taip pat įeina į sprogstamų medž. sudėtį, o KClO4 - pirotehnikoje, kur baltas švytėjimas gaunamas mišiniu su S ir Al, o žybčiojimo miltelius sudaro mišinys su Mg. Perchloratai taip pat susidaro termiškai disproporcionuojant chloratams, o taip pat gali būti gaunami oksi-dinant chloratus labai stipriais oksidatoriais kaip PbO2 arba ozonas NaClO3 + O3  NaClO4 + O2 Svarbiausia iš perhalogenatinių rūgščių yra perchalogenatinė. Gryna - bespalvis, judrus skystis. Bevandenė yra labai stiprus oksidatorius, greitai oksidina net Ag ir Au, tačiau jos vandeniai tirpalai rodo silpną oksidacinį pajėgumą. K, Rb ir Cs perchloratai mažai tirpūs vandenyje ir tai panaudojama katijonų perskyrimui ir net jų grafimetriniam nustatymui. Žinoma visa eilė perjodatų iš kurių svarbiausi yra metaperjodatas JO4- ir paraperjodatas JO65-. HJO4 + 2H2O  H5JO6 (HO)5JO Paraperjodatinė rūgštis yra kristalinė, gerai tirpi medž., silpna rūgštis. Perjodatinių rūgščių druskos yra labai stiprūs oksidatoriai, pvz.: rūgščiame tirpale greitai ir kiekybiškai Mn junginius oksidina į permanganatus. Deguonis Tai labiausiai paplitęs žemės paviršiuje, sudaro 23 atmosferos %, 46% litosferos, 86% hidrosferos. Sutinkamas grunas ir daugybėje junginių. Pramonėje gaunamas suskystinto oro frakcine distiliacija -183oC, o laboratorijoje dažniausiai elektrolizinant KOH vandeninį tirpalą K(-): 4HOH + 4e  2H2 + 4OH- A(+): 4OH- - 4e  O2 + 2H2O Nedidelius deguonies kiekius patogu gauti katalitiškai skaidant 30% H2O2 tirpalą 2H2O2  2H2O + O2 O taip pat termiškai skaidant kai kuriuos deguonimi turtingus junginius 2KClO3  2KCl + 3O2 2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2 Savybės. Deguonis turi tris patvarius izotopus: 168O - 99,76 atom. %, 178O - 0,037 %, 188O - 02 %. Alotropinė modifikacija yra triatomė molekulė ozonas. Tai nepatvarios melsvos aštraus kvapo dujos. Termodinamiškai molekulė nepatvari, nes jos susidarymo reakcija endoterminė 3/2O2  O3 + 143 Kjmol Todėl ozono dujos jei nėra katalizatorių skyla lėtai. Deguonis - bespalvės, bekvapės, labai reaktingos dujos. Blogai tirpsta vandenyje, todėl iš jo O2 pašalinamas virinant. 10 k. geriau tirpsta organiniuose tirpikliuose. Svarbi ozono savybė yra stipri absorbcija ultravioletinėje spektro dalyje ir tai apsaugo žemę nuo nuo intensyvios saulės ultravioletinės radiacijos. Ozonas gaunamas veikiant O2 dujas elektros iškrova. Ozono koncentracija mišiniuose su O2 paprastai nustatoma leidžiant dujų mišinį per KJ tirpalą ir išsiskyrusį J2 nustatant titrimetiškai tiosulfatu O3 + 2J- + H2O  J2 + O2 + 2HO- Ši reakcija iliustruoja dvi labiausiai charakteringas ozono savybes, t.y. oksidacinę prigimtį ir gebėjimą atiduoti O atomą virstant O2 2NO2 + O3  N2O5 + O2 PbS + 4O3  PbSO4 + 4O2 juodas baltas O3 naudojamas įvairiuose oksidacijos procesuose, žemos konc. naudojama geriamo vandens gryninimui, šaltam produktų laikymui ir oro dezinfekcijai. O yra labai reaktingos trumpai egzistuojančios dalelės, susidarančios H2O, O2, O3, NO2 fotolizės rezultate. Tai labai stiprus oksidatorius vaidinantis svarbų vaidmenį aukštesnių atmosferos sluoksnių chemijoje. Jis koncentruoja, pvz.H2S į agresyvius rūgštinius oksidus. O2 taip pat energingai oksidina daugelį elementų kambario ir aukštesnėse temper., todėl deguoniniai junginiai žinomi visiems elementams išskyrus inertines dujas. Jis naudojamas plieno, geležies gamybose, metalų lydyme, stiklo gamyboje, daugelyje chemijos pramonės šakų nutekamųjų vandenų apdirbime, dirbtinės atmosferos sudarymui. Labiausiai paplitęs ir ištirtas deguonies junginys vanduo yra lemiamas gyvybei ir lengvai transformuojasi į kietą ir dujinę būkles. Tik apie 3 % prienamo vandens yra gėlas, todėl jūros vandens nudruskinimas vis tampa aktualesnis. Tai judrus ir lakus skystis tarp kurio molekulių pasireiškia vandenilinis ryšys ir tuo paaiškinama daugelis vandens savybių, pvz.: aukšta virimo temperatūra. H2O gerai katalizina daugelį procesų. Žinoma kad šis katalitinis vandens veikimas pasireiškia dėl laisvų OH radikalų susidarymo HOH  HO + H Veikiamas stiprių reduktorių, pvz.: aktyvių metalų, H2O elgiasi kaip oksidatorius ir redukuojasi, išsiskiriant H2 Na + HOH  NaOH + 1/2H2 Veikiamas stipri; oksidatori; elgiasi kaip reduktorius ir oksidinasi iki laisvo O2 4KMnO4 + 2H2O  4MnO2 + 4KOH + 3O2 H2O molekules elektronų donorines savybės pasireiškia molekulėms koordinuojantis su katijonais BeCl2 + 4H2O  [Be(H2O)4]Cl2 MgCl2 + 6H2O  [Mg(H2O)6]Cl2 H2O dėl didelio solvatacinio - hidratacinio pajėgumo yra puikus tirpiklis. Daugelis junginių tirpdami H2O sudaro hidratuotų katijonų ir anijonų elektrolitinius tirpalus. Tirpstant eilei kovalentinių junginių H2O, įvyksta kovalentinių jungčių hidratacinis skilimas P4O10(k) + 6H2O  4H3PO4(aq) Mažiems H2O kiekiams kiekybiškai nustatyti naudojama reakcija su J2 ir SO2 nevandeniniame tirpale 2H2O + J2 + SO2  H2SO4 + 2HJ Jono H3O+ yra įrodytas įvairių rūgščių tirpaluose H+ + H2O  H3O+ Šis jonas taip pat būna dar labiau hidratuotas H3O+ + H2O  H5O2+ H3O+ + 2H2O  H7O3+ ir įrodytas įvairiuose kristalo hidratuose H H . . . . \ / O – H – O H5O2+ / \ . . . . H H H2O2 Didesniais kiekiais jis gaunamas hidrolizinant perokso disulfatus, gautus elektrolitine hidrosulfatų oksidacija A + : 2HSO4- - 2e  H2S2O8 H2S2O8 + H2O  2H2SO4 + H2O2 O taip pat iš organinių junginių, pvz.: 2-etil anfrahinono Grynas H2O2 yra beveik bespalvis mažiau lakus nei H2O, virimo temp. 150oC ir šiek tiek sunkesnis už H2O, maišosi bet kokiu santykiu su H2O. O2 atomo oks.l. molekulėje -1, t.y. tarpinis tarp O2, H2O2, H2O. Ir šis junginys nesant katalizatoriaus priemaišų lėtai skyla 2H2O2  2H2O + O2 Redokso reakcijose gali būti ir oksidatoriumi, ir reduktoriumi. Kaip oksidatorius 2FeCl2 + 2HCl + H2O2  2FeCl3 + 2H2O Mn(OH)2 + H2O2  MnO2 + 2H2O Kaip reduktorius 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4  3MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4 2FeCl3 + H2 O2 + 2KOH  2FeCl2 + O2 + 2H2O + 2KCl H2O2 yra silpna rūgštis H2O2  H+ + HO2- HO2-  H+ + O22- Todėl žinomos rūgščios druskos, NaHO2, neutralios, Na2O2 Oksidai Jie žinomi beveik visiems elementams, pagal lakumą jie būna sunkiai suskystinamos dujos, arba net ugniai atsparios medžiagos. Elektrinės oksidų savybės kinta nuo puikių izoliacinių MgO, per puslaidininkines NiO, iki metalinių laidininkų ReO3. Kartu oksidai būna labai įvairios stecheometrinės sudėties ir labai įvairių cheminių savybių. Dažnai naudojama oksidų klasifikacija pabrėžia jų rūgštines, bazines savybes. Rūgštiniai tai daugelis nemetalų oksidų. Baziniai - tai elektroteigiamų elementų oksidai. Amfoteriniai - tai mažiau elektro-teigiamų elementų oksidai. Neutralūs arba inertiniai - tai oksidai nereaguojantys su vandeniu, o taip pat rūgščių ir hidroksidų tirpalais. Periode oksidų savybės kinta nuo stipriai bazinių per amfoterines iki rūgštinių. Oksidų rūgštingumas taip pat didėja didėjant elemento oks.l. MnO Mn2O3 MnO2 MnO3 Mn2O7 \ \ \ \ \ Mn(OH)2 Mn(OH)3 H2MnO3 H2MnO4 HMnO4 Pagr. Grupėse oksidų bazinės savybės stiprėja einant žemyn, nes ta kryptimi stiprėja elementų metalinės savybės. Nors atvirkščia tendencija stebima sekančiose d elementų grupėse. d elementai, kuriems būdingas kintamas valentingumas dažnai sudaro kintamos sudėties oksidus, sulfidus, kurie vadinami nestecheometri-niais junginiais. Šios oksidų fazės labai reikšmingos fizikinėmis savy- bėmis ir elgiasi kaip puslaidininkai, selektyvūs katalizatoriai, fotoelek- trikai, termoelektrikai. Siera Yra 3 pagrindiniai pramoniniai sieros šaltiniai: 1) elementinės sieros klodai; 2) vandenilio sulfidas iš gamtinių dujų, naftos, organiniai sieros junginiai naftos perdirbimo produktai ir anglis. Iškasama C turi nuo 1 iki 2% S; 3) metalų sulfidiniai mineralai: piritas FeS2, vario blizgis Cu2S, cinko blizgis ZnS. Siera iš šių klodų gaunama Frašo metodu, kuomet pakaitintas iki 165o vanduo paduodamas po slėgiu į sieros klodą, esantį nuo 150 iki 750 metrų gylyje ir išlydyta S išstu-miama į paviršių suspaustu oru. Išgaunant S iš gamtinių dujų, H2S atskiriamas monoetalonamino, o po to perdirbamas Klauso procesu, šiame procese 1/3 H2S sudeginamas iki S, SO2 ir H2O garų H2S + 1/2O2 S + H2O H2S + 3/2O2  SO2 + H2O Po to SO2 reaguoja su likusiu H2S, esant katalizatoriui 2H2S + SO2  3S + 2H2O Panaši reakcijų seka yra išgaunant sierą iš žalios naftos, tikpirmiausia S junginiai išskiriami ir hidrinimu pervedami į H2S. Išgaunant S iš FeS2 ir kitų sulfidinių mineralų jie deginami 4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2 S taip pat išgaunama iš anhidrito (CaSO4 1/2H2O) ir gipso klodų (CaSO4 2H2O), kurie deginami su koksu ir smėliu aukštesnėje kaip 1000o temperatūroje 2CaSO4 + C  2CaO + 2SO2 + CO2 Elementinė S naudojama gumos vulkanizacijai, anglies disulfido gavi-mui, kuris labai reikalingas celiuliozės, viskozės gamyboms, taip pat insekticidų ir fundicidų bei farmacinių medž. gamybai. Tačiau apie 80% S sunaudojama vieno iš labiausiai svarbių chemikalų sieros rūgš-ties gamybai. Savybės S atomai turėdami du neporinius elektronus linkę sudaryti tarpusavyje savo atomų grandines, todėl žinoma labai daug įvairių S modifikacijų. S6 - raudoni kristalai, S8, S9, S10, S12, S18, S20 - geltoni kristalai. Aukštoje temperatūroje sieros garai yra spalvoti, nes mole-kulės S2 - melsvai violetinės, S3 - raudonos dujos. Žinoma eilė poli-merinių modifikacijų, kurios sudarytos iš Sx grandinių. Patvariausia yra geltona rombinė S, kuri vadinama  forma, kurios kristalai sudaryti iš ciklo okta molekulių. Tai geras izoliatorius, geriausias jos tirpiklis CS2. 95,3oC pereina į monoklininę formą,  modifikaciją. Įvairios polimerinės modifikacijos susidaro atšaldant skystą S, visos jos yra nepatvarūs mišiniai sudaryti iš įvairių grandininių ir ciklinių S modifi-kacijų. Garų sudėtyje yra visos S molekulės nuo S2 iki S10. S yra reaktingesnė tik aukštesnėse temperatūrose ir tuomet jungiasi su dau-geliu elementų H2 + S  H2S S + 3F2  SF6 Gana gerai sąveikauja su metalais, ypatingai su tais kurie sudaro netir-pius ir labai patvarius sulfidus, pvz.: CuS, Ag2S, PbS. Junginiai. Junginiai su H2 ir sulfidai Nors žinoma visa eilė vandeniliosulfidinių medž. H2S, H2S2 ÷ H2S8, H2Sx. H2S - vienintelis termodinamiškai patvarus. Šios dujos gamtoje susidaro vulkanų ir bakterijų veikimo rezultate ir faktiškai yra elemen-tinės sieros pirminis šaltinis. Tai bjauraus kvapo nuodingos dujos, tokios pat toksiškos ir pavojingos kaip ir KCN. Laboratorijoje H2S gaunamas veikiant FeS HCl FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S Grynas gaunamas tiesiogine sinteze. Jis gerai tirpsta vandenyje ir sotus yra decimoliarinis tirpalas, susidarant silpnai dvibazei rūgščiai H2S(aq)  HS- + H+ HS- H+ + S2- Rūgščioje terpėje, tai vidutinio stiprumo oksidatorius ir iš jo tirpalų laikomų ore lėtai nusėda S H2S + 1/2O2  S + H2O Ore dega melsva liepsna H2S + 3/2O2  SO2+ H2O Šios H2S druskos vadinamos sulfidais. Tai daugelis svarbiausių gam-toje randamų metalų mineralai ir rūdos. Todėl yra svarbus metalų išgavimas iš sulfidų. Degant metalų sulfidams, susidaro metalo oksi-das ZnS + 2/2O2  ZnO + SO2 Tačiau degant kai kurių sunkiųjų metalų sulfidams metalas gali būti gautas ir grynas CuS + O2  Cu + SO2 Metalų sulfidai gaunami: 1) tiesiogine sinteze Zn + S  ZnS , 2) sulfatų redukcija anglimi Na2SO4 + 4C  Na2S + 4CO , 3) mažai tirpūs vandenyje metalų sulfidai gaunami jų druskų tirpalus veikiant H2S arba tirpių sulfidų tirpalais CuSO4 + H2S  CuS + H2SO4 ZnCl2 + Na2S  ZnS + 2NaCl Tirpūs vandenyje šarminių metalų sulfidai gaminami prisotinant šarmo tirpalą H2S KOH(aq) + H2S  KHS + H2O KHS + KOH  K2S + H2O Šarminių metalų sulfidų tirpalai dėl hidrolizės yra stipriai šarminiai Na2S + HOH  NaHS + NaOH pH>7 H2O tirpale sulfidai deguonimi gali būti suoksidinti iki tiosulfato 2Na2S + 2O2 + H2O  Na2S2O3 + 2NaOH Mažiau bazinių elementų sulfidai hidrolizinasi negrįžtamai todėl tokių metalų sulfidai negali būti gauti iš vandeninio tirpalo Al2S3 + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2S Plačiai panaudojamas Na2S: O2 pramonėje, organinių dažų gamyboje kaip reduktorius. Daugelis metalų sulfidų turi vertingas fizikines savy-bes, pvz.: geri izoliatoriai. Vandenilio polisulfidai H2Sn yra reaktingi skysčiai, kurių tankis, klam-pumas ir virimo temperatūra bei spalvos intensyvumas didėja didėjant sieros atomų skaičiui jų molekulėse. Polisulfidai susidaro sulydant šarminių metalų sulfidą su elementine S Na2S + nS  Na2Sn+1 Polisulfidai būdingi šarminiams ir žemės šarminiams metalams. Jie gali būti laikomi vandenilio polisulfidų druskomis. Sieros halogenidai ir okso halogenidai S su F sudaro didelį skaičių binarinių junginių, kuriuose S oks. l. ir koordinacinis skaičius būna nuo 1 iki 6. Visi šie junginiai yra bes-palvės dujos arba lakūs skysčiai iš kurių SF6 yra termiškai ir cheminiu požiūriu patvariausias. SF4 gaunamas iš SCl juos fluorinant. Jis naudojamas kaip galingas ir selektyvus neorganinių ir organinių medž. fluorinantis agentas. J2O5 + 5SF4  2IF5 + 5SOF2 SF6 yra patvarios cheminiai inertinės, bespalvės, bekvapės, nedegios, netoksiškos, netirpios dujos, kurios susidaro deginant sierą fluoro at-mosferoje, dėl puikių dielektrinių savybių naudojamos kaip izoliacinės dujos aukštos įtampos generatoriuose, nes jos neskyla kaitinant iki 500oC, nereaguoja su daugeliu metalų ir nemetalų. Tiesiogiai chlori-nant išlydytą sierą susidaro S2Cl2 2S + Cl2  S2Cl2 Tai bjauraus kvapo toksiškas aukso geltonumo skystis, kurį toliau chlorinant susidaro raudonumo SCl2, kuris taip pat yra toksiškas ir bjauraus kvapo S2Cl2 + Cl2  2SCl2 Abu šie chloridai yra pusiausvyroje. Nežiūrint toksiškumo abu paminė-ti chloridai yra svarbūs pramoniniai chemikalai naudojami gumos vulkanizacijai ir kaip chlorinantys agentai organinėje sintezėje. Šie du S chloridai yra pirmieji polisieros chloridų SnCl2 nariai. Šie polisieros chloridai yra nemalonaus kvapo, geltoni arba oranžiniai, klampūs skys-čiai. Žinomi analogiški polisieros bromidai SnBr2 n=2..8, kurie yra netik raudoni nepatvarūs skysčiai. Siera sudaro dvi oksohalogenidų eiles, tai tionilhalogenidai SOX2 ir surfurilhalogenidai SO2X2. Iš tio-nilhalogenidų svarbiausias tionilchloridas. SOCl2 - bespalvės, lakus skystis. Jis gaunamas chlorinant SO2 SO2 + PCl5  POCl3 + SOCl2 Pramonėje SO3 veikiant SCl2 SO3 + SCl2  SO2 + SOCl2 Šis junginys labai energingai reaguoja su H2O ir yra vertingas sausinant ar nuvandeninant neorganinius halogenidus, kurie lengvai hidrolizinasi FeCl3 6H2O + SOCl2  FeCl3 + 6SO2 + 12HCl Šis junginys taip pat naudojamas kaip oksidinantis ir chlorinantis agentas organinėje chemijoje, nes jam skylant susidaro SO2, S2Cl2, Cl2 4SOCl2  2SO2 + S2Cl2 + 3Cl2 Surfurilo halogenidai yra reaktingi, bespalviai lakūs skysčiai arba dujos. Svarbiausias yra surfurilo chloridas SO2Cl2. Jis gaunamas tiesioginiu SO2 chlorinimu SO2 + Cl2  SO2Cl2 Šis junginys patvarus net iki 300oC, naudojamas organinėje chemijoje, įvedant chloro atomą arba SO2Cl grupę į organinius junginius. Sierosoksidai Svarbiausi yra SO2 ir SO3. Nors žinoma eilė sieros polioksidų SnO ir dioksidų SnO2 S8 + 1/2O2 S8O SO2 gaunamas labai dideliais kiekiais deginant S, H2S arba sulfidines rūdas ore. Jis taip pat susidaro kaip kenksmingas šalutinis produktas, degant C ir naftos kurui ir tai sudaro didelę aplinkos apsaugos proble-mą. Iš išmetamų dujų SO2 šalinamas plaunant šias dujas kalkių pienu Ca(OH)2 + 2SO2  Ca(HSO3)2 Taip patredukuojant SO2 gamtinėmis dujomis ir C, ir susidariusio H2S katalitine konversija į S 2SO2 + CH4 + C  2H2S + 2CO2 2H2S + SO2  3S + 2H2O SO2 nustatymui atmosferoje naudojama šių dujų absorbcija H2O2 tirpa-lu SO2 + H2O2  H2SO4 ir susidariusios H2SO4 nustatymas konduktometriškai bei kitais fiziki-niais metodais. Didelė dalis pagaminamo SO2 sunaudojama H2SO4 gamyboje, taip pat kaip balintojas, dezinfekcinė medž., šaldymo agen-tas, bei nevandeninis tirpiklis. Tai bespalvės, toksiškos, dusinančio kvapo, nepalaikančios degimo dujos. Svarbiausia jų reakcija yra katali-tinė oksidacija SO2 + 1/2O2 SO3 Jos gerai tirpsta vandenyje, kur sudaro hidratą SO2 + 6H2O  SO2 6H2O SO2 H2O  HSO3- + H- SO3 gaunamas dideliais kiekiais iš SO2, paprastai neišskiriamas, o iš karto naudojamas H2SO4 gamyboje. Šis oksidas taip pat gali būti gautas kai kurių sulfatų terminiu skaidymu, tačiau tam reikalingos aukštos temperatūros Fe2(SO4)3  Fe2O3 + 3SO3 Šios medž. lydymosi taškas yra ~17o. Dujų fazėje šis junginys yra monomeras pusiausvyroje su trimeru 3SO3  S3O9 SO3 energingai reaguoja su H2O, susidarant H2SO4. Imant virš stecheo-metrinius SO3 kiekius susidaro oleumas, kuris yra įvairių polisieros rūgščių mišinys 2SO3 + H2O  H2S2O7 SO3 su HX sudaro atitinkamas halogenų sieros rūgštis HF + SO3  HSO3F - fluorsulfoninė r. SO3 iš organinių medž. atima vandenį. Jo reakcija su kai kurių metalų oksidais ypač Fe naudojama valant dujas nuo SO3 Fe3O4 + 4SO3  FeSO4 + Fe2(SO4)3 Sieros deguoninės rūgštys 1. H2SO4 - bevandenė yra sunkus klampus skystis, lydymosi taškas +10oC, lengvai maišosi su H2O visais santykiais ir labai egzoterminė, todėl svarbu įvesti didesnės konc. rūgštį į H2O. Gaminant H2SO4 kontaktiniu procesu SO3 neabsorbuojmas tiesiogiai H2O, nes tokiu atveju jis pirmiausiai kontaktuoja su vandens garais susidarant patvariai H2SO4 miglai, kuri praeina absorberius ir patenka į atmosferą, todėl SO3 absorduojamas 98% H2SO4 tirpalu, kurio konc. palaikoma palaips- niui įvedant H2O. Komercinė H2SO4 būna 96-98% konc., kad išvengti užšalimo. H2SO4 sudaro sulfatus ir hidrosulfatus su daugeliu metalų. Šie junginiai yra labai patvarūs ir vieni iš svarbiausių elektroteigiamų elementų mineralai. Dauguma sulfatų gerai tirpsta H2O, išskyrus CaSO4, SrSO4, BaSO4 ir PbSO4. Tirpūs sulfatai kristalinasi kristalo hidratų pavidalu. Žinoma daugelis dvigubų sulfatų. (NH4)2SO4 - trąša, CaSO4 2H2O - statybinių medž. gamyboje. Ter-miškai dehidratuojant hidrosulfatus gaunami disulfatai 2MHSO4  H2O + H2S2O7 2KHSO4  K2S2O7 + H2O 2. Peroksomonosieros arba karo rūgštis H2SO5 gaunama iš chlorsul-foninės rūgšties ir H2O2. Tai bespalviai pavojingi sprogimo požiūriu kristalai , lydosi 45oC temperatūroje. Ši medž. taip pat susidaro gami-nant peroksodisieros rūgštį sieros rūgšties tirpalo elektrolize A(+): 2HSO4- - 2e  H2S2O8 H2S2O8 + H2O  H2SO5 + H2SO4 Peroksomono sieros rūgštis bei jos druskos peroksomono sulfatai vandenyje taip pat palaipsniui hidrolizinasi H2SO5 + H2O  H2O2 + H2SO4 Peroksodisieros rūgštis- bespalvė kieta medž., lydymosi taškas +65oC. Ji bei jos druskos gerai tirpsta vandenyje. Jos druskos - peroksodisul- fatai gaminami atitinkamų sulfatų anodine oksidacija. Abi šios peroksosieros rūgštys yra stiprūs oksidatoriai H2SO5 + 2HJ  J2 + H2SO4 + H2O ir naudojamos kaip oksidinančios ir balinančios medž. 3. Tiosieros arba tiosulfatinė rūgštisH2S2O3 yra nepatvari medžiaga ir gauta žemoje temperatūroje ne vandens terpėje H2S + SO3  H2S2O3 Jos druskos tiosulfatai geriausiai gaunamos tirpinant S sulfitų tirpaluo-se Na2SO3 + S  H2S2O8 H2S2O8 + 1/2O2  Na2SO4 Pramonėje tiosulfatai taip pat gaunami oksidinant oro deguonimi polisulfidus Na3S2 + 3/2O2 Na2S2O3 Svarbiausia druska yra natrio tiosulfatas pentahidratas, tai labai gerai tirpi vandenyje medž., labai plačiai naudojama jodometrinėje analizėje, taip pat fotografijoje kaip fiksažas, nesuskilusio šviesos poveikyje AgBr ištirpinimui AgBr + 3Na2S2O3  Na5[Ag(S2O3)3] + NaBr Tiosulfatai yra vidutinio stiprumo reduktoriai. Stiprūs oksidatoriai suoksidina juos iki sulfato Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O  2NaHSO4 + 8HCl Ši reakcija įgalino tiosulfatus vadinti “antichloro” balinimo proce-suose, nes jie naudojami chloro pertekliaus pluošte surišimui. Reakcijos su J2 vyksta kiekybiškai 2S2O32- + J2  S4O62- + 2J- Ji yra vieno iš plačiausiai naudojamo tūrio analizės metodo jodome-trijos pagrindas. Tetrationatas yra tetrationatinės rūgšties druska H2S4O6. Ši druska yra politoninių rūgščių H2SnO6 atstovas. 4. Ditioninė rūgštis H2S2O6 gali būti gauta iš jo Ba druskos BaS2O6 + H2SO4  BaSO4 + H2S2O6 Jos druskos ditionatai, kurios yra žymiai patvaresnės už pačią rūgštį gaunamos oksidinant sulfidus 2MnO2 + 3SO2  MnSO4 + MnS2O6 K2S2O6  K2SO4 + SO2 Ditionatai pasižmi ir redukcinėmis ir oksidacinėmis savybėmis. Stiprūs oksidatoriai juos suoksidina iki sulfato jono S2O62-  SO42- o veikiami stiprių reduktorių redukuojas į sulfitą arba į ditionitą S2O62-  SO32- arba S2O42- 5. Tikrų duomenų apie sulfitinės rūgšties egzistavimą H2SO3 nėra. Tačiau jos druskos sulfitai yra gana patvarios. Hidrosulfitai HSO3- taip pat gerai žinomi, daugiausia vandeniniame tirpale. SO2 tirpale vandeny-je yra įvairūs hidratai, vandenilio jonai, hidrosulfito jonai, ir labai nedaug SO32- jonų. Šios rūgšties druskos sulfitai yra tirpios šarminių metalų ir amonio, tačiau tirpalai dėl hidrolizės yra šarminiai SO32- + HOH  HSO3- + HO- tai rodo kad sulfitinė rūgštis yra silpna. Iš hidrosulfitų vandens tirpalų paprastai išsikristalina disulfitai dėl šios pusiausvyros 2HSO3-  S2O52- + H2O Sulfitai ir hidrosulfitai labiau pasižymi redukcinėmis savybėmis ir dažniausiai oksidinasi į sulfatą NaHSO3 + H2O + J2  NaHSO4 + 2HJ Technikoje sulfitų ir hidrosulfitų tirpalai gaunami tirpinant SO2 dujas sodos tirpale Na2CO3 + 2SO2 + H2O  2NaHSO3 + CO2 2NaHSO3 + Na2CO3  2Na2SO3 + H2O + CO2 Sulfitai naudojami popieriaus pramonėje balinimui, o taip pat vande-niui nuo deguonies valyti Na2SO3 + O2  Na2SO4 Disulfitinė rūgštis H2S2O5 kaip medžiaga neišskiria tačiau jos druskos disulfitai išsikristalina iš konc. hidrosulfitų tirpalų 2KHSO3  K2S2O5 + H2O Ditioninė rūgštis H2S2O4 laisva taip pat nežinoma tačiau pramoniniu mastu gaminama. Patvaresnės jos druskos ditionitai. Ditionitai gami-nami redukuojant sulfitus dažniausiai Zn milteliais 2NaHSO3 + H2SO3 + Zn  ZnSO3 + Na2S2O4 + 2H2O Ši medž. naudojama kaip stiprus reduktorius dažymo procesuose, taip pat balinant popieriaus masę. Ditionitai gali surišti tirpale deguonį, sunkiųju metalų jonai ditionito yra redukuojami iki metalo, todėl daugelis šių reakcijų yra naudingos vandens valymui ir jo užterštumo kontrolei. Sieros junginiai su azotu. Žinoma visa eilė binarinių sieros nitridų, iš jų lengviausiai gaunamas tetrasierostetranitridas S4N4 6S2Cl2 + 16NH3  S4N4 + 8S + 12NH4Cl Tai geltonai oranžiniai ore patvarūs kristalai. Praleidžiant jo garus virš sidabro pluošto susidaro ciklinės struktūros junginys S4N4  2S2N2 S2N2 - bespalviai kristalai, kurie kambario temperatūroje savaime polimerizuojasi į polimerą. Šis kristalinis polimeras yra patvaresnis, bronzos spalvos, metalinio blizgesio ir metalinio laidumo elektrai. Se, Te, Po. Se ir Te yra reti elementai, būna kaip priemaišos sieroje, jų mineralai dažniausiai selenidai ir telūritai būna kaip priemaišos metalų sulfidi-nėse rūdose. Retai sutinkami mineralai selenolitai, t.y. SeO2 ir mine-ralas telūritas TeO2. Visi Po izotopai yra radioaktyvūs ir jis randamas urano rūdose apie 0,1 mg / t. Se ir Te gaunami iš elektrolitinio Cu, o taip pat sieros rūgšties gamybos atliekų, kurios vadinamos šlamais. Šios atliekos Cl ar konc. H2SO4 oksidinamos ir tuomet susidaro selenitinė rūgštis ir Te oksidas. Ir susidarę H2SeO3 ar TeO2 redukuoja-mi naudojant SO2 arba hidraziną H2SeO3 + H2O + 2SO2  Se + 2H2SO4 Žinoma eilė Se modifikacijų iš kurių patvariausia kristalinė modifika-cija, tai heksagonalinis pilkasis Se sudarytas iš begalinių spiralinių Se atomo grandinių. Ši modifikacija yra puslaidininkis, jos laidumas elek-trai labai padidėja apie 1000 kartų apšvietus. Te žinoma vienintelė “metalinė” pilkoji modifikacija, kurios kristalų sudėtis analogiška. Po - minkštas metalas primena Pb ir Bi. Se ir Te su praskiestomis rūgštimis nereaguoja, tačiau tirpsta oksidi-nančiose rūgštyse ir šarmų tirpaluose Se + 2HNO3 H2SeO3 + NO + NO2 3Se + 6KOH  K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O Elementiniai Se ir Te naudojami kaip puslaidininkiai, Te lydiniuose, nes padidina plokštumą ir atsparumą korozijai. H2Se ir H2Te yra nema-lonaus kvapo nuodingos dujos, lengviausiai gaunamos hidrolizinant labai silpnų bazių selenidus Al2Se3 + 6HOH  3H2Se + 2Al(OH)3 arba tiesiogine sinteze H2 + Se  H2Se Eilėje H2SH2SeH2Te stiprėja rūgštinės ir redukcinės savybės, todėl pastarieji du gerai oksidinasi netgi ore išsiskiriant elementui H2Se + 1/2O2  Se + H2O Eilės d metalų selenidai ir telūridai pasižymi puslaidininkinėmis savybėmis. Visiems 3 elementams būdingas oks.l. +4. Pereinant Se Te  Po stiprėja bazinės pksidų savybės SeO2 + H2O  H2SeO3 TeO2 + KOH + 2H2O  K2[Fe(OH)6] PoO2 + 2H2SO4  Po(SO4)2 + 2H2SO4 Šių elementų dioksidai, o taip pat selenitinė ir telūritinė rūgštis yra baltos kristalinės medž. SeO2 ir H2SeO3 yra stipresni oksidatoriai už SO2 ir H2SO3, todėl selenito jonai reaguoja su sulfito jonais rūgščiame tirpale išsiskiriant elementiniam Se H2SeO3 + 2SO2 + 2H2O  Se + 2H2SO4 Ši reakcija naudojama elementinio Se gavime. Žinomi šių elementų trioksidai SeO3, TeO3 - baltos kristalinės medž. SeO3 gaunamas selenatus veikiant SO3 K2SeO4 + SO3  SeO3 + K2SO4 Tai kaip ir SO3 yra rūgštinis oksidas vandenyje sudarantis labai stiprią seleno arba selenatinę rūgštį. TeO3 reaguojas su šarmais susidarant telūratams TeO3 + 2KOH  K2TeO4 + H2O Seleno rūgštis yra dar stipresnis oksidatorius nei konc. H2SO4 H2SeO4 + 2HCl  H2SeO3 + Cl2 + H2O Tirpina auksą ir platiną. Šios rūgšties druskos selenatai gaunamos oksidinant šarminėje terpėje žemesnio oks.l. Se junginius K2Se + 4NaNO3  K2SeO4 + 4NaNO2 Se ir Te junginiai daugiausiai naudojami kaip puslaidininkiai ir katal. H2 Labiausiai paplitęs elementas visatoje ir 3 pagal paplitimą žemės paviršiuje. Jis sudaro 3 izotopus: protis 11H, deuteris D=12H, tritis T=13H. Tritis nepatvarus ir gautas dirbtiniu būdu 12D + 12D  13T +11H Tarp H2O yra D2O ir tai yra sunkusis vanduo. Nors H atomo elektroninė konfiguracija labai paprasta 1s1, jis egzistuoja daugelyje formų: H, H2, H+, H- ir t.t. Divandenilis H2 yra patvarios, bespalvės, bekvapės dujos, labai žemos lydymosi ir virimo temper. Vandenilio molekulės disociacijos šiluma yra labai didelė, todėl jungtis H-H labai stipri ir įprastose sąlygose mažai reaktingas. Atominis H gaunamas elektros iškrovoje ir vakuume. H atomų jungimosi į molekulę didelė šiluma pritaikoma “vandenilio degiklyje”, t.y. H2 dujos skaidomos elektros lanke, o po to atomai čia pat jungiasi į molekules, temper. nepaprastai pakylant ir tai panaudojama labai sunkiai besilydančių metalų suvirinimui. Laboratorijoje H2 gaunamas dažniausiai Zn sąveika su HCl Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 arba Al su šarmais 2Al + 2NaOH + 6H2O  2Na[Al(OH)4] + 3H2 Mažiems kiekiams gauti naudojama druskinio tipo hidridų hidrolizė, nes ji duoda dvigubai daugiau H, nei jo yra pačiame hidride CaH2 + 2H2O  Ca(OH)2 + 2H2 Pramonėje dideliais kiekiais H gaunamas parūgštinto vandens elektrolize K(-) : 2HOH + 2e  H2 + 2HO- A(+) : 2HOH - 4e  O2 + 4H+ 2H2O  2H2 + O2 Gaunamas endoterminėmis H2O garų reakcijomis su CH4, kitais angliavandeniliais arba koksu CH4 + H2O  CO + 3H2 C + H2O  H2 + CO Didesnį H kiekį galima gauti praleidžiant pasigaminusias paskutinėse reakcijose dujas ir papildomai vandens garus virš Co ar Fe oksidų katalizatorių CO + H2O  CO2 + H2 Taip pat H gali būti gautas iš CH3OH (pramonėje) CH3OH  2H2 + CO CO + H2O  CO2 + H2 Savybės. H2 blogai tirpus skysčiuose, nereaktingas, nors su F jungiasi net ir tamsoje, o taip pat jis lengvai redukuoja paladžio druskų tirpalus H2 + F2  2HF PdCl2 + H2  Pd + 2HCl Aukštesnėse temperatūrose H2 sąveikauja su daugeliu metalų ir nemetalų, sudarydamas atitinkamus hidridus, nors kai kurioms reakcijoms yra reikalinga šviesa arba katalizatorius H2 + Cl2  2HCl N2 + 3H2  2NH3 Charakteringa H savybė yra gebėjimas tirpti metaluose, susidarant kietiems tirpalams ir nestecheometriniams metalų hidridams. H būdinga redukcinės savybės ir šildant jis redukuoja daugelio metalų oksidus Fe2O3 + 3H2  2Fe + 3H2O Tai naudojama metalurgijoje gaunant labai grynus metalus WO3 + 3H2  W + 3H2O Atominis H, kuris susidaro elektros iškrovoje yra labai chemiškai aktyvus ir įprastose sąlygose reaguoja su N, S. Molekulinis H2 neredukuoja KMnO4 rūgščioje terpėje, tačiau jeigu į tirpalą įdėsime Zn Zn + H2SO4  2H + ZnSO4 10H + 2KMnO4 + 2H2SO4  K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O Junginiai. Teigiamo oks.l. H sudaro labai daug kovalentinių j., kurie būna dujos NH3, skysčiai HF, o taip pat kietos m-gos H3PO4. Teigiamas H įeina ir į rūgščių dr. sudėtį NaHS. Elementų hidridai skirstomi į 3 grupes : 1) joniniai, tai šarminių ir žemės šarminių m. NaH; 2) kovalentiniai, tai p elementų CH4; 3) metaliniai, tai kintamos sudėties fazės, kurias sudaro d ir s elem. TiH1,6-2,0. Druskinio tipo hidridai gaunami tiesiogine sinteze 2Na + H2  2NaH tai baltos kristalinės dr., turinčios aukštas lydymosi temper. Jungtid šiose m-gose artima joninei, H atomo oks.l. -1, H2O poveikyje negrįžtamai hidrolizinasi CaH2 + 2HOH  Ca(OH)2 + 2H2 Kovalentiniai hidridai daugumoje yra lakūs. Kai kurie II ir III A grupių elem. Hidridai yra polimerinės m-gos, turinčios H atomų tiltelius (HgH2)n. Svarbi hidridų grupė yra metalų kompleksiniai hidridai iš kurių paminėtini Li(BH4), Na(BH4), Li(AlH4). Jie susidaro reaguojant druskinio tipo hidridui su kovalentiniu hidridu 2LiH + B2H6  2Li(BH4) tai plačiai naudojami cheminiai reduktoriai. Panaudojimas. Daugiausiai H sunaudojama chemijos pramonėje, amoniako sintezei ir CH3OH gaminti CO + 2H2  CH3OH Maisto pramonėje, skystų augalinių aliejų hidrinimui (margarino gamyba), metalurgijoje, tiesioginėje metalų redukcijoje iš rūdų, taip pat kaip raketinis kuras. Atominis H naudojamas sunkiai lydžių m. apdirbime. Sunkusis vanduo yra efektyvus elektronų lėtintojas branduolinėse reakcijose, o pats D2 naudojamas valdomose termobranduolinėse reakcijose, kurios labai perspek-tyvios kaip energijos šaltinis. H2 dujos perspektyvios ir kaip kuras transporte ir aviacijoje, nes jo degimo produktas tik H2O. Halogenai. Paplitimas ir gavimas. Kadangi labai reaktingi, laisvi halogenai nesutinkami (išskyrus J2). Jie labai paplitę halogenidų jonų pavi-dalu F-, Cl-, Br-, J- = X-. Labiausiai paplitęs Cl j. NaCl randamas mineralo galitas NaCl kloduose ir druskinguose vandenyse. Br mažiau gausus ir svarbiausias jo šaltinis yra vandenynai. J dar mažiau paplitęs. Jūros vandenyje taip pat yra J2, kurį kai kurie jūros augalai sukoncentruoja savyje. J2 taip pat turi naftos gręžinių vandenys. F gaunamas KF tirpalo bevandenėje HF rūgštyje elektrolize KF + HF  A(+): 2F - 2e  F2 Cl2 laboratorijoje gaunamas oksidinant konc. HCl MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O Pramonėje jis gaunamas dideliais kiekiais, nes jo gamyba yra viena iš svarbiausių sunkiojoje chemijos pramonėje. Čia naudokjama vandeninio NaCl elektrolizė 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2 Br2 gamyba remiasi bromidų oksidacija 2KBr + Cl2  Br2 + 2KCl Br2 iš tirpalo pašalinamas praleidžiant garą ar orą, po to jis sukondencuojamas į skystį ir gryninamas J2 iš naftos gręžinių išgaunmas analogiškai kaip Br2. Iš NaJO3 randamo gamtoje, jį sukoncentravus ir atskyrus, J2 gaunamas redukuojant H2SO3 2HJO3 + 5H2SO3  J2 + 5H2SO4 +H2O Savybės ir naudojimas. Tai lakūs diatominiai elem. X2, kurių spalva intensyvėja didėjant atominiam spinduliui : F - bespalvės, Cl - žalsvai gelsvos dujos, Br - tamsiai raudonas mobilus skystis. J - blizganti juoda kristalinė m-ga. F reaktingiausias iš visų elem., nes yra maža jo disociacijos energija. Atitinkamose sąlygose dažniausiai tiesiogiai jungdamasis sudaro j. su visais elem. Išskyrus lengvąsiais dujas. Kai kurie elem, būdami stambesnių gabalų pavidalu pasidengia fluorido sluoksniu. Susmulkinti visi m. sudega sudarydami fluoridus. F-nepaprastai stiprus oksidatorius, galintis suoksidinti kitus elem. Iki neįprastai aukšto oks.l. J2 + 7F2  2JF7 2bi + 5F2  2BiF5 F kaip ir kiti II periodo elementai savo grupėje yra netipinis. J. F yra vienvalentis ir jo j. susidaro F atomui prijungiant 1 e F s2p5 + e  s2 p6 ir įgauna inertinių dujų elektroninę konfi-guraciją. Halogenų reaktingumas mažėja eilėje F2>Cl2>Br2>J2. Jie tirpūs daugelyje tirpiklių. H2O J2 silpnai tirpsta, daug geriau organiniuose tirpikliuose. Laisvi halogenai yra labai toksiški, tačiau žemos F jono konc. turi apsauginį efektą dantų gedimui. ¾ pagaminamo F sunaudojama urano fluorido gamybai U + 3F2  UF6 kuris reikalingas branduolinei ener-getikai. F taip pat naudojamas puikaus dielektriko SF6 gavimui S + 3F2  SF6 taip pat įvairių fluorinančių agentų gamybai. Daugiausia Cl sunaudojama organinių j. gamybai, taip pat naudojamas balinančių m-gų, dezinfekcinių ir bakterijas naikinančių m-gų gamyboje, popieriaus, tekstilės gaminių balinimui bei H2O sanitarijoje. Pramonėje Br daugiausiai naudojamas organinių m-gų sintezėje, kurios naudojamos kaip priedai benzinui, taip pat degimą sulaikančios m-gos pluoštui, plastmasei, kilimams. J daugiausiai sunaudojamas organinių j. gamyboje, gaminant sintetinį kaučiuką, taip pat kaip dažanti m-ga ir farmacinių m-gų gamyboje. C (anglis). Augmenija ir gyvūnija sudaryta iš anglies jungi-nių ir jų irimo produktas yra akmens anglis, nafta ir kalkinės dujos. Svarbiausi gamtiniai anglies junginiai yra angliavandeniliai ir įvairūs karbo-natai. Ore yra apie 0,03% CO2, kurį augalai sugeba perdirbti į gliukozę ir O2 6CO2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2 Savybės. Žinoma eilė C modifikacijų: grafitas yra tamsiai pilkos spalvos metalinio blizgesio minkšta medž., kurios kristalai yra sluoksninės sandaros todėl grafitas lengvai skyla į žvynelius. Jis laidus elektrai ir šilumai, atsparus karščiui ir chemiškai neaktyvus, todėl iš jo gaminamos karščiui atsparios liejimo formos, elektrodai, termiškai atsparūs dažai, mašinų tepalas. Labai stipr. oksid. oksidina grafitą C +2H2SO4  CO2 + 2SO2 + 2H2O Deimantas yra skaidri labai kieta medž., laužianti šv. spind. krist. medž. Elektronai deimanto gardelėje yra sp3 hibridizuoti, todėl kiekv. C atomas sudaro 4 jungtis tetraediškai išsidėsčiusias su gretimais tokios pat būklės C a. Tuo paaiškinamas didelis deimanto kietumas. Kaitinamas aukš. temper. be oro deim. virsta grafitu. Dėl kietumo naudojamas kietoms medž. apdirbti, uolienoms gręžti, brangakmeniams šlifuoti. Kaitinant C turinčias medž. beorėje erdvėje gaunama amorfinė arba juodoji C. Rūšys: koksas, medžio anglis, suodžiai. Koksas naudojamas metalurgijoje. Medžio anglis kalvystėje ir medicinoje. Dėl gerų absorbcinių savybių cukraus pramonėje, sirupo valymui, benzino, naftos pramonėje, sodrinant rūdas, dujokaukėse ir kaip katal. Suodžiai – kaip juodi dažai ir gumos pramonėje. Žemoje temper. visų modifikacijų C mažai aktyvi, aukšt. reaguoja su daugeliu elementų Ca + 2C  CaC2 C + 2S  CS2 C+ 2H2  CH4 C + 2Cl2  CCl4 Junginiai. Dauguma C j. yra organiniai ir tik j. su O, halogenais, S, N ir metalais yra neorganiniai. Binariniai j. su mažesnio elektro-neigiamumo elementais sudaro karbidus. Jie gaunami tiesiogine sinteze aukšt. temper. arba redukuojant. Pagal chem. jungties tipą į: joninius arba druskinius, kovalentinius ir metalinius. Joniniai karbidai – šarminių ir žemės šarminių metalų, Cu ir Zn pogrupių elementų. Jie būna metaniniai(kai hidrolizės meti susidaro metanas Be2C) ir acetilenidiniai (acetilenas CaC2) . Praktiškai svarbus yra CaC2 gaunamas redukuojant degtas kalkes C CaO + 3C  CaC2 + CO Jis naudojamas acetileno gavimui, kuris reikalingas suvirinimui. Kovalentiniai – karbidai, kurių molek. jungtis artima kovalentinei. Ryškiausi d metalų karbidai, kurių formulė MeC – metalinio blizgesio , laidžios šilumai ir elektrai, labai kietos, aukšt. lyd. temper., atsparios chem. poveikiui, naudojamos ugniai atsparių medž. gamyboje. Deguoninai C junginiai. Žinoma visa eilė C oksidų. CO – bespalvės, bekvapės, labai nuodingos, mažai tirpios vandenyje dujos, dega iki CO2. Laboratorijoje gaunamos dehidratuojant skruzdžių r. konc. H2SO4 HCOOH  CO + H2O Tai druskų nesudarantis oksidas, susidaro degant C O2 nedatekliuje, praleidžiant H2O garus per įkaitintą C, susidaro CO ir H2 mišinys – labai kaloringas dujinis kuras, mažesnės šiluminės vertės generarorinės dujos gaunamos praleidus orą per įkaitintą koksą 2C + 4N2 + O2  2CO + 4N2 Aukšt. temper. CO yra stiprus reduktorius ir yra svarbus junginys metalurginiuose procesuose. Šis junginys linkęs dalyvauti prijungimo reakcijose, susidarant karboniliniams junginiams CO + Cl2  COCl2 Fe + 85CO  Fe(CO)5 4CO + Ni  Ni(CO)4 Šios 2 reakcijos naudojamos labai grynų Fe ir Ni miltelių gavimui. Esant dideliam slėgiui ir katal. Co + 2H2  CH3OH Ši reakcija naudojama pramoninėje metanolio gamyboje. CO2 – bespalvės, nedegios dujos dujos, susidarančios degant C O2 pertrkliuje. Laboratorijoje gaunamas veikiant karbonatus r. , o pramonėje termiškai skaidant kalkakmenius. Prie -78,5oC sušąla į k. medž. – sausą ledą, keliant temper. sublimuoja. Sausas ledas naudojamas maisto koncervavimui. CO2 tirpalas H2O rodo rūgščią reakciją dėl labai silpnos anglies r. jonų susidarymo. Ši r. dvibazė. H2O tirpsta tik šarminių m. ir amonio karbonatai, ir daugelis jų dėl hidrolizės turi šarminę terpę. Plačiausiai naudojama Na2CO3 gami- nama amoniakiniu Solvėjaus metodu NH/ + CO2 + H2O  NH4HCO3 NaCl + NH4HCO3  NaHCO3 + NH4Cl 2NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2 Iš susidariusio NH4Cl regeneruojamas NH3 gesintomis kalkėmis. Slegiant CO2 sąveikauja su NH3 susidarant karbamidui CO2 +2NH3  CO(NH2)2 + H2O Jis naudojamas ugnies gesinimui, nes nepalaiko degimo. Daug jo sun. sodos, karbamido,cukraus, alaus ir vaisvandenių gamybose. Kaitinama iki 1000oC C reaguoja su S C + 2S  CS2 Tai bespalvis nemalonaus kvapo skystis, kuris gerai tirpina medž. , turinčias molekulinę gardelę, taip pat riebalus, kaučiuką ir naud. dirbtinio šilko, viskozės gamyboje. CS2 + 3Cl2  CCl4 + S2Cl2 CCl4 - tai lakus, inertiškas skystis, labai geras riebalų, įvairių org. medž. ir dervų tirpiklis. Kaitinant C ore elektros lauke, susidaro karčiųjų migdolų kvapo bespalvės ir labai nuodingos d. dicianas 2C + N2  (CN)2 Laboratorijoje jos gaunamos kaitinant sunkiųjų metalų cianidus Hg(CN)2  Hg + (CN)2 Dicianui reaguojant su H2 susidaro HCN – bespalvės, lakus, taip pat migdolų kvapo, labai nuodingas skystis, kaip rūgštis silpna. Pramonėje ši rūgštis sintetinama katalitine NH3 sąveika su CO NH3 + CO  HCN + H2O Jos druskos cianidai gaunami karbonatus kaitinant su C azoto at-mosferoje Na2CO3 + 4C + N2  2NaCN + 3CO Vandenyje tirpsta šarminių metalų cianidai. Cianido jonas kaip ligandas įeina į daugelio d metalų kompleksus. Cianidai naudojami kovai su žemės ūkio kenkėjais, taip pat jų tirpalai aukso ir sidabro išgavimo procesuose, o taip pat įeina į auksavimo, sidabravimo ir padengimo kitais metalais elektrolitų sudėtį. Kalio heksaciano feratai naudojami analitiškai aptikti Fe(II) ir Fe(III) jonams vandens tirpale. Žinomos taip pat nepatvarios ciano rūgštis HOCN, tiociano HSCN - rodano. Iš šių paminėtų rūgščių labiausiai naudojamas KSCN, kuris gaunamas tirpinant S KCN tirpale. Rodanidai naudojami tekstilinių medž. dažymui, o rodanido jonai labai jautriai indikuoti tirpale esančius Fe+3 jonus. Si (silicis) Si sudaro beveik 28% žemės plutos. Gamtoje sutinkamas įvairių mineralų sudėtyje SiO2 pavidalo. Kaip elementas Si gaunamas redukuojant SiO2 anglimi elektrinėse krosnyse, o laboratorijoje redukuojant Mg. Žinoma eilė Si modifikacijų, o patvariausiayra kūbinė. Struktūra panaši į deimantą. Tai pilki blizgantys kieti, bet trapūs kristalai SiO2. Sunkiai lydus puslaidininkis, chemiškai patvarus ir įprastose sąlygose reaguoja tik su labai stipriais oksidatoriais Si + 2F2  SiF4 Tirpsta šarmuose Si + 2NaOH + H2O  Na2SiO3 + H2 Taip pat tirpsta mišinyje HF/HNO3 3Si + 4HNO3 + 18HF  3Na[SiF6] + 4NO + 8H2O SiF4 + 2HF  H2 [SiF6] Aukšt. temper, Si reaguoja su nemetalais Si + C  SiC (korborundas) Jungtis Si-Si priešingai jungtims C-C yra silpnos ir aplamai Si ir jo junginiai savybėmis panašūs B ir jo junginiams. Nedideliais kie-kiais elementinis Si naudojamas lydiniuose, pvz.: plienas ir špižius. Junginiai. Su H2 Si tiesiogiai sureaguoja todėl jo vandeniliniai junginiai, kurių bendra formulė yra SinH2n+2 , pvz.: SiH4 , silanai, iš kurių svarbiausias silanas, gaunami metalų silicidus veikiant rūgštimis Mg2Si + 2H2SO4  2MgSO4 + SiH4 Silanai yra lakios, nuodingos, ore užsidegančios medž. SiH4 + 2O2  SiO2 + 2H2O Jie taip pat H2O ir šarmuose hidrolizinasi SiH4 + 3H2O  SiO2 H2O + 3H2 SiH4 + 2NaOH + H2O  Na2SiO3 + 4H2 Binariniai Si junginiai su metalais silicidai gaunami sulydant metalus arba jų oksidus su Si arba metalą sulydant su SiO2 2MgO + 2Si  Mg2Si + SiO2 2Mg + Si  Mg2Si Kai kurie iš jų Mn2Si, Fe3Si yra labai kieti ir ugniai atsparūs. Pramonėje labiausiai pritaikomas SiC, karborundas, kuris gauna-mas kaitinant 2000oC kvarcinį smėlį su C SiO2 + 3C  2CO + SiC Jo kristalo gardelė panaši į deimanto ir jis naudojamas šlifavimui. Su halogenais Si sudaro tetrahalogenidus SiX4. SiF4 gaunamas šil- dant smėlį su CaF2 ir H2SO4 CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2HF SiO2 + 4HF  SiF4 + H2O SiCl4 kaitinant smėlį su C Cl atmosferoje SiO2 + 2C + 2Cl2  2CO + SiCl4 SiF4 – bespalvės, patvarios dujos, o SiCl4 – bespalvis, ore rūgstantis, troškinančio kvapo skystis. Abu hidrolizinasi H2O SiF4 + H2O  SiO2 xH2O + 4HF SiF4 + 2HF  H2[SiF6] Heksafluorsilicio r. H2O patvari ir stipri r., jos druskos, išskyrus šarm. m. ir Ba, yra tirpios vandenyje 2KCl + H2SiF6  K2SiF6 + 2HCl Deguoniniai Si junginiai. Si sudaro SiO ir SiO2 - patvarus ir egzistuoja eilėje modifikacijų. Įprasta k.t. yra  SiO2 - kvarcas. Jeigu išlydytas kvarcas staiga ataušinamas gaunamas kvarcinis stiklas, kuris pasižymi labai mažu terminiu koeficientu, todėl šis stiklas nesutrūksta staiga atšaldant ir jis naudojamas cheminių indų ir aparatūros gamybai, taip pat optikoje. Si atomai kvarce kovalen- tinėmis jungtimis susijungęs su 4 O2 atomais, esančiais tetraedo viršūnėse, o šie tetraedai susijungę viršūnėmis per O2 atomą. Kvarcas yra labai kietas, chemiškai inertiškas, jį veikia tik HF SiO2 + 4HF  SiF6 + 2H2O SiF4 + 2HF  H2SiF6 ir jis tirpsta šarmuose SiO2 + 2NaOH  Na2SiO3 + H2O Paprasčiausi yra meta ir orto silikatai, kurie susidaro sulydant SiO2 su baziniais oksidais. SiO2 + Me2O  Me2SiO3 (meta) SiO2 + 2Me2O  Me4SiO4 (orto) Tik orto silikatai sudaro paprastą tetraedrinį joną SiO44-, o meta yra polimerinės m-gos. Paveikus silikatus r. susidaro įvairios Si r. Paprasčiausia yra orto Si r., piro arba di H6Si2O7, tri H8Si3O13 Na4SiO4 + 2H2SO4  2Na2SO4 + H4SiO4 Meta Si r. (H2SiO3)n yra polimeras ir labai silpna, todėl net pačios silpniausios r. išstumia ją iš jos druskų Na2SiO3 + CO2 + H2O  H2SiO3 + Na2CO3 H2O tirpūs tik š.m. silikatai. Išdžiovintos ir praplautos Si r. nuosėdos gaunamos skaidrių gabaliukų pavidalo SiO2- silikogelis. Labai poringasd, didelio paviršiausir vienas iš plačiausiai naudojamų absorbentų. Silikatų f-lės dažnai užrašomos kaip m-gų sudarytų iš oksidų. Panaudojimas. Keramika - tai molio, kurio pagrindinė sudedamoji dalis yra kaolinas pritaikymas. Statybinė - plytos, drenažo vamzdžiai, čerpės, porcelianas. Cementas gaunamas kaitinant iki sukepimo molį su klintimis, po to sumalus gaunamas cementas. Jį sudaro Ca ir Al silikatai, kurie kietėja dėl hidratacijos ir hidrolizės. Cemente bazinių oksidų suma santykiauja su rūgštinių oksidų suma kaip 2:1. Paprastas stiklas gaminamas iš balto smėlio, sodos ir klinčių. Vietoj sodos naudojant potašą gaunamas kalio stiklas. Jis sunkiau lydosi ir atsparesnis chemikalams, todėl naudojamas elektros lempučių ir specialių indų gamybai. Derinant stiklo pluoštą su plastmasėmis gaunami stiklo plastikai. Jie žymiai lengvesni už plieną ir pasižymi tvirtumu. Ge, Sn, Pb. Ge ir Sn būdingi oks.l +2,+4, Pb +2. Tai palyginus mažai paplitę gamtoje elementai. Ge išgaunant iš gamtinių dujų šis pervedamas į oksidą ir redukuojamas GeO2 + 2H2  Ge + 2H2O Išgaunant Sn ir Pb naudojamos reakcijos SnO2 + 2C  Sn + 2CO2 2PbS + 3O2  2PbO + 2SO2 PbO + CO  Pb + CO2 Ge - metalinio blizgesio m-ga, o Sn ir Pb - minkšti lengvai lydomi metalai. K.t. patvarus baltasis alavas. Sn sudaro lydinius su daugeliu metalų ir jie vadinami alavinėmis bronzomis - naudojamos tipografijoje ir guoliams. Pereinant Ge-Pb ryškiai didėja oks.l. +2 patvarumas. Reaguodami su neoksidinančiomis r. Sn ir Pb išstumia H2 Sn + 2HCl  SnCl2 + H2 Tačiau Pb netirpsta H2SO4 ir šaltoje HCl, nes jų viršuje susidaro netirpūs chloridai ir sulfatai. Visi 3 tirpsta HNO3 Sn + 4HNO3(k)  H2SnO3 + 4NO2 + H2O Pb + 4HNO3(k)  Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 4Sn + 10HNO3(pr)  4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Sn ir Pb pasižymi amfoterinėmis savybėmis ir tirpsta karštuose šarmuose Sn + 4H2O + 2NaOH  Na2[Sn(OH)6] + 2H2 Pb + 2H2O + 2NaOH  Na2[Pb(OH)4] Junginiai. Šių m. su H2 yra f-lės GeH4(germanas), SnH4, PbH. Tačiau šios dujos yra nepatvarios. Germanas gaunamas iš germanidų Mg2Ge + 4HCl  GeH4 + 2MgCl2 Šildomi su O2 Ge ir Sn sudaro dioksidus, nes +4 jiems būdingesnis. Sn + O2  SnO2 Pb sudaro monoksidą 2Pb + O2  2PbO kuris gali būti laikomas kaip mišrus Pb(II) ir Pb(IV) oksidas, tokią sudėtį patvirtina sąveika su HNO3 2PbO + PbO2 + 4HNO3  PbO2 + 2Pb(NO3)2 + 2H2O PbO2 patogiausiai laboratorijoje gaunamas oksidinant chlorkal-kėmis švino acetatą Pb(CH3COO)2 + CaCl(OCl) + H2O  PbO2 + CaCl2 + 2CH3COOH Tai tamsiai rudi milteliai, labai stiprus oksidatorius. PbO2 + 4HCl  PbCl2 + Cl2 + 2H2O Ge, Sn ir Pb dioksidai reaguodami su šarmais sudaro atitinkamai hidroksigermanatus, hidroksostanatus ir hidroksopliumbatus SnO2 + 2H2O + 2KOH  K2[Sn(OH)6] Jeigu dioksidai sulydomi su šarmais susidaro meta j. SnO2 + 2KOH  K2SnO3 + H2O Šiuos j. atitinka labai silpnos r. H2GeO3 , kurios dažniausiai užrašomos kaip hidratuoti oksidai. Dvivalenčių šių m. hidroksidai ir oksidai netirpūs H2O, todėl gaunami veikiant tirpias dviv.m.dr. ekvivalentiniu šarmų tirpalo kiekiu Pb(NO3)2 + 2NaOH  2NaNO3 + Pb(OH)2 Pb(NO3)2 + 2NH3 H2O  2NH4NO3 + Pb(OH)2 arba NH3 tirpalo kiekiu, o patys oksidai šildant hidroksidus arba termiškai skaidant nitratus Pb(OH)2  PbO + H2O Hidroksidai yra amfoteriniai Sn(OH)2 + 2NaOH  Na2[Sn(OH)4] Jeigu su šarmais hidroksidas arba oksidas sulydomi tuomet gaunami meta j. SnO + 2NaOH  Na2SnO2 + H2O Na2SnO2 + 2H2O  Na2[Sn(OH)4] Sn(II) j. ypatingai šarminėje terpėje pasižymi redukcinėmis savybėmis ir gana lengvai oksiduojasi į stanatus Na2[Sn(OH)4] + 1/2O2 + H2O  Na2[Sn(OH)6] Kuomet Ge, Sn ir Pb tiesiogiai reaguoja su halogenais, tuomet pasigamina Sn + 2Cl2  SnCl4 kurie su atitinkama HX r. sudaro heksahalogenitines r. SnCl4 + 2HCl  H2[SnCl6] Sn ir Pb dihalogenidai susidaro tirpinant šiuos m. r. Sn + 2HCl  SnCl2 + H2 SnCl2 + HOH  SnOHCl + HCl SnCl2 dažnai naudojamasd kaip stiprus reduktorius 3SnCl2 + 2AuCl3  2Au + 3SnCl4 Pb halogenidai yra mažai tirpūs. SnS2 išskiria iš Sn(IV) tirpalų paveikus juos H2S. SnCl4 + 2H2S  SnS2 + 4HCl Jis yra aukso spalvos ir naudojamas bronzos spalvos dažų gamybai. Analizinėje chemijoje, kad atskirti Sn+4 katijonus nuo kitų katijonų naudojamas šio j. tirpumas amoniosulfide SnS2 + (NH4)2Sn  (NH4)2SnS3 Šis sulfidad tirpsta ir šarmuose 3SnS2 + 6NaOH  2Na2SnS3 + Na2[Sn(OH)6] Kuomet H2S leidžiamas į Sn(II) tirpalus susidaro tamsiai rudas SnS SnCl2 + H2S  SnS + 2HCl kuris netirpsta amonio sulfide. Tačiau ištirpsta amonio polisulfide SnS + (NH4)2S2  (Nh4)2SnS3 Plačiausiai naudojamos dr. yra tirpūs švino nitratas ir švino acetatas. Visi švino j, yra nuodingi. Panaudojimas. Ge plačiai naudojamas kaip puslaidininkis. Sn padengiama skarda. Plųačiai naudojami Sn lydiniai bronzos. Sn(II) j. kaip reduktoriai, audinių dažymo procesuose, organinėje sintezėje. SnO2 - kaip priedas stiklui ir emalėms, nes suteikia baltumo. Pb- kaip izoliacinė m-ga, kabeliai, r. atspari danga chemi-nėje aparatūroje. Jo j. kaip pigmentas dažams. PbO įeina į optinio stiklo ir kristalų sudėtį. B. Elemntinis B gaunamas Mg terminiu būdu iš oksido. B2O3 + 3Mg  3MgO + 2B o oksidas iš gamtinių boratų Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O  4H3BO3 + Na2SO4 2H3BO3  B2O3 + 3H2O Žinomas amorfinis B - žali milteliai ir kristalinis, juodos spalvos B, kuris kietumu, blizgesiu ir optinėm savybėm panašus į deimantą ir yra puslaidininkis. Kadangi kristalinio B gardelė labai stipri, tai įprastose sąlygose B neaktyvus ir reaguoja tik su F. 2B + 3F2  2BF3 Aukštesnėse temper. B sąveikauja su O2, S, N 4B + 3O2  2B2O3 2B + 3S  B2S3 2B + N2  2BN netgi skaido H2O garus 2B + 6H2O  2H3BO3 + 3H2 Su praskiestomis r. B nereaguoja ir tirpsta oksidinančiose r. B + 3HNO3  H3BO3 + 3NO2 tirpsta ir konc. šarmuose 2B + 2KOH + 2H2O  23KBO2 + 3H2 Elementinis B naudojamas branduolinėje technikoje, nes absor-buoja neutronus. Taip pat kaip priedas spalvotuose lydiniuose, taip pat dedama į plieną, nes šie tampa atsparesni karščiui, korozijai. Susmulkintas kristalinis B naudojamas šlifavimui. Junginiai. Nors B su H2 nereaguoja tačiau žinoma gausybė boranų. Jie būna 2 tipų: 1) BnHn+4 ir 2) BnHn+6 . Boranai yra dujos arba nemalonaus kvapo skysčiai, jų mišinys susidaro veikiant magnioboratą HCl 6MgB2 + 12HCl  B4H10 + 6MgCl2 + 8B + H2 Pats paprasčiausias diboranas gaunamas iš boro trichlorido 2BCl3 + 6H2  B2H6 + 6HCl Boratai pasižymi redukcinėmis savybėmis ir sudega ore B2H6 + 3O2  B2O3 + 3H2O o H2O hidrolizinasi B2H6 + 6H2O  2H3BO3 + 6H2 Eterio tirpale reaguoja su LiH B2H6 + 2LiH  2Li[BH4] Borhidridai yra kristalinės m-gos ir svarbūs kaip labai stiprūs reduktoriai. B j. su elektroteigiamais j. vadinami boridais. Jie skirstomi į 1) druskinius, t.y. š.m. ir ž.š.m., 2) kovalentinius, C ir Si boridai, 3) intermetalinius, d-metalų boridai. 1 tipo reaktingi, o d m. labai kieti, sunkiai lydūs ir chemiškai atsparūs. Šie j. yra svarbūs šiuolaikinėje technologijoje. Boridai gaunami sulydant m, ir B miltelius inertinėje atmosferoje. Kaitinant B arba B2O3 su C susidaro B karbidas 7C + 2B2O3  6CO + B4C Su halogenais B sudaro trihalogenidus, BF3 - bespalvės d., BCl3 - bespalvis sk., BJ3 - bespalvė kr.m-ga. BF3 su F- sudaro tetrafluor-borato jonus BF3 + HF  H[BF4] B2O3 - bespalvė, trapi, kristalinė polimerinė m-ga. Visų B r. anhidridas ir energingai reaguoja su H2o B2O3 + H2O  2HBO2 HBO2 + H2O  H3BO3 2B2O3 + H2O  H2B4O7 Tačiau šis oksidas turi ir silpnų amfoterinių savybių. 2B2O3 + P4O10  4BPO4 Nors žinoma meta, oro ir tetra B r., tačiau iš tirpalo išskirta tik orto, susidaranti karštą tetraborato tirpalą paveikus H2SO4 Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O  4H3BO3 + Na2SO4 Tai bespalvė kristalinė m-ga, blogai tirpi šaltame H2O, o kaitinama palaipsniui dehidratuoja 4H3BO3  4HBO2  H2B4O7  2B2O3 Orto B r. yra silpna, tetra stipresnė. Neutralizuojant orto b r., ortoboratai nesusidaro, o išsikristalina tetra arba meta. 4H3BO3 + 2NaOH  Na2B4O7 + 7H2O H3BO3 + NaOH  NaBO2 + 2H2O Technikoje plačiai naudojamas natrio tetraboratas. Jis panaudojamas analizinėje chemijoje metalų oksidamas atpažinti, o taip pat m. oksidų sluoksniams nuo m. pašalinti. Taip pat naudojamas lengvai besilkydančių glazūrų ir emalių gamybai. Taip pat sulydymui į kompaktinę masę m. miltelius. B r. ir boratai naudojami specialaus stiklo gamyboje, įeina į skalbimo priemonių sudėtį. Medicinoje b r. - kaip antiseptinė m-ga. Borato jonai tirpale nustatomi iš žalios šviesos. Al. Gaunamas elektrolizinant lydalą, kurio sudėtyje yra boksito ir Na3[AlF6]. Katodu yra yra grafitu išklotas elektrolizieriaus korpusas, o anodu anglinis strypas ant kurio išsiskiria deguonis bei susidarę anglies oksidai. Al2O3  Al+3 + AlO33- K(-): Al+3 + 3e  Al A(+): 4AlO3-3 - 12e  3O2 + 2Al2O3 Savybės. Tai sidabriškai baltas, lengvas, plastiškas , kalus, tąsus ir lengvai poliruojamas metalas, atspindi šviesą ir geras elektros laidininkas. Lengvai ištempiamas į vielą. Tai chemiškai aktyvus el., ore ir H2O pasyvuoja susidarant patvariai oksido ar hidroksido plėvelei. Tačiau jei neoksiduotas, aliuminio amalgama, reaguoja 2Al + 3HgCl2  3Hg + 2AlCl3 nAl + mHg  AlnHgm AlnHgm + 3nH2O  nAl(OH)3 + n/2H2 + mHg Miltelių pavidalo Al dega ryškia akinančia liepsna, susidaro Al2O3, kuris maudojamas fototechnikoje. Al milteliai yra naudojami aliumotermijoje Cr2O3 + 2Al  2Cr + Al2O3 Pakaitintas Al reaguoja su nemetalais 2Al + 3S  Al2S3 2Al + N2  2AlN 4Al + 3C  Al4C3 Al amfoterinis m., jam tirpstant pr.r. susidaro dr. 2Al + 3H2SO4(pr)  Al2(SO4)3 + 3H2 Konc.r. Al pasyvina. Tirpsta šarmuose susidarant hidroksoaliumi-natams 2Al + 2NaOH + 6H2O  2Na[Al(OH)4] + 3H2 Daugiausiai Al sunaudojama lengviems lydiniams gaminti. Šie lydiniai naudojami mašinų gamyboje ir aviacijoje. Daug Al naudojama laidams, jo folija maisto pramonėje, o labai grynas elektroninkoje. Junginiai. Al hidridas yra polimerinė m-ga (AlH3)n, gaunama ne H2O terpėje AlCl3 + 3LiH  AlH3 + 3LiCl Tai balti milteliai H2O elgiasi kaip druskinis hidridas AlH3 + 3HOH  Al(OH)3 + 3H2 Žinoma eilė Al2O3 modifikacijų, iš kurių patvariausia  Al2O3- korundas. Įprastose sąlygose jis nereaguoja su H2O, r. ir šarmais. Spalvoti korundai yra brangakmeniai. Iš Al2O3 gaminama cheminiai ir ugniai atspari keramika, skaidri-korundinė keramika. Šis oksidas įeina į cemento sudėtį. Jis yra amfoterinis Al2O3 + 2KOH  2KAlO2 Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 gaunamas ekvivalentiniu šarmų kiekiu veikiant Al dr. tirpalus Al2(SO4)3 + 6NaOH  2Al(OH)3 + 3Na2SO4 Koord.sk. 4 ir 6. Priešingai daugeliui kitų d m, hidroksidų Al(OH)3 netirpsta NH3. Jis turi didelę absorbcinę galią ir naudojamas kaip absorbentas. Al(OH)3, Al2O3 ar Al dr. sulydant su šarmais arba soda gaunami metaaliuminatai Al2O3 + Na2CO3  2NaAlO2 + CO2 Jie tirpdami virsta hidrokso aliuminatais NaAlO2 + 2H2O  Na[Al(OH)4] Tip pat žinomi aliuminatai Al2MeO4. Tai kristalinės sunkiai tirpios m-gos, gaunamos kaitinant II-valenčių m. sulfatus su Al(OH)3 2Al(OH)3 + CoSO4  Al2CoO4 + SO2 + 1/2O2 + 3H2O Al labai energingai sąveikauja su halogenais, susidaro AlX3. AlF3- mažai tirpi, sunkiai lydi m-ga, kuri su šarminių m. fluoridais sudaro fluoraliuminatus AlF3 + 3NaF  Na3[AlF6] Al2(SO4)3 kristalinasi su 18 H2O molekulių ir jis gaunamas iš karštų Al(OH)3 tirpalų H2SO4 . Jeigu sumaišomi sotūs Al2(SO4)3 ir kitų I-valenčių m. sulfatai gaunami alūnai. Jie naudojami kailių gamyboje, popieriaus pramonėje ir dažymo procesuose. N.Pramonėje N gaunamas iš suskystinto oro. Laboratorijoje termiš-kai skaidant kai kurias amonio dr. Nh4NO2  N2 + 2H2O (NH4)2Cr2O7  N2 + Cr2O3 + 4H2O Kaitinant azidus 2NaN3  2Na + 3N2 Taip apt oksidinant NH3 8NH3 + 3Cl2  N2 + 6NH4Cl arba praleidžiant NH3 dujas virš įkaitinto CuO 2NH3 + 3CuO  N2 + 3Cu + 3H2O N-bespalvės, bekvapės sunkiai tirpios H2O, žemos temper. ne- reaktingos dujos. Aukštesnėse temper. reaguoja su m. sudarydamas nitridus 3Ca + N2  Ca3N2 o taip pat su nemetalais N2 + O2  2NO N2 + 3H2  2NH3 Daugiausiai N sunaudojama amoniakui gauti iš kurio gaminama HNO3 ir kt. N j. Taip pat inertinei aplinkai sudaryti ir žemoms temper. palaikyti. Junginiai. Laboratorijoje NH3 gaunamas iš NH4Cl jį veikiant gesintomis kalkėmis 2NH4Cl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2NH3 + 2H2O NH3 - bespalvės, aštraus kvapo, labai gerai tirpios H2O dujos. NH3 dega susidarant N 4NH3 + 3O2  2N2 + 6H2O Oro deguonyje oksidacija vyksta tik su katal. 4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O M7 reaguijant su NH3 aukšt.temper. priklausomai nuo m. susidaro amidai Na + NH3  NaNH2 + 1/2H2 imidai Ca + NH3  CaNH + H2 nitridai Al + NH3  AlN + 3/2H2 Tai kietos m-gos, kuriom besihidrolizinant susidaro NH3. Ryšys nitriduose yra artimaas joninei ir jie vadinami dr. tipo. Nitridai, kuriuose ryšys kovalentinis (BN) yra atsparūs H2O ior r. kambario temper. d ir f m. sudaro metalinio tipo nitridus, kurie yra labai kieti, sunkiai lydūs ir cheminiai neaktyvūs. Kuomet NH3 reaguoja su F, o NH4Cl su Cl susidaro N trihalogenidai. 4NH3 + 3F2  2NH4F + NF3 NH4Cl + 3Cl2  4HCl + NCl3 NF3 - bespalvės dujos, atsparios drėgmei, o NCl3 - gelsvas, alyvos pavidalo skystis, naudojamas miltų sterilizacijai. Su r. NH3 sudaro amonio dr. NH3 + HCl  NH4Cl Kurios yra gerai tirpios H2O, tačiau kaitinamos skyla NH4HSO4  NH3 + H2SO4 Elektrono donorinės NH3 savybės pasireiškai jam įeinant į daugelio kompl.j. sudėtį Ni(NO3)2 + 6NH3  [Ni(NH3)6](NO3)2 Didžiausi NH3 kiekiai sunaudojami HNO3 ir trąšųl gamyboje. Jo dr. NH4Cl naudojama galvaniniuose elementuose, dažams gaminti. Hidrazinas N2H4 gaunamas oksidinant NH3 natriohipochloridu 2NH3 + NaOCl  N2H4 + NaCl + H2O Tai bespalvis skystis, geras reduktorius, oksidinasi iki N2, nuodingas ir pavojingas sprogimo požiūriu. Turėdamas 2 laisvas e poras lengvai prijunga H jonus. Su r. sudaro hidrozonio dr. N2H4 + HCl  N2H5Cl Jis mažiau patvarus už NH3 ir ore dega N2H4 + O2  N2 + 2H2O Pasižymi kaip stiprus reduktorius, oksidinasi iki N2, naudojamas gaminant Ag ir Cu veidrodžius, taip pat apdorojant aukšto slėgio katilų H2O, biologiškai aktyvių m-gų sintezėje. Hidroksilaminas NH2OH gaunamas elektrochemišaki redukuojant HNO3 K(-): HNO3 + 6H+ + 6e  NH2OH + H2O Tai kristalinė m-ga pasižymi kaip reduktorius ir oksidinasi iki N2 arba N2O. Kaip NH3 ir N2H4 jis reaguoja su r.: susidarant hidroksilamino dr. NH2OH + HCl  (NH3OH)Cl Azoto vandenilinė r. HN3 gaunama iš NaN3(azidas) NaNH2 + N2O  NaN3 + NaOH + NH3 NaN3 + H2SO4  NaHSO4 + HN3 Ši m-ga yra skystis, aštraus kvapo, kaip r. silpna, sprogi. Deguoniniai N j. Tiesiogiai jungiantis N su O2 susidaro NO N2 + O2  2NO N2Oy gaunami taip : 1.NH4NO3  N2O + 2H2O 2N2O 2N2 + O2 2. Pramonėje NO katalitine NH3 oksidacija 4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O 3. Labor. tirpinant neaktyvius m. pr. HNO3 3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4. 2NO + O2  2NO2 5. No ir NO2 minusinėje temper. sudaro diazotooksidą NO + NO2  N2O3 6. Labor. NO2 tirpinant m. konc. NHO3 Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 7. N2O5 dehidratuojant HNO3 2HNO3 + P2O5  2HPO3 + N2O5 Išskyrus N2O ir NO kt. yra rūgštiniai: 1. N2O3 + H2O  2HNO2 ši r. turi oksidacinių ir redukcinių savybių 2HNO2 + 2HJ J2 + 2NO + 2H2O HNO2 + NaOCl  HNO3 + NaCl 2. 2NO2 + H2O  HNO2 + NaCl 3HNO2  HNO3 + 2NO + 2H2O Nitritai gaunami pramonėje tirpinant NO ir NO2 šarmuose NO + NO2 + 2NaOH  2NaNO2 + H2O redukuojant nitratus NaNO3 + Pb  NaNO2 + PbO HNO3 - nitratinė r. Labor. iš salietros NaNO3 + H2SO4  HNO3 + NaHSO4 Pramonėje 2NH3 + 5/2O2  2NO + 3H2O 2NO + O2  2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O  4HNO3 Gryna HNO3 bespalvis skystis, stipri r. ir stiprus oksidatorius. M. tirpstant joje susidaro nitratas. Kuo m. labiau aktyvus ir kuo HNO3 pr., tuo jos redukcijos produkte N oks.l. žemesnis. HNO3 tirpsta daugelis m. išskyrus Au ir Pt ir kt. HNO3 oksidina ir nemetalus S + 2HNO3  H2SO4 + 2NO Konc. NHO3 ir HCl mišinys dar agresyvesnis Au + HNO3 + 3HCl  AuCl3 + NO + 2H2O Nitratai gaminami tirpinant m. oksidus, hidroksidus, karbonatus HNO3 CaCO3 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2O + CO2 Kaitinami skyla 2KNO3  2KNO2 + O2 Naudojama mineralinių trąšų ir organinių dažų gamyboje. As, Sb, Bi. As gaunamas : termiškai skaidant FeAsS  As + FeS redukuojant As2S3 + 9/2O2  As2O3 + 3SO2 As2O3 + 3C  2As + 3CO Sb, Bi Sb2S3 + 5O2  Sb2O4 + 3SO2 Bi2O3 ir kaip As Junginaiai. Su H2 visi 3 nereaguoja, bet arsinas AsH3, stibinas SbH3 ir bismutinas BiH4 gaunami Ca3As2 + 6HCl  2AsH3 + 3CaCl2 Šie j. nemalonaus kvapo, lengvai skylančios dujos, stiprūs reduktoriai su r. dr. nesudaro. Sąveikaudami su O2 visi 3 el. Sudaro trioksidus, o Sb esant O2 pertekliui iki 2Sb + 2O2  Sb2O4 As2O3 + 3H2O  2H3AsO3  HAsO2 + H2O Ši r. ir jos dr. arsenitai yra stiprūs reduktoriai HAsO2 + J2 + 2H2O  H3AsO4 + 2HJ Sb2O3 ir Bi2O3 H2O netirpūs, hidroksidai gaunami Bi(NO3)3 + 3NaOH  Bi(OH)3 + 3NaNO3 Sb(OH)3 amfoterinis Sb(OH)3 + 3NaOH  Na3[Sb(OH)6] sulydant Sb(OH)3 + NaOH  NaSbO2 + 2H2O Kadangi šie 2 hidroksidai yra silpnos bazės, jų dr. H2O hidrolizinasi, susidaro oksodr. SbCl3 + HOH  SbOCl + 2HCl Pentaoksidai gaunami iš kt. j. veikiant konc. HNO3 3As + HNO3  3H3AsO4 + 5NO 2H3AsO4  3H2O + As2O5 Sb2O5 pasižymi rūgštinėmis savybėmis Sb2O5 + 2KOH + 5H2O  2K[Sb(OH)6] Sb(V) j. labai stiprūs oksidatoriai Sb2O5 + 10HCl  2SbCl3 + 2Cl2 + 5H2O Bi(V) nepatvarūs ir dar stipresni už Sb(V). HBiO3 - naudojamos tik dr. bismutatai BiCl3 + Cl2 + 6KOH  KBiO3 + 5KCl + 3H2O As, Sb ir Bi lengvai r-ja su X. Žinomi tri ir penta 2Sb + 5Cl2  2SbCl5 2As + 3Cl2  2AsCl3 Šie j. hidrolizinasi AsCl3 + 2H2O  HAsO2 + 3HCl 2SbCl5 + 5H2O  Sb2O5 + 10HCl Su S susidaro sulfidai As4S3, As2S3, Sb2S3, Bi2S3 Šie j. yra sunkiai tirpūs H2O 2HAsO2 + 3H2S  As2S3 + 4H2O 2SbCl3 + 2Na2S  Sb2S3 + 6NaCl 2Bi(NO3)3 + 3H2S  Bi2S3 + 6HNO3 Kad atskirti As, Sb ir bi nuo kt. el. Panaudojamas šių sulfidų tirpumas šarm.m. ir amonio sulfiduose As2S3 + 3(NH4)2S  2(NH4)3AsS3 Sb2S3 + 3Na2S  2Na3SbS3 Tai atitinkamų tior. dr. Šios r. žymiai mažiau patvarios už deguonines, skyla į H2S ir atitinkamą sulfidą 3Na3SbS3 + 6HCl  3H3SbS3 + 6NaCl Panaudojimas. Elementiniai naudojami švino lydiniuose. Bi su m. sudaro žemos lydymosi t. lydinius. Panaudojama priešgaisrinės signalizacijos prietaisuose. Kai kurie As j, naudojami medicinoje ir kovoje su graužikais. Ga, In, Tl. Tai retieji metalai. Išgaunami elektrolizės būdu iš spalvotų m. gamybos atliekų. Tai minkšti lengvai lydūs metalai. Su halogenais reaguoja n.s., ore Ga ir In patvarūs o Tl pasidengia hidroksido plėvele. Visi 3 m. gerai tirpsta r., o Ga ir In šarmuose 2Ga + 6HCl  2GaCl3 + 3H2 2Ga + 6NaOH + 6H2O  2Na3[Ga)OH)6] + 3H2 Dėl žemos lydymosi temper. naudojami termometruose, gaisro signalizacijose, kaip katal. Ga ir In sudaro lengvai lydžius lydinius. In padidina atsparumą korozijai, o dėl blizgesio naudojamas prožektoriuose ir švytinčiuose ekranuose. Tl kaip atsparių r. Pb lydinių komponentas. Junginiai. Šių m. trioksidai beveik netirpūs H2O bet amfoteriniai In2O3 + 6HCl  2InCl2 + H2O In2O3 + 6NaOH  2Na2InO3 + 3H2 Tl oks.l. +1 ir jo j, panašūs į š.m. Tl2O + H2O  2Tl(OH) Stiprus šarmas. Ga ir In hidroksidai netirpūs H2O amfoteriniai In(OH)3 + 3NaOH  Na2InO3 + 3H2O Tl monohalogenidai TlF, TlCl, TlBr, TlJ sunkiai tirpūs H2O iš jų gaminamos optinių prietaisų detalės, linzės. Svarrbūs technologijai yra binariniai GaAs, InSb kurie gaunami tiesiogine sinteze sulydant elementus atitinkamose sąlygose. Fosforas P. P būtinas gyviems organizmams. Jis gaunamas kaitinant elektr. Krosnyse fosforitus su smėliu ir anglimi 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2  P4 + 6CaSiO3 + 10CO Yra trijų modifikacijų: baltasis-geltonasis, raudonasis, juodasis. P garai susideda iš molekulių P4. Staigiai ataušinus garus susidaro baltasis P. Tai balta su gelsvu atspalviu kristalinė m-ga. Labai minkšta laki, lengvai oksidinasi ir gali savaime užsidegti. Nuodin-gas. Tirpus nepoliariniuose tirpikliuose (CS2). Šviesoje ši modifikacija palaipsniui virsta raudonu P. Tai tamsiai raudona smulkiakristalinė m-ga, gaunama kaitinant be oro 300oC Pbalt. Praud nenuodingas, netirpsta org. tirpikliuose. Tačiau patvariausia modifikacija Pjuod, kuris gaunamas iš baltojo P 200oC ir 12000 atm slėgyje. Pjuod panašus į grafitą, puslaidininkis, chemiškai mažai aktyvus, nenuodingas. P lengvai r-ja su halogenais 2P + 3Cl2  2PCl3 siera 2P + 3S  P2S3 metalais 3Mg + 2P  Mg3P2 tirpsta HNO3 2H2O + 5HNO3 + 3P  3H3PO4 + 5NO konc. šarm. 3H2O + 3NaOH + P4  PH3 + 3NaH2PO2 Junginiai su H2. Su H P tiesiogiai nereaguoja. PH3 (NH3 analogas) gaunamas hidrolizinant druskinio tipo fosfidus Ca3P2 + 6HOH  3Ca(OH)2 + 2PH3 arba tirpinant P konc. šarmuose. Tai nemalonaus kvapo dujos, priešingai amoniakui nereaguojančios su H2O. Nuodingos, r-ja su stipriomis rūgšrimis, susidarant fosfonio dr. PH2 + HCl  PH4Cl Šios dr. mažiau patvarios nei NH4+X. PH3 ir PH4X yra energingi reduktoriai, redukuoja sunkiųjų m. dr. iki m. Difosfinas P2H4. Tai skystis, ore savaime užsidega, tačiau priešin-gai N2H4, su r. dr. nesudaro. Susidaro kartu su PH3 6P + 4KOH + 4H2O  P2H4 + KH2PO2 Jis kaip ir PH3 - reduktorius. Metalų j. su P (fosfidai) dažnaiusiai gaunami tiesiogine r-ja. Šarminių ir žemės šarm. m. fosfidai - druskinio tipo ir vandenyje pilnai hidrolizinasi. Sunkiųjų m. fosfidai primena m. lydinius būna įvairios sudėties Cu3P, Cu2P, CuP, CuP2. P aktyviai r-ja su halogenais ir esant P pertekliui susi-daro PX3 P + 3/2Cl2  PCl3 o esant hal. pertekliui PX5 P +5/2Cl2  PCl5 Trichloridas - bespalvis, troškinančio aštraus kvapo lakus skystis. Pentachloridas - kieta bespalvė kristalinė m-ga. Pxy yra molekuli-niai j., atitinkamų r. halogenanhidridai. Vandens poveikyje pilnai susihidrolizina PCl3 + 3HOH  H3PO3 + 3HCl PCl5 + 4HOH  h3PO4 + 5HCl PCl5 + HOH  POCl3 + 2HCl POCl3 + 3HOH  3HCl + H3PO4 PCl3 ir PCl5 naudojami kaip chlorinimo agentai PCl5 + SO2  SOCl2 + POCl3 PCl5 pasižymi ir oksidacinėmis savybėmis Cu + PCl5  CuCl2 + PCl3 Deguoniniai junginiai. Esant O2 nedatekliui arba lėtai oksidinantis baltajam P, susidaro P4O6 P4 + 3O2  P4O6 = (P2O3)2 Tai balti minkšti kristalai, nuodingi, ore palaipsniui oksidinasi iki P4O10 P4O6 + 2O2  P4O10 = (P2O5)2 Pastarasis - balti milteliai, efektyviausiasiš žinomų nusausintojų - H2O atėmėjų 4HClO4 + P4O10  2Cl2O7 + (HPO3)4 Žinoma visa eilė fosforo deguoninių r., kuriose jo oks.l. būna nuo +1 iki +5. Hipofosfitinė r. H3PO2. Vienbazė, gana stipri - balta kristalinė m-ga. Šildoma disproporcionuoja H3PO2  PH3 + H3PO3 O Ši r. gaunama iš jos dr., kurios susidaro disproporcio- || nuojant P P 2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O  3Ba(H2PO2)2 + 2PH3 / | \ Ba(H2PO2)2 + H2SO4  BaSO4 + 2H3PO2 H H OH Ši r. bei jos dr. (hipofosfitai), kurie paprastai tirpūs H2O, yra stiprūs reduktoriai: redukuoja sunkiųjų m. dr. 2NiCl2 + H3PO2 + 2H2O  2Ni + H3PO4 + 4HCl Šios m-gos naudojamos patvarioms m. dangoms, dažnai deko-ratyvinėms gauti ant stiklo, keramikos ir plastmasinių gaminių. Kuomet P4O6 sąveikauja su šaltu H2O,susidaro fosforitinė r. H3PO3 P4O6 + 6H2O  4H3PO3 Ši r. taip pat susidaro hidrolizinantis PCl3 PCl3 + 3H2O  H3PO3 + 3HCl (ortofosfotitinė r.) O tai kristalinė bespalvė m-ga, H2O tirpale elgiasi kaip || vidutinio stiprumo dvibazė r. P Šios r. atmainos yra : pirofosforitinė r. H4P2O5 / | \ metafosforitinė (HPO2)n H O O Šildoma ortof. r. taip pat disproporcionuoja H H 4H3PO3  3H3PO4 + PH3 Ši r. bei jos dr. fosfitai yra reduktoriai 2H3PO3 + H2SO3  S + H3PO4 + H2O Hipofosforo = hipofosfatinė H4P2O6. HO OH Ši m-ga susidaro kartu su kitomis P r. \ / oksidinantis baltajam P drėgname ore. Tai HO – P – P – OH bespalviai kristalai, H2O tirpale keturbazė, || || jos jonai tirpale laikui bėgant hidrolizinasi O O disproporcionuojant H4P2O6 + H2O H3PO3 + H3PO4 Didžiausią praktinę reikšmę turi ortofosforo r. H3PO4 ir polifosforo r. Gaunama iš fosforitų Ca3(PO4)2 + 3H2SO4  3CaSO4 + 2H3PO4 O taip pat tirpstant H2O P4O10 P4O10 + 6H2O  4H3PO4 O Tai vidutinio stiprumo tribazė r. Druskos : || pirminiai = dihidrofosfatai NaH2PO4 (tirpūs H2O) P antriniai = hidrofosfatai Na2HPO4 / | \ mažiau tirpūs, jų tirpalai rodo silpnai šarminę HO O OH reakciją Na2HPO4 + HOH  NaOH + NaH2PO4 H tretiniai = fosfatai tirpsta tik NH4+ ir šarm. m. druskos Na3PO4 jų tirpalai šarminiai Na3PO4 + HOH  Na2HPO4 + NaOH Oksidacinėmis savybėmis r. nepasižymi. Plačiai kaip trąšos nau-dojamos Ca(H2PO4)2, NH4H2PO4 Kai kurių II - valenčių m. dihidrofosfatai pasižymi segneto savybėmis : šildant didėja jų laidumas elektrai, o taip pat juos slegiant jie tampa laidūs elektrai. Iš polifosforo r. dažniausiai susiduriama su pirofosforo r. H4P2O7 (difosforo r.) ir polimetaf. r. (HPO3)n Pirofosforo r. - bespalviai kristalai, kaip r. stipresnė už H3PO4, tačiau vandenyje per ilgesnį laiką prijungia H2O H4P2O7 + H2O  2H3PO4 Žinomos dr. : rūgščios M2H2P2O7 - gerai tirpsta vandenyje neutralios M4P2O7 - mažiau tirpios vandenyje Polimetafosforo r. yra ciklinės struktūros n>= 3. Paprasčiausios P r. atskiriamos viena nuo kitos r-jomis su AgNO3 H3PO4 + 3AgNO3  Ag3PO4 + 3HNO3 (geltonos nuosėdos) H3PO3 + AgNO3  AgPO3 + HNO3 (baltos n.) H4P2O7 + 4AgNO3  Ag4 P2O7 + 4HNO3 (baltos n.) Charakteringa tai, kad metafosforo r. sutraukia kiaušinio baltymą, o orto ir piro r. ne Fosforo sulfidai. Lėtai šildant P su S ir priklausomai nuo jų tarpu-savio santykio susidaro P+ S  P4S2, P4S5, P4S7, P4S10 tai geltonos kristalinės m-gos, kurios dega susidarant SO2 ir P4O10. Veikiami drėgmės jie hidrolizinasi, susidarant H2S ir P rūgštims P4S10 + 16H2O  4H3PO4 + 10H2S Panaudojimas. Elementinis P naudojamas degtukų gamyboje ir org. sintezėje, įeina į eilės m. lydinių sudėtį. P4O10 - nusausintojas. Fosfoto j. daugiausiai naudojami trąšų gamyboje : paprastasis superfosfatas Ca3(PO4)2 + 2H2SO4  2CaSO4 + Ca(H2PO4)2 dvigubas superfosfatas Ca3(PO4)2 + 4H3PO4  3Ca(H2PO4)2 amofosas NH3 + H3PO4  NH4H2PO4 Šarm. m. fosfatai Na3PO4, NaPO3, polifosfatai ir peroksofosfatai įeina į plovimo priemonių sudėtį. Polifosfatai taip pat naud. H2O minkštinimui, nes su Ca ir Mg jonais jie sudaro kompleksus. Polifosfatai taip pat įeina į korozijos inhibitorių sudėtį. Be. Gamtoje sutinkamas silikatų ir aliumosilikatų pavidalu. Gamtiniai mineralai žinomi kaip brangakmeniai. Kad išgauti Be, jo j. sukon-centruojami ir perdirbami į Be oksidą arba dichloridą, o po to arba elektrolizinamas BeCl2  Be + Cl2 arba redukuojamas Mg BeCl2 + Mg  MgCl2 + Be Be yra sidabriškai pilkos spalvos, lengvas, tačiau kiečiausias iš pogrupio elementų ir mažai laidus elektrai ir šilumai. Jis yra amfoterinis elementas Be + 2HCl  BeCl2 + H2 Be + 2H2O + 2NaOH  Na2[Be(OH)4] + 2H2 Be + 2NaOH  NaBeO2 + H2 Šildomas tirpsta H2O, tačiau greitai pasidengia tvirtu BeO sluoksniu, todėl kambario temper. korozijai atsparus. Aukštesnėse temper. jungiasi su nemetalais Be + 1/2O2  BeO Be + Cl2  BeCl2 Be + N2  BeN2 2Be + C  Be2C Su m. ypač su d elementais sudaro aukštos lydymosi temper. lydinius, kurie nesioksidina, net kaitinami iki aukštų temper. Be jonams būdingas koord.sk. 4. BeCl2 + 2NaCl  Na2[BeCl4] BeCl2 + 4H2O  [Be(OH)4]Cl2 Be naudojamas neutronų lėtinimui reaktoriuose, juo prisotintas plieno paviršius tampa dar kietesnis ir atsparesnis korozijai, o Be bronzos ir lydiniai su Ni, turintys nuo 2 iki 4 % Be, savybėmis panašūs į nerūdijantį plieną. Be lydiniai su Cu ir ni trinties atveju nekibirkščiuoja, todėl iš jų gaminami įrankiai darbui su degiomis m-gomis, raketinėje, kosminėje ir atominėje technikoje. Junginiai. Dauguma Be j. yra baltos krist. polimerinės m-gos. BeO yra sunkiai lydus, netirpus H2O, amfoterinis, iškaitintas tampa chem. neaktyvus ir naudojamas kaip chem. ir ugniai atspari m-ga. Be(OH)2 taip pat netirpus H2O, amfoterinis (tuo panašus į Al) Be(OH)2 + 2NaOH  Na2[Be(OH)4] tetrahidrokso berilatas Daugelis Be dr., išskyrus BeCO3 ir Be3(PO4)2, gerai tirpsta H2O. BeSO4 būdinga su šarm.m. sulfatais sudaryti dvigubas dr. BeSO4 3Na2SO4 . Visi Be j. yra nuodingi. Mg. Tai vienas iš labiausiai paplitusių gamtoje elementų. Svarbiausi gamtiniai j. yra magnezitas MgCO3, dolomitas MgCO3 CaCO3 ir t.t. koord.sk. 6. Mg įeina į daugelio silikatų ir aliuminatų sudėtį. Daug Mg yra jūros vandenyje. Mg gaunamas arba elektrolizinant išlydy-tą chloridą MgCl2  Mg + Cl2 arba termiškai redukuojant, naudojant C, Si, magnezitą arba dolomitą MgCO3  MgO + CO2 2MgO + Si  2Mg + SiO2 Mg yra pilkas, bet blizgantis metalas, minkštesnis už Be ir sudaro lydinius su daugeliu m. Chem. neaktyvus, ore pasidengia oksido ar hidroksido plėvele Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2 Jis giminingas O2, todėl Mg naudojamas daugelio oksidų redukcijai ir tai vadinama Mg termija SnO2 + 2Mg  2MgO + Sn Kaitinamas reaguoja su daugeliu nemetalų Mg + H2  MgH2 Mg + S  MgS Mg + 2C  MgC2 (Mg2C3) Miltelių pavidalu Mg ore dega akinančiai balta liepsna. Gana žemoje temper. jungiasi su N 3Mg + N2 Mg3N2 Jis gerai tirpsta rūgštyse, išskyrus HF, ir atsparus šarmams. Mg daugiausia sunaudojama lengvuose lydiniuose, kurie svarbūs aviacijai. Jo lydiniai lengvi. Stiprūs, tačiau neatsparūs korozijai drėgnoje aplinkoje ir ypatingai jūros vandenyje. Miltelių pavidalo Mg naudojamas pirotechnikoje ir org. chemijoje. Junginiai. Oks.l. +2, o koord.sk. 6. MgO vadinamas magnezija yra balta puri labai sunkiai lydi m-ga, gaunama degant magnezitą. Šviežiai pagamintas chem. aktyvus, t.y. sugeria drėgmę, CO2 MgO + H2O v Mg(OH)2 MgO + CO2  MgCO3 MgO + 2HCl  MgCl2 + H2 Tačiau iškaitintas praranda chem. aktyvumą ir naudojamas ugniai atspariems tigliams, vamzdžiams, statybinių m-gų gamyboje. Kaip užpildas naudojamas gumos gamyboje, o taip pat kaip priešnuodis apsinuodijus rūgštimis. Mg(OH)2 yra kristalinė, sunkiai tirpi m-ga ir susidaro Mg dr. veikiant šarmais MgCl2 + 2NaOH  Mg(OH)2 + 2NaCl Pasižymi tik bazinėmis savybėmis Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O Mg(OH)2 + 2NH4Cl  MgCl2 + 2NH3 + 2H2O Dauguma Mg dr. tirpsta H2O, išskyrus MgCO3 ir Mg3(PO4)2. Mg jonai tirpale hidratuoti Mg2+ + 6H2O  [Mg(OH2)6]2+ ir įeina į kristalohidratų sudėtį Mg(NO3)2 6H2O, todėl bevandenės Mg dr. yra labai hidroskopiškos. Mg dr. H2O hidrolizinasi MgCl2 + HOH  (MgOH)Cl + HCl Todėl daugelis m. H2O, turinčio Mg dr., koroduoja. MgCl2 6H2O - bespalviai, gerai tirpūs kristalai, naudojamas audiniams ir medienai impregnuoti. MgOHCl - gaunamas iš MgO ir konc. MgCl2 tirpale MgO + MgCl2 + H2O  2MgOHCl Magneziniu cementu, nes ore kietėja, tapdamas balta, lengvai poliruojama mase. Naudojamas kaip rišamoji m-ga malūnų girnoms gaminti, galandinimo akmenims, įvairioms plokštėms gaminti. MgSO4 7H2O - vadinamas karčioji dr. Tai vidurius paleidžiantis vaistas. Plačiai naudojami Mg silikatai. Asbestas yra ugniai atsparus, pluoštinės struktūros ir geras šilumos izoliatorius. Talkas vartojamas medicinoje kaip išoriniai barstomieji milteliai, nes turi džiovinančių ir absorbcinių savybių. Ca, Sr, Ba. Ca yra vienas iš labiausiai paplitusių elementų, svarbiausias gamtinis j. CaCO3 sudaro mineralus : kalcidą, marmurą, kreidą, kalkakmenius, klintis. Sr svarbiausi mineralai elestinas SrSO4 ir stroncionitas SrCO3. Ba mineralai baritas BaSO4. Šių mineralų dūlėjimo produktų (CaCl2, CaSO4) yra gamtiniuose vandenyse ir jie sudaro vandens kietumą. Šie m. gaunami elektrolize iš sulydytų chloridų CaCl2  Ca + Cl2 arba metaloterminiu būdu 3CaO + 2Al  3Ca + Al2O3 Savybės. Tai sidabriškai balti, aktyvūs m., ore pasidengia oksido plėvele, kuri neapsaugo nuo tolimesnės korozijos. Visi reaguoja su H2O, sudarydami šarmus Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2 Ca tiesiogiai reaguoja su daugeliu elem. Ca + H2  CaH2 Ca + Cl2  CaCl2 3Ca + N2  Ca3N2 3Ca + 2P  Ca3P2 Ca + 2C  CaC2 Kaitinamas užsidega ir dega ryškiai raudona liepsna. Elementinis Ca naudojamas sunkiai lydžių m. gamybose kaip reduktorius UO2 + 2Ca  2CaO + U Jo dedama į plieną, norint pašalinti O2 ir S, naudojamas org. skysčiams išdžiovinti. Ba lydiniai su Pb naudojami poligrafijoje ir antifrikcinėms m-goms gaminti. Junginiai. Hidridai gaunami tiesioginėmis sintezėmis. Jie yra stiprūs reduktoriai ir todėl naudojami sunkiai lydžių m. oksidų redukcijai iki m. oksidai gaunami termiškai skaidant dr. CaCO3  CaO + CO2 Sr(NO3)2  SrO + 2NO2 + 1/2O2 Jų tirpumas H2O ir susidarančio hidroksido stiprumas stiprėja eilėje CaO  SrO  BaO. CaO - balta ugniai atspari m-ga, vadinama degtomis kalkėmis. Jos gana godžiai prijungia H2O, susidarant puriems Ca(OH)2 milte-liams CaO + H2O  Ca(OH)2 Naudojamas CaCO3, stiklo, sintetinio kaučiuko gamybose, meta-lurgijoje. BaO naudojamas BaO2 (peroksidui) gauti, o tuo pačiu H2O2 gaminti, stiklo ir emalių gamybose. Peroksidai gaunami iš žemės šarm. m. hidroksidų, veikiant juos H2O2 Ca(OH)2 + H2O2  CaO2 + 2H2O H2O jie skyla 2SrO2 + 2H2O  2Sr(OH)2 + O2 todėl panaudojami H2O sterilizacijai. Ca(OH)2 - mažai tirpus H2O, o prisotintas tirpalas vadinamas kalkiniu vandeniu, kuris ore greitai drumsčiasi, nes sugeria CO2 Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O Jų mišinys su smėliu ir H2O yra rišamoji m-ga. Sr(OH)2 ir Ba(OH)2 stiprūs elektrolitai ir gali būti priskirti šarmams. CaF2 skaidrūs kristalai naudojami optiniams lęšiams gaminti. Šis j. naudojamas HF ir F2 gavimui. CaCl2 6H2O naudojamas šaldomiesiems mišiniams gauti. Bevandeniu CaCl2 džiovinamos dujos, naudoja-mas org. m-gų dehidratacijai. Pasižymi ir antiseptinėmis savybėmis CaSO4 6H2O - vadinamasgipsu, kaitinamas netenka H2O ir virsta pushidračiu - alebastu. CaSO4 2H2O  CaSO4 3/2 H2O + 3/2H2O BaSO4 - baritinio betono užpildas, naudojama kaip apsauginė m-ga nuo rentgeno ir radioaktyvių spindulių, kaip kontrastinė m-ga, naudojamas medicinoje, tiriant organus rentgenografiškai. Ca(NO3)2 naudojamas kaip azotinė trąša, o Sr(NO3)2 ir Ba(NO3)2 pirotechnikoje, signalizacijoje. CaCO3 - žaliava cemento, stiklo, statybinių rišamųjų m-gų, metalurgijos pramonėje. Gamtinis H2O turintis daug ištirpusių Ca ir Mg dr. vadinamas kietu. Vandens kietis skirstomas į laikinąjį arba karbonatį, kurį sudaro ištirpę Ca(HCO3)2 ir Mg(HCO3)2 ir pastovųjį, kurį sudaro visos kitos Ca ir Mg dr. Jie sudaro bendrą H2O kietumą. Jis išreiškiamas Ca ir Mg jonų mlmolių sk litre mmoll-1, jei >12 - labai kietas, 8-12 - kietas, 4-8 - vidutiniškai kietas, 12 lydalas dacija ph > 12 tirpale ph12 Geležies pogrupio metalai. Šie elementai Fe,Co ir Ni nuo kitų d elementų skiriasi tuo, kad aukšč. oks.l. +6 yra mažesnis nei elektronų sk. Valentinėse orbitalėse 8. Tačiau ir Fe+6 jonai negausūs ir būdingiausi oks.l. Fe šeimos elementams yra +2 ir +3. Fe. Tai vienas iš labiausiai išplitusių elementų žemės plutoje, sudaro 4,7 % svorio. Pramonėje perdirbamos tik tos rūdos, kurias pagrinde sudaro oksidai: Fe3O4 - magnetitas, FeS2 - piritas. Kartais randama ir gryna. Techniška Fe gaunama aukštose temper. redukuojant oksidus koksu Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 Gryna Fe gaunama redukuojant oksidus H2 Fe2O3 + 3H2  2Fe + 3H2O arba termiškai skaidant Fe(CO)5  Fe + 5CO Fe yra vid. aktyvumo metalas, sudaro 4 alotropines modifikacijas, sausame ore pasyvuojasi tačiau drėgname rūdija. Šildant lengvai jungiasi su nemetalais Fe + Cl2  FeCl2 Fe + S  FeS Kartais sudaro metalinius junginius 3Fe + C  Fe3C Fe fizikinės savybės priklauso nuo nežymių kitų elementų priemaišų joje, kaip Cr, Mn, Co, Ni ir t.t. kurie su Fe sudaro įvairius metalinius j. ji tampa žymiai atsparesnė aplinkai ir pakinta jos mechaninės savybės. Fe tirpsta neoksidinančiose r., sudaro Fe2+ druskas, o konc. HNO3 ir H2SO4 ją pasyvina. Esant oksidatoriui Fe iš lėto reaguoja su konc. šarmais. Fe(II) junginiai yra l. gausūs ir jiems būdingas koordinacijos sk. 6 FeO - juodos sp. medž. gaunama skaidant be oro priėjimo Fe oksalatą FeC2O4  FeO + CO + CO2 Veikiant Fe(II) dr. šarmais be oro priėjimo susidaro bespalvės Fe(OH)2 nuosėdos FeSO4 + 2NaOH  Fe(OH)2 + Na2SO4 kurios ore palaipsniui oksiduojasi įgaudamos žalsvą ir galop rudą sp. 2Fe(OH)2 + 1/2O2 + H2O  2Fe(OH)3 Dauguma Fe(II) dr. tirpios išskyrus juodą FeS ir žalią FeCO3. Būdingas kristalo hidratų susidarymas. Fe (II) dr. vandenyje hidrolizinasi ir kontakte su oru lėtai oksidinasi iki Fe(III) j. Iš kompl. dr. analitikoje svarbi geltonoji kraujo dr. Fe(CN)6 + 4KCN  K4[Fe(CN)6] naudojama fotografijoje, analizinėje chemijoje Fe(III), taip pat Zn, Cu,U nustatyti ir mineraliniams dažams 4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6]  Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl Fe(II) anijoniniai kompl. tipo Men[Fe(CN)5X], kur X=H2O,NH3,NO CO ir vadinami prusidiniais j. Fe+3 j. primena Al+3 j. Fe2O3 - šiam oksidui svarbios dvi modifi-kacijos, tai  Fe2O3 - juodos spalvos paramagnetinė medž. hematitas, jis naudojamas raudonų dažų gamybai.  Fe2O3 fero magnetiniai kristalai, dėl magnetinių savybių naudojamas elektro-nikoje. Veikiant šarmais Fe(III) dr. gaunamos raudonai rudos amorfinės trihidroksido nuosėdos, kurias šildant susidaro mišrus oksidas - hidroksidas FeCl3 + 3NaOH  Fe(OH)3 + 3NaCl Vėliau bevandenis oksidas, kuris turi amfoterinių savybių ir tirpsta šarmuose, susidarant feratams Fe2O3 + 2NaOH  2NaFeO2 + H2O Kuomet Fe(III) dr. veikiamos praskiestais šarmais, usidaro hidro-feratai FeCl3 + 6NaOH  Na3[Fe(CN)6] + 3H2O Fe(OH)3 naudojamas dujoms valyti nuo H2S 2Fe(OH)3 + 3H2S  Fe2S3 + 6H2O Jei Fe milteliai deginami ore gaunamas magnetitas 3Fe + 2O2  Fe3O4 = FeO Fe2O3 Šis oksidas netirpsta r., feromagnetinis, gana laidus elektrai ir naudojamas kaip elektrodas. Fe(III) halogenidai sudaro dimerines molekules. Dauguma Fe(III) dr. yra rusvos arba raudonos sp. Oksidinant FeSO4 FeSO4 + H2SO4 + O2  Fe2(SO4)3 susidaro Fe2(SO4)3, kuris be H2O yra baltos sp., labai hidroskopinė medž. Fe(OH)3 tirpsta šarmuose Fe(OH)3 + 3NaOH  Na3[Fe(OH)6] Rūgštines savybes turi ir daugelis Fe(III) dr., kurios reaguoja su tokiomis pačiomis š.m. dr. susidarant anijoniniams kompleksams FeF3 + 3NaF  Na3 [FeF6] Labai patvarus [Fe(CN)6]3- jonas, gaunamas oksidinant geltonąją kraujo dr. 2K4[Fe(CN)6] + Cl2  2K3[Fe(CN)6] + 2KCl Ji yra reagentu Fe(II) dr. jonams aptikti 3Fe+2 + 2[Fe(CN)6]3-  Fe3[Fe(CN)6]2 (Turunbulio mėlis) Veikiant Fe(III) dr. rodanido jonais susidaro raudonas FeCl3 + 3KSCN  Fe(SCN)3 + 3KCl Tai jautriausia reakcija Fe(III) jonams aptikti Fe(SCN)3 + 3KSCN  K3[Fe(CN)6] Fe(VI) j. vadinami feratais (VI) ir jie gaunami oksidinant labai stipriais oksidatoriais šarminėje terpėje Fe j. Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH  2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O 2Fe(OH)3 + 3Cl2 +10KOH  2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O Feratams būdinga raudona sp., H2O jie nepatvarūs, skyla išsiski-riant O2. Labai stiprūs oksidatoriai 2K2FeO4 + 2NH3  2KFeO2 + N2 + 2KOH + 2H2O Co, Ni – tai mažai paplitę elementai. Siekiant metalus išgauti rūdos koncentruojamos, pervedamos į oksidus CoO, Co2O3, NiO, kurie redukuojami C NiO + C  Ni + CO Co ir Ni – kieti blizgantys pilki feromagnetiniai metalai. Pereinant nuo Fe iki Ni atsparumas deguoniui didėja, nes didėja susida-rančios metalų paviršiuje oksido plėvelės stiprumas. Todėl Ni atsparus atmosferos veikimui. Charekteringa šiems metalams sugerti H2 ir tuo paaiškinamas Co ir Ni katalitinis aktyvumas hidrinimo procesuose. Co ir Ni daugiausiai naudojama lydiniuose kaip priedai prie plieno. Lydiniai Ni pagrindu yra termiškai atsparūs, iš Ni-Cu lydinio melchioro daromos monetos, papuošalai. Galvaninės Ni dangos yra antikorozinės. Co įvedamas į stiklą arba porcelianą oksido pavidalu, norint nudažyti mėlynai. Junginiai. Pereinant nuo Fe link Ni atomo oks.l. +3 patvarumas mažėja ir oks.l. +3 j. labai nedaug. Šiems metalams žinomi ir 0 oks.l. j. Melsvas CoO, žalsvas NiO susidaro tiesiogiai sąveikaujant elementui su O2 arba termišaki skaidant deguoninių r. dr. 2Ni + O2  2NiO Co(NO3)2  CoO + 2NO2 + 1/2O2 Veikiant šių metalų dr. šarmais susidaro netirpūs H2O hidroksidai. Dauguma šių metalų (II) dr. tirpios H2O ir kristalinasi heksahidratų pavidalu Co(NO3)2 6H2O Dėl hidratacijos Co dr. ir jų tirpalai H2O yra blyškiai rausvos sp., o Ni charekteringos žalios. ks.l. +3 Co ir Ni sudaro oksidus Co2O3, Ni2O3, hidroksidus ir gana daug kompl. j. Trihidroksidai – juodi ir gaunami dihidroksidus oksidinant stipriais oksidatoriais 2Co(OH)2 + NaOCl + H2O  2Co(OH)3 + NaCl Šie gauti j. H2O nepatvarūs, taigi pasižymi oksidacinėmis savybė-mis 2ni(OH)3 + 6HCl  2NiCl2 + Cl2 + 6H2O Kaitinant trihidroksidus vyksta laipsninė dehidratacija Co(OH)3  CoO(OH)  Co3O4 Co3O4 - yra puslaidininkis, labai gausūs yra Co(III) kompl. anijo-nai , katijonai ir neutralūs kompl. K3[Co(NO2)6] Be to šiems kompl.j. žinoma eilė izomerų. Plačiai šie j. panaudojami analizinėje chemijoje.

Daugiau informacijos...

★ Klientai rekomenduoja

Šį rašto darbą rekomenduoja mūsų klientai. Ką tai reiškia?

Mūsų svetainėje pateikiama dešimtys tūkstančių skirtingų rašto darbų, kuriuos įkėlė daugybė moksleivių ir studentų su skirtingais gabumais. Būtent šis rašto darbas yra patikrintas specialistų ir rekomenduojamas kitų klientų, kurie po atsisiuntimo įvertino šį mokslo darbą teigiamai. Todėl galite būti tikri, kad šis pasirinkimas geriausias!