Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

ԳՅՈՒՄՐՈՒ Մ. ՆԱԼԲԱՆԴՅԱՆԻ ԱՆՎԱՆ ՊԵՏԱԿԱՆ ՄԱՆԿԱՎԱՐԺԱԿԱՆ ԻՆՍՏԻՏՈՒՏ

ԴԵՂԱԳՈՐԾԱԿԱՆ ՔԻՄԻԱՅԻ, ՔԻՄԻԱՅԻ ԴԱՍ. ՄԵԹՈԴԻԿԱՅԻ ԱՄԲԻՈՆ

Մասնագիտություն – Դեղագործական քիմիա, քիմիա

Կուրս/կիսամյակ - I/II

ԸՆԴՀԱՆՈՒՐ ԵՎ ԱՆՕՐԳԱՆԱԿԱՆ ՔԻՄԻԱ ԴԱՍԱԽՈՍՈՒԹՅՈՒՆՆԵՐ

ԿՐԵԴԻՏՆԵՐԻ ՔԱՆԱԿ -

ԼՍԱՐԱՅԻՆ ԺԱՄ -

ԴԱՍԱԽՈՍՈՒԹՅՈՒՆ -

ԳՈՐԾՆԱԿԱՆ ՊԱՐԱՊՄՈՒՆՔ -

ՍԵՄԻՆԱՐ ՊԱՐԱՊՄՈՒՆՔ -

ԼԱԲՈՐԱՏՈՐ ՊԱՐԱՊՄՈՒՆՔ -

ՈՒՍՈՒՄՆԱԿԱՆ ՊՐԱԿՏԻԿԱ -

ՇԱԲԱԹԱԿԱՆ ԺԱՄ -

1. Մետաղներ: Դիրքը ՊՀ-ում, ընդհանուր բնութագիրը,դասակարգումը: Մետաղների

ֆիզիականև քիմիական հատկությունները, ստացման եղանակները: Հալույթներ,

տեսակները:Միջմետաղականմիացությունները, ստացումը, հատկությունները:

Համաձուլվածքներ: Մետաղների կոռոզիան, կոռոզիայի տեսակները: Կոռոզիայի դեմ

պայքարի ձևերը:

2. Առաջին խմբի գլխավոր ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: lA ենթախմբի

տարրերի քիմիական հատկությունները, կիրառումը: Նատրիումի կարևորագույն

միացությունները, կիրառումը:

3. Կալիումի կարևորագույն միացությունները, կիրառումը: Լիթիումի կարևորագույն

միացությունները, կիրառումը:

4. llA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Բերիլիումի քիմիական հատկութ-

յունները, կիրառումը, միացությունները: Մագնեզիումի քիմիական հատկություն-

ները, կիրառումը, միացությունները:

5. Կալցիումի քիմիական հատկությունները, կիրառումը, միացությունները:

Հողալկալիական մետաղների դերը կենսաբանության և գյուղատնտեսության մեջ:

6. llI A ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Տարածվածությունը բնության

մեջ: Ստացման եղանակները, ֆիզիական և քիմիական հատկությունները:

Ալյումինիում, ստացումը, ֆիզիական և քիմիական հատկությունները, կի-րառումը;

Ալյումինիումի օքսիդ, հիդ-րօքսիդ, աղերը, կիրառությունը: Բոր, հատկությունները,

ստացումը, միացությունները:Բորաթթու, բորաքս:

7. IVA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Ածխածինը բնության մեջ:

Ածխածնի ալոտրոպիան, ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները, կիրառումը:

Ակտիվացրած ածխածին: Կարբիդներ: Ածխածնի թթվածնավոր միացությունները:

շմոլ գազի մոլեկուլի կառուցվածքը: Ածխածնի (IV) միացությունները բնության մեջ:

Фոտոսինթեզ: Ածխաթթու: Կարբոնատներ և հիդրոկարբոնատներ:

8. Սիլիցիում բնության մեջ: Սիլիցիումի օքսիդները: Սիլիկաթթու և սիլիկատներ:

Ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները, կիրառումը: Սիլիցիումի ջրածնական

միացությունները: Ապակի և ցեմենտ: Գերմանիումը, անագը և կապարը բնության

մեջ: Այս տարրերի +2 ,+4 օքսիդացման աստիճանների միացությունները, քիմիական

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

2

հատկությունները և նշանակությունը:

9. VA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Ազոտ: Ազոտը բնության մեջ:

Ազոտի մոլեկուլի կառուցվածքը: Ազոտի ֆիզիկական և քիմիական

հատկությունները: Ազոտի ստացման լաբորատոր և արդյունաբերական

եղանակները: Ազոտի կիրառումը: Ամոնիակ, մոլեկուլի կառուցվածքը: Ստաց¬ման

լաբորատոր և արդյունաբերական եղանակները: Ֆիզիկական և քիմիական

հատկությունները, կիրառումը: Ազոտի օքսիդների ստացումը և քիմիական

հատկությունները: Ազոտական և ազոտային թթուների ստացումը և քիմիական

հատկությունները: Ազոտական պարարտանյութեր:

10. VA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Ֆոսֆոր: Ֆոսֆորը բնության մեջ,

ալոտրոպիան, ստացումն ու քիմիական հատկությունները: Ֆոսֆին: ֆոսֆորի

օքսիդները: Ֆոսֆորային, օրթոֆոսֆորական, երկֆոսֆորական, հիպոֆոսֆորային

թթուներ, մետաֆոսֆորական թթու, հատկությունները, ստացումը: Թթուներին

համապատասխանող աղերը, հատկությունները, ստացումը: Ֆոսֆորական

պարարտանյութեր: Տեղեկություններ արսենի, անտիմոնի և բիսմուտի ստացման,

ֆիզիկական և քիմիական հատկությունների մասին:

11. VI A ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Տարրերի ընդհանուր

բնութագիրը, տարածվածությունը բնության մեջ: Թթվածին: Ատոմների

կառուցվածքը:Թթվածնի պարամագնետիզմը: Թթվածնի ստացումը լաբորատոր և

արդյունաբերական եղանակներով: Թթվածնի քիմիական հատկությունները և

կիրառումը: Օզոն: հատկություններն ու ստացումը:

12. Ծծումբ: ծծմբի ալոտրոպիա: Ծծմբա-ջրածնի ստացումը, ֆիզիկական և քիմիական

հատկությունները, սուլֆիդներ: Ծծմբի օքսիդների ստացումը: Ծծմբային թթվի

քիմիա-կան հատկությունները: Սուլֆիդներ; Ծծմբական թթվի արտադրությունը և

քիմիական հատկությունները: Սուլֆատներ: Օլեում և պի-րոծծմբական թթու:

Թիոծծմբական թթու և թիոսուլֆատներ: Սելեն և տելուր: Նրանց ֆիզիկական և

քիմիական հատկությունները:

13. VII A ենթախմբի տարրերի ընդհնուր բնութագիրը, տարածվածությունը բնության

մեջ: Ատոմների կա¬ռուցվածքը: Քլոր: Քլորի ստացման լաբորատոր և

արդյունաբերական եղանակները: Քլորի ֆիզիկական և քիմիական

հատկությունները: Քլորի թթվածնավոր միացությունները, նրանց

համապատասխանող թթու-ները, աղերը: Աղաթթվի ստացումը և քիմիական

հատկությունները: Քլորի և նրա միացությունների կիրառումը:

14. Ֆտոր: Ֆտորի ստացում, ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները: Ֆտորի և նրա

միացությունների կիրառումը: Բրոմ և յոդ: Ստացման եղանակները: Բրոմի և յոդի

ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները: Բրոմի յոդի և նրանց միացությունների

կիրառումը:

15. VIII A ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Կրիպտոնի ենթախմբի

տարրերի միացությունները, հատկությունները, ստացումը, կիրառումը:

16. ՊՀ-ի 1 խմբի d տարրերը: Պղնձի են-թախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը: Պղնձի

ենթա¬խմբի տարրերի միացու-թյունները: ՊՀ-ի 2 խմբի d տարրերը: Ցինկի

ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը: Ցինկի ենթախմբի տարրերի միացությունները:

17. ՊՀ-ի 3 խմբի d տարրերը: Սկանդիումի ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը:

Սկանդիումի ենթախմբի տարրերի միացությունները: ՊՀ-ի 4 խմբի d տարրերը:

Տիտանի ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը: Տիտանի ենթախմբի տարրերի

միացությունները

18. ՊՀ-ի 5 խմբի d տարրերը: Վանադիումի ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը:

Վանադիումի ենթախմբի տարրերի միացությունները: ՊՀ-ի 6 խմբի d տարրերը:

Քրոմի ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը: Քրոմի ենթախմբի տարրերի

միացությունները: Կլաստերային միացություններ: ՊՀ-ի 7 խմբի d տարրերը:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

3

Մանգանի ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը: Մանգանի ենթախմբի տարրերի

միացությունները:

19. ՊՀ-ի 8 խմբի d տարրերը: Երկաթի ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը: Երկաթի

ենթախմբի տարրերի միացությունները: Կոբալտի ենթախումբ: Ընդհանուր

բնութագիրը: Կոբալտի ենթախմբի տարրերի միացությունները: Նիկելի ենթախումբ:

Ընդհանուր բնութագիրը: Նիկելի ենթախմբի տարրերի միացությունները:

Տեղեկություններ պլատինի ընտանիքին պատկանող մետաղների մասին:

20. ՊՀ-ի 5 պարբերության f տարրերը: Լանթանոիդների ընտանիքի ընդհանուր

բնութագիրը, լանթանոիդների միացությունները, հատկությունները, ստացումը: ՊՀ-

ի 6 պարբերության f տարրերը: Ակտինոիդների ընտանիքի ընդհանուր բնութագիրը,

ակտինոիդների միացությունները, հատկությունները, ստացումը:

Դասախոս՝ ___________ Մանիկ Սարգսյան

ԳՅՈՒՄՐԻ 2015թ.

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

4

Դասախոսություն 1

Մետաղներ: Դիրքը ՊՀ-ում, ընդհանուր բնութագիրը, դասակարգումը: Մետաղների

ֆիզիական և քիմիական հատկությունները, ստացման եղանակները: Հալույթներ,

տեսակները: Միջմետաղական միացությունները, ստացումը, հատկությունները:

Համաձուլվածքներ: Մետաղների կոռոզիան, կոռոզիայի տեսակները: Կոռոզիայի դեմ

պայքարի ձևերը:

Հին ժամանակներից ի վեր պարզ նյութերը բաժանել են մետաղների և ոչ մետաղներիֈ

Մետաղների թվին են պատկանում այն տարրերը որոնք բնորոշ են կռելիությամբ և

«մետաղական» փայլովֈ Դ․Ի․ Մենդելեևի պարբերական համակարգում բորից մինչև աստատ

անցկացնենք անկյունագիծ, ապա պարբերական համակարգի վերևի աջ մասում պետք է գտնվեն

ոչ մետաղներ (բացառությամբ երկրորդական խմբերի տարրերից) ներքևի ձախ մասում՝

մետաղները (դրանց են պատկանում երկրորդական ենթախմբի տարրերը)ֈ Անկյունագծին մոտ

դա-սավորված տարրերը (օրինակ Ti, Ge, Nb, Sb) օժտված են երկակի հատկությամբֈ 107

տարրերից 85-ը մետաղներ ենֈ

Մետաղների ֆիզիկական հատկությունները: Մետաղները սովորական պայմաններում

պինդ են բացառությամբ սնդիկից, թափանցիկ չեն, օժտված են մետաղական փայլով, որը

պայմանավորված է մետաղների մակերեսին ընկած լուսային ճառագայթների անդրադարձման

հատկությամբֈ Այդ հատկությունը լավ է արտահայտված արծաթի և ինդիումի մոտ, դրա համար

էլ օգտագործվում են սովորական հայելիների պատրաստման գործումֈ Մետաղները լավ են

հաղորդում էլեկտրականություն, որը բացատրվում նրանցում ազատ էլեկտրոնների

առկայությամբ, որոնք անգամ ոչ մեծ պոտենցիալների տարբերության ազդեցությամբ

տեղաշարժվում են բացասական բևեռից դեպի դրականըֈ Ջերմաստիճանի բարձրացմամբ

ուժեղանում է մետաղների ատոմների և իոնների տատանումները, որը դժվարացնում է

էլեկտրոնների ուղղագիծ շարժումը և որով նվազեցնում է էլեկտրահաղորդականությունըֈ Իսկ

ցածր ջերմաստիճանում ատոմների և իոնների տատանողական շարժումը, հակառակը՝ խիստ

փոքրանում է և էլեկտրա-հաղորդականությունը շեշտակի բարձրանում էֈ Բացարձակ զրոյի մոտ

մետաղների դիմադրությունը գործնականում բացակայում էֈ Էլեկտրականության լավ հաղորդիչ

է արծաթը, պղինձը, ոսկին, ալյումինը, երկաթը և այլն: Նույն հաջորդականությամբ է փոխվում

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

5

նաև Me-ի ջերմահաղորդականությունը, որը պայմանավորված է ինչպես էլեկտրոնների շարժու-

նակությամբ, այնպես էլ իոնների տատանողա-կան շարժմամբ, որի շնորհիվ մետաղի զանգվա-

ծում ջերմաստիճանն արագ հավասարվում էֈ Me-ի կարևորագույն հատկությունը նրա պլաս-

տիկությունն է՝ հարվածի ժամանակ ձևը փոխելու, գլանվելու բարակ թիթեղների և ձգվելով մե-

տաղալարերի վերածվելու հատկությունըֈ Մետաղների պլաստիկությունը նվազում է Au, Ag, Cu,

Sn, Pb, Zn, Fe շարքումֈ Me-ի խտությունները տարբեր ենֈ Ամենաթեթև մետաղը լիտիումն է

(p=0,53գ/սմ), ամենածանրը՝օսմիումը (p=22,6գ/սմ)ֈ 5գ/սմ-ից փոքր խտության մետաղները կոչվում

են թեթև մետաղներ, մյուսները՝ ծանրֈ Մետաղների հալման ջերմաստիճանները տարբեր ենֈ

Սնդիկը հեղուկ է, ցեզիումը և գալիումը հալվում են համապատասխանաբար 29-30՞ С-ում,

վորֆրամի հալման ջերմաստիճանը հավասար է 3390՞ Cֈ Այն օգտագոծվում է էլկտրա լամպերի

թելեր պատրաստելու համարֈ Me-ը տարբերվում են ըստ ամրությանֈ Ամենա-կարծր մետաղը՝

քրոմը կտրում է ապակին, իսկ ամեկափափուկները՝ կալիումը, ռուբիդիումը, ցեզիումը

հեշտությամբ կտրում են դանակովֈ Մետաղների մոլեկուլները գոլորշի վիճակում միատոմ ենֈ

Մետաղները իրարից տարբերվում են նաև մագնիսական դաշտի նկատմամբ իրենց ունեցած

հակումովֈ Ըստ այդ հատկությունների բաժանվում է 3 խմբի 1)Ֆերոմագնիսական Me-եր (օրինակ

Fe, Co, Ni) 2)Պարամագնիսական Me-եր (oրինակ Al, Cr, Ti) 3) Դիամագնիսական Me-եր, չեն

ձգվում մագնիսի կողմից, նույնիսկ վանվում են(օրինակ Bi, Sn, Cu):

Համաձուլվածքներ: Դրանց հատկությունները: Համաձուլվածքներն առաջացնում են

հալված մետաղները միախառնելիս և դրանց հետագա պնդացումիցֈ Դրանք կազմված են երկու և

ավելի տարրերիցֈ Համաձուլվածքները օժտված են լի-նում տեխնիկական ավելի բարձր

հատկություն-ներով, քան մաքուր մետաղներըֈ Համաձուլված-ների ուսումնասիրամն գործում

մեծ ներդրում ունեն ակադեմիկոս Կուռնակովը, նրա աշխատակիցները և աշակերտներըֈ Նրանք

ստացան նախապես որոշված հատկություններով՝թթվակայուն, հրակայուն, ամուր

համաձուլվածքներֈ Մեծ նշանակություն ունեն Al և Fe-ից ստացված համաձուլվածքներըֈ

Պողպատ, չուգուն, բրոնզ, արույր, նիքրով, դյուրալյումին և այլնֈ

Մետաղների բյուրեղավանդակները: Մետաղների բյուրեղային ցանցերը կարող են լինել

տարբեր տիպերի, բայց մեծ մասի համար բնորոշ են ցանցերի 3 տիպ․

1) Խորանարդային տարածակենտրոնավոր (Li, Na, K, V, Cr, Fe, Pb, W)

2) Խորանարդային նիստակենտրոնավոր (Al, Ca, Fe, Ni, Cu, Ag, Au)

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

6

3) Վեցանկյունային(Ba,Mg, Cd, Ti, Co, Zn և այլն)ֈ

Մետաղների քիմիական հատկությունները: Մետաղների քիմիական հատկությունները

բնորոշվում են նրանց ատոմների կառուցվածքովֈ Մետաղները արտաքին էներգետիկ

մակարդակում ունի մեկ, երկու կամ առավելագույնը երեք էլեկտրոնֈ Դրանք համեմատաբար

հեշտությամբ են տալիս վալենտական էլեկտրոնները և վերածվում դրական լիցքավորված

իոններիֈ Ուստի մետաղներն ուժեղ վերականգնիչներ ենֈ Դրանում է մետաղների հիմնական

քիմիական հատկություններըֈ

1. Մետաղները փոխազդում են թթվածնի հետ և առաջացնում են օքսիդներ:

4Na + O2 =2Na2O 2Mg +O2 =2MgO

2. Ալկալիական մետաղները մաքուր թթվածնի հետ փոխազդելիս առաջացնում է պերօքսիդներ:

2Na + O2 =Na2O2

Na-O-O-Na

2K + O2 = K2O2

3. Փոխազդում են հալոգենների հետ՝ առաջացնելով հալիդներ:

2Na + Cl2 =2NaCl Ba + Br2 =BaBr2 2Fe + 3Cl2 =2FeCl3 Mg + F2 =MgF2

4. Փոխազդում են ծծմբի հետ, առաջացնելով սուլֆիդներ:

2Na + S =Na2S Fe + S =FeS Ca + S = CaS

5. Փոխազդում են ազոտի հետ, առաջացնելով նիտրիդներ :

6Na + N2 =2NaN3 6Li + N2 =Li3+N-3 2Al + N2 = 2AlN

6. Փոխազդում են ֆոսֆորի հետ, առաջացնելով ֆոսֆիդներ:

3Ca + 2P =Ca3P2 3Na + P =Na3+P-3 3Mg +2P =Mg3P2

7. Փոխազդում են ածխածնի հետ, առաջացնելով կարբիդներ:

2Mg + C =Mg2C Ca +2C = CaC2 4Al + 3C = Al4C3

8. Փոխազդում են սիլիցիումի հետ, առաջացնելով սիլիցիդներ:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

7

2Mg + Si =Mg2Si 4Fe + 3Si =Fe4Si3

9. Փոխազդում են բորի հետ՝ առաջացնելով բորիդներ

3Ca + 2B =Ca3B2 3Na + B =Na3B

10. Ջրածնի հետ՝ առաջացնելով հիդրիդներ (ալկալիական և հողալկալիական)

2Li + H2 =2Li+H- Ba + H2 =BaH2 2Na + H2 =2NaH 2K + H2 =2KH

Ca + H2 =CaH2

11. Ստանդարտ էլեկտրոդային պոտենցիալների շարքում ջրածնից ձախ գտնվող մետաղները

HCl, H2SO4 տիպի նոսր թթուներից դուրս են մղում (վերականգնում են) ջրածին, իսկ ջրածնից աջ

գտնվող մետաղները ջրածին դուրս չեն մղումֈ

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

12. Նոսր և խիտ ազոտական թթուն այլ կերպ են փո-խազդում մետաղների հետ, այն

օքսիդացնում է մե-տաղները առանց ջրածնի անջատմանֈ Ռեակցիայի վերջնական նյութերը

կախված են թթվի կոնցեն-տրացիայից և մետաղների ակտիվությունիցֈ

Zn + 4HNO3(խ) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Zn + 8HNO3(ն) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Zn + 10HNO3( շ․ն) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

13. Մետաղները փոխազդում են ավելի պակաս ակտիվություն ունեցող մետաղների հետ,

նրանցից դուրս մղելով մետաղի ատոմինֈ

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

14. Մետաղները փոխազդում են հիմնային օքսիդի հետ

2 Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe (ալյումինաթերմիա)

15. Ակտիվ մետաղները փոխազդում են ջրի հետ, տվյալ դեպքում ջուրը օքսիդիչ էֈ

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 (K, Na, Li, Ca, Cs, Ba)

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

8

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2 (օքսիդի շերտը հանած)

Zn + H2O(գոլ) = ZnO + H2

2Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

16. Այն մետաղները, որոնց հիդրօքսիդները ամֆոտեր են, որպես կանոն փոխազդում են հիմքերի

և թթուների լուծույթների հետ, օրինակ

Be + 2HCl = BeCl2 + H2 Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2

17. Բոլոր մետաղներն առաջացնում են օքսիդներ: Ավելի ակտիվ մետաղների օքսիդները

բնորոշվում են հիմնային հատկություններով, իսկ մետաղական հատկությունների նվազման հետ

հիմնային հատկությունները փոխվում են ամֆոտեր, ապա թթվային, որը կախված է օքսիդացման

աստիճանի փոփոխման հետֈ

Cr+2 Cr+3 Cr+6 CrO Cr2O3 CrO3

Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 հիմնային ամֆոտեր թթվային

18. Մետաղներն իրար հետ առաջացնում են քիմիական միացություններֈ Այդպիսի

միացությունները սովորաբար առաջացնում են տիպիկ մետաղները թույլ մետաղներ են

հատկություններով օժտված մետաղների հետֈ

Օրինակ ՝ NaPb5, Na4Pb5, NaPb, Na2Pb, Na4Pb:

Մետաղների ստացման եղանակները: Բնության մեջ մետաղները հանդիպում են բնածին,

այսինքն ազատ ձևով և քիմիական միացությունների ձևով: Բնածին մետաղները դրանք պակաս

ակտիվ մետաղներ են, օրնակ՝ Au, Pt, իսկ Ag, Cu, Hg, Pb բնության մեջ հանդիպում են ինչպես

բնածին, այնպես էլ միացությունների ձևովֈ Մնացած բոլոր մետաղները ստանդարտ

էլեկտրոդային պոտենցիալների շարքում(մինչև կապարը) բնության մեջ գտնվում են միայն

միցությունների ձևովֈ Իրենց բաղադրության մեջ մետաղները կամ դրանց միացությունները

պարունակող ապարները և միներալները, որոնք պիտանի են մետաղների արդյունաբերական

ստացման համար կոչվում են հանքաքարերֈ Կարևորագույն հանքաքարերն են օքսիդներն ու

աղերըֈ

Մետալուրգիան գիտություն է բնական հումքից արդյունաբերական եղանակով մետաղների

ստացման մասինֈ Մետաղների ստացման եղանակներից կախված տարբերում են

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

9

պիրոմետալուրգիա, հիդրոմետալուրգիա և էլեկտրամետալուրգիաֈ

Պիրոմետալուրգիան առաջատար տեղ է գրավում, այն ընդգրկում է բարձր ջերմաստիճանում

հանքա-քարը վերականգնելով Me ստանալու եղանակըֈ Որպես վերականգնիչներ օգտագործում

են ածուխը, ակտիվ մետաղները, ածխածնի օքսիդը(II), ջրածինը, մեթանըֈ Այս եղանակի հիմքում

ընկած է օքսիդներից մետաղների վերականգնումըֈ Օրինակ՝ ա)Cu2O + C = 2Cu + CO

Cu2O +CO = 2Cu + CO2

բ)2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2 SO2 ZnO + C = Zn + CO

գ)Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

դ)WO3 + 3H2 = W + 3H2O

Հիդրոմետալուրգիան ընդգրկում է մետաղներն իրենց աղերի լուծույթներից ստանալու

եղանակըֈ Հանքաքարի բաղադրության մեջ մտնող մետաղը սկզբում համապատասխան

ոհագենտի միջոցով անցկացնում են լուծույթի մեջ, այնուհետև լուծույթի մշտական

ճանապարհով կորզում այնֈ

CuՕ + H2SO4 = CuSO4 + H2O

2CuSO4 + 2H2O = Cu + O2 + H2SO4 կամ

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Էլեկտրամետալուրգիան ընդգրկում է էլեկտրական հոսանքի (էլեկտրոլիզից) միջոցով մետաղ

ստանալու եղանակըֈ Այս եղանակով ստանում են հիմնականում թեթև մետաղը, հալված

օքսիդներից կամ քլորիդներիցֈ

2Al2O3 4Al + 3O2 CuCl2Cu + Cl2

Մետաղների կոռոզիան և պայքարը նրա դեմ: Շրջապատող միջավայրի ազդեցությամբ

մետաղները ենթարկվում են քայքայման՝ կոռոզիայիֈ Կոռոզիայի երևույթը կայանում է մետաղի

ատոմներից էլեկտրոններ կորցնելու և ատոմներն իոնների վերածվելու մեջ, դրա հետևանքով

մետաղը ազատ վիճակից վերածվում է քիմիապես կապված վիճակիֈ Տարբերում են կոռոզիայի

երկու տեսակ՝ քիմիական և էլեկտրաքիմիական: Քիմիական կոռոզիան առաջանում է

մետաղների հետ էլեկտրական հոսանք չանցկացնող չոր գազերի կամ հեղուկների

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

10

փոխազդեցությունիցֈ Ավելի մեծ վնաս է հասցնում էլեկտրաքիմիական կոռոզիան՝ մետաղի

քայքայումը ջրի կամ այլ էլեկտրոլիտի առկայությամբ երկու տարատեսակ մետաղների շփման

ժամանակֈ Այդ դեպքում քիմիական պրոցեսների հետ մեկտեղ(էլեկտրոններ տալը) ընթանում են

նաև էլեկտրական պրոցեսներ (էլեկտրոնների տեղաշարժման ժամանակ մի տեղամասից մյուսը)ֈ

Օրինակ՝ երկաթի կոռոզիան աղաթթվի լուծույթում պղնձի հետ շփման ժամանակ,որի դեպքում

առաջանում է գալվանական էլեմենտը․

Feo - 2e = Fe2+ Feo + 2H+ = Fe2+ + H2 2H+ + 2e = H2

մոլեկուլային տեսքով՝

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Կատոդի վրա ջրածնի իոնների լիցքաթափման փոխարեն կարող է ընթանալ էլեկտրոլիտում

լուծված O2-ի վերականգնման պրոցես․

O2 + 2H2O + 4e = 4OH-

առաջանում է

Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2

Երկաթի (II) հիդրօքսիդը ջրի և օդի թթվածնի առկայությամբ փոխարկվում է երկաթի (III)

հիդրօքսիդի․

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

Fe(OH)3-ը մասամբ ճեղքվում է, անջատում է ջուր, ստացվում է գորշ ժանգֈ

Այս դեպքում կոռոզիան արագանում է :

Կերամաշմանը նպաստում են հետևյալ պայմանները.

1)մետաղների մակերեսին եղած շերտը, խառնուրդները,

2) որքան շփվող մետաղները մետաղների ստանդարտ էլեկտրոդային պոտենցիալների շարքում

իրարից հեռու են գտնվում,

3)որքան լուծույթը թթվային է կոռոզիան արագ է,

4) ջերմաստիճանի բարձրացումըֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

11

Կոռոզիայի դեմ պայքարելու բազմաթիվ միջոցներ կան, դրանք են․

1) Մետաղների մակերեսային պաշտպանական ծածկը․

ա) մետաղական,

բ) ոչ մետաղական (լաքեր, ներկեր, էմալ)

2) Հակակոռոզիոն հատկություններով համաձուլվածքների ստեղծումը

3) Պրոտեկտորային(պահպանաշերտային)ֈ Տվյալ իրը միացնում են ավելի ակտիվ մետաղի հետֈ

4) Միջավայրի բաղադրության փոփոխությունըֈ Էլեկտրոլիտի մեջ լցնում են կոռոզիան

դանդաղեցնող նյութ՝ ինհիբիտորներֈ

Դասախոսություն 2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

12

Առաջին խմբի գլխավոր ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: IA ենթախմբի տարրերի

քիմիական հատկությունները, կիրառումը: Նատրիումի կարևորագույն միացությունները:

Կիրառումը:

Ալկալիական մետաղները գտնվում են պարբերական համակարգում առաջին խմբի

գլխավոր ենթախմբում: Դրանք են ` լիթիում, նատրիում, կալիում, ռուբիդիում, ցեզիում և

ֆրանսիում: Կոչվում են ալկալիական, որովհետև նրանց օքսիդները ջրի հետ փոխազդելիս

առաջացնում են ուժեղ ալկալիներ:

LI2O + H2O = 2 LiOH Rb2O + H2O = 2RbOH

K2O + H2O = 2KOH

Ալկալիական մետաղները s տարրեր են , արտաքին էներգետիկ մակարդակում ունեն մեկ

էլեկտրոն s1 : Ալկալիական մետաղներն ուժեղ վերականգնիչներ են , ցուցաբերում են +1

հաստատուն ՕԱ: Կարգաթվի աճմանը զունգընթաց էլեկտրոն տալը հեշտանում է ,

մետաղական հատկությունները օրինաչափորեն աճում են: Դրանք մետաղների տիպիկ

ներկայացուցիչներ են : Ալկալիական մետաղներին համապատասխանում են R2Օ օքսիդներ,

որոնց էլ` RՕH հիմքերը: Ջրածնի հետ առաջացնում են RH միացություններ, որոնք սպիտակ

բյուրեղային նյութեր են և կոչվում են հիդրիդներ , որի մեջ H-ը ունի -1 ՕԱ :

Li+3 )2)1 1s22s1

Na+11 )2)8)1 1s22s22p63s1

K+19 )2)8)8)1 1s22s22p63s23p64s1

Բնության մեջ ալկալիական մետաղներն իրենց ակտիվության պատճառով ազատ վիճակում չեն

հանդիպում: Na և K-ը մտնում են տարբեր միներալների և ապարների` սիլիկատների

բաղադրության մեջ: Na-ը հանդիպում է քլորիդների ձևով , սուլֆատների ձևով ծովերում :

Հանդիպում է սիլվինիտ միներալը KCl, NaCl , կարնալիտ KCl• MgCl2• 6H2O: Երկրակեղևում Na-

ի պարունակությունը կազմում է 2.64% , իսկ K-2.6%:

Նատրիումի ստացումը

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

13

1.Նատրիումը ստանում են հալված նատրիումի քլորիդի էլեկտրոլիզից`

2NaCl 2Na + Cl2

2. Նատրումի հիդրօքսիդի հալույթի էլեկտրոլիզից`

4NaՕH4NaO+Օ2+ H2Օ

Բոլոր ալակալիական մետաղները բյուրեղանում են խորանարդային

տարածակենտրոն բյուրեղավանդակով: K և Na արծաթասպիտակավուն մետաղներ են ,օժտված

են մետաղական փայլով , որը երևում է դանակով թարմ կտրված շերտում: Na-ի խտությունը

0,97գ/սմ3,K- 0,86 գ/սմ3, շատ փափուկ են հեշտությամբ կտրվում են դանակով: Na-ը

սպիրտայրոցի բոցը ներկում է դեղին գույնի, իսկ K-ը՝ մանուշակագույն: Ունեն հալման և եռման

ցածր ջերմաստիճան: Բնական նատրիումը բաղացած է մեկ իզոտոպից :

Na-ի քիմիական հատկությունները: Ալկալիական մետաղները պարունակում են

քիմիական տեսակետից առավել ակտիվ էլեմենտների թվին: Նրանց բարձր քիմիական

ակտիվությունը պայմանավորված է նրանց ատոմների իոնացման էներ•իայի ցածր արժեքներով`

վալենտական էլեկտրոնները հեշտությամբ տալու հատկությամբ: ē տալիս վերածվում է դրական

լիցքավորված Na+ և K+ իոնների: Ուժեղ վերականգնիչներ են:

1. Օդում Na և K-ը արագ օքսիդանում են, որի պատճառով պահվում են նավթի կամ կերոսինի

մեջ (մաքուր թթվածնի մեջ)

4Na + O22Na2O

2. Օդում օքսիդանալիս առաջացնում է պերօքսիդներ, դեղին փոշի ` Na2O2 , K2O2

2Na+ O2 Na 2 O2

2K+ O2 K2O2

K2O2 +2K 2K2O

3. Չափազանց բուռն կերպով փոխազդում են ջրի հետ , դուրս մղելով ջրածին:

2Na+ 2H2O = 2NaOH+H2

4. Փոխազդում է ոչ մետաղների հետ 1. հալոգենների , 2.ծծմբի, 3.ազոտի, 4. ֆոսֆորի,

5.ածխածնի, 6.սիլիցիումի, 7. բրոմի հետ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

14

2Na+Cl2=2NaCl քլորիդ

2Na +S=Na2S սուլֆիդ

6Na +N2= 2Na3N նիտրիդ

3Na + P= Na3P ֆոսֆիդ

4Na + C= Na4C կարբիդ

4Na +Si= Na4Si սիլիցիդ

3Na +B= Na3B բորիդ

5. Բարձր ջերմաստիճանում փոխազդում է H2-ի հետ , առաջացնելով հիդրիդ:

2Na+ H2=2NaH հիդրիդ (իոնական կապ )

6. Փոխազդում են պասիվ մետաղների օքսիդների և աղերի հալույթների հետ:

2K+CaO=K2O+Ca

2Na+MgS= Na2S+Mg

2Na+2NH3=2NaNH2+ H2

Միացությունները:

1. Օքսիդները փոխազդում են ջրի հետ առաջացնելով ալկալիներ:

K2O+H2O 2KOH

Na2O+ H2O 2NaOH

Պերօքսիդները փոխազդում են ջրի հետ , առաջացնելով ջրածնի պերօքսիդ և ալկալի

Na2O2 +H2O= H2O2 +2NaOH

2H2O2 = 2H2O+ O2

1. Պերօքսիդները փոխազդում են թույլ թթուների հետ

Na2O2 + H2ՏO4 = Na2ՏO4 + H2O2

2. պերօքսիդները փոխազդում են ածխածնի դիօքսիդի հետ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

15

2Na2O2 +2CO2= 2Na2CO3+O2

Այս ռեակցիայի հիման վրա է Na2O2 -ի կիրառությունը մեկուսացված շենքերի օդի

ռեգեներացիայի համար:

3. Հիդրիդները փոխազդում են ջրի հետ , առաջացնելով ալկալի և H2

NaH + H2O= NaOH + H2

NaOH-ի հատկություններ : Ստացում

1. Արտադրության մեջ ստանում են քլորիդների հա•եցած ջրային լուծույթի էլեկտրոլիզից :

2NaCl+2H2O= 2NaOH+H2+Cl2

2KCl+2H2O= 2KOH+H2+Cl2

2. Լաբորատորիայում կարելի է ստանալ

ա. օքսիդի և ջրի փոխազդեցությունից

Na2O+ H2O=2NaOH K2O+H2O= 2KOH

բ. Na և K և ջրի փոխազդեցությունից

Na+ H2O=2NaOH+H2 K+H2O= 2KOH+H2

Քիմիական հատկությունները: Նատրիումի հիդրօքսիդին անվանում են նաև կծու նատրիում,

տեխնիկայում կաուստիկ սոդա: Սպիտակ պինդ բյուրեղային նյութ է, ջրում շատ լավ լուծվում է՝

անջատելով մեծ քանակությամբ ջերմություն, հիդրոսկոպիկ նյութ է: Ջրային լուծույթում

ամբողջությամբ դիսոցվում է :

NaOH Na+ + OH-

Լակմուսը ստանում է կապույտ, ֆենոլֆտալեինը մորու գույն: Փոխազդում է թթուների հետ

առաջացնելով աղ և ջուր.

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

16

NaOH+ HCl=NaCl +H2O NaOH+ H2SO4= Na2SO4 + H2O

1. փոխազդում է թթվային օքսիդների հետ , ստացվում է աղ ու ջուր:

2NaOH+ CO2= Na2CO3 + H2O

NaOH+ CO2= NaHCO3

2. փոխազդում է լուծելի աղերի հետ, ստացված հիմքը պետք է լինի անլուծելի

3NaOH+FeCl3=3NaCl+Fe(OH)3

3. NaOH փոխազդում է Cl2 -ի հետ

2NaOH+Cl2=NaCl+NaOCl+H2O

4. փոխազդում է Si հետ

2NaOH+ Si + H2O = Na2SiO3+2H2

5. փոխազդում է Al-ի հետ

2Al+ 2NaOH+2H2O= 2NaAlO2 +3H2

2Al + 2 NaOH+6 H2O = 2Na + 3H2

1. NaOH խիտ լուծույթը բարձր ջերմաստիճանում փոխազդում է Fe(OH)3 -ի հետ

Fe(OH)3 + NaOH= NaFeO2+ 2H2O Նատրիումի ֆերիտ

2. փոխազդում է ամֆոտեր տարրերի հետ

Be+ 2NaOH= Na2BeO2+H2

3. NaOH- ի լուծույթի հետ են փոխազդում ամֆոտեր օքսիդներ

2NaOH + Al2Օ3=2Na AlՕ2 + H2O

NaOH-ը օգտագործում են նավթամթերքների, բենզինի, կերոսինի, օճառի, արհեստական

մետաքսի, թղթի արտադրության , օգտագործում են տեքստիլ, կաշվի քիմիական արտադրության

մեջ, կենցաղում : KOH-օգտագործում են հեղուկ օճառի ստացման համար :

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

17

Na-ի կիրառությունը – հեղուկ վիճակում կիրառվում են ատոմային ռեակտորներում, որպես

ջերմակիր: Սինթեթիկ կաուչուկի արտադրության մեջ որպես կատալիզատոր : Օգտագործում են

որպես վերականգնիչ: Ինչպես նաև նատրիումի պերօքսիդի ստացման համար:

Na-ի աղերը: Նատրիումի քլորիդ NaCl- կերակրի աղ: Ծառայում է որպես հումք կծու նատրիում,

քլոր, աղաթթուն, սոդա ստանալու համար :

Նատրիումի կարբոնատ Na2CO3 -տեխնիկական անունը՝ սոդա: Ջրում լավ լուծվող սպիտակ

փոշի է: Ջրային լուծույթում բյուրեղանում է բյուրեղահիդրատի ձևով Na2CO3•10H2O, Na2CO3 •

7H2O, Na2CO3 • H2O կոչվում է բյուրեղային սոդա: Օգտագործում են ապակու, օճառի, թղթի

արտադրության մեջ: Նատրիումի հիդրոկարբոնատ NaHCO3 - խմելու սոդա: Ջրում քիչ լուծվող

սպիտակ փոշի է: Տաքացնելիս քայքայվում է: Օգտագործվում է բժշկության մեջ, տնային

կենցաղում , կրակմարիչներում:

2NaHCO3 Na2CO3 +H2O + CO2

Նատրիումի սուլֆատ Na2ՏO4,ջրային լուծույթից բյուրեղանում է` Na2ՏO4 • 10H2O, որը կոչվում

է , գլաուբերյան աղ, օգտագործվում է բժշկության մեջ որպես լուծողական, իսկ Na2ՏO4 -ը սոդայի և

ապակու արտադրության մեջ : Սուզանավերում և մեկուսացնող հակագազերում թթվածինը

վերականգնելու համար օգտագործում են նատրիումի և կալիումի պերօքսիդներ:

2Na2O2 +2CO2 = 2Na2CO3+O2

Na2O2-ը օգտագործում են որպես սպիտակեցնող նյութ

Na2O2 + H2O=NaOH + H2O2 2H2O2=2H2O+O2

Նատրիումի բոլոր աղերը այրիչի բոցը ներկում են դեղին, K+ մանուշակագույն, Ca+

աղյուսակարմիր

Դասախոսություն 3

Կալիումի կարևորագույն միացությունները, կիրառությունը: Լիթիումի կարևորագույն

միացությունները, կիրառումը:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

18

Ալկալիական մետաղները տեղավորված են պարբերական համակարգի առաջին խմբի

գլխավոր ենթախմբում: Դրանք են` լիթիում, նատրիում, կալիում, ռուբիդիում, ցեզիում և

ֆրանսիում: Ալկալիական են կոչվում, որովհետև նրանց օքսիդները ջրի հետ փոխազդելիս

առաջացնում են ուժեղ ալկալիներ:

K2O + H2O = 2KOH

Ալկալիական մետաղները s տարրեր են, արտաքին էներգետիկ մակարդակում ունեն

մեկ էլեկտրոն s1 վիճակում: Ալկալիական մետաղներն ուժեղ վերականգնիչներ են, ցուցաբերում

են +1 հաստատուն ՕԱ: Կարգաթվի աճմանը զուգընթաց էլեկտրոն տալը հեշտանում է,

մետաղական հատկություններն օրինաչափորեն աճում են: Դրանք մետաղների տիպիկ

ներկայացուցիչներ են: Ալկալիական մետաղներին համապատասխանում են R2Օ օքսիդներ,

որոնց էլ` RՕH հիմքերը: Ջրածնի հետ առաջացնում են RH միացություններ, որոնք սպիտակ

բյուրեղային նյութեր են ,կոչվում են հիդրիդներ ,որի մեջ H-ը ունի -1 ՕԱ:

K+19 )2)8)8)1 1s22s22p63s23p64s1

Բնության մեջ ալկալիական մետաղներն իրենց ակտիվության պատճառով ազատ

վիճակում չեն հանդիպում: K-ը մտնում են տարբեր միներալների և ապարների` սիլիկատների

բաղադրության մեջ: Հանդիպում է սիլվինիտ միներալը KCl, NaCl, կարնալիտ KCl MgCl2 6H2O:

Երկրակեղևում Na-ի պարունակությունը կազմում է 2,64% , իսկ K-2,6%:

Կալիումի ստացումը: Կալիում կարելի է ստանալ KCl և KՕH ի էլեկտրոլիզից: K-ի ստացման այս

եղանակը տարածում չի գտել տեխնիկական դժվարությունների պատճառով: Կալիումը

ստանում են KCl-ի վերականգնումով`

KCl+ Na NaCl + K (8000C , գոլորշի K-ը խտացնում են)

KOH +NaNaOH + K (4400C նիկելից պատ. աշտարակում )

Ֆիզիկական հատկություններ: Բոլոր ալակալիական մետաղները բյուրեղանում են

խորանարդային տարածակենտրոն բյուրեղավանդակով: K և Na արծաթասպիտակավուն

մետաղներ են, օժտված են մետաղական փայլով, որը երևում է դանակով թարմ կտրված շերտում:

խտությունը K-ը սպիրտայրոցի բոցը ներկում է մանուշակագույն: Ունի հալման և եռման ցածր

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

19

ջերմաստիճան: Բնական K-ն ունի երկու հաստատուն իզոտոպ

K :

K-ի քիմիական հատկությունները : Ալակալիական մետաղները պարունակում են քիմիական

տեսակետից առավել ակտիվ էլեմենտների թվին: Նրանց բարձր քիմիական ակտիվությունը

պայմանավորված է նրանց ատոմների իոնացման էներգիայի ցածր արժեքներով` վալենտական

էլեկտրոնները հեշտությամբ տալու հատկությամբ: ē տալիս վերածվում է դրական լիցքավորված

K+ իոնների : Ուժեղ վերականգնիչ է:

1. Օդում K-ը արագ օքսիդանում է, որի պատճառով պահվում է նավթի կամ կերոսինի մեջ

(մաքուր թթվածնի մեջ)

4K+ O22 K2O

2. Օդում օքսիդանալիս առաջանում է պերօքսիդ՝ դեղին փոշի K2O2

2K+ O2 K2O2 K2O2 +2K2K2O

Չափազանց բուռն կերպով փոխազդում են ջրի հետ , դուրս մղելով ջրածին:

2K+ 2H2O= 2KOH+ H2 (ջրածինը ջրի վրա այրվում է)

3. Փոխազդում է ոչ մետաղների հետ` հալոգենների, ծծմբի, ազոտի, ֆոսֆորի, ածխածնի,

սիլիցիումի, բրոմի հետ

2K+Cl2 = 2KCl քլորիդ 2K+S=K2S սուլֆիդ

6 K +N2 = 2K3N նիտրիդ 3 K+P= K3P ֆոսֆիդ

4 K + C= K 4C կարբիդ 4 K +Si= K 4Si սիլիցիդ 3 K +B= K3B բորիդ

4. Բարձր ջերմաստիճանում փոխազդում է H2-ի հետ , առաջացնելով հիդրիդ:

2K+ H2=2KH

5. Փոխազդում է պասիվ մետաղների օքսիդների և աղերի հալույթների հետ:

2K+CaO=K2O+Ca 2K+MgS= K2S+Mg

Միացությունները: Օքսիդները փոխազդում են ջրի հետ առաջացնելով ալկալիներ:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

20

K2O+H2O 2KOH

KOH-ի հատկություններ: KOH-ի անվանումը` կալիումի հիդրօքսիդ, կծու կալիում: Պինդ,

սպիտակ, բյուրեղային նյութ է : Ջրում լավ լուծվում է` անջատելով մեծ քանակությամբ

ջերմություն:

1. ջրային լուծույթում ամբողջությամբ դիսոցվում է, համարվում է ուժեղ ալկալի:

KOH K+ + OH-

Լակմուսը ստանում է կապույտ, ֆենոլֆտալեինը մորու գույն:

2. փոխազդում է թթուների հետ՝ էկվիվալենտ քանակով առաջացնելով աղ և ջուր

KOH+ HCl=KCl +H2O KOH+ H2SO4= K2SO4 + H2O

3. փոխազդում է թթվային օքսիդների հետ:

KOH+ CO2= K2CO3 + H2O

4. փոխազդում է աղերի հետ, ստացված հիմքը պետք է լինի անլուծելի

2KOH+ Mg(NO3)2=2KNO3+Mg(OH)2

5. KOH-ի սառը լուծույթի մեջ մղենք Cl2 (կստացվի ժավելաջուր)

2KOH+Cl2=KCl+KClO+H2O

ժավելաջուր

6. KOH-ի տաք լուծույթի մեջ (1000C) Cl2 մղելիս ստացվում է

6KOH+ 3Cl2=5KCl+KClO3+3H2O

7. Փոխազդում է Si հետ

2KOH+ Si + H2O = K2SiO3+2H2

8. փոխազդում է Al-ի և Al2O3 –ի որպես ամֆոտեր միացության հետ

2Al+ 2KOH+2H2O= 2KAlO2 +3H2

Al2O3 + 2 KOH= 2KAlO2 + H2O

9. KOH-ի խիտ և տաք լուծույթը փոխազդում է Fe(OH)3 -ի հետ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

21

Fe(OH)3 + 3KOH= K3

10. Պերօքսիդները փոխազդում են ջրի հետ , առաջացնելով ջրածնի պերօքսիդ և ալկալի Na2O2

11. Հիդրիդները փոխազդում են ջրի հետ , առաջացնելով ալկալի և H2

KH+ H2O= KOH + H2

Լաբորատորիայում կարելի է ստանալ.

ա. օքսիդի և ջրի փոխազդեցությունից

K2O+H2O= 2KOH

բ. K և ջրի փոխազդեցությունից

K+H2O= 2KOH+H2

Փոխազդում է թթուների հետ առաջացնելով աղ և ջուր

KOH+ HCl=NaCl +H2O

KOH+ H2SO4= Na2SO4 + H2O

Կալիումական պարարտանյութեր: Կալիումը բույսերի սնուցման համար անհրաժեշտ են

տարրն է: Հողում կալիումի պակասը զգալիորեն իջեցնում է բույսերի բերքատվությունը:

Կալիումական աղերի հանույթի 90%-ը օգտագործվում են որպես կալիումական

պարարտանյութեր: Կալիումական կարևորագույն պարարտանյութերն են `

1. բնական աղեր , սիլվինիտ NaCl, KCl և կաինիտ MgSO4 •KCl • 3H2O

2. Կոնցենտրացված պարարտանյութեր, որոնք ստացվում են բնական կալիումական աղերի

մշակման հետևանքով : KCl, K2SO4

3. Փայտի , տորֆի մոխիրները ,որոնք պարունակում են պոտաշ K2CO3

4. Կալիումական սելիտրա KNO3

5. Ամոֆոսկ K2NH4PO4

Լիթիումի կարևորագույն միացությունները, կիրառությունը: Լիթիումը հայտնաբերել է

Արֆվեդսոնը 1871թ, մետաղական Li-ը ստացել է Գ. Դեվին 1818թ: Արծաթասպիտակավուն,

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

22

փափուկ, կռելի, ձգելի, պարամագնիսական հատկու-թյուններով մետաղ է: Լուծվում է ջրում

և սպիրտներում: Պահում են կերոսինի կամ պարաֆինի մեջ: Օդում բոցավառվում է:

Լիթիումի միացությունները այրվելիս բոցին հաղորդում են կարմիր գույն: Համահալվում է

գրեթե բոլոր մետաղների հետ: Լուծվում է սնդիկում:

2Li +H2 2LiH Li+C Li2C2 Li +Si Li6Si2 Li+Si Li2Si

Li+S Li2 S Li+Hal LiHal Li+H2O LiOH+H2 Li+CO Li2C2+O2

Li+NH3 LiNH2+H2 Li+HNO3 LiNO3 + NO +H2O

LiH-լիթիում հիդրիդ- կիրառվում է որպես ջրածնի ստացման աղբյուր,

աէրոստատների և փրկարարական հարմարանքների լցման համար:

LiH+O2 Li2O+H2O LiH+ H2O LiOH+H2

Li2CO3 լիթիումի կարբոնատ- կիրառվում է որպես էլեկտրամեկուսիչ՝ ճենապակու,

հատուկ ապակիների, հոգեբուժական միջոցների պատրաստման համար:

Li2O+H2O LiOH Li2O+CO2 Li2CO3 Li2O+Al Li+Al2O3

LiOH-հիդրօքսիդ- կիրառվում է որպես էլեկտրոլիտ լուսանկարչության մեջ

Li2SO4-խոնավածուծ նյութ է, LiF-արծնի, ջնարակի և խեցու բաղադրիչ է

LiCl –խոնավածուծ, օգտագործվում է մետաղական Li ստանալու համար

LiBr- կիրառվում է որպես հոգեբուժական միջոց, չորացնող ագենտ է

Դասախոսություն 4

IIA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Բերիլիումի քիմիական հատկությունները,

կիրառությունը, միացությունները: Մագնեզիումի քիմիական հատկությունները, կիրառումը,

միացությունները

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

23

Այս ենթախումբի մեջ մտնում են բերիլիումը, մագնեզիումը և հողալկալիական

մետաղները՝ կալցիում, ստրոնցիում, բարիում և ռադիումֈ Այսպես են կոչվում, որովհետև դրանց

օքսիդները ջրի հետ առաջացնում են ալակալիական լուծույթներ: Բերիլիումի ենթախմբի

տարրերի ատոմներն արտաքին էներգետիկ մակարդակում ունեն երկուական էլեկտրոն՝ s2

վիճակումֈ Դրանք s տարրերն են, միցություններում դրսևորում են +2 օքսիդացման աստիճանֈ

Ուժեղ վերականգնիչներ են, թույլ են միայն ալկալիական մետաղներիցֈ Կարգաթվի աճման հետ

ուժեզանում է մետաղական հատկություններըֈ Օդում օքսիդանում են RO տիպի հիմնային

օքսիդների, որոնց համապատասխանում է R(OH)2 տիպի հիմքերֈ Be(OH)2 ամֆոտեր միացություն

էֈ Be և Mg տարբերվում են հողալակլիական մետաղներիցֈ Be-ը ջրի հետ չի փոխազդում, Mg-ը

փոխազդում է տաքացնելիս, իսկ մնացածները սովորական պայմաններումֈ

R+2H2O=R(OH)2+H2

Հողալկալիական մետաղները ջրածնի հետ առաջացնում են RH2 ընդհանուր ֆորմուլով

հիդրիդներ -RH2.

Be +4 )2 )2 1s22s2

Mg +12 )2 )8 )2 1s22s22p63s2

Ca + 20 )2 )8 )8 )2 1s22s22p63s23p63s23p64s2

Մաքուր վիճակում Be-ը հայտնաբերել են 1827 թ. Բուսքն ու Վյոլերը: Պլաստիկ, կռելի,

մագնիսամերժ մետաղ է: Չոր օդում կայուն է կոռոզիայի հանդեպ: Կիրառվում է միջուկային

ռեակտորներում որպես նեյտրոնների դանդաղեցուցիչ և անդրադարձիչ:

3Be + N2 Be3N2 2Be + O2 2BeO Be + S BeS

Be+ F2 BeF2 Be + Cl2BeCl2 Be + 2H2O Be(OH)2 + H2

Be + 2NaOH Na2BeO2 + H2 Be + H2SO4(նոսր) BeSO4 + H2 Be + 2HCl BeCl2 + H2

BeH2 – բերիլիումի հիդրիդ

BeH2 Be + H2 BeH2 + B2H6 Be[BH4]2

BeH2 + 2HOH Be(OH)2 + 2H2

Be(NO3)2 – բերիլիումի նիտրատ

BeO բերիլիումի օքսիդ - (բերիլիումական հող, քաղցրահամ հող) – կիրառվում է հրակայուն և

թթվակայուն նյութերի, ապակու արտադրությունում, ատոմային էներգետիկայում:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

24

BeOամորֆ (շիկացում) BeOբյուրեղ

BeO + C Be2C +CO

BeO +Na2O Na2BeO2

BeO + SiO2 BeSiO3

BeO + 2NaOH Na2BeO2 + H2O

Be(OH)2 – բերիլիումի հիդրօքսիդ

Be(OH)2 + 2NaOH Na2[Be(OH)4]

Be(OH)2 + 2HF BeF2 + 2H2O

Be(OH)2 + 2HCl BeCl2 + 2H2O

Be(OH)2 +2NaF BeF2 + 2NaOH

BeF2 բերիլիումի ֆտորիդ – օգտագործում են Be-ի ստացման համար, հատուկ ապակիների

արտադրությունում:

BeCl2, BeBr2, BeY2

BeCl2 + 2Me 2MeCl + Be

BeCl2 + 2LiH BeH2 + 2LiCl

BeCl2 + 2KCl K2[BeCl4]

Մագնեզիում: Մագնեզիում, պարբերական համակարգի 2 խմբի գլխավոր ենթախմբի քիմիական

տարր է, որի նշանն է Mg և ատոմային համարը՝ 12ֈ Ատոմն էլեկտրոնային շերտում ունի ns²

կառուցվածքը, այսինքն s-տարրեր ենֈ Ենթախմբում բոլոր տարերը մետաղական տարրեր են,

ատոմային համարի մեծացման հետ մետաղական հատկություններն ուժեղանում են, որը

կապված է ատոմների շառավիղի մեծացման և իոնացման էներգիայի փոքրացման հետֈ

Մագնեզիումի կլարկն - 1,95 % (19,5 կգ/մ) ընդերքում ամենատարածվածն է, մեծ քանակներով

գտնվում է ծովի ջրերումֈ Մագնեզիում ստացման հիմնական աղբյուրներն են՝

Ծովի ջուր - (Mg 0,12-0,13 %),

ԿառնալիտMgCl² • KCl • 6H2O (Mg 8,7 %),

Բիշոֆիտ - MgCl2 • 6H2O (Mg 11,9 %),

Կիզերիտ - MgSO4 • H2O (Mg 17,6 %),

Դառն աղ - MgSO4 • 7H2O (Mg 16,3 %),

Կաինիտ — KCl • MgSO4 • 3H2O (Mg 9,8 %),

Մագնեզիտ — MgCO3 (Mg 28,7 %),

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

25

Դոլմիտ — CaCO3·MgCO3 (Mg 13,1 %),

Բրուսիտ — Mg(OH)2 (Mg 41,6 %):

Երկրակեղևում կազմում է մոտ 2%: Հանդիպում է հիմնականում կարբոնատների (MgCO3, CaCO3),

սուլֆատների (MgSO4՝ ծովի ջուր) սիլիկատների և ալյումասիլիկատների ձևովֈ

Ստացում: Մագնեզիումը հիմնականում ստանում են քլորիդի էլեկտրոլիզով՝ որպես հավելույթ

ավելացնելով KCl.

MgCl2 Mg +Cl2

Մշակվել է մագնեզիումի ստացման մեկ այլ մեթոդֈ Մագնեզիումի օքսիդը բարձր

ջերմաստիճանում վերականգնում են սիլիցիումով կամ կոքսով.

MgO + C Mg +CO

Մագնեզիումի տարեկան արտադրանք կազմում է հարյուր հազարավոր տոննաներֈ

Ֆիզիկական հատկություններ: Մագնեզիումը արծաթավուն սպիտակ մետաղ է, վեցանիստ

բյուրեղացանցով, բյուրեղացանցի տվյալներն են՝ a = 0,32029 նմ, c = 0,52000 նմ, Z = 2:

Մագտնեզիումի խտությունը 20 °C-ում - 1,738 գ/սմ³ էֈ Հալման ջերմաստիճանը 650 °C է, իս

եռման՝ 1090 °C: Մագնեզիումը կարելի է երկար պահել օդումֈ

Քիմիական հատկություններ

1. Փոխազդում է օդի հետ և ազոտի հետ, այս ռեակցիաները միացման են և ուղեկցվում են

ջերմության անջատմամբֈ

2Mg + O2 2MgO

3Mg + N2 Mg3N2

2. Մագնեզիումը տաքացման պայմաններում և ճնշման տակ միանում է ջրածնի հետ՝

առաջացնելով հիդրիդներ:

3Mg + H2 MgH2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

26

Այս հիդրիդները քայքայվում են ջրի ազդեցությամբ՝ ենթարկվելով հիդրոլիզի.

3. Մագնեզիումը փոխազդում է նաև այլ ոչ մետաղների հետֈ Օրինակ՝

2Mg + Si Mg2SiO 3Mg + S MgS

Լինելով ուժեղ վերականգնիչ փոխազդում է ոչ մետաղի օքսիդների հետ.

3Mg + SiO2 2MgO +Si

Մագնեզիումը փոխազդում է թթուների հետ՝ առաջացնելով ջրածին.

3Mg + H2SO4 2MgSO4 + H2

Օքսիդիչ թթուների հետ փոխազդելիս ջրածին չի անջատվում. ստացվում է մետաղի աղ, ջուր և

թթվի վերականգնման արգասիք.

Mg + 12HNO3 Mg(NO3)2 +N2 + 6H2O

Կիրառություն: Զգալի քանակներով մագնեզիում օգտագործվում է այլ մետաղների

արտադրության համարֈ Գործնական մեծ նշանակություն ունեն մագնեզումական

համաձուլվածքները, որոնք մագնեզիումից բացի պարունակում են նաև Al Mn, Zn այլ տարրերֈ

Մագնեզիումի համաձուլվածքները ամենաթեթև կառուցանյութեր են, որոնց գլխավոր

սպառողները ինքնաթիռա- և ավտոմեքենաշինությունն ենֈ

Միացություններ: Մագնեզիումի օքսիդները սպիտակ փոշիներ ենֈ Ստանում են

համապատասխան կարբոնատների ջերմային քայքայմամբ.

MgCO3 MgO + CO2

Մագնեզիումի օքսիդը ջրում չի լուծվումֈ

Մագնեզիումի հիդրօքսիդը կարելի է ստանալ աղի և որևէ ալկալու փոխազդեցությունիցֈ

Օրինակ՝ Mg(NO3)2 + 2NH4OH Mg(OH)2 + 2NH4NO3

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

27

Մագնեզիումի հիդրօքսիդը արդյունաբերությունում ստանում են օքսիդի և ջրի միացման

ռեակցիայովֈ

Մագնեզիումի աղերը: Ունեն մեծ կիրառություն, հատկապես սուլֆատները և կարբոնատներըֈ

Մեծ քանակությամբ մագնեզիումի սուլֆատ` MgSO4, պարունակվում է ծովի ջրումֈ Յոթջրյա

բյուրեղահիդրատը՝ MgSO4 • 7H2O «դառն աղ» անվամբ հայտնի է որպես լուծողականֈ

Օգտագործում են կոսմետիկական և ատամի մածուկների արտադրության մեջ, ռենտգենյան

ախտորոշման միջոց, ներկերի և գունանյութերի արտադրության մեջ, առնետների ոչնչացման

միջոցֈ

Բժշկության մեջ: Մագնեզիումի կենսաբանական նշանակությունը նույնպես էական էֈ

Բժշկության մեջ, որպես դեղամիջոց, օգտագործում են մագնեզիումի սուլֆատը, օքսիդը և

կարբոնատըֈ Այդ մետաղն անհրաժեշտ է մկանների և նյարդային համակարգի ճիշտ

գործունեության համարֈ Մարդու օրգանիզմը պարունակում է մոտ 25 գ մագնեզիում, որի մեծ

մասը գտնվում է ոսկորներումֈ Մարդը մագնեզիում է յուրացնում բանջարեղենի միջոցով. բոլոր

կանաչ բույսերը պարունակում են քլորոֆիլ, առանց որի, ինչպես գիտեք, անհնար է

ֆոտոսինթեզըֈ

Դասախոսություն 5

Կալցիումի քիմիական հատկությունները, կիրառությունը, միացությունները: Հողալկալիական

մետաղների դերը կենսաբանության և գյուղատնտեսության բնագավառներում

Կալցիում անունn առաջ է եկել լատիներեն «կալկարա» կիր բառիցֈ Կալցիումը

բնության մեջ գտնվում է միայն քիմիապես կապված վիճակումֈ Այն տարածված է բնության մեջ,

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

28

երկրի կեղևում կազմում է 3,6%: Բնության մեջ լայն տարածված են հետևյալ միացությունները՝

կալցիտ - CaCO3 (կրաքար, մարամր, կավիճ), գիպս- CaSO4 . 2H2O, կալցիումի ֆոսֆատի Ca3(PO4)2

ձևով մտնում է ֆոսֆորիդների և ապատիտների բաղադրության մեջֈ Կալցիումը պարունակվում

է նաև բնական՝ ջրերում կալցիումի բիկարբոնատի Ca(HCO3)2 և կալցիումի սուլֆատի CaSO4-

ձևով և Ca3(PO4)2-ոսկրային հյուսածքի կաևորագույն բաղադրիչներումֈ

Ստացումը - արդյունաբերության մեջ

1. Հալված CaCl2 6 մաս և 1 մաս CaF2-ը իջեցնում է հալման ջերմաստիճանըֈ

CaCl2 CaO + Cl2-

Այս պրոցեսը կատարվում է վակուումումֈ

2. Որոշ քանակությամբ Ca ստացվում է ալյումինաթերմիկ եղանակովֈ

3CaO + 2Al = 3Ca + Al2O3

3. CaC2-ի ջերմային դիսոցման միջոցովֈ

CaC2 = Ca + 2C

Ֆիզիկական հատկությունները: Կալցիումը՝ սպիտակաարծաթավուն, թեթև, բավական պինդ

մետաղ էֈ Բնական կալցիումը բաղկացած է 40 (հիմնական իզոտոպը) 42, 43, 44, 46, 48 մասային

թվերով 6 իզոտոպների խառնուրդներիցֈ Հետազոտություններում օգտագործվում է 3045Ca

արհեստական իզոտոպըֈ Բոցը Ca2+ իոնը ներկում է աղյուսագույնֈ Ca-ի ատոմը իր արտաքին

էներգետիկ մակարդակում պարունակում է 2 էլեկտրոն և շատ հեշտությամբ, նույնիսկ Na-ից

ակտիվ տալիս է այդ երկու էլեկտրոնները և միշտ իր օքսիդացման աստիճանը հավասար է

դառնում +2: Օդում օքսիդանում է, որի պատճառով պահում են կերոսինի մեջֈ

1. Օդում տաքացնելիս այրվում է, առաջացնելով օքսիդֈ

2Ca + O2 = 2CaO

2. Սովորական պայմաններում փոխազդում է հալոգենների հետֈ

Ca + Cl2 = CaCl2 Ca + Br2 = CaBr2

3. Բարձր ջերմաստիճանում փոխազդում է ծծմբի, ազոտի, ածխածնի հետֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

29

Ca + S = CaS(սուլֆիդ) 3Ca + N2 = Ca3N2(նիտրիդ)

Ca + 2C = CaC2(կարբիդ)

4. Ջրից դուրս է մղում H2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

5. Ca-ը ջրածնի հետ առաջացնում է հիդրիդ

Ca + H2 = Ca+2H2-

6. Փոխազդում է նոսր թթուների հետ, առաջացնելով աղ և դուրս է մղում ջրածին, խիտից H2S.

Ca + H2SO4(ն․) = CaSO4 +H2

4CaO + 5H2SO4(խ․) = 4CaSO4 + H2S -2 + 4H2O

7. Օքսիդիչ թթու՝ HNO3-ի հետ փոխազդելիս նոսրի հետ առաջացնում է N2O, իսկ խիտ- NO2

4Ca + 10HNO3(ն.) = 4Ca(NO3)2 +N2O + 5H2O

Ca + 4HNO3(խ․) = Ca(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

CaH2- կալցիումի հիդրիդ: CaH2(իոնական կապ) սպիտակ, աղանման նյութ է, բուռն կերպով

փոխազդում է ջրի հետ, անջատելով ջրածին․ CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2

Մեծ քանակությամբ ջրածին անջատելու պատճառով օգտագործվում է H2 ստանալու համարֈ

CaH2-ը օգտագործվում է նաև որպես չորացուցիչ, որն ընդունակ է ջուր խլել, նույնիսկ

բյուրեղահիդրատիցֈ

CaO - կալցիումի օքսիդ: CaO սպիտակ, շատ հրակայուն նյութ է, հալվում է 3000O C-ումֈ

Տեխնիկայում CaO-ն կոչվում է նաև չհանգած կիր կամ այրած կիրֈ Վերջին անունը ցույց է տալիս

նրա ստացման եղանակը՝կալցիումի կարբանատի շիկացումը կամ «բովումը»:

CaCO3 = CaO + CO2 - Q (1000O - 1200O)

Այս պրոցեսի ժամանակ անհրաժեշտ է վառարանը անըդհատ լավ օդափոխել, այսինքն CO2-ը

վառարանից հեռացնելֈ

1. Այրած կրի վրա ջուր լցնելիս ստացվում է կալցիումի հիդրոքսիդ կամ հանգած կիրֈ

CaO + H2O = Ca(OH)2 + 67ԿՋ

2. Փոխազդում է թթվային օքսիդների հետֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

30

CaO + CO2 = CaCO3 3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2

3. Փոխազդում է թթուների հետ, առաջացնելով աղ և ջուրֈ

CaO + C = Ca + CO

CaO + 3C = CaC2 + CO

Ca(OH)2- կալցիումի հիդրօքսիդ (hանգած կիր)

1. Կալցիումի հիդրօքսիդը ուժեղ հիմք, ջրում քիչ է լուծվումֈ Հագեցած լուծույթը կոչվում է

կրաջուր և ունի ալկալիական ռեակցիա, լակմուսը ստանում է կապույտ գույն, իսկ

ֆենոֆտալեինը մորու գույնֈ

2. Դիսոցվում է երկու աստիճանով, որի պատճառով առաջանում է նաև հիմնային աղ․

Ca(OH)2= CaOH+ + OH-

Ca(OH)-= Ca2+ + OH-

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-

3. Կրաջրի միջով ածխածնի (IV) օքսիդ անցկացնելիս լուծույթը պղտորվում է, իսկ այն

շարունակելիս պղտորությունը անհետանում էֈ

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2

4. Փոխազդում է բոլոր թթուների հետ, առաջացնելով չեզոքացման ռեակցիաֈ

Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O

H+ + OH- = H2O

5. Փոխազդում է բոլոր աղերի հետ, առաջացնելով նոր աղ և հիմք, բայց ստացվող նյութերից

մեկը պետք է լինի անլուծելիֈ

Ca(OH)2 + Na2CO3 = 2NaOH + CaCO3

Ca2+ + CO32- = CaCO3

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

31

6. Կալցիումի հիդրօքսիդի լուծույթի մեջ քլոր մղելիս ստացվում է քլորակիրֈ

2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(OCl)3 + 2H2O + CaCl2

Կալցիումի աղերը: Կալցիումի կարբոնատ, կրաքար- կրաքարը գոյացնում է տարածված

միներալներ և ապարներ (կրաքար, մարմար, կավիճ), որոնք բոլորն էլ հանդիսանում են

կալցիումի կարբոնատ՝ CaCO3ֈ CaCO3-ը պինդ, չլուծվող նյութ էֈ Օգտագործվում է

շինարարությունում, մետաղամշակման մեջֈ

CaCO3 = CaO + CO2

Կալցիումի հիդրոկարբոնատ` Ca(HCO3)2 - հանդիպում է լուծված բնական ջրերում, որտեղ այն

առաջանում է ածխաթթու գազի և ջրի հետ կրաքարի փոխազդեցության ժամանակֈ

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2

Կալցիումի սուլֆատ` CaSO4 - հանդիպում է գիպս միներալի ձևովֈ 180OC տաքացնելիս

ստացվում է ջրազրկում, ւտացվում է ալեբաստր (CaSO4)2 .H2O

2CaSO4.2H2O (CaSO4)2 .H2O + 3H2O

Եթե ալեբաստրը ջրի հետ խառնենք թույլ խմորի վերածենք, կպնդանա հակառակ ընթացող

ռեակցիայի շնորհիվֈ

(CaSO4)2 .H2O + 3H2O = 2CaSO4.2H2O

Օգտագործվում է բժշկության, քանդակագործության և շինարարության մեջֈ Լրիվ ջրազրկված

գիպսը կոչվում է մեռած գիպսֈ

CaCl2-գազերը չորացնելու համար,

CaSiO3 - ապակի, ցեմենտֈ

Ջրի կոշտությունը և նրա վերացման եղանակները: Բնության մեջ մաքուր ջուր չի հանդիպում,

այն միշտ պառունակում է ինչ-որ նյութերի խառնուրդներֈ Փոխազդելով Երկրի կեղևում գտնվող

աղերի հետ, այն ձեռք է բերում որոշակի կոշտությունֈ

Ջրի կոշտությունը ջրում պարունակվող Ca2+ և Mg2+ իոններով պայամանվորված

հատկությունների ամբողջությունն էֈԵթե այդ նյութերի կոնցենտրացիան մեծ է, ապա ջուրը

կոչվում է կոշտ, եթե փոքր է՝ փափուկֈ Այդ իոններն էլ բնական ջրին տալիս են

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

32

առանձնահատուկ հատկությունֈ Ապակեղենը լվանալիս կոշտ ջուրը ոչ միայն վատացնում է

լվացվող կտորեղենի որակը, այլև ավելացնում է օճառի ծախսը, որը ծախսվում է Ca2+ և Mg2+

իոնների կապման համարֈ

2C17H35COONa + Ca2+ = (C17H35COO)2Ca + 2Na+

2C17H35COOK + Mg2+ = (C17H35COO)2Mg + 2K+

Փրփուրն առաջանում է միայն այդ իոնների լրիվ նստելուց հետոֈ Ca2+ իոններով

պայմանավորված կոշտությունը կոչվում է կալցիումական, իսկ Mg2+ իոններով՝

մագնեզիումական կոշտությունֈ Ընդհանուր կոշտությունը որոշվում է Ca2+ և Mg2+ իոնների

գումարային կոնցենտրացիայովֈ Ջրի փափկեցման պրոցեսներից ելնելով տարբերում են

կարբոնատային և ոչ կարբոնատային կոշտություններֈ Կարբոնատային է կոչվում այն

կոշտությունը, որն առաջացել է Ca2+ և Mg2+ այն մասի առկայությամբ, որն էկվիվալենտ է ջրում

գտնվող HCO3- հիդրոկարբոնատային իոններինֈ Եռացնելիս հիդրոկարբոնատները քայքայվում

են, առաջանում է քիչ լուծելի կարբոնատները անցնում են նստվածքի մեջ և ջրի ընդհանուր

կոշտությունը նվազում էֈ Ուստի կարբոնատային կոշտությունը կոչվում է նաև ժամանակավորֈ

Ca2+ + 2HCO3- = CaCO3 + H2O + CO2

Իսկ Mg2+ իոնները հիմնային կարբոնատի կամ հիդրօքսիդի ձևով․

2Mg2+ + 2HCO3 + 2OH- = (MgOH)2CO3 + CO2 + H2O

HCO3- + H-OH = H2CO3 + OH-

Տաքացնելիս հավասարակշռությունը տեղաշարժվում է աջֈ

Կոշտությունը կոչվում է ոչ կարբոնատայինֈ Դա որոշվում է ջրում ուժեղ թթուների

կալցիումական և մագնեզիումական աղերի գլխավորապես սուլֆատնորի և քլորիդների

պարունակությունըֈ Եռացնելիս այդ աղերը չեն հեռանում, որի պատճառով կոչվում է մշտական

կոշտություն: Կոշտ ջուրը օգտագործելիս փափկեցնում ենֈ Դա կատարվում է տարբեր

քիմիական նյութերով մշակելիսֈ

1. Կարբոնատային կոշտությունը կարելի է վերացնել հանգած կիր ավելացնելով․

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

33

Mg(HCO3)2 + 2Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + 2CaCO3 + 2H2O

Ca2+ + 2HCO3- + 2Ca+ + 2OH- = 2CaCO3 + 2H2O

Mg2+ + 2HCO3- + Ca2+ + 4OH- = Mg(OH)2 + 2CaCO3 + 2H2O

Կրի և սոդայի միաժամանակյա ավելացման ժամանակ կարելի է ազատվել կարբոնատային և ոչ

կարբոնատային կոշտությունիցֈ

Ընդ որում կարբոնատային կոշտությունը վերացվում է կրով, ոչ կարբոնատայինը՝ սոդայով․

Ca2+ + CO32- = CaCO3

Mg2+ + CO32- = MgCO3

MgCO3 + Ca2+ + 2OH- = Mg(OH)2 + CaCO3

2. Ջրի կոշտությունը վերացնում են կատիոնիտային եղանակով, որը հիմնված է

կատիոնիտների օգտագործման վրաֈ Կատիոնիտները՝ դրանք արհես-տական

իոնափոխանակային խեժեր և ալյումինասիլիկատներ են, օրրինակ՝ Na2[Al2Si2O8 . nH2O]:

Դրանց բաղադրությունը պայմանականորեն կարելի է արտահայտել Na2R ընդհանուր

ֆորմուլով, որտեղ Na+ շատ շարժուն կատիոն է և R2- բացասական լիցք կրող կատիոնիտի

մասնիկ,օրինակ՝R=Na[Al2Si2O8nH2O]2-:

Եթե ջուրը բաց թողնենք կատիոնիտնորի շերտի միջով, ապա Na-ի իոնները պետք է

փոխանակվեն կալիումի և մագնեզիումի իոններովֈ Այդ պրոցեսը կարելի է արտահայտել

այսպես․

Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR

Mg2+ + Na2R = 2Na + MgR

Վերականգնված կատիոնիտը նորից կարող են օգտագործել կոշտ ջրի փափկեցման

համարֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

34

Դասախոսություն 6

IIIA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Տարածվածությունը բնության մեջ:

Ստացման եղանակները, ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները: Ալյումինիում,

ստացումը, ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները, կիրառումը: Ալյումինի օքսիդ,

հիդրօքսիդ, աղերը, կիրառությունը: Բոր, հատկությունները, ստացումը, միացությունները:

Բորաթթու, բորաքս

Պարբերական համակարգի III խմբի գլխավոր ենթախմբում են տեղավորված բոր,

ալյումինիում, գալիում, ինդիում, թալիում տարրերը: Դրանք բոլորը պատկանում են p

տարրերին: Դրանց ատոմները արտաքին էներգետիկ մակարդակում պարունակում են

երեքական էլեկտրոն, որով պայմանավորված է ընտանիքի տարրերի հատկությունների

նմանությունը: Քիմիական միացություններում այդ տարրերը ցուցաբերում են +3-ին հավասար

օքսիդացման աստիճան (բորը նաև -3), թալիումի համար կայուն է +1 օքսիդացման աստիճանը:

Այս ենթախմբի տարրերի մետաղական հատկությունները ավելի թույլ են արտահայտված, քան

բերիլիումի ենթախմբի տարրերինը: Բորը պատկանում է ոչմետաղների թվին: Կարգային

համարի աճման կարգով մեծանում է ատոմների շառավիղները և որի պատճառով փոքրանում է

ոչմետաղական հատկությունները, աճում է մետաղական հատկությունները: Այսպես B-ի օքսիդը

թթվային բնույթ ունի, Al, Ga, In օքսիդները և հիդրօքսիդները ամֆոտեր են, իսկ թալիումի (III)

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

35

օքսիդը հիմնային բնույթ ունի: Առաջացնում են R₂O₃ օքսիդ և R(OH)₃ հիդրօքսիդներ: Մեծ

նշանակություն ունի ալյումինիումը – (լատ.՝ Aluminium), քիմիական նշանը՝ Al (կարդացվում է՝

«ալյումին»), ատոմային համարը՝ 13, ատոմային զանգվածը՝ 26.98154ֈ Ալյումինը p–տարր է,

ատոմի կառուսվածքը +13 ) ) ) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹, վալենտականությունը III, օքսիդացման

աստիճանը +3:

3s² 3p¹ 3d

Բնական ալյումինը բաղկացած է 27Al մեկ նուկլիդիցֈ Վալենտային էլեկտրոնները երեքն ենֈ

Արտաքին էլեկտրական շերտի դասավորվածությունն է 3s2p1ֈ Գործնականում բոլոր

միացություններում օքսիդացման աստիճանը +3 է (եռավալենտ) և 3 վալենտականությունֈ

Ալյումինի նեյտրալ ատոմի շառավիղը 0.143 նմ է, իսկ Al3+ իոնինը՝ 0.057 նմ: Ալյումին պարզ

նյութը փափուկ, թեթև արծաթասպիտակավուն երանգով մետաղ է, օժտված է մեծ էլեկտրա– և

ջերմահաղորդականությամբֈ Ալյումինի խտությունը 2,7 գ/սմ3 էֈ Մոտ 3 անգամ թեթև է երկաթից և

պղնձից, սակայն բավական ամուր էֈ Ալյումինը հալվում է 600 °C ջերմաստիճանումֈ

Լատ.՝ aluminium-ը գալիս է նույն լատիներեն լատ.՝ alumen բառից, որը նշանակում է պաղլեղ (շիբ

– ալյումինի և կալիումի սուլֆատ՝ KAl(SO4)2.12H2O), որը վաղուց օգտագործվել է կաշվի մշակման

ժամանակ և ինչպես կպցնող միջոցֈ Քիմիական բարձր ակտիվության պատճառով մաքուր

ալյումինի հայտնագործումն ու ստացումը ձգվել է համարյա 100 տարիֈ Եզրակացությունն այն

մասին, որ պաղլեղից կարելի է ստանալ «հող» (դժվարահալ նյութ, ժամանակակից՝ ալյումինի

օքսիդ) եկել է դեռ 1754 թվականից՝ գերմանացի քիմիկոս Ա. Մարգգրաֆիցֈ Ավելի ուշ պարզվեց,

որ հենց այդպիսի «հող» կարելի է ստանալ կավից, և այն սկսեցին անվանել կավահողֈ

Մետաղական ալյումին կարողացավ ստանալ դանիացի ֆիզիկոս Հ. Ք. Էսթրեդը1825 թվականինֈ

Նա ալյումինի քլորիդի (AlCl3, որը կարելի էր ստանալ կավահողից) վրա ազդեց կալիումի

ամալգամայով (սնդկահալվածքով՝ հալելով կալիումը սնդիկի հետ)ֈ Միայն քառորդ դար հետո

այս մեթոդը հնարավոր եղավ մի քիչ կատարելագործելֈ Ֆրանսիացի քիմիկոս Ա. Է. Սենտ-Կլեր

Դեվիլը 1854 թվականին առաջարկեց ալյումին ստանալու համար օգտագործել մետաղական

նատրիում և ստացավ նոր մետաղի առաջին ձուլակտորներըֈ Այդ ժամանակ ալյումինի գինը

շատ բարձր էր, և դրանից պատրաստում էին թանկարժեք զարդերֈ Դժվար խառնուրդների

հալույթի (որոնք ներառում են ալյումինի օքսիդ, ֆտորիդ և այլ նյութեր) էլեկտրոլիզի միջոցով

ալյումինի արտադրության գործարանային տարբերակն իրարից անկախ մշակել են Պ. Էրուն

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

36

(Ֆրանսիա) և Չ. Հոլլը (ԱՄՆ) 1888 թվականինֈ Ալյումինի արտադրությունը կապված էր

էլեկտրաէներգիայի մեծ ծախսերի հետ, այդ պատճառով մեծ մասշտաբներով այն սկսեցին

ստանալ միայն 20-րդ դարումֈ

Բնության մեջ: Բնության մեջ տարածվածությամբ ալյումինը գրավում է առաջին տեղը

մետաղների մեջ և երրորդ տեղը բոլոր տարրերի մեջ (թթվածնից և սիլիցիումից հետո), այն

զբաղեցնում է երկրակեղևի զանգվածի 8.8%-ըֈ Ալյումինը մտնում է ահռելի քանակությամբ

հանքանյութերի բաղադրության մեջ, գլխավորությամբ ալյումոսիլիկատների և լեռնային

ապարներիֈ Կարևոր միացություններն են նաև բոքսիտը, կորունդը, կրիոլիտը:

Ալյումինասիլիկատները կազմված են Al₂O₃-ից Si, ալկալիական և հողալկալական Me-ի

օքսիդներից: Ալյումինասիլիկատների հողմնահարումից առաջանում է կավ` Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O:

Նեֆելին Na₂O · Al₂O₃ · 2SiO₂ և K₂O · Al₂O₃ · 2SiO₂- տարածված է Կոլա թերակղզում և

Կրասնոյարսկի մարզում: Բոքսիտները ապարներ են, որոնք կազմված են ալյումինիումի

հիդրատացված օքսիդից և երկաթի պքսիդներից, որոնք տալիս են կարմիր գույն:

Կորունդ` Al₂O₃ բաղադրությամբ միներալ է, օժտված մեծ կարծրությամբ:

Կրիոլիտ`AlF₃ · 3NaF կամ Na₃AlF₆ բաղադրությամբ միներալ է, պատրաստում են

արհեստականորեն:

Ալյունիտ` K₂SO₄ · Al₂(SO₄)₃ · 2Al₂O₃ · 6H₂O (շիբ - кварци):

Ալյումինի միացություններ պարունակում են գրանիտները, բազալտները, կավը, դաշտային

սպաթը և այլնֈ Չնայած նրան, որ ալյումինը պարունակվում է շատ մեծ քանակությամբ

հանքանյութերում և ապարներում, բոքսիտներով հարուստ տեղանքները, որոնք հանդիսանում

են ալյումինի գործարանային ստացման հիմնական հումք, բավականին հազվադեպ են

հանդիպումֈ Միկրոէլեմենտների տեսքով ալյումինը առկա է կենդանիների և բույսերի

հյուսվածքներումֈ Ալյումինը հեշտությամբ է ենթարկվում մեխանիկական մշակման, որովհետև

ունի մեծ կռելիություն և ձգվողականությունֈ Կարելի է գլանել, լար ձգել, ինչպես նաև մամլել ու

դրոշմել՝ իրին տալով ցանկացած ձևֈ Թունավոր հատկության բացակայությունը թույլ է տալիս

ալյումինը լայնորեն օգտագործելու խոհանոցային սպասքի, սննդի և գարեջրի արտադրական

սարքավորումների պատրաստման, ինչպես նաև՝ սննդանյութերի և դեղանյութերի

փաթեթավորման համարֈ Առանց ալյումինի դժվար կլիներ պատկերացնել

ինքնաթիռաշինությունըֈ Ալյումինի աղերից մեծ կիրառություն ունի ալյումինական շիբը՝

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

37

KAl(SO4)2•12H2O, որը կրկնակի աղ է (նաև բյուրեղահիդրիտ է) և օգտագործվում է արյան

մակարդման համար, ինչպես նաև մուրաբաների պատրաստման և մանրաթելերի ներկման

ժամանակ (մեծացնում է ներկանյութի կապը մանրաթելի հետ)ֈ

Ստացում: Ալյումինիում ստացել է Վելերը 1827թ. ալյումինիումի քլորիդի վրա մետաղական

կալիում ազդելով՝ 3K+AlCl₃=3KCl+Al

Արդյունաբերության մեջ Al ստանում են կրիոլիտի մեջ հալված Al₂O₃-ի էլեկտրոլիզից: Al₂O₃-ը

լավ լուծվում է հալված կրիոլիտի մեջ,ստացվում է ջերմային դիսոցում. Al2O3 օքսիդն

առանձնացնում են բոքսիտ հանքաքարից.

Al2O3 4Al +3O2 Al2O3 Al3+ + AlO33-

K- Al3+ + 3e =Al0 A+ 2 AlO33- -6e =3/2 O2 + Al2O3

Օքսիդի հալման ջերմաստիճանը 2000-ից բարձր է և հնարավոր չէ ունենալ

էլեկտրոլիզի սարքեր, որոնք դիմանան այդպիսի բարձր ջերմաստիճաններիֈ Այդ պատճառով

օքսիդին խառնում են կրիոլիտ՝ Al3[AlF6], և դրա առկայությամբ իրականացնում հալույթի

էլեկտրոլիզը բավականին ցածր՝ մոտ 900 °C ջերմաստիճանումֈ Որպես կատոդ ծառայում են

էլեկտրոլիզային գուռի հատակին տեղադրված գրաֆիտե սալիկները, իսկ որպես անոդ՝

գրաֆիտե ձողերի շարանըֈ Գոյացող ալյումինը հալված վիճակում հավաքվում է գուռի հատակին

և շարունակում կատարել կատոդի դերըֈ Անոդի վրա թթվածինն առաջանում է ատոմների ձևով,

որոնք անմիջապես միանում են ածխի հետ՝ վերջինս այրելով մինչև CO և CO2ֈ Էլեկտրոլիզի

ամբողջ ընթացքում անոդի գրաֆիտե զանգվածն անընդհատ ավելացնում ենֈ

Ֆիզիկական հատկությունները: Al-ը թեթև սպիտակաարծաթավուն, բայց մեխանիկապես ամուր

ամուր մետաղ է: Նա պատկանում է թեթև մետաղների շարքին, oժտված է լավ էլեկտրա- և ջերմա

հաղորդականությամբ, բայց զիջում է Cu-ին: Բնական ալյումինիումը ունի մեկ իզոտոպ :

Al-ի քիմիական հատկությունները: Al-ը ուժեղ վերականգնիչ է: Օդում ծածկվում է օքսիդի հաստ

թաղանթով, քիմիական ակտիվությունը դրսևորում է հատկապես թաղանթը հեռացնելուց հետո:

Օքսիդաթաղանթը ամուր է, պինդ և ճկուն, չի խզվում ձգելիս, սեղմելիս, ծռելիս և կորացնելիս:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

38

Օքսիդաթաղանթը մակերեսին տալիս է անփայլ տեսք: Նրա շնորհիվ Al չի ենթարկվում

կոռոզիայի: Եթե օքսիդաթաղանթը հեռացնենք Al կփոխազդի ջրի հետ:

Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂

1. Նոսր աղաթթուն և ծծմբական թթուն հեշտությամբ լուծում են Al-ը հատկապես տաքացնելիս:

2 Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

2 Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

2Al⁰ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂⁰

2. Սովորական ջերմաստիճանում Al գործնականորեն չի փոխազդում խիտ և շատ նոսր H₂SO₄,

ազոտական թթվի հետ, ուստի HNO₃ պահում և փոխազդում են Al տարաներով: Միջին

ուժեղության HNO₃-ի հետ փոխազդում է շատ դանդաղ`

2Al + 6H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2Al + 6HNO₃ = Al₂O₃ + 6NO₂ + 3H₂O

Al + 4HNO₃ = Al(NO₃)₃ +NO + 2H₂O

3. Ի տարբերություն շատ մետաղների Al-ի վրա խիստ ազդում են ալկալիների լուծույթները:

Օր.`

2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂

2Al + 2NaOH + 6 H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

2Al + 2Na⁺ + 2OH⁻ + 6 H₂O = 2Na⁺ + Al(OH)₄⁻ +3H₂⁰

2Al + 2OH⁻ + 6H₂O = Al(OH)⁻ + 3H₂

4. Տաքացնելիս Al փոխազդում է հալոգենների հետ, իսկ բարձր ջերմաստիճանում` ծծմբի,

ազոտի ածխածնի հետ

2Al + Cl₂ = 2AlCl₃ 2Al + 3S = Al₂S₃ 2Al + N₂ = 2AlN

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃ (սով.պ.) 4Al + 3C = Al₄C₃

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

39

5. Al-ը օքսիդներից վերականգնում է մետազը, որը օգտագործվում է տեխնիկայում և կոչվում է

ալկումինաթերմիա:

2Al + Fe₂O₃ = 2Fe + Al₂O₃

Այս եղանակը հայտնաբերել է Բեկետովը:

3Fe₃O₄+8Al=4Al₂O₃+9Fe

թերմիտ

Al₂O₃ - ալյումինիումի օքսիդ: Ալյումինիումի օքսիդ Al₂O₃ (կավահող) սպիտակ գույնի,

դժվարահալ բարձր ամրությամբ նյութ է: Բնության մեջ հանդիպում է կորունդի և նրա

տարատեսակների ձևով: Եթե կորունդի անգույն բյուրեղները խառնուրդի պատճառով ունեն

կապույտ գույն, կոչվում են շափյուղաներ (սապֆիրներ) մանուշակագույն` մեղեսիկներ

(ամեթիստներ) կարմիր սուտակներ (ռուբիններ): Սուտակների բյուրեղները քրոմի (III) օքսիդի

խառնուրդների հետ օգտագործում են որպես լազերներ:

Լաբորատորիայում Al₂O₃ ստանում են Al-ը թթվածնում այրելով կամ ալյումինիումի հիդրօքսիդը

շիկացնելով.

4Al + 3O₂ = 2 Al₂O₃ 2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + H₂O

Արդյունաբերության մեջ ստանում են բոքսիդներից կամ նեֆելիններից:

Բ-Al₂O₃·Fe₂O₃·SiO₂·H₂O

Ն – Na₂O · Al₂O₃ · 2SiO₂ կա Սիբիրում և Խիբիններում:

Al₂O₃ չի լուծվում ջրում, չի էլ փոխազդում, ամֆոտեր է.

Փոխազդում է թթուների և ալկալիների հետ

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂Օ

Al₂O₃ + NaOH = 2NaAlO₂ + H₂Օ

Al₂O₃ + 2NaOH + 7 H₂O = 2Na[Al(OH)₄ (H₂O)₂]

Al₂O₃ + 2OH⁻ + 7H₂O = 2[Al(OH)₄ (H₂O)₂]⁻

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

40

Ալյումինիումի հիդրօքսիդ Al(OH)₃ - սպիտակ պինդ նյութ է, ջրում անլուծելի, ստացվում է Al-ի

լուծելի աղի վրա ալկալիով ազդելիս

AlCl₃ + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH)₃

Al³⁺ + 3OH⁻ = Al(OH)₃

Al(OH)₃ - ամֆոտեր է փոխազդում է թթուների հետ Al-ի կատիոններ պարունակող աղ

առաջացնելով, իսկ ալկալու հետ – ալյումինատներ:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

Համապատասխան թթուն HAlO₂ է – ալյումինաթթու:

Ալյումինիումի աղերը: Ինչպես Al-ի աղերը, այնպես էլ ալյումինատները լուծույթներում խիստ

հիդրոլիզվում են: Այդ պատճառով Al-ի թույլ թթուների աղերը լուծույթում փոխարկվում են

հիմնային աղերի կամ լրիվ հիդրոլիզվում են: Օր.` լուծույթում Al-ի որևէ աղը Na₂CO₃-ի հետ

փոխազդելիս առաջանում է ոչ թե Al-ի կարբոնատ, այլ նրա հիդրօքսիդը և անջատվում է

ածխածնի դիօքսիդ:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl

2Al³⁺ + 3CO₃²⁻ + 3H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3CO₂

Ալյումինիումի քլորիդ` AlCl₃ ստացվում է

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

Կիրառվում է օրգանական նյութերի սինթեզի ժամանակ որպես կատալիզատոր: Ջրում լուծվում է

ջերմության անջատումով: Լուծույթի գոլորշիացումից հիդրոլիզվում է անջատելով քլորաջրածին

և Al(OH)₃

AlCl₃ + 3H₂O = Al(OH)₃ + 3 HCl

Հալված AlCl₃-ը էլեկտրական հոսանք չի հաղորդում, որի պատճառով AlCl₃-ից էլեկտրոլիզով Al

ստանալ նհարավոր չէ:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

41

Ալյումինիումի սուլֆատ Al₂(SO₄)₃ · 18H₂O

Ստացվում է Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ · H₂O

Կիրառվում է ջուրը մաքրելու և թղթի արտադրության մեջ:

Ալյումինակալիումական շիբ`KAl(SO₄)₂ · 12H₂O կաշվի դաբաղման ժամանակ

NaAl(SO₄)₂ · 12H₂O, (NH₄)Al(SO₄)₂ · 12H₂O բժշկության մեջ:

Դասախոսություն 7

IVA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Ածխածինը բնության մեջ:

Ածխածնի ալոտրոպիան, ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները, կիրառումը:

Ակտիվացրած ածխածին: Կարբիդներ: Ածխածնի թթվածնավոր միացությունները: շմոլ

գազի մոլեկուլի կառուցվածքը: Ածխածնի (IV) միացությունները բնության մեջ:

Фոտոսինթեզ: Ածխաթթու: Կարբոնատներ և հիդրոկարբոնատներ

Ածխածին, սիլիցիում, գերմանիում, անագ, կապար տարրերը կազմում են տարրերի

պարբերական համակարգի IV A խումբը, որը սովորաբար անվանվում է ածխածնի ենթախումբ:

Այս տարրերից ածխածինը ու սիլիցիումը ոչ մետաղներ են, գերմանիումը ամֆոտեր է, իսկ

անագն ու կապարը մետաղներ են: Ենթախմբի տարրերի ատոմների արտաքին

էներգիական մակարդակում առկա է չորսական էլեկտրոն, որոնցից երկուսը զույգված են,

իսկ մյուս երկուսը չզույգված: Միացություններ առաջացնելիս այս տարրերը՝ օրինակ

ածխածնի ատոմը հիմնական վիճակից անցնում է գրգռված վիճակի, որը

համապատասխանում է չզույգված չորս էլեկտրոնին.

C E C*

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

42

Այս պատճառով էլ տվյալ ենթախմբի տարրերի ատոմներն այլ տարրերի ատոմների հետ

համապատասխան միացություններում հիմնականում առաջացնում են 4 կովալենտ կապ

դրսևորելով -4-ից +4 օքսիդացման աստիճաններ: IV A խմբի տարրերն իրենցից ավելի փոքր

էլեկտրաբացասականությամբ տարրերի՝ օրինակ մետաղների հետ միացություններում

բացասական օքսիդացման աստիճան են դրսևորում: Թթվածնի եվ ֆտորի հետ առաջացրած

միացություններում հիմնականում +2 եվ +4 օքսիդացման աստիճան են դրսեվորվում՝ CO,

CO2, CF4 : IV A խմբի տարրերի բարձրագույն օքսիդներն են RO2: Այդ օքսիդների

համապատասխանում են H2RO3 թույլ, անկայուն թթուները ընդ որում կարգաթվի

մեծացման հետ ՝ դրանց թթվային հատկությունները ավելի ու ավելի են թուլանում: H2CO3

H2SiO3 H2GeO3 Sn(OH)4 Pb(OH)4

Թույլ թթու երկդիմի

Առաջացնում են RH4 բանաձևով ներկայացվող գազային ջրածնային միացություններ, որոնց

կայունությունը CH4, SiH4, GeH4, SnH4 շարքում կտրուկ նվազում է, իսկ կապարը ջրածնային

միացություն չի առաջացնում: Այս խմբի տարրերը երկրակեղևի 2/7 մասն են կազմում:

C ՕՔ աստիճան _ - 4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4

Si ՕՔ աստիճան _ - 4, -3, 0, +1, +2, +3, +4

Ածխածին

Կայուն իզոտոպները 126C (98.9%) եվ 136C (1.1%) : Ռադիոակտիվ 146C :

Ar(C) =12 M(C)=12գ/մոլ

Վալենտականությունը 4, հազվադեպ 1,2,3

Ածխածինը մեր մոլորակում առկա է ինչպես ազատ (գրաֆիտ, ալմատ, կոքս, մուր, ածուխ)

այնպես էլ կապված վիճակում: Սծխածինը կենդանի բնության հիմնական տարրն է: Սրա

բնական միացություններն են ածխածնի (IV) օքսիդը, կարբոնիտները, կալցիտները (կրաքար,

մարմար, կավիճ), որոնց հիմնական բաղադրամասն կալցիումի կարբոոնատն է, մագնեզիտը

MgCO3, դոլոմիտը CaCO3 • MgCO3 երկաթասպատը կամ սիդերիտը՝ FeCO3,

մալաքիտը(CuOH)2CO3: Մեծ քանակությամբ ածխածին է պարունակում քարածխի, բնական

գազի, նավթի, բուսական ու կենդանական օրգանիզմների բաղադրությունը:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

43

ՖԻԶԻԿԱԿԱՆ ՀԱՏԿՈՒԹՅՈՒՆՆԵՐԸ ՈՒ ԿԻՐԱՌՈՒՄԸ: Ածխածնի հիմնական

տարաձևություններն են գրֆիտն ու ալմաստը: Տասնվեցերորդ դարում գրաֆիտից սկսեցին

մատիտի միջուկներ պատրաստել, որտեղից էլ ծագել է այդ հանքանյութի անվանումը

(հունարեն գրաֆո՝ գրում եմ բառից): Տասնութերորդ դարում գիտնականները փորձերով

համոզվեցին, որ գրաֆիտի, ալմաստի ու ածխի նույն քնակություններն այրելիս հավասար

ծավալով CO2 է ստացվում: Պարզ դարձավ, որ գրաֆիտն ու ալմաստը նույն բաղադրությամբ

պարզ նյութերն են ածխածին տարրի ատոմներից կազմված: Գրաֆիտի բյուրեղացանցն

ատոմային է, որտեղ ածխածնի ատոմները գտնվում են sp2 հիբրիդային վիճակում ու

դասավորված են զուգահեռ շերտերով: Ածխածնի ատոմների շերտերից յուրաքանչյուրում

կանոնավոր վեցանկյուն են կազմում: Կապերի միջև անկյունը 1200 է, C - C կապի միջև

հեռավորությունը 0,142նմ, իսկ շերտերի միջև հեռավորությունը մոտավորապես 0,3նմ:

Գրաֆիտը (P=2,26գ/սմ3) մուգ մոխրագույն, շոշափելիս յուղոտ, թեփետ, մետաղական փայլով,

անթափանցիկ նյութ է ՝ամրությամբ նույնիսկ թղթին զիջող: Դժվարահալ է

37000C -ում գոլորշիանում է առանց հեղուկ վիճակի անցնելու: Հեղուկանում է միայն 105մթն

ճնշման տակ 3700 0 C -ից բարձր ջերմաստիճանում: Գրաֆիտը լայնորեն օգտագործվում է

արդյունաբերության տարբեր բնագավառներում: Ալմաստի բյուրեղացանցը նույնպես

ատոմային է: Ի տարբերություն գրաֆիտի ածխածնի ատոմները գտնվում են sp3 հիբրիդային

վիճակում, իսկ տարածական կառուցվածքը կանոնավոր քառանիստ է: Ածխածնի

յուրաքանչյուր ատոմ քառանիստի կենտրոնում է, որի չորս վալենտային օրբիտալը միմյանց

նկատմամբ 1090, 28՛ անկյան տակ ուղղված են դեպի գագաթները, որոնց միանում են հարևան

ածխածնի ատոմները: Այլ կերպ ասած բյուրեղացանցում յուրաքանչյուր ածխածնի ատոմ

շրջապատված է ածխածնի 4 ատոմով:

Ալմաստն անգույն, թափանցիկ, բյուրեղային նյութ է: Խիստ դժվարահալ է, հալման

ջերմաստիճանը 37300C, եռմանը 48300 C P=3,515գ/սմ3: Այլ նյութերի խառնուկներում լինում է

երկնագույն, դեղին, կարմիր, սև և ուրիշ գույների: Իր կառուցվածքի շնորհիվ ալմաստն

ամենակարծր բնական նյութն է, ջերմության վատ հաղորդիչ է ու էլեկտրական հոսանք չի

հաղորդում: Ալմաստն առանց օդի մուտքի 14000C ջերմաստիճանում ու բարձր ճնշման տակ

տաքացնելիս գրաֆիտի է վերածվում: Ներկայումս հայտնի է, որ հնարավոր է և հակառակ

գործընթացը գրաֆիտից ալմաստ ստացումը 100հազար մթնոլորտային ճնշման տակ,

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

44

կատալիզատրի ներկայությամբ 25000C – 30000C տաքացնելիս: Սինթետիկ ալմաստն առաջին

անգամ աշխարհում ստացել են Շվեդիայում (1953թ.), ապա այլ երկրներում:

Հղկված ալմաստը՝ շողակնը (ադամանդ) շատ հնուց հայտնի զարդարանքներից է: Գրաֆիտից

ու ալմաստից բացի հայտնի է նաև ածխածնի ևս երեք տարաձևություն՝ կարբինը,

պոլիկումուլինը ու ֆուլերինը, որոնք ստացվել են արհեստական եղանակով: Ֆուլերենները

(C60- C70- C76 եվ այլ կառուցվածքներով) առաջին անգամ ստացել են 1985թ ԱՄՆ-ում: C60

ֆուլերինի մոլեկուլը ֆուտբոլի գնդակի է նմանվում: Անցյալում կարծում էին, թե ածուխը,

մուրն ու կոքսն ածխածնի ինքնուրույն տարատեսակներն են և դրանք անվանում էին ամորֆ

ածխածին: Այժմ ռենտգենյան ճառագայթների օգնությամբ հաստատվել է, որ այդ նյութերն

ամորֆ չեն, բաղկացած են շատ մանր բյուրեղային մասնիկներից, որոնց մեջ ածխածնի

ատոմները դասավորված են նույն կերպ, ինչպես գրաֆիտում:

Փայտածուխ ստացվում է փայտի չոր թորմամբ: Փայտածուխը չոր փայտի 30-40% - ն է

կազմում: Նրա կտորում նշմարվում են վիթխարի քանակով մանրագույն անցքեր: Դրանք

փայտի անոթներն են, որոնցով փոխադրվում են ծառի հյութերը: Փողանցքներն ապահովում

են փայտածխի մեծ մակերեսը, որով էլ պայմանավորված է այդ նյութ խիստ կարեվոր

հատկությունները՝ գոլորշիների, գազերի ու լուծված նյութերի կլանումը: Նման նյութերի

մոլեկուլները ձգվում են ածխի մակերևույթի կողմից եվ այնտեղ պահվում: Նման երևույթը

անվանվում է ադսորբում (մակակլանում):

Մակակլանումը (ադսորբում) պինդ նյութերի մակերևույթի կողմից գազերում ու

լուծույթներում առկա նյութերի կլանման երևույթն է: Փայտածուխը վերամշակելուց հետո

ստացված ածուխը կոչվում է ակտիվացրած ածուխ, որը կարբոլեն հաբերի ձևով վաճառվում

է դեղատներում, օգտագործվում է հակագազերի մեջ, կատալիզատոր է: Բնության մեջ մուր և

կոքս չեն առաջանում: Այդ նյութերը ստացվում են արհեստական եղանակով:

ԱԾԽԱԾՆԻ ՔԻՄԻԱԿԱՆ ՀԱՏԿՈՒԹՅՈՒՆՆԵՐԸ: Ածխածինը սովորական պայմաններում ոչ մի

նյութի հետ չի փոխազդում, սակայն տաքացնելիս փոխազդում է մի շարք պարզ և բարդ

նյութերի հետ:

1. Ածխածինը փոխազդում է թթվածնի հետ: Ալմաստը և գրաֆիտը այրվում են միայն

մաքուր թթվածնում, իսկ ածուխը՝ օդում: Ռեակցիան ջերմանջատիչ է:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

45

C + O2 = CO2 + 402 ԿՋ

Թթվածնի անբավարար քանակի դեպքում առաջանում է թերայրում եվ ստացվում է CO

(շմոլ գազ)

2C + O2 = 2CO

2. Շատ բարձր ջերմաստիճանում ածխածինը միանում է H2, S, Si, B, F հետ :

C + 2H2 CNi 01000 CH4 մեթան

C + 2S = CS2 ծծմբաածխածին

C + N2 = C2N2 դիցիան N = C – C = N

C + F2 = CF4 ածխածնի քառաֆտորիդ

C + B = B4C3

C + Si = Si+4C-4

3. Դիցիանը փոխազդում է ջրածնի հետ առաջացնելով ցիանաջրածին, որը ունի թթվային

հատկություններ է կապտաթթու:

(CN)2 +H2 = 2HCN

4. Մետաղների հետ ածխածինը փոխազդում է բարձր ջերմաստիճանում առաջացնելով

կարբիտներ:

Ca + 2C = CaC2 CaO + 3C = CaC2 + CO

Ca

C C

Կարբիտները փոխազդում են ջրի հետ:

Ai4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

46

Մեծ նշանակություն ունի երկաթի կարբիտը, որը կոչվում է ցեմենտիտ:

3Fe + C =Fe3C

5. Ածխածինը փոխազդում է խիտ ծծմբական եվ ազոտական թթուների հետ:

C + 2H2SO4(խ) = CO2 + 2SO2 + 2H2O

C + HNO3(խ) = CO2 + NO + H2O

6. Շիկացած ածխածինը փոխազդում է ջրային գոլոորշիների հետ, որից ստացվում է ջրագազ:

C + H20 = CO + H2

7. Ածխածինը փոխազդում է թթվածին պարունակող բարդ նյութերի հետ ու դրանցից

թթվածինը խլում, այսինքն վերականգնող հատկություն է ցուցաբերում:

2PbO + C t 2Pb + CO2 CuO + C = Cu + CO2

Fe2O3 + 3C = 2 Fe + 3CO2

8. C-ը փոխազդում է նաև ոչմետաղների օքսիդների հետ

C + CO2 t 2CO 10C + P2O5 t P4 + 10CO

SiO2 + 2C t Si + 2CO SiO2 + 3C t SiC + 2CO SiC(կարբորունդ)

ՍՏԱՑՈՒՄ

1. Ածխածին ստացվում է օրգանական նյութերի քայքայումից:

CH4 C01000 C +2H2

սկիպիտար C10H16 + 8Cl2 = 10C + 16HCl

2 . C10H16 - ը քլորի մեջ այրելիս

C10H16 + 8Cl2 = 10C + 16HCL

Ածխածնի թթվածնավոր միացությունները: Ածխածնի (II) օքսիդ CO (շմոլ գազ)

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

47

Ածխածնի (II) օքսիդում ածխածնի վալենտականությունը երեք է, իսկ օքսիդացման

աստիճանը +2, թթվածնի վալենտականությունը երեք է, իսկ օքսիդացման աստիճանը -2:

քիմիական կապը կովալենտ բեվեռային է: Ածխածնի ու թթվածնի ատոմները միմիանց

կապված են երեք ընդհանուր էլեկտրոնային զույգով, որոնցից երկուսն առաջացել են

փոխանակային իսկ մեկը դոնորակցեպտրային մեխանիզմով:

C O

Ստացվում է այսպես.

C

O C O

Ֆիզիկական հատկությունները եվ ստացումը: CO – ն օդից փոքր-ինչ թեթև գազ է, գույն, հոտ

ու համ չունի, ջրում գրեթե չի լուծվում եվ չի փոխազդում: Անտարբեր օքսիդ է, -1920C

ջերմաստիճանում հեղուկանում է, իսկ 2050C՝ պնդանում : Խիստ թունավոր է ՝ ռուսներն

անվանում են «ուգար»:

Արդյունաբերության մեջ ստացվում է.

1. Ածխածնի թերայրման ժամանակ.

2C + O2 = 2CO

2. Արդյունաբերական վառարանում CO – ի ստացումը իրականացվում է երկու փուլով:

I Փուլ C + O2 t CO2 + 402 ԿՋ

II Փուլ CO2 + C t 2CO - 160 ԿՋ

Լաբարոտորիայում CO ստացվում է տաքացրած ծծմբական թթվին մրջնաթթու՝ HCOH

ավելացնելիս.

HCOOH tSOH ,42 CO + H2O

Քիմիական հատկությունները

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

48

Ածխածնի (II) օքսիդը աղ չառաջացնող օքսիդ է, սովորական պայմաններում չի փոխազդում

ոչ թթուների եվ ոչ էլ հիմքերի հետ:

1. Ածխածնի (II) օքսիդի կարեվորագույն քիմիական հատկությունը վերականգնող լինելն է.

C+2 -2e C+4

ա) այրվում է .

2CO + O2 = 2CO2

բ) մետաղի օքսիդներից վերականգնում է մետաղները.

Fe2O3 + 3CO = 2Fe +3CO2

2. Արևի լույսի տակ կամ կատալիզատորի (ակտիվացած ածխի) ներկայությամբ CO – ն

միանում է քլորի հետ, ու առաջացնում մարտական թունավոր նյութերից մեկը ՝ ֆոսգեն

(COCl2)

C

CO + Cl2 = COCl2 Cl O Cl

4000C 300մթն ճնշման տակ ZnCr-ային կատալիզատորի ներկայությամբ CO –ն H2 –ի հետ

փոխազդելով առաջացնում է մեթիլ սպիրտ.

CO + 2H2 = CH3OH

3. CO – ի ու H2 – ի խառնուրդը անվանվում է սինթեզ գազ: Պայմանները փոխելով կարելի

է տարբեր օրգանական նյութեր ստանալ.

nCO + 2n+1H2 = CnH2n+2 + nH2O

4. CO–ն բարձր ջերմաստիճանում եվ ճնշման տակ անմիջականորեն միանալով որոշ

մետաղների հետ, առաջացնում է կարբոնիլներ.

Fe + 5CO = Fe(CO)5 Cr + 6CO = Cr(CO)6 Ni + 4CO = Ni(CO)4

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

49

Այս միացություններում մետաղի օքսիդացման աստիճանը հավասար է 0-ի: Ցածր

ջերմաստիճանում բյուրեղային խիստ թունավոր նյութեր են, օգտագործվում են որպես

կատալիզատորներ:

5. CO – ն փոխազդում է NaOH հետ, խիստ պայմաններում

CO + NaOH H-COONa 2HC-OONa + H2SO4 2HCOOH + Na2SO4

Ածխածնի (IV) օքսիդ (ածխածնի դիօքսիդ, ածխաթթու գազ CO2)

Ստացումը: Լաբարատորիայում ստացվում է Կիպպի ապարատում մարմարի CaCO3 - ի վրա

աղաթթվով ազդելիս:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H20

(CaCO3 ՝ մարմար, կրաքար, կավիճ):

Արդյունաբերության մեջ.

1. Կիրը այրելիս. CaCO3 t CaO + CO2

2. Վառելանյութի այրելիս. CH4 + 2O2 = CO2 +2H2O

3. Խմորման տարբեր պրոցեսների ժամանակ.

C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2

Ֆիզիկական հատկությունները: Ածխածնի (IV) օքսիդը օդից մոտավորապես 1,5 անգամ ծանր

թույլ թթվային հոտով ու համով, անգույն գազ է: Ջրում լուծվում է սենյակային

ջերմաստիճանում, 58 - 60 մթն ճնշման տակ ածխաթթու գազը գազային վիճակից անցնում է

հեղուկի, որը 1մթն ճնշման տակ -780C ջերմաստիճանում վերածվում է պինդ ձյունանման

զանգվածի: Պինդ ածխաթթու գազը՝ « չոր սառույցը» սուբլիմում է:

Քիմիական հատկությունները: Ածխածնի (IV) օքսիդի մոլեկուլը ունի հետեվյալ կառուցվածքը:

O = C = O O = C = O ≥ 1800

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

50

1. Ածխածնի (IV) օքսիդը թթվային օքսիդ է, ուստի փոխազդում է հիմքերի, ջրի ու

հիմնային օքսիդների հետ:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

H2O + CO2 = H2CO3 Na2O + CO2 = Na2CO3 BaO + CO2 = BaCO3

Հիմքերի պակասի դեպքում հիդրոկարբոնատներ են առաջանում

CO2 + KOH = KHCO3

CO2 – ը փոխազդում է նաեվ պինդ վիճակում գտնվող հիմքերի հետ:

NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

2. CO2-ը սենյակային ջերմաստիճանում բավականին կայուն է, սակայն բարձր

ջերմաստիճանում փոխազդում է ակտիվ մետաղների հետ՝ օքսիդացնող հատկություն

ցուցաբերելով:

2Mg + CO2 =t 2MgO + C

3. CO2 – ը փոխազդում է չեզոք կարբոնատների հետ ջրային միջավայրում, նստվածքը

անհետանում է հիդրոկարբոնատի առաջացման պատճառով:

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2

4. CO2 – ը փոխազդում է քլորակրի եվ հիպոքլորատների հետ:

CaOCl2 + CO2 + H2O = CaCO3 + HOCl + HCl

2NaOCl + CO2 + H2O = Na2CO3 + 2HClO

CO2-ի կիրառությունը: Բույսերի սննդառության հիմնական աղբյուրը լուսասինթեզն

իրականացնելու համար անհրաժեշտ նյութն է: CO2 – ը օգտագործում են «չոր սառույց»

անվան տակ: CO2 –ը օգտագործում են ջուրը և ըմպելիքները գազավորելու համար, իսկ հեղուկ

վիճակում կրակմարիչներում եվ հրշեջ մեքենաներում: Փրփրային կրակմարիչներում CO2 – ը

առաջանում է ծծմբական թթվի եվ Na-ի հիդրոկարբոնատի փոխազդեցությունից, որին

ավելացնում են փրփրատու նյութ:

NaHCO3 + H2SO4 = NaHSO4 + CO2 + H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

51

CO2 - ը օգտագործում են սոդայի և միզանյութի ստացման համար:

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O NaOH + CO2 = NaHCO3

CO2 + 2NH3 = (NH2)2CO + H2O CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O

Ածխաթթուն և իր աղերը

1. CO2 – ը ջրում լուծելով առաջանում է ածխաթթու:

CO2 + H2O H2CO3

H2CO3-ը կարող է գոյություն ունենալ միայն ջրային լուծույթում: Լուծույթը տաքացնելիս CO2 –ը

ցնդում է և H2CO3-ի առաջացման հավասարակշռությունը տեղաշարժվում է դեպի ձախ եվ

վերջ ի վերջո մնում է ջուր:

H2CO3 CO2 + H2O

2. Ածխաթթուն երկհիմն, թույլ թթու է, դիսոցվում է աստիճանաբար: CO2–ը ջրում լուծելիս

ստեղծում է հետևյալ դինամիկ հավասարակշռությունը:

H2O + CO2 = H2CO3 = H+ + HCO3- = H+ + CO32- PH‹ 7-ից

3. Որպես երկհիմն թթու ՝ ածխաթթուն առաջացնում է 2 կարգի աղեր՝ չեզոք եվ թթու,

կարբոնատներ (CO32-) եվ (HCO3-):

4. Անգամ ակտիվ մետաղների հետ ածխաթթուն շատ դանդաղ է փոխազդում:

Mg + H2CO3 = MgCO3 + H2

5. Ածխաթթուն փոխազդում է ալկալիների ու ակտիվ մետաղների օքսիդների հետ:

2NaOH + H2CO3 = Na2CO3 +2H2O

NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O

BaO + H2CO3 = BaCO3 + H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

52

Ջրում լուծելի են ալկալիական մետաղների ու ամոնիումի կարբոնատները, իսկ մյուս

կարբոնատները ջրում չեն լուծվում:

6. Նատրիումի կարբոնատի լուծումը ջրում ուղեկցվում է ջերմության անջատումով, ինչը

բացատրվում է բյուրեղահիդրատի առաջացմամբ

Na2CO3 + 10H2O = Na2CO3 • 10H2O (բյուրեղային սոդա)

7. Ալկալիական մետաղների կարբոնատները և հիդրոկարբոնատները ջրում ենթարկվում են

հիդրոլիզի, այդ պատճառով էլ դրանց լուծույթներն ունեն հիմնային միջավայր:

Na2CO3 + H-OH = NaHCO3 + NaOH

NaHCO3 + H-OH = NaOH + H2O + CO2

8. Կարբոնատների և հիդրոկարբոնատների որակական ռակցիան այն է, որ ուժեղ թթվի հետ

փոխազդելիս անջատում են ածխաթթու գազ, որն էլ կարելի է ճանաչել կրաջրով (պղտորվում

է):

CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 H20 + CO2

CO32- +2H+ = H2O + CO2

NaHCO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O + 2CO2

9. Նատրիումի և կալիումի կարբոնատները տաքացնելիս հալվում են, բայց չեն

քայքայվում, իսկ մյուսները քայքայվում է:

Na2CO3 ≠ t K2CO3 ≠t

Li2CO3 t Li2O + CO2

MgCO3 = MgO + CO2

CaCO3 = CaO +CO2

(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 + H2O

10. Հիդրոկարբոնատները տաքացնելիս քայքավում են առաջացնելով համապատասխան

կարբոնատները:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

53

2KHCO3 t K2CO3 + H2O + CO2

Ca(HCO3)2 t CaCO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2 C01000 CaO + 2CO2 + H2

Ածխաթթվի աղերից բնության մեջ տարածված են կալցիումի կարբոնատը՝ (կրաքար,

մարմար, կավիճ), մագնեզիումի կարբոնատի հետ է խառնվում դոլոմիտ հանքային ապարի

CaCO3 • MgCO3 ձևով: MgCO3- ը կոչվում է մագնեզիտ: Նույն հատկություններն ունի ինչ-որ

CaCO3 , Na2CO3 նատրիումի կարբոնատ կամ սոդա , Na2CO3 • 10 H2O բյուրեղային սոդա: Սոդան

օգտագործվում է ապակու, օճառի, թղթի, տեքստիլ, նավթի արդյունաբերության համար,

կենցաղում՝ լավացող նյութեր:

Արդյունաբերության մեջ սոդա ստանում են ամոնիակաքլորիդային եղանակով:

NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3

NH4HCO3 + NaCl = NaHCO3 + NH4Cl

NH4HCO3 –ը սառը ջրում չի լուծվում՝ ֆիլտրում են

2NaHCO3 =t Na2CO3 + H2O + CO2

NaHCO3–ը նատրիումի հիդրոկարբոնատի մի մասը օգտագործվում է առանց վերամշակելու ՝

խմելու սոդա:

K2CO3-ը կալիումի կարբոնատ, պոտաշ՝ սպիտակ փոշի է, լավ լուծվում է ջրում: Օգտագործվում

է օճառի և ապակու արտադրության մեջ և լուսանկարչության մեջ: Ստացվում է KCl-ի

լուծույթի էլեկտրոլիզով ստացված KOH-ի մեջ CO2 մղելիս:

2KCl + 2H2O Э

H2 + Cl2 + 2KOH

2KOH + CO2 = K2CO3 +H2O

Մեծ նշանակություն ունի միզանյութը կամ կարբամիտը (պատրաստանյութ է):

2NH3 + CO2 = CO(NH2)2 + H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

54

Պղնձի հիմնային կարբոնատը՝ (CuOH)2CO3 մալաքիտ կամ դահանակ(կանաչ): Ջրում անլուծելի

է:

(CuOH)2CO3 t 2CuO + CO2 + H2O

Ֆոտոսինթեզ (հուն.՝ θωην- «լույս» և ζύλζεζηο - «սինթեզ» բառերի համակցումից,

լուսասինթեզ) ածխաթթու գազից և ջրից` լույսի ազդեցության տակ օրգանական նյութերի

առաջացումն է ֆոտոսինթետիկ գունանյութերի (բույսերի մոտ` քլորոֆիլ, բակտերիաների մոտ՝

բակտերիոքլորոֆիլ և բակտերիոռոդօպսին) մասնակցությամբֈ Բույսերի ժամանակակից

ֆիզիոլոգիայում ֆոտոսինթեզի տակ հասկանում են նրանց ֆոտոավտոտրոֆ գործառույթը`

ֆոտոնի կլանման, էներգիայի փոխակերպման և օգտագործման գործառույթների

համախմբությունը տարբեր էնդերգոնիկական ռեակցիաներում,այդ թվում ածխաթթու գազի

փոխակերպումը օրգանական նյութերիֈ Բույսերի բջիջներում, որոնցում քլորոֆիլ է

պարունակվում, տեղի են ունենում կենդանի աշխարհի համար վիթխարի նշանակություն

ունեցող ուրույն գործընթացներֈ Բուսական բջիջներն ընդունակ են օրգանական նյութեր

սինթեզելու պարզ անօրգանական միացություններից՝ դրա համար օգտագործելով Արեգակի

ճառագայթային էներգիանֈ Արեգակնային (լուսային) ճառագայթման հաշվին կատարվող

օրգանական միացությունների սինթեզը կոչվում է ֆոտոսինթեզֈ Ֆոտոսինթեզն արտահայտվում

է հետևյալ գումարային հավասարումով. 6CO2+6H2O C6H12O6+6O2

Այս գործընթացում էներգիայով աղքատ նյութերից՝ ածխածնի (IV) օքսիդից և ջրից

առաջանում է էներգիայով հարուստ ածխաջուր (գլյուկոզ,C6H12O6)ֈ Ֆոտոսինթեզի հետևանքով

առաջանում է նաև մոլեկուլային թթվածինֈ Ֆոտոսինթեզը բաժանվում է երկու փուլի՝ լուսային և

մթնայինֈ Լուսային փուլը ընթանում է միայն լույսի առկայության պայմաններում, իսկ մթնային

փուլը կարող է իրականանալ ինչպես լուսային, այնպես էլ մթնային պայմաններումֈ

Ֆոտոսինթեզի պրոցեսում կարևոր նշանակություն ունեն ֆոտոսինթեզող գունակի՝ քլորոֆիլի

դերըֈ Գունակները ներդրված են քլորոպլաստի գրանների մեջ և շրջապատված են

սպիտակուցները,լիպիդների և այլ նյութերի մոլեկուլներովֈ Քլորոֆիլն իր կառուցվածքով նման է

հեմոգլոբինում պարունակվող հեմին, բայց այն տարբերությամբ, որ հեմում պարունակվում է

երկաթ,իսկ քլորոֆիլում մագնեզիումֈ Քլորոֆիլը հիմնականում կլանում է կարմիր և

կապտամանուշակագույն լույսը, իսկ կանաչն անդրադարձնում է, որի պատճառով բույսերը

հիմնականում կանաչ գույն ունեն, իհարկե, եթե դրան չեն խանգարում այլ գունակներֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

55

Ֆոտոսինթեզը բարդ, բազմաստիճան գործընթաց էֈ Նրա մեջ կենտրոնական դերը պատկանում է

քլորոֆիլին՝ կանաչ գույնի օրգանական նյութին, որի միջոցով արեգակնային ճառագայթման

էներգիան փոխակերպվում է քիմիական կապի էներգիայիֈ Ֆոտոսինթեզն ունի

համամոլորակային նշանակություն, քանի որ արեգակնային էներգիան վերափոխվում է

քիմիական կապի էներգիայի, առաջանում են օրգանական միացություններ, որոնք

օգտագործվում են ինչպես ավտոտրոֆ, այնպես էլ հետերոտրոֆ օրգանիզմների կողմիցֈ

Ֆոտոսինթեզի շնորհիվ պահպանվում է Երկրի մթնոլորտի որոշակի բադադրությունըֈ

Ֆոտոսինթեզի արդյունքում առաջանում է մոլեկուլային թթվածին, որն անհրաժեշտ է բոլոր

աէրոբ օրգանիզմների համարֈ Բացի դրանից առաջացած մոլեկուլային թթվածնի հետ է կապված

նաև օզոնային էկրանի գոյությունը, որը պաշտպանում է բոլոր երկրային կենդանի

օրգանիզմները մահացու ուլտրամանուշակագույն ճառագայթներիցֈ Կարևոր է նաև ածխաթթու

գազի կլանումը ֆոտոսինթեզի գործընթացում, որի արդյունքում նվազում է նրա քանակը

մթնոլորտում, և ածխածինը անօրգանական նյութից անցնում է օրգանական նյութի

բաղադրության մեջ, ինչը կաևոր դեր ունի ածխածնի շրջապտույտումֈ Երկրի բուսականությունը

տարեկան կապում է 75 • 109 տ ածխածինֈ Բացի այդ, բույսերը սինթեզի մեջ ներառում են

միլիարդավոր տոննաներով ազատ ֆոսֆոր, ծծումբ, կալցիում, մագնեզիում, կալիում և այլ

տարրերֈ Որպես արդյունք տարեկան սինթեզվում է մոտավորապես 15 • 1010 տ օրգանական

նյութֈ Չնայած վիթխարի մասշտաբներին՝ ֆոտոսինթեզը դանդաղ և քիչ արդյունավետ

գործընթաց է.կանաչ տերևը ֆոտոսինթեզի համար օգտագործում է իր վրա ընկած արեգակնային

էներգիայի ընդամենը 1 %-ըֈ Ֆոտոսինթեզի արդյունավետությունը 1 ժամում կազմում է,

մոտավորապես, 1գ օրգանական նյութ 1 մ2 տերևային մակերեսի վրաֈ Այսպիսով, ամռանը մեկ

օրում 1 մ2 տերևային մակերեսը սինթեզում է 15-16 գ օրգանական նյութֈ Ֆոտոսինթեզի

արդյունավետությունը կարելի է բարձրացնել՝ մեծացնելով ածխածնի (IV) օքսիդի

պարունակությունը մթնոլորտում, բարելավելով լուսավորվածությունը, ջրամատակարարումը և

այլնֈ Անհրաժեշտ է նաև հիշել, որ բուսական բջիջները, ինչպես և այլ բջիջները, մշտապես շնչում

են, այսինքն կլանում են թթվածին և անջատում ածխածնի (IV) օքսիդֈ Ցերեկը, շնչառության հետ

միասին, բուսական բջիջները լուսային էներգիան փոխարկում են քիմիական էներգիայի և

օրգանական նյութեր են սինթեզումֈ Այդ ընթացքում, որպես ռեակցիայի կողմնակի նյութ,

անջատվում է մոլեկուլային թթվածինֈ Ֆոտոսինթեզի ընթացքում բուսական բջջի կողմից

արտադրված թթվածնի քանակը 20-30 անգամ ավելին է, այդ նույն ընթացքում շնչառության

համար կլանվող թթվածնի քանակիցֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

56

Դասախոսություն 8

Սիլիցիումը բնության մեջ: Սիլիցիումի օքսիդները: Սիլիկաթթու և սիլիկատներ:

Ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները, կիրառությունը: Սիլիցիումի ջրածնական

միացությւոնները: Ապակի և ցեմենտ: Գերմանիումը, անագը և կապարը բնության մեջ: Այս

տարրերի +2, +4 օքսիդացման աստիճանի միացությունները, քիմիական հատկությունները

և նշանակությունը

Կայուն իզոտոպները` 28Si (92.27%), 29Si, 30Si:

Ատոմի կառուցվածքը +14 )2)8)4 3s2 3p2

Ar (Si)= 28, M(Si)= 28գ/մոլ,վալենտականությունը` IV, օքսիդացման աստիճանը -4-ից

+4:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

57

Սիլիցիումը բնության մեջ: Սիլիցիումը թթվածնի հետ բնության մեջ ամենատարածված տարրն է,

որը կազմում է երկրագնդի կեղևի զանգվածի ավելի քան մեկ քառորդը (27.7%):Սիլիցիում ազատ

վիճակում բնության մեջ գոյություն չունի ու հանդիպում է թթվածնային միացությունների ձևով:

Հիմնական բնական միացություններն են ավազը`սիլիկահող կամ կվարց`SiO2,կավ`կաոլին,

ճենակավ` Al2O3 . 2SiO2 . 2H2O: Գրանիտը, փայլարը և զանազան սիլիկատային ու

ալյումասիլիկատային հանքանյութեր. Օրթոկլազը (դաշտային սպաթը)`K2O.Al2O3.6H2O,

տալկը`3MgO.4SiO2.2H2O և այլն:

Ստացումը

ա) լաբորատորիայում ազատ սիլիցիում կարելի է ստանալ Mg–ի հետ շիկացնելով մանր,

սպիտակ ավազը: SiO2+2Mg=2MgO+Si Ստացվում է Si–ի ամորֆ գորշ փոշի:

բ) արդյունաբերության մեջ

1. բյուրեղային սիլիցիումը ստանում են բարձր ջերմաստիճանում SiO2–ի ու ածխի (կոքսի)

փոխազդեցությունից՝C+SiO2=Si+CO Ստացված Si–ը խիստ աղտոտված է լինում

սիլիցիումի կարբիդով (կարբորունդ SiC): Եթե ածխածինը ավելցուկով է վերցված ապա

ստացվում է կարբորունդ, որը կարծրությամբ միայն ալմաստին է զիջում: SiO2+3C=SiC+2CO

2. SiO2-ից ամորֆ սիլիցիումը վերականգնում են Mg–ով, Al-ով և այլ ակտիվ մետաղներով:

2Mg+SiO2=Si+2MgO առաջանում է նաև մագնեզիումի սիլիցիդ (Mg2Si)

3.Մաքուր սիլիցիում ստանում են սիլիցիումի քառաքլորիդը ցինկի գոլորշիներով

վերականգնելով՝2Zn+SiCl4=Si+2ZnCl2

4. SiI4 կամ սիլանի` SiH4–ի ջերմային քայքայումից.

SiI4=Si+2I2(սուբլիմացիա)

SiH4=Si+2H2

Սիլիցիումը մուգ մոխրագույն, մետաղական փայլով պինդ նյութ է: Հայտնի է սիլիցիումի

երկու տարաձևություն` ամորֆ և բյուրեղային: Բյուրեղային սիլիցիումը դժվարահալ է, շատ

կարծր, հալվում է 14200C և եռում 26200C ջերմաստիճանում: Թույլ էլեկտրահաղորդիչ է

(կիսահաղորդիչ), սենյակային ջերմաստիճանում Hg–ի համեմատ հազար անգամ պակաս:

Ջերմաստիճանը բարձրացնելիս Si–ի էլեկտրահաղորդականությունը մեծանում է: Si-ից

պատրաստում են արևային մարտկոցներ, որտեղ արեգակի էներգիան փոխարկվում է

էլեկտրական էներգիայի:

Քիմիական հատկությունները: Քիմիական միացություններում սիլիցիումի ատոմը

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

58

դրսևորում է +4, հազվադեպ +2 օքսիդացման աստիճան,մեծ էբ-ով տարրերի հետ -4

օքսիդացման աստիճան:

1. Քառահալոգենիդներ` սիլիցիումի հալոգենային միացությունները ստացվում են պարզ

նյութերի Si և հալոգենների փոխազդեցությունից:

Si+2Hal2=SiHal4(Hal=F,Cl,Br,I) Si+2F2=SiF սենյակային ջերմաստիճան, գազ

Si+2Cl2=SiCl4 բարձր ջերմաստիճան, հեղուկ 4000C

2. Si+2Br2=SiBr4 բարձր ջերմաստիճան, հեղուկ

3. Si+2I2=SiI4 բարձր ջերմաստիճան, պինդ

Հեղուկները ծխում են, ինչը բացատրվում է քառահալոգենիդների արագ հիդրոլիզով

SiCl4+2H2O=SiO2+4HCl

2.բարձր ջերմաստիճանում Si–ը փոխազդում է ծծմբի ու ածխածնի հետ

Si+2S=SiS2 <10000C Si+C=SiC 20000C Si+N2=Si3N4 10000C Si+O2=SiO2 6000C

SiO2 օքսիդը անտարբեր օքսիդ է:

3. Si-ը հալված (Zn, Al, Sn, Pb) մետաղներում լուծվում է, բայց չի փոխազդում:

4. Mg, Cu, Fe-ի հետ հալված վիճակում փոխազդում է` առաջացնելով սիլիցիդներ.

2Mg+Si=Mg2Si

Cu+Si=Cu2Si

5.Մետաղների սիլիցիդները փոխազդում են ջրի ու թթուների հետ` առաջացնելով

սիլիցիումի պարզագույն ջրածնային միացություն` սիլան` SiH4:

Mg2Si+4H2O=2Mg(OH)2+SiH4

Mg2Si+4HCl=2MgCl2+SiH4

Սիլանը բորբոսի անդուր հոտով,թունավոր գազ է, օդում ինքնաբոցավառվում է:

SiH4+2O2=SiO2+2H2O

Սիլիցիումն անմիջական փոխազդեցություն չունի H2–ի հետ:

Si+H2=

6.Սիլիցիումը չի փոխազդում թթուների հետ,բացառությամբ ազոտական թթվի և

ֆտորաջրածնական թթվի խառնուրդի. 3Si+4HNO3+12HF=3SiF4+4NO+8H2O

Si+4HF=SiF4+2H2 (HNO3 նոսր լուծույթ) Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O

7.Si-ը ալկալիներում լուծվում է Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

8.Նոսր ալկալու լուծույթում փոխազդում է ջրի հետ: Si + H2O KOH SiO2 + H2

9.Si-ը փոխազդում է SiO2–ի հետ`առաջացնելով SiO օքսիդը Si + SiO2 = 2SiO

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

59

Կենսաբանական դերն ու կիրառությունը: Սիլիցիումը կարևոր կենսածին տարր է ու մեծ

քանակությամբ պարունակվում է ծովային օրգանիզմներում, օր.` սպունգներում: Մարդու

օրգանիզմում սիլիցիում պարունակվում է երիկամներում, ոսկրերում և արյան մեջ: Սննդի

հետ յուրաքանչյուր օր մարդ մինչև 1գ պետք է ստանա: Թոքերում կուտակվելու դեպքում

վտանգավոր է:

Սիլիցիումի ջրածնային միացությունները : Ստացումը` մագնեզիումի սիլիցիդի և աղաթթվի

փոխազդեցությունից ստացվում է սիլիկաջրածին,սիլան SiH4,որը նման է մեթանին CH4:

1. Mg2Si+4HCl=2MgCl2+SiH4 Օդում ինքնաբոցավառվում է`առաջացնելով SiO2 և H2O

SiH4+2O2=SiO2+2H2 SiH4-ից բացի հայտնի են մի շարք սիլիկաջրածիններ,որոնք կրում են

սիլաններ, ընդհանուր անունն է օր.` դիսիլան Si2H6,տրիսիլան Si3H8

Սիլանները անկայուն են,որը պայմանավորված է Si – Si- Si ատոմների միջև եղած պակաս

կայունությամբ:

2.Տաքացնելիս անօդ պայմաններում քայքայվում է

3.SiH4-ը փոխազդում է հալոգենների հետ`առաջացնելով հալոգենաջրածիններ:

SiH4+Cl2=HCl+SiH3Cl(մոնոքլորսիլան)

4.SiCl4 կարող է ստացվել SiO2–ը և ածխի խառնուրդը քլորի հոսանքում տաքացնելիս:

SiO2+2C+2Cl2=SiCl4+2CO

5. SiCl4-ը հեղուկ է, ջրի ազդեցությունից լիակատար հիդրոլիզվում է`առաջացնելով

սիլիկաթթու և աղաթթու: SiCl4+3H2O=H2SiO3+4HCl SiCl4 օգտագործվում է սիլիցիումի

օրգանական միացությունների սինթեզի համար: Սիլանը դանդաղորեն փոխազդում է ջրի

հետ. SiH4 + 2H2O = SiO2 + 4H2

7.Սիլիցիումի ֆտորիդը SiF4 առաջանում է SiO2 և HF փոխազդեցությունից.

SiO2 + HF = SiF4 + 2H2O անգույն,սուր հոտով գազ է

Ջրում ենթարկվում է լրիվ հիդրոլիզի.

SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HF SiF4 + HF = H2SiF6 3SiF4 + 3H2O = 2H2SiF6 + H2SiO3

Աղերը կոչվում են սիլիկաֆտորիդներ, մեծ նշանակություն ունի Na2SiF6 աղը, կիրառվում է էմալի

արտադրության ժամանակ:

Սիլիցիումի թթվածնավոր միացությունները Սիլիցիումն առաջացնում է 2 օքսիդներ`

սիլիցիումի օքսիդ` SiO և սիլիցիումի դիօքսիդ` SiO2:

1.Սիլիցիումի (II) օքսիդը բնության մեջ չի հանդիպում,բայց կարելի է ստանալ էլեկտրական

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

60

վառարաններում`սիլիկահողը սիլիցիումով,ածխով,կամ սիլիցիումի կարբիդով վերականգ-

նելիս:

SiO2 + Si = 2SiO SiO2+ C = SiO + CO 2SiO2 + SiC = 3SiO + CO

2.SiO-դեղնականաչավուն,մեծ խտությամբ նյութ է,օդում օքսիդանում է դանդաղ:

2SiO + O2 = 2SiO2

3.Հեշտությամբ լուծվում է ալկալիների ջրային լուծույթներում

SiO + 2NaOH = Na2SiO3 + H2

Սիլիցիումի դիօքսիդ կամ (IV) օքսիդ: Սիլիցիումի օքսիդը SiO2 անվանվում է նաև սիլիկահող

կամ կվարց: Սպիտակ ավազը ամբողջովին կազմված է մանրացված սիլիցիումի (IV)օքսիդից:

Բնության մեջ սիլիցիումի օքսիդը հանդիպում է կվարց հանքանյութի ձևով: Կվարցի թափան-ցիկ,

անգույն բյուրեղները անվանում են վանակն (լեռնային ապակի): Կվարցը բնության մեջ խառնված

է լինում զանազան նյութերի հետ և այդ պատճառով ստանում է տարբեր երանգներ: Օր.`

լեռնային բյուրեղապակու բյուրեղները անգույն են ու խոշոր, մեղեսիկ (ամեթիստ) բյուրեղները

մանուշակագույն են, իսկ ագարին հատւկ են տարբեր երանգներով խառը բյուրեղներ:

Սիլիցիումի (IV) օքսիդը ի տարբերություն ածխածնի (IV) օքսիդի,սիլիկահողը կարծր,

դժվարահալ նյութ է: CO2 և SiO2-ի հատկությունների խիստ տարբերությունը բացատրվում է

նրանց բյուրեղավանդակների տարբեր կառուցվածքով: CO2-ը բյուրեղանում է մոլեկուլային

բյուրեղավանդակով, որը կազմված է մոլեկուլների միջմոլեկուլային ուժերով, իսկ սիլիցիումի

(IV) օքսիդը ատոմային բյուրեղավանդակով,որի կառուցվածքը կարելի է պատկերել այսպես.

Հալվում է 17280C և եռում է 25900C ջերմաստիճանում: Ատոմական բյուրեղացանցում սիլիցիումի

յուրաքանչյուր ատոմ շրջապատված թթվածնի 4 ատոմով (ալմաստանման կառուցվածքով): C-ի

և Si-ի ատոմների շառավիղները տարբեր են և որի հետևանքով փոխվում է կոորդինացիոն թիվը:

C-ի կոորդինացիոն թիվը 2 է, իսկ Si–ը 4 ատոմ,այսինքն C–ը կարող է իր շուրջը պահել 2 ատոմ

թթվածին, իսկ Si–ը 4 ատոմ:Կվարցի ամբողջ բյուրեղը հսկայական մի մոլեկուլ է,որի բանաձևն է

(SiO2)n: Այլ կերպ ասած սիլիցիումի (IV) օքսիդը անօրգանական պոլիմեր է, այսինքն ակնհայտ է,

որ SiO2 բանաձևը պոլիմերի կրկնվող օղակն է:

Քիմիական հատկությունները

1.Սիլիցիումի (IV) օքսիդը թթվային օքսիդ է` սիլիկաթթվի անհիդրիդ:Սակայն այդ օքսիդը, ի

տարբերություն գրեթե բոլոր այն թթվային օքսիդների, ջրում չի լուծվում ու ջրի հետ չի

փոխազդում:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

61

SiO2 + H2O =

2.Ալկալիների կամ հիմնային օքսիդների հետ փոխազդելիս առաջանում են մետասիլիկաթթվի

(H2SiO3) աղեր` սիլիկատներ, օր.`

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

SiO2 + CaO = CaSiO3

SiO2 + PbO = PbSiO3

3.Սենյակային ջերմաստիճանում սիլիցիումի օքսիդը լուծվում է միայն ալկալու խիտ լուծույթում

ու ֆտորաջրածնական թթվում:

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

4.Սիլիցիումի (IV) օքսիդը մի շարք աղերի հետ միահալելիս ընթացող քիմիական ռեակցիան

սիլիկատների ստացման եղանակ է:

CaCO3 + SiO3 = CaSiO3+ CO2

5.Կվարցը դանդաղ փոխազդում է հալված նատրիումի կարբոնատի հետ և ի վերջո ստացվում է

նատրիումի սիլիկատ (հեղուկ ապակի):

Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2

Կիրառությունը Կվարցը հալելիս առաջանում է կվարցապակի,որը տաքացնելիս կամ

սառեցնելիս իր ծավալը չի փոխում: Ի տարբերություն սովորական ապակու` ջրի մեջ իջեցված

շիկացած կվարցապակին չի ճաքում և այդ պատճառով օգտագործվում է լաբորատոր ամանեղեն

պատրաստելու համար, որը կայուն է ջերմաստիճանային կտրուկ փոփոխությունների

նկատմամբ: Կվարցապակին ուլտրամանուշակագուն ճառագայթներ է անցկացնում,

օգտագործվում է բժշկության մեջ,լամպեր պատրաստելու նպատակով: Մեծ քանակությամբ

կվարցավազ է ծախսվում սիլիցիում ստանալիս:Ավազը կարևորագույն հումք է

ապակու,ցեմենտի,խեցու արտադրություններում:Օգտագործվում է ջրազտիչ կայան-ներում

ջուրը մաքրելու համար:Հանքային բյուրեղների տարբեր տեսակներ կիրառվում են

ակնագործությունում:

Սիլիկաթթուն և իր աղերը Սիլիկաթթուն ինչպես գիտենք ջրում չի լուծվում և

համապատասխան օքսիդի ու ջրի փոխազդեցությունից չի ստացվում: Շատ թույլ թթու է, չի

դիսոցվում,սակայն առաջացնում է աղեր` սիլիկատներ:Սիլիկաթթու ստացվում է լուծելի աղերի

վրա աղաթթվով ազդելիս. Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3

Սիլիկաթթուն անջատվում է լուծույթից դոնդողանման նստվածքի ձևով,կամ մնում է լուծույթում`

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

62

կոլոիդ վիճակում: Սիլիկաթթուն ավելի թույլ է,քան նույնիսկ ածխաթթուն,որը սիլիկաթթուն

դուրս է մղում աղերից, օր.`

Na2SiO3 + H2O + CO2 = Na2CO3 + H2SiO3 Na2SiO3 + 2H2O + CO2 = 2NaHCO3 + H2SiO3

Սիլիկաթթվի բաղադրությունն արտահայտվում է (H2SiO3)n ընդհանուր բանաձևով: (H2SiO3)

անօրգանական պոլիմեր է,որի պատճառով սիլիկաթթուն գրվում է այսպես`nSiO2 . mH2O:Սա

նշանակում է,որ տարբեր բաղադրությամբ սիլիկաթթուներ կարող են լինել. օր.`

մետասիլիկաթթու H2SiO3 (SiO2 . H2O), օրթոսիլիկաթթու H4SiO4 (SiO2 . 2H2O) և այլն:

Սիլիկաթթուն հայտանյութերի վրա չի ազդում:Տաքացնելիս աստիճանաբար կորցնում է ջուրը`

փոխարկվելով սիլիցիումի (IV) օքսիդի,որը սիլիկաթթվի անհիդրիդն է:

H2SiO3=H2O+SiO2

Մասամբ ջրազրկված սիլիկաթթուն,սիլիկաժելը օգտագործվում է խոնավության ու որոշ նյութերի

կլանման նպատակով:

1.Նատրիումի սիլիկատը ստացվում է սիլիցիումի (IV) օքսիդի և նատրիումի

կարբոնատի խառնուրդի միահալումից: SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2 կամ

Na2SO4+SiO2+C=Na2SiO3+2SO2+CO2

Ալկալիական մետաղների սիլիկատների ջրային լուծույթները ուժեղ հիդրոլիզի հետևանքով

ցուցաբերում են հիմնային ռեակցիա` 2Na2SiO3 + H2O Na2SiO2O5 + 2NaOH

SiO32-+H-OHHSiO3+OH-

2HSiO3-Si2O52-+H2O

Սենյակային ջերմաստիճանում ջրում լուծվում են նատրիումի և կալիումի սիլիկատները, որոնց

անվանում են նաև հեղուկ ապակի:

3.Ջրում լուծելի սիլիկատներն այլ աղերի հետ կարող են առաջացնել փոխանակման

ռեակցիաներ`K2SiO3+Ca(NO3)2=CaSiO3+2KNO3

Սովորական ապակին (պատուհանի) պատրաստում են սիլիկահողը (սպիտակ ավազը)

կրաքարի և սոդայի հետ հալելու ճանապարհով.Na2CO3 + CaCO3 + 6SiO2 = Na2O CaO 6SiO2 + 2CO2

կամNa2OCO2+CaOCO2+6SiO2=Na2OCaO6SiO2+2CO2

Ապակին եփում են հատուկ վառարաններում 14000C–ում:Տաք և հեղուկ ապակու անցումը պինդ

վիճակի կատարվում է աստիճանաբար:Դա հնարավորություն է տալիս փչելու միջոցով ապա-

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

63

կուց պատրաստել տարբեր արտադրատեսակներ:Կախված թափոխառնուրդի քիմիական

բաղադրությունից ստացվում է որոշակի պահանջներին համապատասխան ապակի: Օր.`

Na2CO3-ը պոտաշով K2CO3-ով փոխարինելիս ստացվում է դժվարահալ ապակի: Բյուրեղային

ապակին պարունակում է PbO,որը ունի լույսի բեկման բարձր ցուցիչ: B2O3-12% պարունակելու

դեպքում ստացվում է ջերմակայուն ապակի:Բոր,ալյումին,արսեն,կալիում տարրերի

պարունակության դեպքում ապակին կոչվում է պիրեկս և օգտագործվում է բարորակ ամանեղեն

ստանալու համար: Օպտիկական ապակին պարունակում է մոտ 40% PbO: Բարիտային ապակին

պարունակում է մոտ 42% BaO և 3% PbO: Գունավոր ապակիներ ստանալու նպատակով

բովախառնուրդին որոշ մետաղների օքսիդներ են ավելացնում: Օր.` CuO-ն ապակին դարձնում է

կապտականաչ, Cr2O3-կանաչ, CoO-կապույտ,իսկ խիստ մանրացրած Au–կարմիր, կոչվում է

սուտակե ապակի: Բնական ապակիներից են` Կաոլին` Al2O32SiO2 2H2O

Սպիտակ փայլար` K2O3Al2O36SiO22H2O, Ասբեստ CaO3MgO4SiO2 Ցեմենտը կավի և կրի

խառնուրդ է որոշակի քանակական հարաբերությամբ:Նրա մեջ մտնում են Ca, Al, Fe, Si, O

տարրերը:

Գերմանիում (լատ.՝ Germanium), Ge, կարգահամարը՝ 32, ատոմական զանգվածը՝ 72,60ֈ

Ունի հինգ կայուն իզոտոպ՝ 70Ge, 72Ge, 73Ge, 74Ge և 75Ge համապատասխանաբար՝ 20,55%, 27,35%,

7,78%, 76 5% և 7,86%ֈ Արհեստականորեն ստացվել են գերմանիումի բազմաթիվ ռադիոակտիվ

իզոտոպներըֈ Գերմանիումը p տարր է, նրա ատոմի արտաքին Էլեկտրոնային թաղանթի

կառուցվածքն Է՝ 4s24p2ֈ Գերմանիումը հայտնաբերել է գերմանացի քիմիկոս Կ․ Վինկլերը (1886) և

անվանել ի պատիվ իր հայրենիքիֈ Գերմանիումի պարունակությունը երկրակեղևում 7•10-4 % է

(ըստ զանգվածի)ֈ Ցրված տարր է, մտնում է բազմաթիվ ապարների և միներալների

բաղադրության մեջֈ Գերմանիումի միներալներն են

գերմանիտ Cu2(Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4 (6-10 % Ge),

արգիրոդիտ Ag8GeS6,

կոնֆիլդիտ Ag8(Sn, Ge) S6 (մինև 2 % Ge) և այլն, չափազանց հազվագյուտ ենֈ

Գերմանիումի կոնցենտրացիան ծովի ջրերում կազմում է 6·10−5 մգ/լ[8]: Գերմանիումը

արդյունաբերության մեջ ստանում են հիմնականում գունավոր մետաղների հանքերի (օրրնակ

ցինկի փայլ) վերամշակման կողմնակի արգասիքներից, որոնք պարունակում են 0,001-0,1 %

գերմանիում` GeO2 + 2H2 Ge + 2H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

64

Չափազանց մաքուր գերմանիում ստանում են զոնային հալումով և օգտագործում դիոդներ,

տրիոդներ, դետեկտորներ, ուժային ուղղիչներ պատրաստելու համարֈ Գերմանիումը բաց

մոխրագույն, փխրուն պինդ նյութ է, հալման ջերմաստիճանը՝ 937,5 °C, եռմանը՝ 2700 °C,

խտությունը՝ 5327 կգ/մ3ֈ Միացություններում ցուցաբերում է 2 և 4 վալենտականությունֈ

Մետաղների լարման շարքում գտնվում է պղնձի և արծաթի միջևֈ Սովորական

ջեմաստիճաններում կայուն է օդի, ջրի, ալկալիների և նոսր թթուների նկատմամբֈ Ազոտական

թթվում և խիտ ծծմբական թթվում օքսիդանում էֈ Տեշտությամբ լուծվում է արքայաջրում և H2O2

պարունակող ալկալիների լուծույթներումֈ Ունի հինգ կայուն իզոտոպ՝ 70Ge, 72Ge, 73Ge, 74Ge և 75Ge :

Տաքացնելիս (500-700 °C) գերմանիումը օդում օքսիդանում է՝ առաջացնելով GeO և

GeO2ֈ Վերջինս սպիտակ փոշի է, հալվում է 1116 °C-ում, ամֆոտեր է՝ արտահայտված թթվային

հատկությամբ` GeS2 +3O2 GeO2 + 2SO2

Ալկալինևրի և մետաղների օքսիդների հետ միահալելիս առաջացնում է գերմանատներ (օրինակ

Na2GeO3), որոնք գերմանիումական թթվի աղեր ենֈ Վատ է լուծվում ջրում (4,3 գհ, 20°C)ֈ GeO-ն

ունի հիմնային հատկությունֈ Ջրածնային միացությունները՝ գերմանիտրոածխաջրածինները

կամ գերմինները, անկայուն են, կարող են ստացվել տարրերի անմիջական միացումից՝ 1000-1100

°C-ում` GeՕ2 +2H2 Ge + 2H2O

Գերմանիումի քառաքլորիդը՝ GeCl, անգույն հեղուկ է, ջրում հիդրոլիզվում է՝ առաջացնելով

հիդրատացված երկօքսիդի՝ GeO2n H2O նստվածքըֈ Հայտնի են նաև գերմանիումի

երկհալոգենիդները՝ GeX2ֈ

GeՕ2 +4HCl GeCl4 + 2H2O GeՕ2 +Cl2 GeCl4 + O2

Ծծմբին գերմանիումը միանում է տաքացնելիս (900-1000 °C), առաջացնելով

երկսուլֆիդը՝ GeS2ֈ Հայտնի է նաև գերմանիումի սուլֆիդը՝ GeS, սելենիդը՝ GeSe և թելուրիդը՝ GeTe,

որոնք կիսահաղորդիչներ ենֈ Գերմանիումը ազոտին անմիջապես չի միանում, հայտնի է սակայն

նրա նիտրիդը՝ Ge3N4, որը կայուն է օդի, ջրի, թթուների և հիմքերի նկատմամբֈ Ֆոսֆորի հետ

առաջացնում է անկայուն ֆոսֆիդը՝ GePֈ Ածխածնի հետ գերմանիումը չի միանում, այդ

պատճառով կարելի է այն հալել գրաֆիտե հալքանոթներումֈ

GeՕ2 +C Ge+ CO2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

65

Միանում է բազմաթիվ մետաղների հետ՝ առաջացնելով գերմանիդներ (օրինակ Mg2Ge)ֈ

Գերմանիումը առաջացնում է բազմաթիվ կոմպլեքս միացություններֈ Բազմաբյուրեղային

գերմանիումն օգտագործվում է դոզիմետրիկ և մագնիսական դաշտի լարվածությունը չափող

սարքերումֈ Գերմանումի օգտագործման կարևոր բնագավառներից է ինֆրակարմիր

ճառագայթների (8-14 մկ) դետեկտորների արտադրությունըֈ Գերմանիումը մտնում է բազմաթիվ

մետաղական համաձուլվածքների բաղադրության մեջֈ

Անագ (լատ.՝ Stannum), քիմիական նշանը՝ Sn կարգահամարը՝ 50, ատոմական զանգվածը՝

118,69ֈ Արտաքին էլեկտրոնային մակերևույթի կոնֆիգուրացիան 5s²5p² էֈ Միացություններում

անագը դրսևորում է +2 և +4 օքսիդացման աստիճաններ (վալենտականություները

համապատասխանաբար՝ II և IV)ֈ Պոլինգի սանդղակով անագի էլեկտրաբացասականությունը

կազմում է 1.96, այսինքն այն գտվում է մետաղների և ոչ մետաղների միջև պայմանական

սահմանումֈ Վերջինս β ճառագայթող է, կիսատրոհման պարբերությունը շատ մեծ է՝ T1/2 =

1016•1017: Բնության մեջ հանդիպում Է միացությունների ձևով, որոնցից կարևորը անագաքարն է

(կասիտերիտ)՝ ՏոO2ֈ Անագը քիչ տարածված մետաղ էֈ Երկրակեղևում տարածվածությամբ այն

զբաղեցնում է 47-րդ տեղըֈ Անագի հիմնական հանքանյութը կասսիտերիտն է՝ SnO2, որը

պարունակում է մինչև 78.8% անագֈ Ավելի հազվադեպ բնության մեջ հանդիպում է ստաննինը

(անագե հրաքար)՝ Cu2FeSnS4 (27.5% Sn)ֈ Անագի պարունակությունը երկրակեղևում կազմում է

4.10-3 % (ըստ զանգվածի)ֈ Անագը գոյություն ունի 3 բյուրեղական ձևերովֈ Ամենակայունը

սպիտակ կամ b-անագն է. 13,2օC-ից ցածր ջերմաստիճաններում այն փոխակերպվում է

մոխրագույն փոշու կամ I-անագիֈ Որքան ցածր է ջերմաստիճանը, այնքան մեծ է այդ

փոխարկման (հայտնի է «անագի ժանտախտ» անունով) արագությունըֈ 161օC-ից բարձր

ջերմաստիճաններում անագը փոխարկվում է փխրուն կամ g-անագիֈ

Ստացում: Անագի ստացման համար հանքաքարը նախ հարստացնում են, ապա

վերականգնում ածխածնովֈ Կարևոր նշանակություն ունի նաև օգտագործված

անագապղինձների և սպիտակ թիթեղների վերամշակումից երկրորդային անագի ստացումըֈ

Ներկայումս անագի արդյունահանման համար օգտագործում են հանքեր, որտեղ դրա

պարունակությունը մեծ կամ հավասար է 0.1%ֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

66

Առաջին փուլում հանքանյութը հարստանում են (գրավիտացիոն ֆլոտացիայի

կամ մագնիսական սեպարացիայի մեթոդներով)ֈ Այսպիսով անագի պարունակությունը հանքում

կարողանում են բարձրացնել մինչև 40-70%` SnO2 + C = Sn + CO2

Հետո կատարվում է ստացված խառնուրդի այրում թթվածնի պայամաններում,

որպեսզի հեռացվեն ծծմբի և մկնդեղի խառնուրդներըֈ Հետո ստացված օքսիդը (SnO2)

վերականգնում են էլեկտրավառարաններում ածխով կամ ալյումինովֈ

Ֆիզիկական հատկություններ: Անագը սպիտակ, արծաթափայլ, կռելի, փափուկ

արծաթափայլ մետաղ էֈ Հալման ջերմաստիճանը՝ 231,9 °C, եռմանը՝ 2362 °Cֈ Հայտնի են անագի α

(խտությունը՝ 5846,6 կգ/մ3) և β (խտությունը՝ 7298,4 կգ/մ3) ալոտրոպային ձևափոխություններըֈ

13,2 °C-ից ցածր ջերմաստիճաններում β անագը փոխակերպվում է մոխրագույն փոշու, որը

կիսահաղորդչային հատկություններ ունեցող α անագն էֈ Անագը սովորական պայմաններում

քիմիապես կայուն Է, օդում դանդաղ խամրում է օքսիդի բարակ թաղանթով պատվելու

պատճառովֈ Քիմիական միացություններում անագը լինում է քառարժեք և երկարժեքֈ Երկարժեք

անագը հեշտությամբ օքսիդանում է՝ վերածվելով քառարժեք անագիֈ Քիմիապես կայուն է, օդում

դանդաղ խամրում է օքսիդի բարակ թաղանթով պատվելու պատճառովֈ Անագը հայտնի է վաղ

անցյալիցֈ Խտությունը 20 °С պինդ վիճակում՝ 7,3 գ/սմ³, հեղուկ վիճակում հալման

ջերմաստիճանը՝ 6,98 գ/սմ³,

Քիմիական հատկությունները: Հալված անագը թթվածնի մթնոլորտում այրվում է՝

առաջացնելով երկօքսիդ՝ SոՕ2, որը թթուների, հիմքերի, աղերի և վերականգնիչների ջրային նոսր

լուծույթների նկատմամբ չափազանց կայուն նյութ էֈ

Sn + O2 SnO2 Sn + 4HCl H2[SnCl4] + H2

Շիկացնելիս ածխածինը և ջրածինը վերականգնում են SոՕ2ֈ Անագի երկօքսիդն

օգտագործվում է արծնապակիներ և ջնարակներ ստանալու համարֈ Անագի օքսիդը (SոՕ)

թթուներում հեշտ լուծվող սև փոշի Էֈ Արդյունաբերական կիրառություն չունիֈ Անագի օքսիդները

ջրում անլուծելի ամֆոտեր նյութեր ենֈ Անագը լուծվում է ալկալիների խիտ լուծույթներում՝

առաջացնելով անագային՝ H2SոO2 և անագական՝ H2SոO3 թթուների աղեր (ստանիաներ և

ստանատներ); Թթվային լուծույթներում անագը գտնվում Է Տո+2 կամ Տո+4 կատիոնների ձևովֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

67

Sn2+ + S2- SnS

Sn + 4HNO3 SnO2 H2O + 4NO2 +H2O

Անագի և մագնեզիումի համաձուլվածքները թթվով մշակելիս առաջանում է (չնչին քանակով)

անագի հիդրիդ՝ SոS4, որը անգույն, թունավոր գազ է:

SnCl4 + Li[AlH4] SnH4 + LiCl +AlCl3

Անագը հեշտությամբ միանում է ֆտորի և քլորի հետ՝ առաջացնելով SոF4 և SոCl4.

Sn + 2Cl2 SnCl4

Ծծմբի հետ տաքացնելիս անագն առաջացնում է սուլֆիդներ՝ SոS, SոS2 և Sո2S3ֈ SոS2-ի

դեղնաոսկեգույն բյուրեղները մտնում են փայտը, գիպսը և այլ իրեր ոսկեպատող ներկերի

բաղադրության մեջ (թերթոսկի)` SnS + (NH4)2S2 SnS2 + (NH4)2S

Ազոտին, ածխածնին և սիլիցիումին անագը ուղղակի չի միանումֈ Հայտնի է, սակայն,

անագի նիտրիդը՝ SոN4, որը քայքայվում է 360 °C–ում` SnS2 + (NH4)2S (NH4)4[ SnS4]

Անագը միացություններ է առաջացնում բազմաթիվ մետաղների հետֈ Հալված անագը

հեշտությամբ թրջում է մետաղները՝ մեծացնելով նրանց դիմադրությունը կոռոզիայի նկատմամբֈ

Օրգանական բազմաթիվ նյութերի հետ անագը (հատկապես քառարժեք) առաջացնում է

անագօրգանական միացություններ, որոնք թունավոր նյութեր ենֈ

Կիրառություն

Անագն օգտագործվում է պահածոների երկաթե տուփերի անագապատման,

զոդանյութեր, համաձուլվածքներ պատրաստելու համարֈ Այս մետաղի հակակոռոզիային

հատկությամբ է պայմանավորված առարկաների, ամանեղենի, ժապավենների, մետաղալարերի

պատումն անագի բարակ շերտովֈ Յուրաքանչյուր ռադիոսխեմայում կարելի է տեսնել

հարյուրավոր հպակներ, որոնք անագե զոդանյութի փոքրիկ սառած կաթիլներ են և իրար են

միացնում մանրամասերն ու հոսանքի լավ հաղորդիչներ ենֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

68

Հայաստանում անագի երևակումներ կան Սևանի ավազանում, Հրազդանի և

Ստեփանավանի շրջաններումֈ Անագի փոշին թունավոր է և առաջացնում է ստանոզ կոչվող

հիվանդությունըֈ

Նրանցից շատերը օգտագործվում են որպես պոլիվինիլքլորիդի

կայունացուցիչներ, կաուչուկների հակաօքսիդներ և կատալիզատորներ՝ պոլիուրետանների

ստացման համար, ինչպես նաև թղթի արդյունաբերության և անասնաբուժության մեջֈ

Անագն օգտագործվում է պահածոների տուփերի համար երկաթի

անագապատված սպիտակ թիթեղներ (արտադրվող անագի 40%), զոդանյութեր, տպագրական և

գնդառանցքակալային համաձուլվածքներ, անագապղինձ և այլն պատրաստելու համար:

Կապար (լատ.՝ Plumbum ) ատոմային թիվը՝ 82ֈ Դյուրահալ, արծաթափայլ մետաղ էֈ

Գտնվում է պարբերական համակարգի 4-րդ խմբի գլխավոր ենթախմբումֈ Պարունակում է

պրոտոնների յուրահատուկ շարքֈ Կարող է հանդես գալ պարզ նյութի ձևով (CAS-համարըֈ 7439-

92-1), զիջող, համեմատաբար ցածր հալման ջերմաստիճանով, արծաթագույն, սպիտակ մետաղ էֈ

Դեռևս հայտնի է հնագույն ժամանակներիցֈ

Ֆիզիկական հատկություններ: Կապարի առանձնահատկություններն են՝ բարձր

խտությունը, փափկությունը, կռելիությունը և առաձգականությունըֈ Մյուս մետաղների

համեմատ ունի թույլ էլեկտրահաղորդականություն, կոռոզիայի հանդեպ դիմացկունություն և

օրգանական նյութերի հետ ռեակցիայի մեջ մտնելու ընդունակությունֈ Այլ մետաղների չնչին

քանակությունները նշանակալիորեն փոխում են կապարի հատկությունները՝ պղնձի ծարիրի

փոքր քանակության ավելացումը մեծացնում է համաձուլվածքի ամրությունը և ծծմբաթթվից

բարելավում է կորոզիայի հանդեպ դիմադրողականությունըֈ Մի քանի այլ մետաղներ նույնպես

բարելավում են միայն կարծրությունը, ինչպես, օրինակ, կադմիումը, անագը կամ տելուրըֈ

Այնպիսի մետաղներ, ինչպիսին են կալիումը կամ կալցիումը, նույնպես ունեն այդպիսի

հատկություն, սակայն, նրանք թուլացնում են քիմիական կայունությունըֈ Մյուս կողմից,

կապարի պարունակությունը զգալիորեն վատացնում է նյութերի որակը, օրինակ՝ կապարի փոքր

քանակությունը նվազեցնում է պողպատի առաձգականությունըֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

69

Քիմիական հատկություններ: Էլեկտրոնային բանաձևն է՝ 5s25p65d106s26p2, իոնացման

էներգիան՝ (Pb → Pb+ + e−) հավասար է 7,42 Էվֈ Արտաքին էլեկտրոնային թաղանթում գտնվում է 4

էլեկտրոն (2 p- և 2 d- օրբիտալներ), ունի +2 և +4 օքսիդացման աստիճաններֈ

Կապարի երկվալենտ աղերը փոխազդում են ալկալիների հետ, առաջացնելով

կապարի (II) հիդրօքսիդ.

Pb2+ +2OH- Pb(OH)2 Pb(OH)2 + 2OH- = [Pb(OH)4]2-

Փոխազդում է հիմքերի և աղերի հետ.

Pb + 2NaOH +2H2O = Na2[Pb(OH)4]+H2

Pb + 2HCl = PbCl2+H2

Կիրառում: Կապարը թունավոր մետաղ է և մի շարք միջազգային

կազմակերպությունների, այդ թվում՝ Առողջապահության համաշխարհային կազմակերպության,

ՄԱԿ-ի Շրջակա միջավայրի ծրագրի, Թունավոր նյութերի և հիվանդությունների վերահսկման

ամերիկյան գործակալության և տարբեր երկրներում նմանատիպ այլ պետական

կազմակերպությունների կողմից դասվում է առաջնային աղտոտող նյութերի շարքինֈ Կապար

պարունակող գունանյութերը փոքր քանակությամբ, օգտագործվում են ներկերի

արտադրությունումֈ Դրանք մտնում են հակակոռոզիական (հակաքայքայիչ) ծածկույթների

բաղադրությունում և ունեն հիմնականում ոչ թե դեկորատիվ, այլ պաշտպանական

նշանակությունֈ Կապարը լայնորեն օգտագործվում է էլեկտրական մալուխների, թթուների

մղման խողովակների, քիմիական լաբորատորիաների կոյուղատարների արտադրության,

քիմիական սարքավորումների ներքին մակերեսների կապարապատման համարֈ Կապարը,

գամմա ճառագայթները հեշտությամբ կլանելու հատկության շնորհիվ, օգտագործվում է որպես

պաշտպանիչ միջոց՝ ռադիոակտիվ նյութերի և ռենտգենյան ճառագայթների հետ

աշխատանքների ժամանակֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

70

Դասախոսություն 9

VA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Ազոտ: Ազոտը բնության մեջ, մոլեկուլի

կառուցվածքը, ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները: Ազոտի ստացման լաբորատոր

և արդյունաբերական եղանակները, կիրառումը: Ամոնիակ, մոլեկուլի կառուցվածքը:

Ստացման լաբորատոր և արդյունաբերական եղանակները: Ֆիզիկական և քիմիական

հատկությունները, կիրառումը: Ազոտի օքսիդների ստացումը և քիմիական

հատկությունները: Ազոտական և ազոտային թթուների ստացումը և քիմիական

հատկությունները: Ազոտական պարարտանյութեր:

Պարբերական համակարգի V խմբի գլխավոր ենթախմբին են պատականում ազոտ,

ֆոսֆոր, արսեն, անտիմոն, բիսմուտ տարրերը (N, P, As, Sb, Bi): Այս տարրերը արտաքին

էներգետիկ մակարդակում ունեն 5 էլեկտրոններ (s2p3), լրիվ բնորոշվում են որպես

ոչմետաղներ: Դրանց էլեկտրոններ միացնելու հատկությունը զգալիորեն թույլ է

արտահայտված քան VI եվ VII խմբի համապատասխան տարրերինը: Այս ենթախմբի

տարրերի բարձրագույն օքսիդացման աստիճանը +5 է, իսկ ցնդող ջրածնային

միացություններում -3: Համեմատաբար ցածր էլեկտրաբացասականության պատճառով այս

խմբի տարրերի կապը ջրածնի հետ ավելի պակաս բևեռային է, քան ջրածնի կապը VI եվ

VII խմբի տարրերի հետ: Այդ պատճառով էլ ցնդող ջրածնային միացությունները ջրային

լուծույթներում ջրածնի իոն չեն առաջացնում և ուրեմն թթվային հատկություններ չունեն:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

71

Ազոտի ոչմետաղական հատկություններն ավելի թույլ են արտահայտված, քան թթվածնինը և

առավել ևս ֆտորինը: Խմբում կարգային համարի աճմանը զուգընթաց թուլանում է

ոչմետաղական հատկությունները և աճում մետաղական հատկությունները: Արսենն ու

անտիմոնն ցուցաբերում են ամֆոտեր հատկություն, իսկ բիսմութը՝ մետաղական

հատկություններ:

N2 2N- 945 ԿՋ

Ազոտը գտնվում է պարբերական համակարգի V խմբի գլխավոր ենթախմբում, 2-

րդ պարբերության մեջ, նրա կարգային համարն է 7, Ar(N) = 14, նեյտրոնների թիվը

հավասար է 14 – 7 = 7

N +7)2)5 1s22s22p3

P+15)2)8)5 1s22s22p63s23p3

Ազոտն ազատ d ենթամակարդակ չունի, իսկ ֆոսֆորն ունի, որի պատճառով էլ N-ը V

վալենտականություն չի կարող առաջացնել, իսկ p-ն կարող է՝ 3s2 էլեկտրոններց մեկը

գրգրելիս կանցնի d ենթամակարդակի և ունենա V վալենտականություն:

N- ի վալենտականությունը ըստ O-ի՝ I, II, III, IV, ըստ H-ի III

P- ի վալենտականությունը ըստ O-ի III, VI, ըստ H-ի III

Ազոտի օքսիդացման աստիճաններն են.

NH3 N2H4 NH2OH N2 N2O NO N2O3 NO2 N2O5

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5

PH3 P P2O3 P2O5

-3 0 +3 +5

Ազոտը ալոտրոպիկ ձեվափոխություններ չունի: Իզոտոպներն են՝ 147N, 157N 99,635% -

0,365%

Տարածվածությունը բնության մեջ: Ազոտը բնության մեջ հանդիպում է մեծ մասամբ ազատ

վիճակում: Օդի գլխավոր բաղադրիչ մասն է և կազմում է օդի բաղադրության 78,2%-ը: Երկրի

կեղևում ըստ զանգվածի 0,04% ազոտ է: Անօրգանական միացությունների ձևով

պարունակվում է միայն Չիլիում NaNO3 աղի ձևով, կոչվում է չիլիական սելիտրա: Հողում

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

72

ազատ վիճակում գտնվում է աննշան քանակով: Ազոտը մտնում է սպիտակուցների կազմության

մեջ, որն էլ կենդանի օրգանիզմի հիմնական բաղադրիչն է:

Ստացումը

ա) Արդյունաբերության մեջ

1.Ազոտ ստանում են հեղուկ օդի ֆրակցիոն թորումից.

T(N2) =-196 OC

2.Օդը բաց են թողնում շիկացած ածխի կամ պղնձի վրայով.

4N2 + O2 + 2Cu (կամ C) = 4N2 +2CuO (կամ CO2)

բ) Լաբարատորիայում

1. Ազոտ ստացվում է ամոնիումի նիտրիտի (NH4NO3) խիտ լուծույթը 70OC

տաքացնելիս.

NaNO2 + NH4Cl = NaCl + NH4NO2

NH4NO2 070 N2 + 2H2O

4. Ամոնիումի երկքրոմատի քայքայումից.

(NH4)2Cr2O7 t N2 + Cr2O3 + 4H2O

Նարնջի գույն կանաչ

5. CuO- ից Cu վերականգմամբ NH3 –ով.

3CuO + 2NH3 = Cu + N2 + 3H2O

6. Ամոնիակի դանդաղ օքսիդացումից, առանց կատալիզատորի.

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

Ֆիզիկական հատկությունները: Ազոտի մոլեկուլը կազմված է 2 ատոմից, որոնք միացված են

եռակի կապով N N կամ: N჻ ჻ N: Երեք կապերից մեկը է, իսկ 2-ը կապեր են: N – N կապի

երկարությունը 0.109 նմ է, ունի շատ թույլ միջմոլեկուլային կապեր: Ազոտի մոլեկուլի քանդման

էներգիան է 9,48 ԿՋ/մոլ, նույնիսկ 3300 OC –ում 1000 մոլեկուլից տրոհվում է միայն մեկը: Այդ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

73

պատճառով էլ ազոտը իներտ է: Ազատ ազոտը գազ է, անհոտ, անհամ, մի փոքր թեթև օդից

(1,25գ/լ): Վատ է լուծվում ջրում և օրգանական լուծիչներում: 1 մթն ճնշման տակ N2-ը

հեղուկանում է -195,8 OC և պնդանում է -210 OC – ում:

Քիմիական հատկությունները: Մոլեկուլային ազոտը քիմիապես քիչ ակտիվ նյութ է:

1. Սենյակային ջերմաստիճանում փոխազդում է միայն լիթիումի հետ, իսկ մնացած

մետաղների հետ փոխազդում է բարձր ջերմաստիճանում:

6Li + N2 = 2Li3N Լիթիումի նիտրիդ

3Ca + N2 = Ca3N2 2Al + N2 = 2AlN

2. Ազոտը ոչմետաղներից փոխազդում է միայն թթվածնի, ջրածնի, ածխածնի, բորի

հետ, որոնց ռեակցիաներն ընթանում են հատուկ պայմաններում:

ա) 3H2 + N2 = 2NH3 K, Pt, V2O5, P, T

բ) N2 + O2 = 2NO t = 3000 OC - 3500 OC

գ) N2-ը շիկացած ածխի վրայով բաց թողնելիս ստացվում է դիցիան՝ (CN)2

2C + N2 = (CN)2 N C - C N

դ) Ալկալու առկայությամբ առաջանում է դիցիանիդ:

2KOH + 4C + N2 = 2KCN + 2CO + H2

3. Կալցիումի կարբիտի հետ առաջացնում է դիցիանիդ:

CaC2 + N2 = CaCN2 + C Ca = N – N = Ca

7. Նիտրիդները հիդրոլիզվում են

Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3

Կիրառությունը: Հիմնականում օգտագործվում է ամոնիակի, որից ազոտական թթվի,

նիտրատների արտադրության մեջ, էլեկտրական լամպերը լցնելու համար:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

74

Ամոնիակ: Սովորական պայմաններում ամոնիակը գազ է, սուր հոտով, կծու համով, օդից թեթև է

մոտ 2 անգամ: -33,35 OC–ում 1մթն ճնշման տակ NH3–ը հեղուկանում է, իսկ -78 OC ՝ պնդանում:

20 OC–ում 1 ծավալ ջրում լուծվում է 700 ծավալ ամոնիակ: 0 OC–ում 1 ծավալ ջրում լուծվում է 1000

ծավալ: 10% լուծույթը կոչվում է անուշադրի սպիրտ: Լուծվում է նաև բենզոլում, սպիրտում,

ացետոնում: NH3–ի աննշան քանակն օդում (0,5%) առաջ է բերում լորձաթաղանթի բորբոքում:

Օդում ավելի մեծ պարունակության դեպքում դիտվում է աչքերի և շնչառական ուղիների

վնասվածք, թոքերի բորբոքում: Այս դեպքում առաջին օգնությունը թարմ օդն է, աչքերի լվացումը,

ջրային գոլորշու շնչումն է: Սահմանային թույլատրելի կոնցենտրացիան արդյունաբերության մեջ

0.02գ/մլ:

NH3 – ի մոլեկուլը բրգաձև է: Էլեկտրոնային կառուցվածքն է.

N+7)2)5 1s22s22p3 ●

● ●

●

Մոլեկուլն առաջանում է 3 ջրածնի s էլեկտրոնների և ազոտի 3p էլեկտրոնների

զույգման հաշվին: p –էլեկտրոնների հանտելանման ամպերի առանցքները փոխադարձաբար

ուղղահայաց են: Ջրածնի 3 ատոմները միանում են ազոտի ատոմներին այնպես, որ նրանց

կապերն առաջացնում են մոտ 100Օանկյուն, որի պատճառով ստանում է բուրգի ձև: Ազոտի և

ջրածնի էլեկտրաբացասականությունների տարբերւթյան պատճառով H–N կապերը բևեռացված

են ազոտի կողմը: Ամոնիակի մոլեկուլն ամբողջությամբ վերցրած ուժեղ բևեռային է: Հեղուկ

ամոնիակի մոլոկուլը, ինչպես էլ ջրի մոլեկուլը ստացվում են ջրածնական կապերի հաշվին:

H H H H − O H − O H − O

H − N H – N H− N H H H

H H H

Այդ պատճառով հեղուկ ամոնիակի գոլորշիացման ջերմությունը մեծ է, քանի որ

լրացուցիչ էներգիա է պահանջվում ջրածնական կապերը խզելու համար, ոչ թե միայն ձգողական

միջմոլեկուլային ուժերը հաղթահարելու համար: Ամոնիակի բարձր լուծելիությունը ջրում զգալի

չափով պայմանավորված է ամոնիակի մոլեկուլների և ջրի մոլեկուլների միջև ջրածնական

կապերի առաջացումով:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

75

H H H H H

H − N H – N H− N H − O H − O H – N H – O H − N

H H H H H H H H

Ազոտն ու թթվածինն իրենց շուրջն ունեն չընդհանրացված էլեկտրոնային զույգեր, որոնք

ավելի ուժեղացնում են ջրածնական կապը: Հեղուկ ամոնիակը դիսոցվում է ինչպես ջուրը:

2NH3 [NH2-] + [NH4+] 10-33 t=0OC

2H2O OH- + H30+

Ստացումը

ա Լաբորատորիայում

1. 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 +2NH3 + 2H2O

2. 3Mg + N2 = Mg3N2 OH26 3Mg(OH)2 +2NH3

բԱրդյունաբերության մեջ

N2 +3H2 Pt 2NH3

Ցիանամիդային եղանակ Վանաձորի քիմիական գործարան

CaC2 + N2 = CaNCN + C Ca = N – C N

CaNCN + 3H2O = CaCO3 + 2NH3

Քարածխի չոր թորումից

Ամոնիակի կիրառությունը: Ամոնիակը շուտ է հեղուկանում և գոլորշացման ժամանակ կլանում

է մեծ քանակությամբ ջերմություն, որի հիման վրա էլ օգտագործվում է զանազան

սառնարանային հարմարանքներում: Ամոնիակի ջրային լուծույթը օգտագործվում է քիմիական

լաբորատորիայում, բժշկության մեջ և կենցաղում: Օգտագործվում է ազոտական թթվի և

ազոտ պարունակող մյուս միացությունների արտադրության համար, օրինակ ազոտական

պարարտանյութերը:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

76

Ամոնիակի քիմիական հատկությունները: Ամոնիակի մեջ ազոտն ունի օքսիդացման

ամենացածր աստիճանը -3, այդ պատճառով էլ ցուցաբերում է միայն վերականգնիչ

հատկություն:

1. Ամոնիակն օդում չի այրվում, սակայն այրվում է մաքուր թթվածնի մեջ:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

2N-3 -6e = N2 6 2

O2 +4e = 2O-2 4 3

2. Օդի հետ ամոնիակի խառնուրդը շիկացած Pt կատալիզատորի վրայով անցկացնելու

դեպքում առաջանում է ազոտի II օքսիդ և ոչ թե ազատ ազոտ:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

N-3 -5e = N+2 5 4

O2O +4e = 2O-2 4 5

3. Ամոնիակը ցուցաբերում է վերականգնիչ հատկություն (H2O2, PbO2, CuO):

3CuO + 2NH3 = CuO + N2 + 3H2O

Cu2+ +2e = CuO 2 6 3

2N-3 -6e = N2 6 2 1

4. Բարձր ջերմաստիճանում ջրածնի ատոմներն ամոնիակում ընդունակ են լրիվ կամ

մասնակիորեն տեղակալվել մետաղների ատոմներով: Երբ տեղակալվում են ջրածնի 3

ատոմները, առաջանում են նիտրիդներ, ջրածնի 2 ատոմները՝ իմիդներ, ջրածնի մեկ ատոմը՝

ամիդներ: Շիկացած ալյումինի վրայով ամոնիակ անցկացնելիս ստացվում է.

2Al + 2NH3 = 2AlN + 3H2

Նիտրիդները պինդ նյութեր են, ակտիվ մետաղների նիտրիդները ջրում հիդրոլիզվում են:

Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3

5. Ամոնիակը մետաղական նատրիումի վրայով անցկացնելիս առաջանում է աղանման նյութ՝

նատրիումի ամիդ.

2NH3 + 2Na = 2NH2Na + H2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

77

Ստացվածը ջրում հիդրոլիզվում է

NH2Na + HOH = NaOH + NH3

6. Բացի ամոնիումի մետաղական ածանցիալներից հայտնի են միացություններ, որոնցում

ամոնիակի ջրածինները տեղակալված են հալոգենների ատոմներով

2NH3 + 3I2 = 2NI3 + 3H2

Խիտ պինդ մուգ շականակագույն

Անկայուն է, գոյություն ունի միայն ջրային լուծույթներում, լինում է խառնուրդի ձևով (NHI2,

NH2I):

Հայտնի են քլորային ազոտ NCl3 , ֆտորային ազոտ NF3:

7. Ամոնիակը փոխազդեցության մեջ է մտնում թթվածնի հետ, առաջացնելով աղեր.

NH3 + HCl = NH4Cl

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

NH3 + H2SO4 = NH4HSO4

Ազոտի ատոմի շուրջը չընդհանրացված էլեկտրոնային զույգի հաշվին տեղի են ունենում

միացման ռեակցիաներ: Այդպիսի նյութեր կարող են լինել և՛ իոնները և՛ մոլեկուլները, որոնք

կապի գոյացման համար տրամադրում են դատարկ օրբիտալ: Առաջանում է դոնոր-

ակցեպտորային մեխանիզմով կովալենտ կապ:

H N

H

H

++ H H N

H

H

H

+

Please Register բոլոր կապերը համարժեք են

8. Ամոնիակի համար առավել բնորոշ են միացման ռակցիաները, որոնք ընթանում են

սենյակային ջերմաստիճանում, չընդհանրացված էլետրոնային զույգի հաշվին: Ամոնիակը ջրում

լուծելիս առաջացնում է ամոնիումի հիդօքսիդ՝ թույլ հիմք, որն էլ անկայուն է .

NH3 + H2O NH4OH NH4+ + OH-

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

78

9. 150 OC-190 OC և 100–200մթն ճնշմա տակ ածխաթթու գազի հետ տալիս է շատ արժեքավոր

նյութ՝ կարբամիտ միզանյութ:

2NH3 + CO2 = (NH2)2CO + H2O NH2 - C - NH2

O

Օգտագործվում է որպես պարարտանյութ:

10. Ամոնիակի հիդրօքսիլային ածանցյալն է հիդրօքսիլամինը, որն առաջանում է

ազոտական թթվի էլեկտրոլիզի ժամանակ, նրա վերականգման հետևանքով:

HNO3 + H = NH2OH + 2H2O

Հիդրոքսիլամինն անգույն բյուրեղային նյութ է օգտագործվում է որպես վերականգինչ:

2NH2OH + HOCl = N2 + HCl + 3H2O

11. Ամոնիակի կարևոր ածանցյալն է հիդրազինը H2N – NH2 անգույ հեղուկ է, լավ է լուծվում

ջրում: Առաջանում է ամոնիակի մասնակի օքսիդացման ժամանակ:

2NH3 + NaOCl = H2O + N2H4 + NaCl

Հիդրազինն օգտագործվում է որպես վերականգնիչ: Օդի հետ հիդրազինի գոլորշիների

խառնուրդն այրվում է անջատելով ջերմություն:

N2H4 + O2 = 2H2O + N2 + 625 ԿՋ/մոլ

12. Ամոնիակը որոշ աղերի հետ փոխազդելու դեպքում առաջացնում է ամիակատներ, որոնք

առաջացման բնույթով և կայունությամբ նման են բյուրեղահիդրատներին.

CaCl + 8NH3 = CaCl2 • 8NH3

CuSO4 + 4NH3 = CuSO4 • 4NH3

Ամոնիումի աղեր: Ամոնիումի աղերը պինդ բյուրեղային նյութեր են, սպիտակ գույնի, լավ

լուծվում են ջրում:

1. Ամոնիումի աղերը տաքացնելիս քայքայվում են, քայքայման բնույթից կախված է աղի

անիոնից.

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

79

NH4Cl = NH3 + HCl (NH4)3PO4 = 3NH3 + H3PO4

NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4HCO3 = NH3 + CO2 + H2O

NH4NO3 = N2O + 2H2O (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

NH4NO3-ը օգտագործվում է որպես պարարտանյութ, պայթուցիկ նյութերի արտադրության

բնագավառում:

2. Ամոնիումի աղեր ստացվում են ամոնիումի և թթուների փոխազդեցությունից:

NH3 + HNO3 = NH4NO3

NH3 + H2SO4 = NH4HSO4

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

NH3 + HNO3 = NH4NO3

3. Ցուցաբերում են աղերին բնորոշ հատկություններ, փոխազդում են հիմքերի, թթուների,

աղերի հետ:

1)NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH (NH3 + H2O)

NH4+ + OH- = NH3 + H2O

2)(NH4)2SO4 + BaCl2 = 2NH4Cl + BaSO4

NH4+ + OH- = NH3 + H2O

SO42- + Ba2+ = BaSO4 Որակական ռակցիա

3)2NH4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2HCl

Չոր

4. Ամոնիումի աղերը լավ լուծվում են ջրում եվ ենթարկվում են հիդրոլիզի, որի

հետեվանքով նրանց ջրային լուծույթը ունի թթվային միջավայր:

NH4+ + HOH NH4OH + H+

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

80

Ազոտի օքսիդներ:Ազոտը թթվածնի հետ առաջացնում է 6 օքսիդներ, որոնց մեջ ազոտը հանդես

է գալիս +1- ից մինչև +5 օքսիդներով:

N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5

N2O-Ազոտի երկօքսիդ կամ ազոտի I օսիդ: Ուրախացնող գազ: Շնչելիս ազդում է

նյարդային համակարգի վրա: Օգտագործում են որպես թմրեցնող միջոց է:

NH4NO3 C0250 N2O + 2H2O

2N2O C0500 2N2 + 5H2O

4Ca + 10HNO3խիտ = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

1. Չի փոխազդում ջրի, թթուների, հիմքերի հետ, աղ չառաջացնող օքսիդ է: Մոլեկուլն ունի

գծային կառուցվածք:

2. Լինելով ուժեղ օքսիդիչ, առաջացնում է պայթուցիկ խառնուրդներ ջրածնի, ամոնիակի և

օրգանական նյութերի հետ:

N2O + H2 = N2 + H2O 3N2O + 2NH3 = 4N2 + 3H2O

N2O + CO = N2 + CO2 4N2O + CH4 = 4N2 + CO2 + 2H2O

NO- Ազոտի օքսիդ: Աղ չառաջացնող օքսիդ է: Ստացվում է ՝

1 էլեկտրական աղեղի պարպաման ժամանակ օդում

N2 + O2 = 2NO

2 Ամոնիակի կատալիտիկ օքսիդացումից

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O KAT = Pt Fe2O3, Cr2O3

3 Պղնձի եվ նոսր ազոտական թթվ փոխազդեցությունից:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

6NaNO2 + 3H2SO4խիտ = 3Na2SO4 + 2HNO3 + 4NO + 2H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

81

Հատկությունները: Ազոտի օքսիդն ունենալով կենտ թվով էլեկտրոնններ պարամագնիսական է,

հակված է դիմերացման: Հեղուկ ազոտի օքսիդը պարունակում է մոտ 25% N2O2 դիմեր:

Դրսևորում է ինչպես օքսիդիչ, այնպես էլ վերականգնիչ հատկություններ:

2NO + Cl2 = 2NOCl 2NO + C = N2 + CO2

10NO + P = 5N2 + 2P2O5 2NO + 2SO2 = N2 + 2SO3

2NO + H2 = N2 + 2H2O

10NO + 6MnO4 + 9H2SO4 = 3K2SO4 + 6MnSO4 + 10HNO3 + 4H2O

2NO + O2 = 2NO2

Որոշ մետաղի աղերի հետ առաջացնում է նիտրոզոկոմպլեքսներ:

FeSO4 + 5H2O + NO = [Fe(H2O)5NO]SO4

անգույն գորշ

N2O3- ԱզոտիIII օքսիդի մեջ ազոտի ատոմներից մեկն ունի +2, մյուսը +4 օքսիդացման

աստիճան O2N - NO: NO – ի և NO2 –ի մոլեկուլներում կա չզույգված էլեկտրոն, որով

պայմանավորված է այս օքսիդների մեծ ակտիվությունը: N2O3– ին համապատասխանում է թույլ

ազոտային թթուն, որի առաջացրած աղերը կոչվում են նիտրիտներ: Ցածր ջերմաստիճանում

մուգ կապույտ հեղուկ է, եռալիս քայքայվում է NO և NO2 օքսիդների: Մոլեկուլն ունի հարթ

կառուցվածք: Ստացվում է NO–ի և NO2-ի խառնուրդը սառեցնելիս:

NO + NO2 = N2O3

Այսպիսի խառնուրդ կարելի է ստանալ As2O3-ի և 50% HNO3 –ի փոխազդեցությունից:

As2O3 + 2HNO3 + 2H2O = 2H3AsO3 + NO + NO2

Ջրի հետ առաջացնում է ազոտային թթու:

N2O3 + H2O = 2HNO3 N2O3 + 2KOH = KNO2 + H2O

NO2 – ազոտի IV օքսիդ: Սովորական պայմաններում գորշ, բնորոշ հոտով, խիստ թունավոր

գազ է: Այն մինչև 140 OC-ը գոյություն ունի N2O4 դիմերի հետ խառնուրդի ձեվով, 100 OC -ում 22

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

82

ծավալ NO2–ին ընկնում է 3 ծավալ N2O4 : Մաքուր N2O4 –ը անգույն բյուրեղային նյութ է: NO2 –ը

լավ է լուծվում ջրում:

Ստացումը

1. 2NO + O2 = 2NO2

2. Cu + 4HNO3խիտ = Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O

3. Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

4. 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Քիմիական հատկությունները

1 NO2 –ը փոխազդում է ջրի հետ առաջացնելով ազոտական եվ ազոտային թթուներ:

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

2 Ազոտային թթուն անկայուն է քայքայվում է առաջացնելով N2O3 , որն էլ անկայուն է

քայքայվում է առաջացնելով NO2 եվ NO:

2HNO2 = N2O3 + H2O NO• + • NO2 ON:NO2

N2O3 = NO2 + NO N2O3

3 NO2 –ը թթվածնի ավելցուկում եվ ճնշման տակ առաջացնում է միայն ազոտական թթու:

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

4 NO2 –ը -11 OC-ում դիմերացվում է:

2NO2 N2O4 O2N• + •NO2 O2N : NO2

2N2O4 + O2 + 2H2O = 4HNO3

5 NO2 –ը փոխազդում է ալկալիների հետ

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O

4NO2 + O2 +4KOH = 4KNO3 + 2H2O

6 Դրսևորում է ուժեղ օքսիդիչ հատկություններ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

83

2C + 2NO2 = 2CO2 + N2 SO2 + NO2 = SO3 + NO 7H2 + 2NO2 = NH3 + 4H2O

Օգտագործվում է ազոտական թթվի արտադրությունում որպես հրթիռային վառելիքի օքսիդիչ,

ինչպես նաև նավթավերամշակավորման արդյունաբերությունում:

N2O5-ԱզոտիV օքսիդն անգույն, բյուրեղային նյութ է: Սենյակային ջերմաստիճանում

ինքնաբերաբար քայքայվում է առաջացնելով NO2 և O2 : Արագ տաքացնելիս պայթում է:

2N2O5 = 4NO2 + O2

Ստանում են

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

NO2 + O3 = N2O5 + O2

Քիմիական հատկությունները: Տիպիկ թթվային օքսիդ է և ուժեղ օքսիդիչ:

N2O5 + H2O = 2HNO3 N2O + 2NaOH = NaNO3 + H2O

2N2O5 + 5C = CO2 + 2N2 3N2O5 + 5S = 5SO3 + 3N2

Ազոտային անհիդրիդ: Ազոտային անհիդրիդը՝ N2O3 սատնում են ազոտաթթվային նատրիումի

նատրիումի նիտրիտ և ազոտական թթվի փոխազդեցությունից:

NaNO2 + 2HNO3 = 2NaNO3 + N2O3 + H2O

Ռեակցիայի հետևանքով անջատված ջուրը կլանում են աղերով՝ CuSO4 + 5H2O = CuSO4 •

5H2O

N2O3 -ը կայուն է միայն ցածր ջերմաստիճանում, մուգ - կապույտ հեղուկ է, 3,5 OC – ում եռում

է՝ քայքայելով ազոտի օքսիդի եվ երկօքսիդի՝ N2O3 = NO + NO2

Ազոտային անհիդրիդին համապատասխանում է ազոտային թթուն HNO2: Աղի վրա

ուժեղ թթվով ազդելիս՝ 2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2

HNO2-ը խիստ անկայուն միացություն է և գոյություն ունի միայն ջրային

լուծույթներում: Լուծույթից անջատելու պահին բուռն քայքավում է՝ 2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

84

Ազոտային թթուն թույլ էլեկտրոլիտ է: Սակայն նրա աղերը կայուն միացություններ են

և լավ լուծելի են ջրում բացառությամբ AgNO2–ի: Բոլոր նիտրիտները խիստ թունավոր են: Մեծ

նշանակություն ունի NaNO2 –ը: Այն թույլ դեղնավուն, բյուրեղային, խիստ խոնավածուծ նյութ է:

Լաբորատորիայում ստանում են ՝

Pb + NaNO3 = PbO+ NaNO2

Գործարանային պայմաններում ստանում են՝

2NaOH + NO + NO2 = 2NaNO2 + H2O

NaNO2–ը ստանում են օրգանական սինթեզում, լաքերի և ներկերի

արտադրություններում, բժշկության մեջ, որպես անոթալայնիչ: Բոլոր նիտրիտները ջրային

լուծույթներում թթուների առկայությամբ ցուցաբերում են օքսիդիչ հատկություններ:

NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2Na2SO4 + 2H2O

Ուժեղ օքսիդիչի առկայությամբ վերականգնիչ են:

5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Առանց թթվեցմամբ այդ ջրային լուծույթներում չեն ցուցաբերում ոչ օքսիդիչ և ոչ էլ վերականգնիչ

հատկություն՝ HNO2 + Cl2 + H2O = HNO3 + 2HCl

Ազոտական թթու HNO3 Ազոտական թթուն ստացվում է մի քանի եղանակով.

1.Ամոնիակային եղանակը բաղկացած է հետևյալ փուլերից

ա Ամոնիակի օքսիդացումը մինչև NO (K – Pt)՝ 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

բ NO –ի օքսիդացումը՝ 2NO + O2 = 2NO2

գ NO2 – ից ազոտական թթվի ստացումը՝ 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

2.Լաբարատոր եղանակը: Խիտ ծծմբական թթվի ազդեցությունը նատրիումի նիտրատի վրա,

թույլ տաքացման պայմանում՝ NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3

Քիմիական եվ ֆիզիկական հատկությունները: Մաքուր ազոտական թթուն HNO3 անգույն

հեղուկ է, 1,5գ/սմ3 խտությամբ, -42 OC –ում սառչում է, վերածվելով թափանցիկ բյուրեղային

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

85

զանգվածի: Օդում այն խիտ աղաթթվի նման « ծխում է», օդի խոնավության հետ նրա

գոլորշիներն առաջացնում են մառախուղի մանր կաթիլներ: Ունի խեղդող հոտ, ջրի հետ

խառնվում է ցանկացած հարաբերությամբ: Ազոտական թթուն սովորաբար դեղին է երևում,

որովհետև լույսի տակ քայքայվում է և առաջացնում է NO2, որն էլ լուծույթին տալիս է դեղին

գույն: Վաճառքի է հանվում 65 լուծույթը:

1. Ազոտական թթուն պատկանում է ամենաուժեղ թթուների թվին, նոսր լուծույթում նա

ամբողջությամբ տրոհվում է H+ և NO3- իոններին:

HNO3 H+ + NO3- HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

2. Հայտածիչները փոխում են իրենց գույնը, լակմուսը ստանում է կարմիր գույն:

3. Ազոտական թթուն անկայուն է, լույսի և ջերմության ազդեցությունից քայքայվում է:

4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

2HNO3 = N2O + 2O2 + H2O

4HNO3 = 2N2 + 5O2 + 2H2O

Ազոտական թթուն ուժեղ օքսիդիչ է: Համարյա փոխազդում է բոլոր մետաղների հետ,

ազոտական թթվից ջրածին դուրս չի մղվում, նա օքսիդանում է և ստացվում է ջուր, իսկ

թթուն առաջանում է փոխանակման միջոցով աղ և ազոտը վերականգնվում է տարբեր

ձևով: Ազոտական թթվի եվ մետաղների փոխազդեցությունը կատարվում է հետևյալ

սխեմայով:

Խ

ռեակցիաների սխեմաները:

Խիտ՝ չի փոխ-

խազդում Fe,

Cr, Al, Pt,Tr,

Ta

Խիտը ՝

մանացած

Me հետ NO2

Խիտը՝ ալկալի-

ական եվ հող-

ալկալիական

Me N2O

Նոսր՝ ծանր

Me-ի հետ NO

Նոսր՝ հողալ-

կալիական

Me, Sn, Fe,

Zn, NH4NO3

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

86

8Na + 10HNO3 (խիտ) = 8NaNO3 + N2O + 5H2O

4Ca + 10HNO3(խիտ) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

4Ca + 10HNO3(նոսր) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Pb + 4HNO3(խիտ) = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3(նոսր) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Mg + 10HNO3(նոսր) = 4Mg(NO3)2 +N2O +5H2O

4Zn + 10HNO3(շ.նոսր) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

3Ag + 4HNO3(նոսր) = 3Ag(NO3)2 + NO + 2H2O

4. Խիտ ազոտական թթուն կարելի է տեղափոխել այլումինե և պողպատե ցիստերներով:

Դրա պատճառը կայանում է նրանում, որ Fe,Cr,Al–ը առաջացնում են սառը ազոտական թթվի

հետ օքսիդներ և հիդրօքսիդներ, որոնք խիտ ազոտական թթվի մեջ լուծվում են:

2Al + 6HNO3(խիտ) =50% Al2O3 + 6NO2 + 3H2O

10Al + 36HNO2(նոսր) = 3Ag(NO3)2 + NO + 2H2O

5. Խիտ ազոտական թթուն օքսիդացնում է նույնիսկ HCl-ը: Մեկ ծավալ ազոտական թթվից և 3–

4 ծավալ խիտ աղաթթվից կազմված խառնուրդը կոչվում է արքայաջուր: Արքայաջրում

լուծվում է ազոտական թթվի հետ փոխազդող որոշ մետաղներ, այդ թվում նաև «մետաղների

արքա» ոսկին: Նրա ազդեցությունը բացատրվում է նրանով, որ ազոտական թթուն

օքսիդացնում է աղաթթուն, անջատելով ազոտ, քլոր և առաջացնելով ազոտիեռավալենտ

քլորիդ, կամ նիտրոզիլ քլորիդ:

HNO3 + 3HCl = 2Cl• + 2H2O + NOCl

NOCl = NO + Cl•

Քլորն անջատման պահին բաղկացած է ատոմներից, որը պայմանավորում է արքայաջրի

օքսիդացնող հատկությունը:

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O

3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 3PtCl4 + 4NO + 8H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

87

6. Ազոտական թթուն փոխազդում է ոչմետաղների հետ, խիտի դեպքում անջատվում է NO2 ,

նոսրի՝ NO:

S + 6HNO3 (խիտ) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2HNO3(նոսր) = H2SO4 + 2NO

P + H2O + 5HNO3(նոսր) = 3H3PO4 + 5NO

B + 3HNO3(նոսր) = H3BO3 + 3NO2

I2 + 0HNO3(խիտ) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

7. Ազոտական թթուն փոխազդում է հիմնային օքսիդների և հիմքերի հետ, առաջացնելով աղ

եվ ջուր:

CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O

Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O

8. Ազոտական թթուն փոխազդում է աղերի հետ, իսկ որոշ աղերի հետ փոխազդում է որպես

օքսիդիչ:

Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O +CO2

3CuS + 8HNO3 = 3S + 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O

Cu2S + 14HNO3 = 2Cu(NO3)2 + 10NO2 + H2SO4 + 6H2O

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 9H2SO4 + 6H3AsO4 + 28NO

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Na2S + 8HNO3(խիտ) = Na2SO4 + 8NO2 + 4H2O

9. Ազոտական թթուն փոխազդում է ծծմբաջրածնի հետ:

2HNO3(նոսր) + 3H2S = 3S + 2NO + 4H2O

6HNO3(խիտ) + H2S = SO2 + 6NO2 +4H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

88

10. ա Ազոտական թթվի որակական ռակցիան է, որ պղնձի հետ փոխազդելիս անջատում է գորշ

գույնի գազ:

Cu + 4HNO3(խիտ) = Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O

բ NO3- իոնի որակական ռակցիան է, որ թթվային միջավայրում նիտրատները ուժեղ

օքսիդիչներ են՝ NaNO3 + H2SO4 + Cu = 2NO2 + CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O

Նիտրատներ: Ազոտական թթվի աղերը կոչվում են նիտրատներ: Նիտրատները լավ են լուծվում

ջրում, մի մասն օդում մնալով կլանում է խոնավություն, իսկ մի մասը ոչ (K, Rb, Cs, Ag, Tl, Ba, Pt)

չեն առաջացնում բյուրեղահիդրատներ: Տաքացնելիս նիտրատները քայքայվում են: Մետաղների

ակտիվության շարքում մինչև Mg-ը (K, Na, Li, Ca, Ba) տեղավորված մետաղների

նիտրատներն առաջացնում են նիտրիտ և թթվածին, իսկ Mg- ից Cu օքսիդներ, NO, O2, իսկ Cu –

ից հետո մետաղները NO2, O2:

Mg –ից ձախ Me(NO)x + O2

Մ(NO3)X Mg Cu MexOy + NO2 + O2

Cu –ից աջ Me + NO2 + O2

Կարևոր նշանակություն ունեն նատրիումի, կալիումի, ամոնիումի և կալցիումի նիտրատները,

որոնք կոչվում են սելիտրաներ.

NaNO3 -կոչվում է չիլիական սելիտրա , KNO3- հնդկական սելիտրա, Ca(NO3)2 - նորվեգական

սելիտրա, KNO3 -ը մտնում է սև վառոդի բաղադրության մեջ:

2KNO3 + 3C + S = K2S + 3CO2 + N2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

89

Դասախոսություն 10

VA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Ֆոսֆոր: Ֆոսֆորը բնության մեջ,

ալոտրոպիան, ստացումն ու քիմիական հատկությունները: Ֆոսֆին: ֆոսֆորի

օքսիդները: Ֆոսֆորային, օրթոֆոսֆորական, երկֆոսֆորական, հիպոֆոսֆորային

թթուներմ մետաֆոսֆորական թթու, հատկությունները, ստացումը: Թթուներին

համապատասխանող աղերը, հատկությունները, ստացումը: Ֆոսֆորական

պարարտանյութեր: Տեղեկություններ արսենի, անտիմոնի և բիսմուտի ստացման,

ֆիզիկական և քիմիական հատկությունների մասին:

VA խմբի տարրերը պատկանում են P-տարրերի շարքին և դրանց ատոմի արտաքին

շերտի էլեկտրոնային կառուցվածքը ns² np³: Այդ տարրերի ատոմի շառավիղը կարգաթվի

մեծացման հետ մեծանում է, էլեկտրաբացասականությունը` փոքրանում, ուստի մետաղական

հատկությունները մեծանում են:

Ազոտն ու ֆոսֆորը տիպիկ ոչմետաղներ են, արսենն ու ծարիրը՝ երկդիմի , իսկ բիսմութը

մետաղ է:

Ֆոսֆորի ատոմի կառուցվածքն է

¹⁵P +15 ) ) ) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

² ⁸ ⁵

P*

Քիչ քանակությամբ էներգիա կլանելով` ֆոսֆորի ատոմը կարող է հիմնական

վիճակից անցնել գրգռված վիճակի 3s¹3p³3d¹, ինչը տեղի է ունենում ավելի մեծ

էլեկտրաբացասականությամբ քիմիական տարրի ատոմի հետ քիմիական կապ առաջացնելիս:

Այլ կերպ ասած, թափուր 3-րդ օրբիտալների հաշվին` ֆոսֆորի ատոմի չզույգված էլեկտրոնների

թիվը, այսինքն նաև վալենտականությունը, P* վիճակում կարող է մեծանալ 5 դառնալ:

Ենթախմբի տարրերի օքսիդների ու հիդրօքսիդների թթվային հատկությունները կարգաթվի

աճման հետ թուլանում են

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

90

HNO₂ H₃PO₃ H₃AsO₃ = As(OH)₃ H₃SbO₃ = Sb(OH)₃ Bi(OH)₃

թույլ թթուներ երկդիմի հիդրօքսիդներ հիմք

+5 ՕՔ ունեն

HNO₃ H₃PO₄ H₃AsO₄ HSbO₃ HBiO₃ (բնորոշ չէ)

ուժեղ թթու միջին ուժի թթու թույլ թթուներ

Նշենք նաև, որ նույն տարրի առաջացրած HRO₂ թթուն, HRO₃ թթվի համեմատ` շատ ավելի թույլ է

ու անկայուն: Ազոտի ենթախմբի տարրերն առաջացնում են RH₃ բանաձևով ներկայացվող

գազային ջրածնային միացություններ, որոնց կայունությունն NH₃ (ամոնյակ) - PH₃(ֆոսֆին) - AsH₃

(առսին) SbH₃ - (ստիբին) շարքում կտրուկ նվազում է, իսկ BiH₃ (բիսմին) կայուն վիճակում

ընդհանրապես չի առաջանում: Այդ միացությունները թույլ հիմքեր են, ընդ որում կարգաթվի

մեծացման հետ` հիմնային հատկությունները թուլանում են:

Բնության մեջ: Ֆոսֆորը տարածված է բնության մեջ: Երկրի կեղևում կազմում է շուրջ 0,1 % (ըստ

զանգվածի): Հեշտությամբ օքսիդանալու պատճառով ազատ վիճակում չի հանդիպում:

Հանդիպում է ֆոսֆորիտ միներալի ձևով Ca₃ (PO₄)₂, ապատիտ Ca₃ (PO₄)₂ և CaF₂ կամ CaCl₂:

Ֆոսֆորն, ինչպես և ազոտն անհրաժեշտ է բոլոր կենդանի էակների համար, մտնում է

սպիտակուցների բաղադրության մեջ: Բույսերի մեջ P-ը մտնում է սերմերի սպիտակուցների,

կենդանիների օրգանիզմի մեջ` կաթի, արյան, ուղեղային և նյարդային հյուսվածքների

սպիտակուցներում: P-ը մտնում է նաև ողնաշարավոր կենդանիների ոսկրերի բաղադրության

մեջ հիմնականում 3Ca₃(PO₄)₂·Ca(OH)₂ և 3 Ca₃(PO₄)₂·CaCO₃· H₂O միացությունների ձևով:

Ֆոսֆորական թթվի մնացորդի ձևով P-ը մտնում է նուկլեինաթթուների մեջ: Այդ թթուներն

անմիջականորեն մասնակցում են կենդանի բջջի ժառանգական հատկությունների փոխանցման

պրոցեսին: Ֆոսֆորը շրջապտույտ է գործում բնության մեջ:

Ստացումը: Ֆոսֆորը ստացվում է կալցիումի ֆոսֆատը սիլիցիումի օքսիդի և ածխի հետ

էլեկտրական վառարաններում տաքացնելիս` թթվածնի բացակայության պայմաններում:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C = 3CaSiO₃ + 2P + 5CO

Ստացված ֆոսֆորը ցնդում է (սուբլիմվում) և պնդանում` մոմանման սպիտակ զանգվածի

տեսքով:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

91

Ֆիզիկական հատկությունները: Ազատ ֆոսֆորն առաջացնում է մի շարք տարաձևություններ,

որոնցից տարածված են սպիտակն ու կարմիրը: Կարմիրը ֆոսֆորը կայուն է բոլոր

պայմաններում, իսկ սպիտակ ֆոսֆորն անկայուն է, լույսից կամ տաքացումից դանդաղ

փոխարկվում է կայուն ձևի` կարմիր ֆոսֆորի: Այս փոխարկումն արագացվում է յոդ

կատալիզատորով: Ֆոսֆորի տարաձևությունները միմյանցից տարբերվում են մոլեկուլում առկա

ատոմների թվով, ինչպես նաև վերջինիս դասավորվածությամբ: Սպիտակ ֆոսֆորի մոլեկուլի

բաղադրությունը P₄ է, կովալենտային կապերի միջև անկյունը 60ᵒ, կառուցվածքը` կանոնավոր

եռանիստբուրգ:

p

p p

p

Կարմիր ֆոսֆորը շերտավոր պոլիմեր է` կրկնվող կառուցվածքային P₄ միավորով` (P₄)n:

Քիմիական հատկությունները:

Ֆոսֆորի օքսիդացման աստիճաններն են

PH₃ P P₂O₃ P₂O₅

-3 0 +3 +5

800ᵒC– ում ֆոսֆորի գոլորշիների մոլեկուլը բաղկացած է 4 ատոմից, իսկ դրանից

բարձր ջերմաստիճանում՝ 2 ատոմից՝ P₄2P₂

Մետաղների ու ջրածնի նկատմամբ ֆոսֆորն էլեկտրաբացասական է և դրանց հետ առաջացրած

միացություններում ֆոսֆորի օքսիդացման աստիճանը -3 է:

1. Բարձր ջերմաստիճանում ֆոսֆորը միանում է մետաղներին` ֆոսֆիդներ առաջացնելով:

3Mg + 2P = Mg₃P₂

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

92

2. Ֆոսֆորի ջրածնային միացությունը PH₃` ֆոսֆինը անկայուն է, ընդ որում ֆոսֆորի և

ջրածնի անմիջական միացումից չի ստացվում: Ֆոսֆին կարելի է ստանալ ֆոսֆիդների ու

ջրի փոխազդեցությունից:

Mg₃P₂ + 6 H₂O = 3 Mg (OH)₂ + 2 PH₃

3. Ֆոսֆինը նեխած ձկան հոտով խիստ թունավոր գազ է, ի տարբերություն ամոնիակի`

ջրում գործնականորեն չի լուծվում, իսկ օդում ինքնաբերաբար բռնկվում է ֆոսֆորի (V)

օքսիդի և ջրի և ապա ուղեկցվում է ֆոսֆորական թթվի առաջացմամբ

2PH₃ + 4 O₂ = 2H₃PO₄

4. Ֆոսֆինը կարող է առաջացնել ֆոսֆոնիումի աղեր, որոնք ավելի թույլ հիմնային

հատկություններ ունեն, քան NH₃-ը:

PH₃ + HI = PH₄I ֆոսֆոնիումի յոդիդ

PH₃ + HClO₄ = PH₄ClO₄ ֆոսֆոնիումի պերքլորատ

5. Թթվածնում ֆոսֆորն այրվում է շլացուցիչ, սպիտակ բոցով առաջացնելով ֆոսֆորի (V)

օքսիդ՝ սպիտակ ծխի տեսքով:

4P + 5O₂ = 2 P₂O₅

Կարմիր ֆոսֆորը բռնկվում է տաքացնելիս, իսկ սպիտակը` նույնիսկ սովորական

պայմաններում: Սպիտակ ֆոսֆորը դանդաղ օքսիդանալիս անջատվող էներգիայի մի

մասը փոխակերպվում է ճառագայթայինի և դիտվում է լուսարձակում, որն անվանվում է

ֆոսֆորեսցենտում` հենց այդ տարրի անվանմամբ:

6. Ֆոսֆորն ավելի ակտիվ միանում է քլորի, քան թթվածնի հետ

2P + 5Cl₂ = 2PCl₅

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃ (հեղուկ է)

P+I₂≠

քլորիդները հիդրոլիզվում են

PCl₃ + H₂O = H₃PO₃ + 3HCl

7. Ֆոսֆորը փոխազդում է ծծմբի հետ՝ առաջացնելով սուլֆիդ

2P + 3S = P₂S₃

8. Կարմիր ֆոսֆորի ու կալիումի քլորատի`Բերթոլեի աղի (KClO₃) խառնուրդը շփելիս կամ

սեղմելիս բոցավառվում է պայթյունով և կոչվում է լուցկու ռեակցիա

6P + 5 KClO₃ = 3P₂O₅ + KCl

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

93

9. Ֆոսֆորը փոխազդում է ազոտական թթվի հետ

3P + 5HNO₃(ն) + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

P + 5 HNO₃ (խ) = H₃PO₄ + 5 NO₂ + H₂O

10. Ֆոսֆորը դանդաղ օքսիդացման ժամանակ առաջացնում է P-ի (III) օքսիդ:

4P + 3O₂ = 2P₂O₃

11. Ֆոսֆին կարելի է ստանալ ալկալու խիտ լուծույթի հետ սպիտակ ֆոսֆորը

տաքացնելիս

4P + 3NaOH + 3H₂O = PH₃ + 3NaH₂PO₂

Նատրիումի հիպոֆոսֆիտը` NaH₂PO₂ միահիմն հիպոֆոսֆորային թթվի աղն է`

H

H – O – P – H

O

Ֆոսֆորի օքսիդները և թթուները:

1. Ֆոսֆորը թթվածնի հետ առաջացնում երկու միացություն` ֆոսֆորի (III) օքսիդ`

P₂O₃ (P₄O₆) և ֆոսֆորի (V)օքսիդ P₂O₅ (P₄O₁₀):

Ֆոսֆորի (III) օքսիդը P₂O₃ կամ P₄O₆ թունավոր է: Սառը ջրի հետ առաջացնում է ֆոսֆորային

թթու H₃PO₃

P₂O₃ + 3H₂O = 2 H₃PO₃

P₂O₃-ը և H₃PO₃ - ը ուժեղ վերականգնող հատկություն ունեն:

2. H₂PO₃-ի աղերը կոչվում են ֆոսֆիտներ , երկհիմն թթու է, միջին ուժի:

H – O – P – O – H Na₂HPO₃

O H K₂HPO₃

3. P₂O₅-ը առաջանում է սպիտակ ձյունանման զանգվածի ձևով գոլորշու

խտությունը համապատասխանում է P₄O₁₀ ֆորմուլին:

4P + 5O₂ = 2P₂O₅ 4P + 5O₂ = P₄O₁₀

Ֆոսֆորի (V) օքսիդին համապատասխանում են 3 թթուներ:

մետաֆոսֆորական HPO₃ P₂O₅ + H₂O (սառը) = 2 HPO₃

օրթոֆոսֆորական H₃PO₄ P₂O₅ + 3H₂O (տաք) = 2 H₃PO₄

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

94

պիրոֆոսֆորական H₄P₂O₇ H₃PO₄ = H₄P₂O₇ + H₂O դանդաղ տաք

Կառուցվածքային բանաձևերն են O-H OH OH

O –H O=P O-H կամ Օ=P-O-P=O

P – O – H O =P O-H O OH OH

O O O-H O = P O H

O O H

Ֆոսֆատի կոորդինացիոն թիվը 4 է, այսինքն P-ի յուրաքանչյուր ատոմը շրջապատված

է O-ի 4 ատոմով: O O

O P

P O O O

O O O P P

O= P O P=O HO O O

O O

P P

O OH O

4. P₂O₅ ուժեղ ջուր կլանելու հատկություն ունի, օգտագործվում է գազերը չորացնելու

համար:

5. Որպես թթվային օքսիդ փոխազդում է հիմնային օքսիդների և ալկալիների հետ,

առաջացնելով աղ

3CaO + P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂

Ca(OH)₂ + P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂ +3H₂O

Քանակային հարաբերությունից կախված առաջանում են թթու և չեզոք աղեր

2KOH + P₂O₅ + H₂O =2K₂HPO₄ 2:1

4KOH + P₂O₅ =2 K₂HPO₄ + H₂O 4:1

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

95

6KOH + P₂O₅ =2 K₃PO₄ + 3H₂O 6:1

6. Պինդ վիճակում P₂O₅-ը կարող է փոխազդել այնպիսի աղերի հետ, որից դուրս մղված

թթվային օքսիդը գազ է:

3CaCO₃ + P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂ + 3CO₂

7. Ուժեղ վերականգնողները կարող են ֆոսֆորի (V) օքսիդը վերականգնել

P₂O₅ + 5C = 2P + 5CO

8. P₂O₅-ը փոխազդում է HNO₃ -ի հետ, խլում է ջուրը

P₂O₅ + 6HNO₃ = 2H₃PO₄ + 3N₂O₅

Ֆոսֆորական թթու H₃PO₄: Ստացումը.

1. Լաբորատորիայում ֆոսֆորական թթու կարելի է ստանալ ֆոսֆորը 30% HNO₃-ով

օքսիդացնելիս

3P + 5HNO₃(խ) + 2H₂O = 3 H₃PO₄ + 5NO

2. Արդյունաբերության մեջ ֆոսֆորական թթուն ստացվում է 2 մեթոդով` էքստակցիոն և

ջերմային:

ա) էքստակցիոն մեթոդի հիմքն է կազմում բնական ֆոսֆատների մշակումը ծծմբական թթվով:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3 CaSO₄ + 2H₃PO₄

Առաջացած ֆոսֆորական թթուն ֆիլտրելով բաժանում են կալցիումի սուլֆատից և

գոլորշիացնելով խտացնում:

բ) Ջերմային մեթոդով `բնական ֆոսֆատները վերականգնում են մինչև ազատ ֆոսֆոր, հետո

այն այրում մինչև ֆոսֆորական անհիդրիդ, ապա լուծում ջրում: Այս ձևով ստացված H₃PO₄ -ը

աչքի է ընկնում մեծ մաքրությամբ և բարձր խտությամբ:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C = 3CaSiO₃ + ´P₄ + 5CO

P₄ + 5O₂ = 2P₂O₅

P₂O₅ + 3H₂O (տաք) = 2H₃PO₄

Ֆոսֆորական թթվի քիմիական հատկությունները: Մաքուր (անջուր) վիճակում, սովորական

պայմաններում, ֆոսֆորական թթուն թափանցիկ բյուրեղներից կազմված խոնավածուծ նյութ է:

Սովորաբար օգտագործվում է 70-85% զանգվածային բաժնով թթուն, որը մածուցիկ խիտ լուծույթ

է: Ի տարբերություն մետաֆոսֆորական թթվի օրթոֆոսֆորական թթուն թունավոր չէ:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

96

1. Ֆոսֆորական թթուն եռահիմն, միջին ուժի թթու է, ջրային լուծույթում ենթարկվում է

աստիճանական դիսոցման

H₃PO₄ H⁺ + (H₂PO₄)⁻

H₂PO₄⁻ H⁺ + (HPO₄)²⁻

(HPO₄)²⁻ H⁺ + (PO₄)³⁻

Քանի որ անիոնի լիցքի մեծացման հետ ջրածնի իոններն ավելի ու ավելի դժվար են

անջատվում, ուստի ֆոսֆորական թթվի ջրային լուծույթում H₃PO₄ մոլեկուլների հետ մեկտեղ

առկա են մեծ թվով երկհիդրոֆոսֆատ իոններ (H₂PO₄)⁻ խիստ փոքրաթիո հիդրոֆոսֆատ

իոններ (HPO₄)²⁻ և աննշան քանակով ֆոսֆատ իոններ (PO₄)³⁻:

2. Ֆոսֆորական թթուն փոխազդում է մետաղների, հիմքերի, հիմնային օքսիդների,

աղերի հետ` ֆոսֆատներ առաջացնելով:

3Ca + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂

3CaO + 2 H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O

3Ca(OH)₂ +2 H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6H₂O

3CaCO₃ + 2 H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O +CO₂

3. Ֆոսֆորական թթուն առաջացնում է 3 տեսակի աղեր

NaH₂PO₄ Ca(H₂PO₄)₂ NH₄H₂PO₄ դիհիդրոֆոսֆատ

NaHPO₄ CaHPO₄ (NH₄)₂HPO₄ հիդրոֆոսֆատ

Na₃PO₄ Ca₃(PO₄)₂ (NH₄)₃PO₄ ֆոսֆատ

Բոլոր մետաղների երկհիդրոֆոսֆատները ջրում լուծելի են, հիդրոֆոսֆատները քիչ լուծելի

են, ֆոսֆատները ջրում չեն լուծվում, բացառությամբ ալկալիական մետաղների ֆոսֆատների:

4. Ջրում անլուծելի բոլոր ֆոսֆատները լուծվում են ուժեղ թթուներում, քանի որ

վերածվում են թթու աղերի երկհիդրոֆոսֆատների, օր.`

Ca₃(PO₄)₂ + HNO₃ = Ca(H₂PO₄)₂ + Ca(NO₃)₂

(PO₄)³⁻ իոնների հայտնաբերման ազդանյութ է AgNO₃ - ը չեզոք միջավայրում

3Ag⁺ + PO₄³⁻ = Ag₃PO₄

վառ դեղին գույնի նստվածք է

Ag₃PO₄-ի վրա ուժեղ թթվի լուծույթ ավելացնելիս լուծվում է: Ֆոսֆորական թթվի աղերը

լայնորեն օգտագործվում են որպես պարարտանյութեր:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

97

Ազոտային ու ֆոսֆորային պարարտանյութեր: Բույսերի բնականոն աճի ու զարգացման համար

մոտ 22 քիմիական տարր է անհրաժեշտ: Կարևոր է կալիում, ազոտ, ֆոսֆոր, ածխածին, թթվածին

և ջրածին տարրերի նշանակությունը: Պակաս քանակությամբ, բայց պարտադիր պահանջվում է

կալցիում, մագնեզիում, երկաթ տարրերը: Որոշ տարրեր (Cu, Co, Zn) չնչին քանակություններով

են անհրաժեշտ, սակայն հողում այդ տարրերի իսպառ բացակայությունը բույսերի համար

կործանարար է: Բույսերն իրենց անհրաժեշտ տարրերը կլանում են հողից իոնների ձևով (NH₄)⁺,

(NO₃)⁻ , K⁺, (H₂PO₄)⁻, Fe³⁺, Cu²⁺ և այլն: Երեք կարևոր տարրեր՝ ազոտ, ֆոսֆոր և կալցիում

անհրաժեշտ են բույսերին մեծ քանակություններով, այդ տարրերը պարունակող

պարարտանյութերն ստանում են արդյունաբերական մասշտաբներով:

Ազոտային պարարտանյութերն անհրաժեշտ են բոլոր մշակաբույսերին`

լոբազգիներից բացի, որոնք պալարամանրէների օգնությամբ յուրացնում են մթնոլորտային

ազոտը: Որպես հանքային ազոտային պարարտանյութեր` կիրառում են ամոնիակը, ազոտային

թթվի աղերը, ինչպես նաև ամոնիումային աղերը: Ազոտային պարարտանյութերում սննդարար

տարրի պարունակությունը որոշվում է` ըստ ազոտի (N) վերահաշվարկի: Կալիումի նիտրատի

արտադրությունում ստացվում է ազոտական թթու կալիումի հիդրօքսիդով չեզոքացնելով:

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O

KNO₃ -ը սպիտակ բյուրեղային, ջրում լավ լուծվող նյութ է: Ի տարբերություն ազոտային այլ

պարարտանյութերի` կալիումի նիտրատը խոնավածուծ չէ: Դա կոմպլեքսային պարարտանյութ

է` պարունակում է երկու սննդարար տարր՝ կալցիում և ազոտ: Կալցիումի նիտրատը (կալցիումի

բորակ) արտադրվում է սպիտակ հատիկների տեսքով` կրաքարերի և ազոտական թթվի

փոխազդեցությունից

CaCO₃ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O + CO₂

Նատրիումի նիտրատը խիստ խոնավածուծ է, արագ պնդանում է:

Ամոնիումի նիտրատը ջրում լավ լուծվող, սպիտակ բյուրեղային նյութ է, որում ազոտի

զանգվածային բաժինը շատ մեծ է 34-35%: Արտադրվում է ազոտական թթուն ամոնիակով

չեզոքացնելով՝ NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

98

Հատիկավոր պարարտանյութը խոնավություն քիչ է կլանում, հետևապես չի պնդանում:

Ամոնիումի սուլֆատը ջրում լուծվող բյուրեղային նյութ է, ստացվում է ծծմբական թթուն

ամոնիակով չեզոքացնելով՝ 2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

Միազանյութ` CO(NH₂)₂ - ջրում լավ լուծվող սպիտակ բյուրեղային նյութ է, որում

ազոտի պարունակությունը 46%՝ 2NH₃ + CO₂ = CO(NH₂)₂ + H₂O

Վերջին ժամանակներս որպես պարարտանյութ են օգտագործում հեղուկ ամոնիակը,

ամոնիակաջուրը, հանքային պարարտանյութերի լուծույթներ, որոնք հագեցված են ամոնիակով:

Ֆոսֆորային պարարտանյութեր; Ֆոսֆորի միացությունների գլխավոր կիրառությունը

պարարտանյութերի ձևով օգտագործումն է: Ֆոսֆորի պակասի դեպքում խաթարվում է բույսերի

բնական աճը: Հողում ֆոսֆորի անբավարար քանակությունն ազդում հատկապես

հացահատիկային մշակաբույսերի բերքի վրա :

I. Ֆոսֆորային ալյուր և ոսկրալյուր: Դրա հիմնական բաղադրամասը ջրում չլուծվող Ca₃(PO₄)₂ -

ն է, ուստի այդ պարարտանյութն օգտագործում են միայն թթվային հողերում:

II. Հասարակ սուպերֆոսֆատ

Սա կալցիումի երկհիդրոֆոսֆատի և կալցիում սուլֆատի խառնուրդն է, որն ստացվում է

մանր աղացած բնական ֆոսֆորիտն անհրաժեշտ քանակությամբ նոսր ծծմբական թթվով

մշակելով՝ Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ = CaSO₄ + Ca(H₂PO₄)₂

III. Կրկնակի սուպերֆոսֆատ Ca(H₂PO₄)₂ · H₂O

Մանրացրած ֆոսֆորիտը մշակում են ֆոսֆորական թթվով և ստացվում է ջրում լավ լուծելի

կալցիումի երկհիդրոֆոսֆատ՝ Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂

IV. Պրեցիպիտատ CaHPO₄ · 2H₂O

Ջրում քիչ է լուծվում, օգտագործվում է թթվային հողերում: Ստացվում է`

Ca(OH)₂ + H₃PO₄ = 3CaHPO₄ · 2H₂O

V. Ամոֆոսներ` (NH₄)₂HPO₄ և NH₄H₂PO₄

Սրանք արժեքավոր բարդ պարարտանյութեր են` բույսին միաժամանակ ազոտ ու ֆոսֆոր են

մատակարարում:

Բարդ են այն պարարտանյութերը, որոնք բույսին անհրաժեշտ մի քանի քիմիական տարր են

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

99

պարունակում: Ֆոսֆորային պարարտանյութերում սննդարար տարրերի պարունակությունը

որոշվում է ըստ վերահաշված ֆոսֆորի (V) օքսիդի: Արտադրվող ֆոսֆորային

պարարտանյութերում ֆոսֆորի (V) օքսիդի զանգվածային բաժինը պետք է 19,5% - ից պակաս

չլինի: Եթե ամոֆոսին ավելացվի կալիումական պարարտանյութեր, ապա կստացվի խառնուրդ,

որը պարունակում է բույսերի համար շատ կարևոր 3 տարրեր, որին անվանում են «ամոֆոսկ»:

Ֆոսֆորական թթուն օգտագործվում է նաև ռեակտիվների, որոշ օրգանական նյութերի

պատրաստման և մետաղների վրա պաշտպանական ծածկույթներ ստեղծելու համար:

Օգտագործվում է էմալների արտադրության և դեղագործության մեջ: Մեծ քանակությամբ ֆոսֆոր

օգտագործվում է լուցկու արտադրության մեջ:

Դասախոսություն 11

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

100

VIA ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը, տարածվածությունը բնության մեջ: Թթվածին,

ատոմի կառուցվածքը: Թթվածնի պարամագնետիզմը, ստացումը լաբորատոր և

արդյունաբերական եղանակներով: Թթվածնի քիմիական հատկությունները և կիրառումը: Օզոն,

հատկություններն ու ստացումը:

Պարբերական համակարգի վեցերորդ խմբի գլխավոր ենթախմբի տարրերն են`

թթվածինը, ծծումբը, սելենը, տելուրը, պոլոնիումը: Պոլոնիումը ռադիոակտիվ մետաղ է, հայտնի է

նրա ինչպես բնական, այնպես էլ արհեստական ստացված իզոտոպները: Այս խմբի բոլոր

տարրերն արտաքին էներգետիկ մակարդակում ունեն 6 էլեկտրոն`ns2sp4 վիճակում: Կարգաթվի

մեծացմանը զուգընթաց թուլանում են ոչ մետաղական հատկությունները, մեծանում են հալման

և եռման ջերմաստիճանները, խտությունը: Առաջացնում են RH2 տիպի ջրածնային

միացություններ և RՕ3 բարձրագույն օքսիդներ: Կարգային համարի աճմանը զուգընթաց

ջրածնական միացությունների վերականգնիչ ընդունակությունը և թթվային հատկություններն

ուժեղանում են, իսկ կայունությունը`թուլանում: Ծծումբը, սելենը, տելուրը առաջացնում են RՕ2 և

RՕ3 օքսիդներ, որոնց համապատասխանում են H2RՕ3 և H2RՕ4 թթուներ: Թթվածնավոր թթվի ուժը

H2SՕ3H2TeՕ3H2SeՕ3H2TeՕ4 շարքում նվազում է: H2SՕ4–ը և H2SeՕ4–ը ուժեղ թթուներ են, իսկ

մյութսները՝ թույլ: Թթվածնի ատոմը տարբերվում է ենթախմբի մյուս տարրերի ատոմներից

արտաքին էներգետիկ մակարդակում d ենթամակարդակի բացակայությամբ: 8O+8 )2)6 1s22s22p4

n=2

16S+16 )2)8)6 1s22s22p63s23p4

O-ի ատոմի մոտ d ենթամակարդակի բացակայության պատճառով կենտ

էլեկտրոնների թիվը մեծացնել հնարավոր չէ, որի պատճառով 2 ē-ով կարող է առաջացնել միայն

կովալենտ կապ: Իսկ ծծումբն ունի d ենթամակարդակ, կարող է գրգռվել և էլեկտրոնն անցնում է

d ենթամակարդակ, որի պատճառով կունենա 2,4,6 կենտ էլեկտրոններ: Այս ենթախմբի բոլոր

տարրերն իրենց միացություններում ցուցաբերում են ինչպես բացասական, այնպես էլ դրական

ՕԱ: Մետաղների և ջրածնի հետ կազմած միացություններում նրանց ՕԱ հավասար է (-2):

Ոչմետաղների և թթվածնի հետ կազմած միացություններում կարող են ունենալ +4,+6 արժեքներ,

բացի թթվածնից, ԷԲ-ով նա զիջում է միայն ֆտորին, որի հետ նրա ՕԱ +2 է OF2: Մյուս բոլոր

միացություններում -2, պերօքսիդներում -1 (H2O2, Na2O2, BaO2): Թթվածինն ամենատարածված

քիմիական տարրն է Երկրի վրաֈ Կապված թթվածինը կազմում է Երկրի ջրային շերտի

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

101

զանգվածի 6/7 մասը (85,82 % ըստ զանգվածի), մթնոլորտում, որտեղ նա գտնվում է ազատ

վիճակում, պարունակությամբ երկրորդն է (23,15 % ըստ զանգվածի) ազոտից հետոֈ

Փոփոխությունը օդում 0,1 % -ից չի անցնումֈ Մթնոլորտում թթվածնի կորուստը օքսիդացման,

այրման, նեխման և շնչառության պատճառով լրացվում է ֆոտոսինթեզովֈ Թթվածինը առաջին

տեղն է առաջացրած միներալների թվով (1364), որոնց մեջ թթվածնի պարունակությամբ

գերակշռում են սիլիկատները, քվարցը, երկաթի օքսիդները, կարբոնատները և սուլֆատներըֈ

Թթվածինը մտնում է բոլոր այն նյութերի բադադրության մեջ, որոնցից կազմված են կենդանի

օրգանիզմները, օրինակ, մարդու օրգանիզմը պարունակում է մոտավորապես 65 % թթվածինֈ

Ունի երեք կայուն իզոտոպ՝ Օ16 (99,75 %), Օ17 (0,037 %) և Օ18 (0,204 %)ֈ Արհեստականորեն

ստացվել են 14, 15 և 19 զանգվածի թվերով ռադիոակտիվ իզոտոպներֈ Թթվածնի բոլոր

իզոտոպների միջուկները կազմված են 8 պրոտոնից և համապատասխանաբար 6, 7, 8, 9, 10 և 11

նեյտրոնից, իսկ էլեկտրոնային թաղանթը՝ երկու ներքին և վեց արտաքին էլեկտրոններիցֈ

Նախկինում թթվածնի ատոմին միացություններում վերագրվում էր բացասական 2 լիցքֈ Սակայն,

ինչպես ցույց տվեցին փորձնական տվյալները, Օ−2 իոն գոյություն չունի ոչ ազատ վիճակում, ոչ էլ

միացություններում և թթվածնի բացասական էֆեկտիվ լիցքը չի անցնում մեկիցֈ Հանդես է գալիս

երկու ալոտրոպ ձևափոխությունների տեսքով՝ թթվածին (O2) և օզոն (O3)ֈ Առաջին անգամ

միմյանցից անկախ թթվածինը ստացել են շվեդ, գիտնական Շեելեն (1769-1970 թվականին՝

մագնեզիումի նիտրատի, թորակների ջերմային քայքայումից) և անգլիացի գիտնական

Պրիստելին (1774 թվականին՝ սնդիկի օքսիդի և սուսրի տաքացումից).

2HgO 0t 2Hg + O2

1775 թվականին Ա. Լավաազիեն հաստատեց օդի բաղադրությունը, ցույց տվեց, որ թթվածինը

համարվում է թթուների բաղադրիչ մասը և անվանեց այն oxygene - «թթու առաջացնող» (հին

հունարեն՝ ὀμύο - «թթու» և γελλάω — «ծնում եմ»), այստեղից էլ հայերեն «թթվածին» անվանումըֈ

Բնության մեջ: Երկիր մոլորակի օդային մթնոլորտը կազմված է հիմնականում երկու գազից՝

թթվածնից (O2) և ազոտից (N2)ֈ Օդի բաղադրությունում թթվածնի ծավալային բաժինը 20,93 % է,

իսկ զանգվածայինը՝ 23,15 %ֈ Սակայն թթվածնի հիմնական զանգվածը մեր մոլորակում

պարունակվում է տարբեր միացությունների (բարդ նյութերի) բաղադրությունումֈ Երկրագնդի

ջրապաշարներում թթվածնի զանգվածային բաժինը 85,82 % է, ավազում՝ 53 %, կավերում,

լեռնային ապարներում ու հանքերում՝ մոտավորապես 56 %ֈ Բոլոր կենդանի օրգանիզմներում

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

102

պարունակվող նյութերի (ճարպ, շաքար, սպիտակուց և այլն) բաղադրությունում առկա

հիմնական տարրերից մեկը թթվածինն էֈ Օրինակ՝ մարդու օրգանիզմում թթվածնի

զանգվածային բաժինը 65 % է (իսկ ըստ ատոմների` 26 %)ֈ Օդում թթվածնի ծախսը հիմնականում

պայմանավորված է նյութերի օքսիդացմամբ, այրմամբ, օրգանական նյութերի նեխմամբ ու

կենդանի օրգանիզմների շնչառությամբֈ Սակայն ծախսված թթվածինը վերականգնվում է

լուսասինթեզի միջոցով, որը հիմնականում կատարվում է բույսերումֈ Կանաչ բույսերում արևի

լուսային էներգիան խթանում է ածխաթթու գազի (CO2) և ջրի (H2O) մոլեկուլների միջև քիմիական

փոխազդեցություն, որի հետևանքով ածխաթթու գազի ծավալին հավասար թթվածին է

անջատվումֈ Այդ գործընթացում նաև մի շարք օրգանական միացություններ են առաջանումֈ

Թթվածինը բնության մեջ յուրօրինակ շրջապտույտ է կատարումֈ

Ստացում: Բնության մեջ թթվածնի ահռելի ծախսը լրացնում է ֆոտոսինթեզի ռեակցիան, որը

ընթանում է լույսի և քլորոֆիլի պայմաններում. 6CO2 + 6H2O C6H12O6 +6O2

Արտադրության մեջ թթվածինը ստացվում է օդիցֈ Օդը սովորական ճնշման տակ -

200°С սառեցնելիս՝ վեր է ածվում բաց երկնագույն հեղուկի, ապա զգույշ տաքացնում են -195°С-

ում անջատվում է ազոտը, իսկ -183°С-ում անջատվում է թթվածինըֈ Գազային թթվածինը պահում

են պողպատե գլանանոթներում (բալոններում) 10-15 ՄՊԱ ճնշման տակ 1 մմ սնդիկի սյան, որը

հավասար է 133,3 Պաֈ Մաքուր թթվածին ստանում են նաև ջրի էլեկտրոլիզի

(էլեկտրատարրալուծման) միջոցով. 2H2O2 2MnO 2H2O +O2

ա) Արդյունաբերության մեջ թթվածին ստանում են նաև ջրի էլեկտրոլիզից

2H2O-4ē=O2+4H+ (4OH- - 4ē=2H2O+O20)

Գազային թթվածինը սովորաբար պահում են պողպատե կապույտ գլանանոթներում

(բալոններում)՝ 1-1,5 ՄՊա ճնշման տակ (1 ՄՊա = 103 կՊա = 106 Պա): Լաբորատորիայում

թթվածինը ստանում են թթվածին պարունակող բարդ նյութերի քայքայումից.

2BaO2 C0700 2BaO +O2 2H2O NaOH 2H2 +O2

Կալիումի պերմանգանատը (KMnO4) տաքացնելիս քայքայվում է` անգույն գազի

(թթվածնի) անջատմամբ՝ 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 +O2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

103

Ստացված թթվածինը կարելի է հավաքել օդը դուրս մղելու եղանակով, քանի որ թթվածնի

խտությունը մեծ է օդի խտությունիցֈ Ջրածնի պերօքսիդով (H2O2) լցված փորձանոթը նույնիսկ

ձեռքով տաքացնելիս այդ նյութը քայքայվում է՝ 2HgO 2Hg + O2

Այս ռեակցիան ավելի արագ է ընթանում մանգանի (IV) օքսիդ (MnO2) նյութի ներկայությամբ,

որն անվանվում է կատալիզատոր (կատալիզորդ)ֈ

Ստանում են թթվածնով հարուստ նյութերի ջերմային քայքայումից ` KClO3, KMnO4, K2Cr2O7,

HgO, H2O

1. 2KClO3 2MnO 2KCl + 3O2

2. 2KNO3 2KNO2 + O2

3. 2K2O2 + CO2 K2CO3 + O2

4. 2H2O KOH

2H2+ O2

Ֆիզիկական հատկություններ: Համաշխարհային օվիկանոսում պարունակվում է առավել շատ

սառը ջրում, իսկ ամենից քիչ տաք ջրում: Հայտնի է, որ թթվածինը.

սովորական պայմաններում գազ է,

հոտ չունի,

անգույն է,

համ չունի,

եռում է -1830 °C ջերմաստիճանում,

պնդանում է -2190 °C ջերմաստիճանում,

հեղուկ և պինդ վիճակում երկնագույն է,

հեղուկ վիճակում դեպի մագնիսն է ձգվում

Թթվածնի խտությունը 0 °C ջերմաստիճանում և 101 կՊա ճնշման տակ հավասար է

1,43 գ/լ, ինչը 1,11 անգամ մեծ է օդի խտությունիցֈ Թթվածինը ջրում քիչ է լուծվում. 200 °C

ջերմաստիճանում 100 ծավալ ջրում լուծվում է 3 ծավալ թթվածին, որն էլ, ապահովում է ջրային

կենդանիների ու բույսերի շնչառությունըֈ Ջերմաստիճանը բարձրացնելիս թթվածնի, ինչպես և՝

ցանկացած այլ գազի, լուծելիությունը ջրում նվազում է, իսկ իջեցնելիս՝ աճումֈ Օրինակ՝ 0 °C

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

104

ջերմաստիճանում թթվածնի լուծելիությունը 100 ծավալ ջրում 5 ծավալ է, և այդ հանգամանքի

հետ է մասամբ կապված հյուսիսային ծովերի ձկնառատությունըֈ Մոլեկուլում ատոմները

միացած են մեկ ζ և մեկ π կապերով: Թթվածնի լավ կլանիչներ են Pt –ը , հալված և ակտիվացած

ածուխը: Թթվածինն օդից ծանր է: Dօդ = = =1,1(անգամ): Օզոնը երկնագույն գազ է, բնորոշ

հոտով, թթվածնից ծանր է 1,5 անգամ, հեղուկ վիճակում ունի մուգ կապույտ գույն, իսկ պինդ

վիճակում՝ գրեթե սև: Բնության մեջ առաջանում է օդի թթվածնից ամպրոպի ժամանակ` 3O2

2O3, ինչպես նաև փշատերև ծառերի խեժի օքսիդացումից:

Մոլեկուլի ձևը՝

O

116,5O O

Թթվածնի քիմիական հատկությունները :Թթվածինն իր բոլոր միացություններում օքսիդիչ է,

բացի ֆտորի հետ կազմած միացություններում, որտեղ տալիս է 2ē և ունի +2 ՕԱ, մնացած

միացություններում միշտ ունի 2 ՕԱ, պերօքսիդներում -1 , օրինակ ` H-O-O-H, որի մեջ

վալենտականությունը հավասար է 2-ի, իսկ ՕԱ՝ -1: Թթվածինը միացություններ է առաջացնում

բոլոր քիմիական տարրերի հետ, բացի հելիումից, նեոնից և արգոնից: Տարրերից մեծ մասի հետ

փոխազդում է անմիջականորեն, բացի հալոգեններից, ոսկուց և պլատինից: Փոխազդման

արագությունն ինչպես պարզ, այնպես էլ բարդ նյութերի հետ կախված է նյութի բնույթից և

ջերմաստիճանից: Օր.`2NO+ O2=2NO2 և հեմոգլոբինի միացումը Օ2-ի հետ տեղի է ունենում

սենյակային ջերմաստիճանում, մեծ արագությամբ: Թթվածնի հետ միացման շատ ռեակցիաների

բնորոշ առանձնահատկությունը` ջերմության ու լույսի անջատումն է: Այդ պրոցեսը կոչվում է

այրում:

1. 2Mg + O2 = 2MgO 3. S+ O2 =SO2

4Al + 3O2 = 2 Al2O3 C+ O2 = CO2

3Fe +2O2 = 2Fe3O4 4P + 5O2 =2P2O5

2Na+ O2 = Na2O2

2. C2H2+ 2.5 O2 2CO2 +H2O

4NH3 +3O2 2N2 + 6H2O

4NH3 +5 O2 4 NO + 6H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

105

2SO2 +O2 2SO3

4FeS2 +11 O2 2Fe2O3+ 8SO2

Օգտագործվում է մետաղների կտրման և եռակցման աշխատանքներում, բժշկության մեջ, ինչպես

նաև որպես հրթիռային վառելիքի օքսիդիչ:

Օզոն կամ եռթթվածին (հին հունարեն՝ ὄδω - հոտ) (O3) թթվածնի երեք ատոմներից բաղկացած

եռատոմ մոլեկուլ էֈ Սովորական ջերմաստիճանում կապույտ գազ էֈ Թթվածնի ալոտրոպ

ձևափոխություն է և ավելի անկայուն է, քան թթվածնի մոլեկուլը (երկատոմ թթվածինը O2)ֈ

Էլեկտրական մեքենաների մոտ օդի կայծեր բաց թողնելու ժամանակ զգացվում է յուրահատուկ

հոտֈ Այդպիսի հոտ է զգացվում նաև ամպրոպային էլեկտրական պարպումների ժամանակֈ Այդ

հոտը պատկանում է օզոն գազին, որ հունարենից թարգմանաբար կնշանակի հոտ ունեցող:

Օզոնը ներկա է ցածր խտությամբ մթնոլորտի բոլոր շերտերումֈ Երկրի մակերևույթի օզոնը օդի

աղտոտիչ է և վնասում է կենդանիների շնչառական համակարգինֈ Երկրի մակերևույթից 20-30 կմ

բարձրության վրա գտնվող 8 մլ/մ3 խտության օզոնի շերտը կլանում է Արեգակի արձակած

վնասակար ուլտրամանուշակագույն ճառագայթներըֈ

Ֆիզիկական հատկություններ: Սովորական պայմաններում օզոնը կապտավուն, յուրահատուկ

հոտով, ջրում վատ լուծվող գազ էֈ 0°С-ում լուծվողականությունը 0,494 լ/կգ է՝ թթվածնից տասն

անգամ բարձրֈ Մոլեկուլն ունի անկյունային կառուցվածք, ΔOOO=116,5°ֈ Հեղուկ օզոնը մուգ

մանուշակագույն է, -183 °C-ի դեպքում ունի 1,71 գ/դմ3 խտությունֈ Եռման ջերմաստիճանը՝ tեռ=-

112°Сֈ Երկրի մակերևույթի 20-25 կմ բարձրության վրա օզոն նոսր լայն շերտ կա, որը սեղմելիս 2-

3 մմ է ընդամենը, որը կլանում է արևի ուլտրամանուշակագույն ճառագայթները: Հոտը սուր է,

յուրահատուկ «մետաղական» (Դմիտրի Մենդելեևի բնորոշմամբ՝ խեցգետնի), մեծ խտացումների

դեպքում նման է քլորի հոտիֈ Հոտն զգացվում է նույնիսկ 1ֈ100 000 նոսրացնելու դեպքումֈ

Մոլեկուլային զանգվածը՝ 48 զ.ա.մ.

Գազի խտությունը՝ 2.1445 գ/դմ3

Քիմիական հատկությունները : Օզոնն իր հատկություններով խիստ տարբերվում է թթվածնից.

այն թթվածնից շատ ավելի արագ քայքայում է ռետինը, ախտահանում է ջուրը, ճերմակացնում է

ճարպերը, յուղերն ու թուղթըֈ Օզոնի մոլեկուլներից պոկվող թթվածնի ատոմները քիմիապես

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

106

շատ ավելի ակտիվ են, քան թթվածնի մոլեկուլներըֈ Դրա համար էլ հենց օզոնը հայտաբերում է

ավելի ուժեղ օքսիդիչ հատկություններ, քան թթվածինըֈ

2KJ+O3+H2O=J2+O2+2KOH 3PbS+4O3=3PbSO4

3H2S+4O3=3H2SO4 2Ag+O3=Ag2O+O2

Mn(OH)2 + O3+ 2NaOH = Na2MnO4 + O2 + 3H2O

FeSO4 +H2SO4+O3 = Fe2(SO4)3 + O2+ H2O

Բոլոր քիմիական տարրերի ալոտրոպներից օզոնն առաջինն էր, որ 1840թ. Քրիստիան

Ֆրիդրիխ Շյոնբայնի կողմից առաջարկվեց որպես առանձին քիմիական նյութֈ Հետագայում նա

այդ նյութի անունը դրեց ըստ հունական ὄδεηλ, «հոտ արձակել» բայի՝ ամպրոպից հետո

արձակվող յուրահատուկ հոտի համար:

Ստացում: Լաբորատորիայում օզոնը ստացվում է օզոնատորում, որտեղ թթվածինը ենթարկվում

է առկայծող էլեկտրական պարպման՝ 3O2 = 2O3

Օզոնը շատ անկայուն նյութ էֈ Ժամանակի ընթացքում նա փոխարկվում է սովորական թթվածնի՝

2O3 = 3O2

Օզոնի փոխարկումը թթվածնի միանգամից չի լինումֈ Սկզբում օզոնի մոլեկուլից պոկվում է

թթվածնի մեկ ատոմ՝ O3 = O2 + O

Այնուհետև առաջացած թթվածնի ատոմները զույգական միանում են և կազմում մոլեկուլներ՝

2O = O2

3BaO2+3H2SO4խիտ=3BaSO4+O3+3H2O

Դասախոսություն 12

Ծծումբ, ալոտրոպիան: Ծծմբաջրածնի ստացումը, ֆիզիկական և քիմիական

հատկությունները, սուլֆիդներ: Ծծմբի օքսիդների ստացումը: Ծծմբային թթվի

քիմիական հատկությունները: Սուլֆիդներ: Ծծմբական թթվի արտադրությւոնը և

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

107

քիմիական հատկությունները: Սուլֆատներ: Օլեում և պիրոծծմբական թթու:

Թիոծծմբական թթու և թիոսուլֆատներ: Սելեն և տելուր: Նրանց ֆիզիկական և

քիմիական հատկությունները:

Բնության մեջ ծծումբը լինում է ազատ վիճակում (բնածին ծծումբ) և միացությունների

ձևով: Տարածված են տարբեր մետաղների հետ ծծմբի միացությունները, որոնցից են PbS՝

կապարի փայլ, ZnS՝ ցինկախատուկ, Cu2S՝ պղնձի փայլ: Հայտնի են նաև սուլֆատներ: Ծծմբի

ընդհանուր պարունակությունը երկրի կեղևում կազմում է 0,1%:

Ստացումը: Բնածին ծծումբն անջատվում է և Երկրի մակերես է բարձրանում

հանքավայրերից օգտվելով նրա դյուրահալությունից: Հատուկ խողովակներով տաք օդ է փչվում

հանքախորշ և ծծումբը հալվելով անջատվում է ավազից, կրից և ճնշման տակ դուրս է գալիս

երկրի մակերես: Միացություններից ծծումբը ստանում են

SO2 + C = CO2

SO2 +2CO = 2CO2+S

H2S+O2 = 2S+2H2Օ

Ծծմբի ստացման կարևոր աղբյուր են ծառայում երկաթի կոլչեդանը՝ FeS2 , որը կոչվում է նաև

պիրիտ:

4FeS2+11O2 = 2Fe2O3+8SO2 FeS2 = FeS+S

Վակենռոդերի ռեակցիայի միջոցով՝ 2H2S+SO2=3S+2H2O

Ֆիզիկական հատկությունները Ծծումբը սովորական պայմաններում պինդ դեղին գույնի

նյութ է: Հանդես է գալիս մի քանի ալոտրոպ ձևափոխություններով՝ ռոմբիկ

(շեղանկյուն),մոնոկլինիկ և պլաստիկ: Առավել կայուն ձևափոխությունը ռոմբիկ ծծումբն է, որի

մոլեկուլները կազմված են ութ ատոմներից:

Քիմիական հատկությունները: Ծծումբը դրսևորում է ինչպես օքսիդիչ այնպես էլ

վերականգնիչ հատկություններ:

1. Անմիջականորեն միանում է Me-ի հետ՝ առաջացնելով սուլֆիդներ,

բացառությամբ Au, Pt, Ir-ից:

Cu+S=CuS Fe+S=FeS

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

108

2Al+3S=Al2S3 Na+S=Na2S

Hg+S=HgS (սեն. ջերմ) Zn +S=ZnS

2. Փոխազդում է ֆոսֆորի հետ:

3S+2P=P2+3S3-2

3. Փոխազդում է թթվածնիհետ

S+O2=SO2 (մոտ 4% SO3)

4. Փոխազդում է ջրածնիհետ

S+H2=H2S

5. Ծծմբի գոլորշիները շիկացած ածխի վրայով անցկացնելիս ստացվում է

ծծմբաջրածին, որը կիրառվում է որպես արդյունաբերական լուծիչ:

C+2S=CS2

6. Բարձր ջերմաստիճանում փոխազդում է օքսիդիչ թթուների հետ:

ա) S+2H2SO4=3SO2+2H2O

S0-4e=S+4 4 2 1

S+6+2e=S+4 2 1 2

բ) S + 6HNO3(խիտ) = H2SO4 + 6HNO3 + 2H2O

S0_6e=S+6 6 1

N+5+1e=N+4 1 6

գ) S+HNO3(նոսր)=H2SO4+2NO

7. Լուծվում է ալկալիների հալույթներում և սուլֆիտների լուծույթներում

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

S + Na2SO3 = Na2S2O3 (նատրիումի թիոսուլֆատ)

Ծծմբի կիրառությունը: Մեծ մասամբ ծծումբը ծախսվում է ծծմբաջրածնի, ծծմբական

թթվի ստացման համար, լուցկու արդյունաբերության մեջ, կաուչուկի վուլկանացման,

բժշկության մեջ, մաշկային հիվանդությունների բուժման համար: Ծծմբածաղիկը կիրառվում է

գյուղատնտեսության վնասատուների դեմ պայքարելու համար: Ծծումբն օգտագործվում է

Ca(HSO3)2-ի արտադրության համար, որը կիրառվում է փայտանյութից թաղանթանյութը

անջատելու համար: Օգտագործվում է գինեգործության մեջ:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

109

Ծծմբաջրածինը (H2S) նեխած ձվի տհաճ հոտով, անգույն, թունավոր գազ է, tեռ.=-600C:

Ջրում վատ է լուծվում: Մոլեկուլն ունի անկյունային կառուցվածք (<HSH=920): Մոլեկուլների միջև

ջրածնական կապերն ավելի թույլ են, քան ջրի մեջ:

Ստանում են անմիջական սինթեզով սուլֆիդների և թթուների փոխազդեցությամբ:

H2 + S 0360 H2S

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S (չի փոխազդում CuS և PbS-ի հետ)

1 ծավալ ջրում լուծվում է 3 ծավալ H2S:

Ջրային լուծույթում թույլ երկհիմն թթու է՝

H2S H++HS-

H++ S2-

Առաջացնում է 2 շարք աղեր՝ սուլֆիդներ և հիդրոսուլֆիդներ:

Քիմիական հատկությունները: H2S-ը դրսևորում է ուժեղ վերականգնիչ հատկություններ:

1. Օդում ծծմբաջրածինն այրվում է երկնագույն բոցով, առաջացնում է լրիվ այրման և

թերայրման ռեակցիաներ:

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

2. Որպես վերականգնիչ փոխազդում է

2FeCl3 + H2S 2FeCl2 + S + 2HCl

H2S+Br2 = 2HBr+S

H2S+I2 = 2HI+S

H2S+4Cl2+4H2O = H2SO4 + 8HCl

3H2S + 8HNO3(խիտ) = 3H2SO4 + 8NO + 4H2O

H2S + H2SO4(խիտ) = S + SO2 + 2H2O

H2S + 3H2SO4 խիտ 0t 4SO2 + 4H2O

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

3. փոխազդում է ամոնիակի հետ

2NH3+H2S=(NH4)2S ամոնիումի սուլֆիդ

4. փոխազդում է ալկալիների հետ առաջացնելով 2 տիպի աղեր

H2S + NaOH = NaHS + H2O

H2S + NaOH = Na2S + 2H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

110

Ծծմբաջրածնի աղերը հիդրոլիզվում են Na2S + HOH = NaHS + NaOH

5. H2S-ը փոխազդում է H2SO3-ի և H2SO4-ի հետ

2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O

3H2S + H2SO4 = 4S + 4H2O

6. Տաքացնելիս առանց օդի մուտքի քայքայվում է

H2S = H2 + S

7. Փոխազդում է Ag-ի հետ O2-ի առկայության դեպքում

4Ag + H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O

8. Ծծբաջրածնի և սուլֆիդ իոնի(S-2) որակական ռեակցիան ջրում և թթուներում չլուծվող սև PbS

նստվածքի առաջացումն է

H2S + Pb(NO3)2 = PbS + 2HNO3

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS + 2NaNO3

Բնության մեջ հանդիպում է հրաբխային գազերի և հանքային ջրերի մեջ: Առաջանում է

մեռած կենդանիների և բույսերի սպիտակուցների քայքայման, ինչպես նաև սննդի մնացորդների

նեխման ժամանակ:

Սուլֆիդների ստացումը:

1. Մետաղների և ծծմբի փոխազդեցությունից

Fe + S = FeS Cu + S = CuS

2. Ծծմբաջրածնի և ալկալիների փոխազդեցությունից:

2KOH + H2S = K2S + 2H2O

3. Ջրում չլուծվող սուլֆիդները՝ լուծվող սուլֆիդների և աղերի

փոխազդեցությունից

(NH4)2S + FeCl2 = FeS + 2NH4Cl

4. Լուծելի աղերի և ծծմբաջրածնի փոխազդեցությունից

CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4

Cu2++ H2S = CuS + 2H+ կամ Cu2++S2- = CuS

5. Լուծելի սուլֆիդները ջրային լուծույթներում խիստ հիդրոլիզվում են

Na2S + H2O = NaHS + NaOH PH>7

6. Լարվածության շարքում մինչև երկաթը (ներառյալ) գտնվող մետաղների՝ ջրում

չլուծվող սուլֆիդները, լուծվում են ուժեղ թթուներում (HCl, H2SO4)

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

111

ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S

Ջրում չլուծվող մյուս սուլֆիդները լուծվում են ուժեղ օքսիդիչ թթուներում (HNO3

H2SO4 խիտ):

FeS2 + 8HNO3 = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O

PbS + 10HNO3(Խիտ) = Pb(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

Սուլֆիդներն ըստ ջրում լուծելիության բաժանվում են 3 խմբի

1) Ջրում լուծելի սուլֆիդների՝ Na2S, K2S, (NH4)2S

2) Ջրում անլուծելի սուլֆիդների FeS, MnS (վարդագույն) ZnS սպիտակ

3) Ջրում և թթուներում անլուծելի PbS-սև, CuS-սև, HgS-կարմիր

Ծծմբի (IV) օքսիդ (ծծմբային անհիդրիդ); Սովորական պայմաններում անգույն, սուր հոտով,

ջրում լավ լուծվող գազ է, tեռ.=-101,10C: Մոլեկուլն ունի անկյունային կառուցվածք (<OSO=119,50) և

խիստ բևեռային է:

Ստացումը

1. Ծծմբային անհիդրիդ ստացվում է սուլֆիտների և ուժեղ թթուների

փոխազդեցությունից.

NaHSO3 + HCl = NaCl + H2O + SO2

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2

2. Որոշ Me-ի և խիտ ծծմբականթթվի փոխազդեցությունից.

Cu + 2H2SO4(խիտ) = CuSO4 + SO2 + H2O

3. Ծծմբի և թթվածնի անմիջական փոխազդեցությունից.

S + O2 = SO2 + 71 կկալ

4. FeS2-ի բովումից (Արդյունաբերական եղանակ).

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

5. S-ի և խիտ ծծմբական թթվի փոխազդեցությունից

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

Հատկությունները - տիպիկ թթվային օքսիդ է և ցուցաբերում է ինչպես օքսիդիչ,

այնպես էլ վերականգնիչ հատկություններ: Անգույն գազ է, այրվող, ծծմբի սուր հոտով: Այն

բավական հեշտությամբ խտանում է՝ վերածվելով անգույն հեղուկի: Ծծմբի (IV) օքսիդի մոլեկուլը

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

112

կառուցված է օզոնի մոլեկուլին համանման: Այն կազմող ատոմների միջուկները առաջացնում են

հավասարասրուն եռանկյուն:

S

O O

1190

Այստեղ S-ի ատոմը գտնվում է sp2 հիբրիդացման վիճակում, OSO անկյունը մոտ 1200 է: Pz

օրբիտալը չի մասնակցում հիբրիդացմանը, որը թթվածնի ատոմների նույն PZ օրբիտալի հետ

առաջացնում է եռակենտրոն կապ:

1. SO2-ը-փոխազդումէորպեսվերականգնիչհալոգեններիջրայինլուծույթիհետ:

SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr

2. Որոշակի պայմաններում փոխազդում է թթվածնի հետ.

2SO2 + O2 = 2SO3 P ճնշում, NO կամ V2O5 կատալիզատոր

3. Որպես օքսիդիչ փոխազդում է H2-ի հետ

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

4. Ջրում լուծելիս առաջացնում է ծծմբային թթու՝ H2SO3, որը թույլ երկհիմն

թթու է.

H2O + SO2 = H2SO3 = H+ + HSO3- = 2H+ + SO32-

5. Առաջացնում է սուլֆիտներ և հիդրոսուլֆիտներ.

Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O

Ca(OH)2 + SO2 = Ca(HSO3)2

6. Կարող է օքսիդանալ տարբեր օքսիդիչների ազդեցությունից.

5SO2+2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

(բրոմաջրի և կալիումի պերմանգանատի լուծույթի գունազրկմամբ SO2-ի և

սուլֆիտների որակական ռեակցիաներն են):

7. Կարող է վերականգնվել

SO2 + C = S + CO2

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

8. Որպես վերօքս միացություն փոխազդում է հետևյալ նյութերի հետ.

8KOH + 4SO2 = 3K2SO4 + K2S + 4H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

113

SO2 + NO2 = SO3 + NO

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4= Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

4FeCl2 + SO2 + 4HCl = 4FeCl3 + 2H2O + S

Օգտագործվում է սննդարդյունաբերության, մասնավորապես գինեգործության մեջ, որպես

ախտահանիչ, ծծմբականթթվի և ծծմբի արտադրությունում:

Ծծմբային թթու՝ H2SO3

Կառուցվածքային բանաձևը`

O SO H

O HPlease Register

Էլեկտրոնային բանաձևը

O S

O

O

H

HPlease Register

1. Ծծմբային թթուն հայտնի է միայն ջրային լուծույթում, անջատելու փորձերի

ժամանակ այն տրոհվում է: Օրինակ խիտ ծծմբական թթվով նատրիումի սուլֆիտի

վրա ազդելիս ծծմբային թթվի փոխարեն անջատվում է ծծմբիդի օքսիդ:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2

2. Ծծմբային գազի ջրային լուծույթում միաժամանակ գոյանում է հետևյալ

հավասարակշռությունը:

H2O + SO2 = H2SO3 = H++ HSO3- = H+ + SO32-

Առաջին աստիճանի դիսոցման աստիճանը K1=1,6∙10-2, իսկ երկրորդ աստիճանը

K2=6,3∙10-8, առաջրացրած աղերը կոչվում են հիդրոսուլֆիտներ, սուլֆիտներ:

NaOH + H2SO3 = NaHSO3 + H2O

2NaOH + H2SO3 = Na2SO3 + H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

114

3. Ծծմբային թթուն անհրաժեշտ է պահպանել օդի ներթափանցումից,

այլապես օդից կլանում է թթվածինը և դանդաղորեն օքսիդանում է, վերածվելով

ծծմբական թթվի:

2H2SO3 + O2 = 2H2SO4

4. Ցուցաբերում է թթուների բոլոր քիմիական հատկությունները

CuO + H2SO3 = CuSO3 + H2O

5. Ծծմբային թթուն լավ վերականգնիչ է, վերականգնում է Hal, K2MnO4-ը

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl

H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr

5H2SO3 + 2KMnO4 = 2H2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

3H2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O

6. Սուլֆիտները և հիդրոսուլֆիտները ծծմբային թթվի նման ուժեղ

վերականգնիչներ են, նույնիսկ պինդ վիճակում դրանք աստիճանաբար

օքսիդանում են օդի թթվածնից:

2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4

7. Անհամեմատ ավելի արագ է ընթանում սուլֆիտների և հիդրոսուլֆիտների

օքսիդացումնը KMnO4, Br2, I2, Cl2 օքսիդիչներով:

NaHSO3 + Cl2 + H2O = NaHSO4 + HCl

Այդ հատկության վրա է հիմնված NaHSO3-ի օգտագործումը, որպես անտիքլոր՝(միջոց

սպիտակեցված գործվածքներից քլորի հեռացման համար):

8. Ուժեղ վերականգնիչների հետ փոխազդելիս ցուցաբերում է օքսիդիչ

հատկություն

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

9. Ակտիվ մետաղների սուլֆիտները շիկացնելիս քայքայվում են՝

առաջացնելով սուլֆիդներ և սուլֆատներ:

4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4

10. Սուլֆիտներն ընդունակ են միացնել ծծումբ՝ վերածվելով թիոծծմբական

թթվի աղերի, որն ազատ վիճակում անկայուն է և տրոհվում է՝

Na2SO3 + S = Na2S2O3

H2S2O3 = H2SO3 + S

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

115

Համապատասխանում է հետևյալ կառուցվածքային բանաձևը`

H S

S

OH

O

O

-2

+6

11Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S

Ծծբական անհիդրիդ (SO3-տրիօքսիդ) կամ ծծմբի (VI) օքսիդ: Անգույն հեղուկ է, tեռ.=16.80C,

tեռ.=44.80C: Խիստ հիդրոսկոպիկ է, ջրի և H2SO4-ի հետ խառնվում է ցանկացած հարաբերությամբ:

Ստանում են

2SO2 + O2 = 2SO3

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + SO3

SO2 + NO2 = SO3 + NO

Տիպիկ թթվային օքսիդ է, օժտված է ուժեղ օքսիդիչ հատկություններով:

SO3 + H2O = H2SO4

SO3 + CaO = CaSO4

SO3 + NaOH = Na2SO4 + H2O

2SO3 + C = 2SO3 + CO2

5SO3 + 2P = 5SO2 + P2O5

SO3-ը գոյություն ունի երեք մոդիֆիկացիաներով՝ S2O6, S3O9 (SO3): SO3-ի ազատ մոլեկուլներն ունեն

կանոնավոր եռանկյան ձև: Հիբրիդացումը sp2, <1200:

Ծծմբական թթու՝ H2SO4: Ծանր յուղանման հեղուկ է, ջրի հետ խառնվում է ցանկացած

հարաբերությամբ tեռ.=296˚խտությունը՝ 1,84գ/սմ3: Օժտված է խիստ հիդրոսկոպիկ

հատկություններով:

Ստանում են՝ Լաբորատորիայում ծծմբական անհիդրիդը ջրում լուծելով

SO3 + H2O = H2SO4

Արդյունաբերական ստացումը ներառում է երեք փուլ

1) SO2-ի ստացումը 2) SO2-ի օքսիդացումը SO3-ի 3) H2SO4-ի ստացումը:

1. S + O2 = SO2 կամ

4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

116

2. 2SO2 + O2 = 2SO3 (կոնտակտայինեղանակ)

2SO2 + O2 = 2SO3 (նիտրոզայինեղանակ)

3. H2SO4 + xSO3 = H2SO4 • xSO3 (օլեում)

H2SO4 • xSO3 + xH2O = (1+x)H2SO4

H2SO4 + SO3 = H2S2O7 պիրոծծմբականթթու

Քիմիական հատկությունները:

1. Ծծմբական թթուն ուժեղ էլեկտրոլիտ է, դիսոցվում է 2 փուլով:

H2SO4 = H++ HSO4- = H++SO42- լակմուսը ներկում է կարմիր գույնով

2. Առաջացնում է միջին (սուլֆատներ) և թթու(հիդրոսուլֆատներ) աղեր:

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O

3. Նոսր H2SO4-ը փոխազդում է լարվածության շարքում մինչև H2-ը

տեղավորված Me- ի հետ և անջատում է ջրածին:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Zn0+2H+ = Zn2+ + H20

4. Դրսևորում է թթուներին բնորոշ բոլոր հատկությունները:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 +2H2O

CaSO3 + H2SO4 = CaSO4 + SO2 + H2O

SO42- իոնի որակական ռեակցիան է SO42-+ Ba2+ = BaSO4 , որի ժամանակ առաջանում է ջրում և

թթուներում չլուծվող սպիտակ նստվածք:

5. Խիտ ծծմբական թթուն ուժեղ օքսիդիչ է հատկապես տաք վիճակում: Այն

օքսիդացնում է HI, HBr, (HF ևHCl ոչ) մինչև ազատ հալոգենների, ածուխը՝ CO2-ի,

ծծումբը՝ SO2-ի:

8HJ + H2SO4 = I2 + H2S + 4H2O

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O

C12H22O11 + H2SO4 = 12C + 11H2O

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

P + H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

117

6. Խիտ H2SO4-ը կարող է օքսիդացնել այն մետաղները, որոնք լարվածության շարքում

գտնվում են մինչև արծաթը ներառյալ: Դրա վերականգնման արդյունքները կարող են

տարբեր լինել՝ կախված մետաղի ակտիվությունից և պայմաններից (թթվի խտություն,

ջերմաստիճան):

ա) պասիվ Me-ի հետ օրինակ Cu-ի հետ փոխազդելիս թթուն վերականգնվում է մինչև

SO2

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

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

բ) Ակտիվ Me-ի հետ փոխազդելիս S-ը կարող է վերականգնվել մինչև SO2, S, H2S:

Zn + H2SO4(նոսր) = ZnSO4 + H2

Zn + H2SO4(խիտ) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4(խիտ) = 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4(խիտ )= 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

գ) Երկաթը լուծվում է H2SO4-ի նոսր լուծույթում, խիտ լուծույթում օքսիդանում է մինչև

Fe(III) միացության, իսկ 100% մոտ Fe-ը պասիվանում է և փոխազդեցություն

գործնականում տեղի չի ունենում

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

Fe + 6H2SO4(խիտ) = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + H2SO4 (100%) ≠

դ) Խիտ H2SO4-ը չի փոխազդում Fe, Al, Cr-ի հետ:

7. H₂SO₄ -ը համարվում է թթուներից ամենաուժեղը և դուրս է մղում ավելի թույլ

թթուներ իրենց աղերից:

2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl

2NaNO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ +2 HNO₃

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂

Ծծմբական թթվի կիրառությունը: Ծծմբական թթվի հիմնական սպառողը հանքային

պարարտանյութերի արտադրությունն է: Այն ծառայում է ուրիշ թթուների ստացման համար, մեծ

քանակությամբ կիրառվում է օրգանական սինթեզում, պայթուցիկ նյութերի արտադրության մեջ,

կերոսինի, նավթայուղերի և կոքսաքիմիական առդյունաբերության արտադրանքների մաքրման

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

118

համար, ներկերի պատրաստման և սև մետաղների մշակման ժամանակ: Հանդիսանում է

կատալիզատոր: Սուլֆատները` ծծմբական թթվի միջին աղերը, հիմնականում ջրում լավ լուծվող

նյութեր են, բացի BaSO₄, CaSO₄, SrSO₄, AgSO₄, PbSO₄–ից:

Ստանում են ծծմբական թթվի և հիմքերի, հիմնային օքսիդների կամ աղերի փոխազդեցությամբ:

H₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + 2 H₂O

H₂SO₄ + CuO = CuSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + Na₂CO₃ = Na₂SO₄ + CO₂+ H₂O

Դրսևորում են աղերի բոլոր հատկությունները, ինչպես նաև կարող են հանդես գալ

որպես օքսիդիչներ:

Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2NaCl

K₂SO₄ + H₂SO₄ = 2KHSO₄

BaSO₄ + 2C = BaS + 2CO₂

2CuSO₄ = 2CuO + 2SO₂ + O₂

FeSO₄ = Fe₂O₃ + SO₂ + SO₃

Կարևորագույն սուլֆատներ են՝

CaSO₄ · 2H₂O մեռած գիպս

CaSO₄ · 0,5H₂O ալեբաստր

NaSO₄ · 10H₂O գլաուբերյան աղ

CuSO₄ · 5H₂O պղնձարջասպ

(NH₄)₂SO₄ ազոտական պարարտանյութ

MgSO₄ · 2H₂O բժշկության մեջ

ZnSO₄ · 7H₂O ցինկի արջասպ

FeSO₄ · 2H₂O երկաթի արջասպ

Շիբ KCr(SO₄)₂ · H₂O KAl(SO₄)₂ · 12H₂O

Սելեն, (լատ.՝ Selenium), Se, տարրերի պարբերական համակարգի 4-րդ պարբերության 6-րդ

խմբի քիմիական տարր էֈ Կարգահամարը՝ 34, ատոմական զանգվածը՝ 78,96ֈ Սելենը p-տարր է,

ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթի կաոուցվածքն է 4s24p4, K,L և M թաղանթները

լրացված ենֈ Ատոմները պարունակում են երկուական չզույգված էլեկտրոններֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

119

Բնական սելենը բաղկացած է 74Se (0,87%), 76Se (9,02), 77Se (7,58), 78Se (23,52), 80Se (49,82) և 82Se (9,19)

կայուն իզոտոպներիցֈ Ստացվել են սելենի՝ թվով 16 ռադիոակտիվ իզոտոպները, որոնցից

կարևոր է 75Se (T1/2=121 օր)ֈ Սելենը հայանաբերել է Յա․ Բերցելիուսը (1817) ծծմբական

թթվի արտադրության թափոններումֈ Բնական սելենն անվանել են Լուսնի անունով

(հուն.՝ ζειήλε - լուսին)ֈ Սելենը հալկոգեն է, պատկանում է հազվագյուտ և ցրված տարրերի

շարքինֈ Պարունակությունը երկրակեղևում՝ 5•10-6 % ըստ զանգվածի (տարածվածությամբ 68-րդ

տարրն է)ֈ Սելենի կոնցենտրացիան ծովի ջրում 4·10-4 մգ/լ է: Առաջացնում է 38 հազվագյուտ

հանդիպող միներալֈ Ուղեկցում է ծծմբինֈ Սելեն են պարունակում (6-10-5 %) կավերը և

թերթաքարերըֈ Կենսոլորտում արագ տեղաշարժվող տարր էֈ Հատկություններով նման է ծծմբինֈ

Սելենը ստանում են ծծմբական թթվի, թաղանթանյութի, թղթի արտադրության թափոններից

և պղնձի էլեկտրոլիտային ռաֆինացման անոդային նստվածքներիցֈ Կիսահաղորդչային

տեխնիկայում օգտագործվող սելենը մաքրում են վակուումային թորումով, զոնային հալմամբ

(99,9999 %)ֈ Ավելի մաքուր սելեն ստանում են սելենաջրածնի ջերմային քայքայմամբֈ

Ֆիզիկական հատկությունները: Պինդ սելենն առաջացնում է բյուրեղական (α, β, γ) և

ամորֆ ալոտրոպային ձևափոխություններ, որոնք կիսահաղորդիչներ ենֈ Ամենից կայուն է՝

հեքսագոնայի, մուգ մոխրագույն ձևափոխությունը, հալման ջերմաստիճանը՝ 217 °С, եռմանը՝ 685

°С,խտությունը՝ 4807 կգ/մ3ֈ Լուսազգայուն է, էլեկտրահաղորդականությունը (10-2- 10-12 օհմ-1·սմ-1,

20 °С մթության մեջ) լուսավորելիս՝ աճում է մինչև 1000 անգամֈ Սովորական պայմաններում

սելենը քիմիապես կայուն է՝ թթվածինը, ջուրը, չօքսիդացնող թթուները և մյուս քիմիական

տարրերը (բացառությամբ F2) նրա հետ չեն փոխազդումֈ Սելենը լուծվում է ազոտական թթվում,

արքայաջրումֈ Արժեքականությունը՝ II, IV և VI, միացություններում ցուցաբերում է մինչև

+6 օքսիդացման աստիճաններ, ոչ մետաղ էֈ Առավել բնորոշ է քառ արժեք վիճակըֈ

Քիմիական հատկությունները: Տաքացնելիս սելենն այրվում է օդում՝ առաջացնելով հեշտ ցնդող

(317°C) SeO2, որը լուծվում է ջրում և ալկալիներում (ստացվում են H2SeՕ3 և սիլենիաներ)ֈ Հայտնի

են նաև SeO, Se2Օ3 և SeC3 օքսիդները՝ Se8 + 8O2 8SeO2

Սելենական թթուն՝ H2SeC4 հատկություններով նման է ծծմբական թթվին (ավելի թույլ է),

խոնավածուծ էֈ Սելենը տաքացնելիս (500°C) միանում է ջրածնի հետ․ սելենաջրածինը՝ H2Se

տհաճ հոտով, ջրում լուծելի, խիստ թունավոր գազ է և ուժեղ վերականգնիչ, լուծույթը թույլ թթու է

(սելենաջրածնական թթու)ֈ Սելենը հալոգենների հետ առաջացնում է հեշտ ցնդող հալոգենիդներ,

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

120

ծծմբի և տելուրի հետ՝ պինդ լուծույթներ, ազոտի հետ՝ Se4N4,ածխածնի հետ՝ CSe2, ֆոսֆորի հետ՝

P2Se3, P4Se3, P2Se5ֈ

Se8 + 24F2 8SeF6

3Se+ 4HNO3 3H2SeO3 +4NO

Տաքացնելիս սելենը միանում է մետաղների հետ՝ առաջացնելով սելենիդներֈ

Կիրառությունը: Սելենն օգտագործում են կիսահաղորդչային ուղղիչներ (դիոդներ),

ֆոտոէլեկտրական սարքեր, ամորֆ սելեն՝ էլեկտրալուսանկարչական պատճենահանող սարքեր

պատրաստելու համարֈ Սելենիդները օգտագործվում են թերմոռեզիստորներում և որպես

լյումինաֆորներ՝ հեռուստացույցներում, օպտիկական և ազդանշանային սարքերումֈ Սելենը

օգտագործվում է նաև կանաչ ապակին գունազրկելու, սուտակապակի

ստանալու, պողպատի մեխանիկական հատկությունները լավացնելու համար և

որպես կատալիզատորֈ Սելենը և հատկապես նրա միացությունները թունավոր ենֈ

Կենսաբանական դերը: Կենդանի հյուսվածքները պարունակում են 0,01-1 մգ/կգ սելենֈ

Մարդու, կենդանիների և որոշ բույսերի համար սելենը անհրաժեշտ միկրոտարր է, մեծացնում է

աչքի ցանցաթաղանթի լուսազգայնությունը, որպես հակաօքսիդիչ ներգործում

է ֆերմենտայինռեակցիաների վրաֈ Սելենի մեծ պարունակությունը սննդում (2 մգ/կգ)

առաջացնում է սուր և քրոնիկական թունավորումֈ Սելենը երիտասարդության տարր է

համարվում և ունի հակաուռուցքային հատկություն, եթե օրգանիզմում սելենի քանակը

բավարար է, ապա, ըստ մասնագետի, այդ օրգանիզմում երբեք ուռուցքային հիվանդություն չի

առաջանում: Սելենը իմոնոմոդուլյար է իր ազդեցությամբ, հավասար է վիտամին E-ին, որը

հակաուռուցքային է` 40%-ով իջեցնում է ուռուցքային բջիջները, աչքի ցանցենու մեջ

ֆոտոքիմիական ռեակցիաները եւ թունավորված տարրերից մաքրում է եւ պաշտպանում

օրգանիզմը: Սելենը մեր օրգանիզմ է ներթափանցում բուսական ու կենդանական սննդի միջոցով:

Ամենահարուստ աղբյուրը, առաջին հերթին, ծովամթերքներն են ու ներքին օրգանների միսը:

Այնուհետև` կաթնամթերքները, ձավարեղենը, մրգերն ու բանջարեղենը: Սելեն կարելի է գտնել

նաեւ ձիթայուղի, ջրիմուռների, սխտորի եւ սպիտակ սնկերի մեջ:

Տելուր (լատ.՝ Tellurium) քիմիական տարր է, որի նշանն է Te, պարբերական համակարգի5-րդ

պարբերության 6-րդ խմբի տարր, կարգահամարը՝ 52, ատոմական զանգվածը՝ 127,6ֈ p-տարր է,

հալկոգեն, ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթների կաոուցվածքն է 4s24p6 4d105s25р4ֈ К, L և

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

121

M թաղանթները լրացված ենֈ Տելուրը հայտնաբերել է հունգարացի հետազոտող Ֆ․ Մյուլլերը

Ավստրո-Հունգարիայի տարածքում 1782թվականին: 1798 թվականին գերմանացի գիտնական Մ․

Կլապրոտը հաստատեց տարրի գոյությունը և ներկայացրել նրա կարևոր հատկությունները:

Տելուրը հազվագյուտ տարր է․ պարունակությունը երկրակեղևում 1•10-7 % ըստ

զանգված[տարածվածությամբ 75-րդը)ֈ Ցրված է մագմային ապարներում և կենսոլորտում:

Հանդիպում է պիրիտում, ծծմբի, արծաթի, ոսկու, կապարի հանքանյութերումֈ Առաջացնում է

մոտ 40 միներալ՝

կալավերիտ - AuTe2,

ալտաիտ - PbTe

տետրադիմիտ Bi2Te2S և այլնֈ

Տելուրը բուսական և կենդանդանական հյուսվածքների մշտական բաղադրիչներից էֈ Մարդու

օրգանիզմ է ներմուծվում կերակրի և ջրի հետ (օրական 0,6 մգ), արտաթորվում է հիմնականում

(80 %) մեզի հետֈ Տելուրը և նրա միացությունները խիստ թունավոր են՝ կասեցնում

են կաթնասունների աճը, նպաստում մազաթափությանըֈ Արհեստական թունավորումն

առաջացնում է գլխացավ, դող, թուլություն, ախորժակի կորուստ, շնչուղիների գրգռում, սրտի

զարկերը հաճախանում են, մազերը թափվում, լեզուն մգանում է, բերանում զգացվում է

մետաղական համ, արտաշնչած օդում՝ սխտորի ուժեղ և տհաճ հոտֈ Թունավորումը

կանխարգելելու համար անհրաժեշտ է պահպանել աշխատանքի հիգիենայի կանոնները և

պարբերաբար ենթարկվել բժշկական քննությանֈ Տելուրի արտադրության հիմնական

աղբյուրը պղնձի, նիկելի և կապարի սուլֆիդային հանքերն ենֈ Էլեկտրոլիզային շլամներում

կուտակվում է 0,5-2 % տելուրֈ

6Te +2Al +8NaOH 3Na2Te2 +2NaAl(OH)4

Շլամից նախ անջատում են սելենը և պղնձի մնացորդը, ապա ոսկին և արծաթը (միահալելով)ֈ

Տելուրը սոդատելուրային խարամից (20–35 %) լուծահանում են ջրով, ապա

նստեցնում էլեկտրոլիզովֈ

3Na2Te2 + H2O +O2 4Te +4NaOH

Ստացված խտանյութը լուծում են ալկալիում՝ ալյումինի փոշու առկայությամբ, ծանր մետաղները

(Pb, Sb և այլն) մնում են նստվածքում, ստացված տելուրիդներն անցնում են լուծույթ, որտեղից

տելուրը (99% մաքրության) նստեցնում են օդ ներփչելովֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

122

Te +Cl2TeCl4

TeCl4 + H2OTeO2 +4HCl

Մաքուր (99,9999 %) տելուրը ստանում են թորելով (սուբլիմացիայով) կամ զոնային հալումովֈ

TeO2 + 2H2Te+2H2O

Ֆիզիկական հատկությունները: Տելուրն ունի մետաղական թայլ, արտաքին տեսքով նման

է ծարիրին, սպիտակ է, մոխրագույն երանգովֈ Հալման ջերմաստիճանը 449,5 °C, եռմանը՝ 990±1

°C,խտությունը 6250 կգ/մ3ֈ Կիսահաղորդիչ է: Մաքուր Տելուրը p-տեսակի կիսահաղորդիչ է (-100

°C-ից ցածր՝ ո)ֈ Քիմիական հատկություններով նման է ծծմբին և սելենին (ունի ավելի լավ

արտահայտված մետաղական հատկություններ)ֈ

Քիմիական հատկությունները Սովորական պայմաններում քիմիապես կայուն էֈ

Միացություններում ցուցաբերում է -2, +4, +6, հազվադեպ +2 օքսիդացման աստիճանֈ

Տաքացնելիս օքսիդանում է օդումֈ Թթվածնում այրվում է և առաջացնում TeO2 (ջրում վատ

լուծվող, սպիտակ բյուրեղական նյութ է, լուծվում է ալկալիներում և թթուներում)ֈ

Te + O2 TeO2

Տելուրային թթուն (Н2ТеO3) թույլ թթու էֈ Տելուրի (VI) օքսիդը՝ ТеО3 թթվային է, տաքացնելիս (400

°С) քայքայվում էֈ Տելուրի(II)օքսիդը՝ ТеО գոյություն ունի 1000°C-ից բարձր ջերմաստիճաններում

(գազ է)ֈ Տելուրը ջրածնի հետ առաջացնում է անկայուն տելուրաջրածին՝ Н2Те, որն անգույն,

տհաճ հոտով, խիստ թունավոր գազ էֈ Տելուրաջրածնական թթվի աղերը՝ տելուրիդները ջրում

չեն լուծվում (բացառությամբ Na-ի, К-ի, NH4+-ի աղերի)ֈ

Տելուրը հեշտությամբ միանում է հալոգենների հետ, առաջացնելով հալոգենիդներ (TeX2, TeX4,

TeF6)ֈ

Te + X2 +2X- TeX4-2

Տաքացնելիս միանում է մետաղների (ստացվում են տելուրիդներ) և որոշ ոչ մետաղների հետֈ

Լուծվում է խիտ ծծմբական և ազոտական թթուներում:

4Te +2H2SO4 Te42+ + 2H2O +SO2 +2HSO4-

Կիրառությունը; Տելուրն օգտագործում են մետալուրգիայում, որպես լեգիրացնող խառնուրդ

կապարը, չուգունը և պողպատը դյուրամշակելի դարձնելու և նրանց կարևոր մեխանիկական

հատկություններ հաղորդելու, ապակու արտադրության մեջ՝ կարմիր և շագանակագույն

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

123

ապակի, հախճապակի և արծն ստանալու համարֈ Տելուրիի միացությունները կիրառվում

են կիսահաղորդիչների արդյունաբերության, լուսանկարչության մեջֈ Տելուրի թույլատրելի

պարունակությունը օդում 0,01 մգ/մ3 է:

Դասախոսություն 13

VII A ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը, տարածվածությունը բնության մեջ:

Ատոմների կառուցվածքը: Քլոր, ստացման լաբորատոր և արդյունաբերական

եղանակաները: Քլորի ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները: Քլորի թթվածնավոր

միացությունները, դրանց համապատասխանող թթուները, աղերը: Քլորի և նրա

միացությունների կիրառումը:

Պարբերական համակարգի VII խմբի գլխավոր ենթախմբում են գտնվում ֆտոր, քլոր, բրոմ,

յոդ և աստատ տարրերը, որոնք կոչվում են հալոգեններ: Հալոգեն բառացի նշանակում է

«աղածին»: Այս անունը ստացել են մետաղների հետ անմիջականորեն փոխազդելու և տիպիկ աղ

առաջացնելու համար:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

124

2Na+Cl2=2NaCl

Հալոգենների ատոմներն արտաքին էլեկտրոնային շերտում ունեն 7 էլեկտրոն`2-ը s և 5-ը p

օրբիտալների վրա [s2p5]: Հալոգեններն էլեկտրոնի նկատմամբ ունեն մեծ խնամակցություն,

նրանց ատոմները հեշտությամբ միացնում են էլեկտրոններ՝ առաջացնելով միալիցք

բացասական իոններ: Էլեկտրոններ միացնելու հակումը նրանց բնորոշում է որպես տիպիկ

ոչմետաղների: Արտաքին էլեկտրոնային շերտի նման կառուցվածքը պայմանավորում է

հալոգենների մեծ նմանությունն իրար, որը երևան է գալիս ինչպես նրա քիմիական

հատկությունների, այնպես էլ նրա առաջացրած միացությունների տիպերի և հատկությունների

մեջ: Բայց երբ համեմատում ենք դրանց ատոմների հատկությունները, տեսնում ենք զգալի

տարբերություններ: F-At շարքում տարրերի կարգաթվի աճմանը զուգընթաց մեծանում են

ատոմների շառավիղները, նվազում է ԷԲ-ն, թուլանում են ոչմետաղական հակությունները և

օքսիդացնող ընդունակությունը: Ի տարբերություն մյուսների ֆտորն իր միացություններում

ցուցաբերում է -1 ՕԱ, քանի որ այն օժտված է բոլոր տարրերից ամենաբարձր ԷԲ-ով:

Մնացածները ցուցաբերում են -1-ից մինչև +7 ՕԱ: Դրանց բոլոր միացությունները

համապատասխանում են կենտ ՕԱ-ի: Այդպիսի օրնաչափությունը պայմանավորված է Cl, Br, J և

At ատոմներում sp ենթամակարդակների վրա գտնվող զույգ էլեկտրոնների հաջորդական

գրառման հնարավորությամբ, որը հանգեցնում է կովալենտ կապերի առաջացմանը մասնակցող

էլեկտրոնների թվի ավելացմանը մինչև 3,5,7:

F+9)2)7 1s22s22p5

Cl+17 )2)8)7 1s22s22p63s23p5 n=3

3s2 3p5 3d

Գրգռվելու դեպքում s և p էլեկտրոններն անցնում են d ենթամակարդակ և առաջացնում

կենտ էլեկտրոններ, ուրիշ տարրերի հետ կովալենտ կապեր

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

125

2 2 3 4HCl Cl HClO HClO HClO HClO

-1 0 +1 +3 +5 +7

Please Register

Բոլոր հալոգենների երկու ատոմներով կառուցվում է մոլեկուլ:

Հալոգենները բնության մեջ: Իրենց բարձր քիմիական ակտիվության պատճառով բնության մեջ

լինում են բացառապես կապված վիճակում `գլխավորապես հալոգենաջրածնական թթուների

աղերի ձևով :

Ֆտորը բնության մեջ հանդիպում է ֆտորասպաթ`CaF2 միներալի ձևով, կրիոլիտ` Na3AlF6 և

ֆտորապատիտ`Ca3F(PO4)3 միներալներում:

Քլորի կարևորագույն բնական միացությունը նատրիումի քլորիդն է`NaCl: NaCl-ը գտնվում է

ծովերի և օվկիանոսների ջրերում, աղի լճերում, իսկ երկրակեղևում պինդ ձևով առաջացնում է

քարաղի հզոր շերտեր: Հանդիպում է կարնալիտ՝ KCl• MgCl2 •6H2O, սիլվին՝ KCl միներալների

ձևով :

Բրոմը քլորի նման բնության մեջ գտնվում է առավելապես նատրիումի, կալիումի և

մագնեզիումի աղերի ձևով: Բրոմիդներ հանդիպում են ծովերի և որոշ լճերի ջրերում, ինչպես նաև

ստորգետնյա ջրերում: Բրոմի պարունակությունը մեր երկրում հասնում է 170-700 մգ/լ:

Յոդի միացությունները նույնպես հանդիպում են ծովերի ջրերում, բայց այնքան քիչ, որ

անջատելն անհնար է: Հանդիպում են գորշ ջրիմուռներ, որոնք իրենց հյուսվածքներում յոդ են

կուտակում: Այդ ջրիմուռների մոխիրը յոդի ստացման հումք է հանդիսանում: Հանդիպում է

յոդատ` KYO3, պերյոդատ` KYO4 աղերի ձևով :

Աստատը բնության մեջ չի հանդիպում, այլ ստացվում է միջուկային ռեակցիաների

արդյունքում:

Հալոգենների ֆիզիկական հակությունները

F2 -ը բաց կանաչ գույնի գազ է

Cl2 -ը դեղնականաչավուն գազ է

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

126

Br2 -ը մուգ դարչնագույն հեղուկ է

J2 -ը մուգ մանուշակագույն պինդ նյութ է (բյուրեղներ )

At-ը ռադիոակտիվ է

Բոլոր հալոգեններն ունեն RH ցնդող ջրածնային միացություններ, որոնք ջրում

լուծելիս առաջացնում են թթուներ: Բոլոր հալոգեններն ունեն շատ սուր հոտ: Նույնիսկ փոքր

քանակությամբ դրանք ներշնչելիս առաջանում է շնչառական ուղիների խիստ գրգռում և

լորձաթաղանթի բորբոքում: Հալոգենների ատոմներից կազմված պարզ նյութերի մոլեկուլներն

երկատոմանի են F2, Cl2, Br2, J2, At: FJ շարքում ատոմների շառավիղի մեծացման հետ աճում է

մոլեկուլների բևեռայնությունը, որով պայմանավորված է հալման և եռման ջերմաստիճանների

բարձրացումը: Cl Br2 Y2 շարքում մոլեկուլի ատոմների միջև եղած կապի ամրությունն

աստիճանաբար նվազում է, որի պատճառը հետևյալն է. փոխազդող ատոմների արտաքին

էլեկտրոնային ամպերի չափսերի ավելացման հետ նրանց վերածածկման աստիճանը

փոքրանում է, իսկ վերածածկման տիրույթն ավելի ու ավելի է հեռանում ատոմային միջուկներից:

Մթնոլորտային ճնշման տակ տաքացնելիս յոդը սուբլիմացվում է՝ փոխարկվելով

մանուշակագույն գոլորշու: Յոդի գոլորշիները սառեցնելիս բյուրեղանում են, շրջանցելով հեղուկ

վիճակը: Հալոգեններն համեմատաբար քիչ են լուծվում ջրում: Ջրի 1 ծավալում սենյակային

ջերմաստիճանում լուծվում է 2,5 ծավալ Cl2, որը կոչվում է քլորաջուր:

100գ H2O — 3,5 Br2 100գ H2O — 0,02 Y2

Ֆտորը չի լուծվում ջրում , եռանդուն կերպով քայքայում է այն

3F2 +3H2O = F2O + 4HF + H2O2

F2 + 2H2O= 4HF + O2

Br2,Y2 լավ են լուծվում ծծմբաջրածնում, էթիլ սպիրտում, դիէթիլերթերում,

քլորոֆորմում, բենզոլում:

= 71·/ÙáÉ = = ·

Քլորի ստացումը

ա) արդյունաբերության մեջ

Ներկայումս մեծ քանակությամբ ստացվում է Na կամ K-ի քլորիդների ջրային լուծույթներից

կամ հալույթից էլեկտրոլիզով:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

127

2NaCl + 2H2O 2NaOH+ H2O + Cl2O

2 NaCl 2Na + Cl2O

բ) լաբորատորիայում Cl2 ստացվում է HCl-ի վրա զանազան օքսիդիչներով

ազդելիս: Օրինակ`

MnO2+4HCl=MnCl2+ Cl2 +2H2O

KMnO4 +16 HCl= 2KCl+ 2MnCl2 + 5Cl2 +8H2O

CaOCl2 + 2 HCl= CaCl2 + Cl2 + H2O

KClO3+6 HCl= KCl+ 3Cl2 +3H2O

K2Cr2O7 +14 HCl=2 KCl+ 2CrCl3 + 3Cl2 +7H2O

Հին արդյունաբերական եղանակ

HCl+ O2 › 2Cl2 +2H2O

Բրոմ

2 KBr + Cl2 =2KCl+Br2

4HBr+MnO2 = MnBr2 +Br2+2H2O

2KJ + Cl2 = 2KCl+J2

Յոդ

2KJ +MnO2 +H2SO4= K2SO4+J2+MnSO4+2H2O

2KJ+ FeCl3=2KCl+FeCl2+J2

Հալոգենների քիմիական հատկությունները

Ազատ հալոգեններն ունեն մեծ ակտիվություն և փոխազդում են բոլոր պարզ նյութերի

հետ :Մետաղների հետ փոխազդում են մեծ ակտիվությամբ և ջերմության անջատումով: Որտեղ

հալոգենները օքսիդիչ են:

2Na + Cl2 = 2NaCl

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(պ) + 1405 Կջ

Si + 2Cl2 = SiCl4(հ) + 662Կջ

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(գ) + 804 Կջ

Н2 + Cl2 = 2HCl(գ)+185Կջ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

128

Cu+ Cl2 = CuCl 2

Եթե քլորով լցված անոթի մեջ մտցնենք անտիմոնի փոշի, նույնիսկ առանց

տաքացման` կնկատվի« «կրակե անձրև» անոթը կլցվի անտիմոնի քլորիդի սպիտակ ծխով:

2Sb + 3Cl2 2SbCl3

Քլորը՝ որպես օքսիդիչ, լույսի կամ տաքացման պայմաններում ակտիվ փոխազդում է

ջրածնի հետ՝ առաջացնելով НCl: Այս ռեակցիան ընթանում է լույսի տակ, որի ազդեցությունից

քլորի մոլեկուլը` որը կազմված է 2 ատոմից, որոնք իրար միացված են կովալենտ ոչ բևեռային

կապով, ճեղքվում են հոմոլիտիկ և առաջանում են քլորի ատոմներ, որոնք ունեն կենտ էլեկտրոն

պարունակող մասնիկներ: Վերջիններս կոչվում են ազատ ռադիկալներ (սրանք խիստ ակտիվ են

և գոյություն ունեն վայրկյանի հազարերորդականի ընթացքում ):

.. ..

:Cl: Cl: h 2 :Cl

Քլորի ռադիկալները հանդիպելով ջրածնի մոլեկուլին, որը կազմված է 2 ատոմից,

խզում է ջրածնի մեկ ատոմը և առաջացնում է НCl և H•, որն ունի մեծ ակտիվություն:

Cl· +H:H H: : + H ·

..

H· + Cl: Cl H:Cl + Cl·

Այս ռեակցիան շարունակվում է մինչև միջավայում չեն լինում ազատ քլոր և ջրածին:

Ռեակցիան բնույթով շղթայական է, տիպը` միացման, մխանիզմը` ազատ ռադիկալային: Ջրածնի

հետ քլորի փոխազդեցության ռեակցիան առաջինն է, որ հայտնաբերել են ֆոտոքիմիական

ճանապարհով (1956թվ. ռուս գիտնական Սեմենովի կողմից): Քլորը փոխազդում է ոչ մետաղների

հետ (բացառությամբ ածխածնի, ազոտի, թթվածնի և իներտ գազերի) առաջացնելով քլորիդներ:

H2+ Cl2 = 2HCl

5 Cl2 +2P 2PCl5

2S + Cl2 S2Cl2

S +Cl2 SCl2

Թթվածնի հետ քլորն առաջացնում է օքսիդ, որտեղ քլորի ՕԱ-ն համապատասխանում է +1

–ից մինչև +7՝ Cl2O, ClO2, Cl2O5, Cl2O7: Սուր հոտով, անկայուն օքսիդներ են : Ֆտորի հետ

փոխազդելով առաջացնում է ոչ թե քլորիդ ,այլ ֆտորիդ ` Cl2 +3F2 2ClF3

Հալոգենները՝ մանավանդ քլորը փոխազդում են օրգանական նյութերի հետ:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

129

ա) Քլորը փոխազդում է սահմանական ածխաջրածինների հետ լույսի տակ, պայթյունով, քլորի

դեղնականաչավուն գույնն անհետանում է:

: + hλ 2Cl· ազատ ռադիկալ

H C

H

H

H + Cl H Cl

H

+ H C

H

HPlease Register մեթիլ ռադիկալ

H3C· + :Cl: CH3Cl+ Cl· (շղթայական ռեակցիա, ազատ ռադիկալային մեխանիզմով)

СН4 + Cl2 СН3Cl + HCl մեթիլքլորիդ

СН3Cl + Cl2 СН2Cl2 + НCl երկքլորմեթան

СН2Cl2 + Cl2 СНCl3 + НCl տրիքլորմեթան

СНCl3 + Cl2 СCl4 + НCl տետրաքլորմեթան

բ) չհագեցած ածխաջրածինների հետ տալիս է միացման ռեակցիա

H H H H

C = C + Cl2 H - C - C - H 1,2 դիքլորմեթան

H H Cl Cl

գ) Սկիպիտարը և պարաֆինը քլորի մեջ այրվելիս առաջացնում են քլորաջրածին և

ազատ ածխածին` մրի ձևով :

С10Н16(սկիպիտար) + 8Cl2 10С + 16НCl

Cl2 - փոխազդում է բենզոլի հետ տալով էլեկտրոֆիլ տեղակալման ռեակցիա

2+ Cl 3FeCl2Cl

+ HCl

Please Register

Քլորը ջրի միջով անցկացնելիս ստացվում է այն տպավորությունը, թե քլորը լուծվում է

ջրի մեջ, սակայն այն նաև փոխազդում է: Քլորի մոլեկուլում ատոմներն իրար հետ միացված են

կովալենտ կապով: Ջրի բևեռացած մոլեկուլների ազդեցության տակ, քլորի մոլեկուլում կովալենտ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

130

կապի էլեկտրոնային զույգը շեղվում է ատոմներից մեկի կողմը և մոլեկուլը նախ բևեռանում է,

ապա փոխազդում` ջրի հետ, նրանից պոկելով ՕН- խումբը կազմում է НՕCl մոլեկուլը

(հիպոքլորաթթու)՝ դուրս մղելով Н+ իոնին, որն էլ միանում է քլորի հիդրոլիզի հետևանքով

ստացված Cl- իոնի հետ, կազմելով աղաթթվի մոլեկուլը:

Cl20+ Н-ՕН = HCl- + HCl+O (համամասնական ռեակցիա )

HClO-ն անկայուն է, լույսի ազզդեցության տակ քայքայվում է

HClO=HCl+ Օ•

Օ• + Օ•=Օ2

Հալոգենների քիմիչական հատկությունների համեմատումը ցույց է տալիս, որ ֆտորից աստատ

անցնելիս նրանց օքսիդացնող հատկություններն աստիճանաբար նվազում են՝

F2>Cl2>Br2>Y2> At

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2

Cl2 + 2HI = 2HCl + J2

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2

Cl2 և I2 փոխազդում են ծծմբաջրածնի հետ ,դուրս մղելով ծծումբը:

I2 + H2S 2HI+ S

Քլորը փոխազդում է КОН –ի լուծույթի հետ

ա) սառը լուծույթի հետ

Cl2 + 2КОН = KCl + KClO + Н2О (ժավելաջուր)

բ) տաք լուծույթի հետ

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О

գ) Չոր հանգած կրի վրա քլորով ազդելիս ստացվում է սպիտակեցնող կիր կամ

քլորակիր

Ca(OH)2 + Cl2 = CaOCl2 + H2O

Ca Cl

ClO քլորակիր

2Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaOCl2 + CaCl2 + 2H2O

Հիպոքլորաթթվի և աղաթթվի աղերի այս լուծույթը կիրառվում է սպիտակեցման

համար: Դա պայմանավորված է նրանով, որ հիպոքլորիտը հեշտությամբ քայքայվում է օդում

եղած CO2 -ի ազդեցությամբ և առաջանում է հիպոքլորաթթու, որն էլ անկայուն է:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

131

KOCl+ CO2 +H2O = KHCO3 +HOCl

Վերջինս ենթարկվում է միաժամանակ 3 տիպի քայքայման

HOCl = HCl+O

2HOCl = H2O+Cl2O

3HclO = 2HCl + HClO3

CaOCl2 + CO2 + H2O = CaCO3 +CaCl2 + 2HClO

Քլորի օքսիդացնող հատկությունները դրսևորվում է նաև բարդ նյութերի հետ: Օրինակ

երկաթի երկվալենտ քլորիդի բաց կանաչ լուծույթի միջով քլոր բաց թողնելիս վերջինս

օքսիդանում է երկաթի եռավալենտ քլորիդի, որի հետևանքով լուծույթը դառնում է դեղին:

2FeCl2+ Cl2=2FeCl3

Քլորը փոխազդում է աղ չառաջացնող օքսիդների հետ CO, NO -ի հետ

CO + Cl2 = COCl2 (ֆոսգեն)

2NO + Cl2 = 2NOCl (նիտրոզիլ քլորիդ)

Քլորը փոխազդում է ամոնիակի հետ առաջացնելով ազոտի եռքլորիդ:

Բրոմը քիչ, բայց մյուս հալգեններից ավելի լավ է լուծվում ջրում և լուծույթը կոչվում է

բրոմաջուր: Առաջանում է բրոմաջրածին և հիպոբրոմաթթու, որն անկայուն է: Բրոմը

փոխազդում է ծծմբի հետ առաջացնելով` S2Br2 , ֆոսֆորի հետ` PBr3 և PBr5: Փոխազդում է նաև

սելենի և տելուրի հետ: Բրոմը չի փոխազդում թթվածնի և ազոտի հետ, իսկ ֆտորի հետ

փոխազդելիս առաջացնում է անկայուն միացություններ BrF3 և BrF5: Մետաղների հետ

առաջացնում է բրոմիդներ` AlBr3, CuBr2, MgBr2: Հեղուկ բրոմը փոխազդում է ոսկու հետ,

առաջացնելով ոսկու եռբրոմիդ: Բրոմը փոխազդում է սիլիցիումի հետ`

Si + 2Br2 = SiBr4 + 433 Կջ

Բրոմը փոխազդելով ալկալիական մետաղների կարբոնատների հետ առաջացնում է

բրոմիդ և բրոմատ:

Յոդը փոխազդում է այնպիսի վերականգնիչների հետ, ինչպիսիք են ` H2S , Na2S2O3 և

ուրիշ վերականգնիչների հետ վերականգնվելով մինչև` J իոն: Փոխազդում է ամոնիակի հետ

առաջացնելով յոդացված ազոտ: Քիմիական հատկություններով աստատը նման է յոդին:

Աստատի ջրային լուծույթը վերականգնվում է ծծմբի երկօքսիդով` SO2: Ինչպես բոլոր

հալոգենները, այնպես էլ աստատն առաջացնում է չլուծվող աղ` AgAt (արծաթի աստատիդ):

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

132

Ինչպես յոդը, այնպես էլ աստատը կարող է օքսիդանալ մինչև At(V) օրինակ` AgAtO3: Այն քիչ

ռեակցիոնունակ է, սակայն փոխազդում է մետաղների հետ, օրինակ`

2Li + At2 = 2LiAt - լիթիումի աստատիդ

Հալոգենների կիրառությունը: Հալոգենները, հատկապես քլորը, լայն կիրառվում են քիմիական

արդյունաբերության մեջ:

Ֆտոր - ածխաջրածինների ֆտորածանցյալներ ստանալու համար կայուն

պլաստմասաներ, սառնարանային մեքենաների հեղուկներ:

Քլորը - բազմաթիվ օրգանական և անօրգանական միացությունների ստացման

համար: Այն կիրառվում է աղաթթվի, քլորակրի, հիպոքլորիտների, քլորատների արտադրության

մեջ: Մեծ քանակությամբ քլոր է ծախսվում ցելյուլոզը սպիտակեցնելու համար:

Արդյունաբերական նշանակություն ունի քլորօրգանական նյութերը, որոնք օգտագործում են

որպես լուծիչներ, վնասատու կենդանիների դեմ պայքարելու միջոց: Քլորօրգանական նյութերով

պատրաստում են պլաստմասաներ, սինթետիկ մանրաթելեր, կաուչուկներ,կաշվին փոխարինող

նյութեր: Բրոմն անհրաժեշտ է զանազան դեղանյութերի արտադրության մեջ ներկանյութերի,

լուսանկարչության մեջ օգտագործվող նյութերի արտադրության մեջ կիրառվող AgBr ստացման

համար:

Յոդը կիրառվում է բժշկության մեջ յոդի թուրմի ձևով (յոդի 10% սպիրտային լուծույթ),

որը հականեխիչ և արյունահոսություն դանդաղեցնող միջոց է: Այն մտնում է մի շարք դեղերի

բաղադրության մեջ:

Հալոգենաջրածիններ: Հալոգենաջրածինների մոլեկուլում քիմիական կապը կովալենտ

բևեռային է, ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը տեղաշարժված է դեպի հալոգենի ատոմը` որպես

ավելի ԷԲ ատոմի:

H F H Cl H Br H J

HFHClHBrHJ շարքում հալոգենաջրածինների մոլեկուլում քիմիական կապի

ամրությունը օրինաչափորեն նվազում է

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

133

0,92 nm

F H J

H

0,161nm

Please Register

HF HJ անցնելիս նվազում է ջրածնի և հալոգենի ատոմների էլեկտրոնային ամպերի

վերածածկման աստիճանը, իսկ վերածածկման տիրույթը գտնվում է հալոգենի ատոմի միջուկից

ավելի մեծ հեռավորության վրա: FClBrI շարքում հալոգենի ատոմի ԷԲ-ն նվազում է: Այդ

պատճառով HF-ի մոլեկուլում ջրածնի ատոմի էլեկտրոնային ամպն ավելի մեծ չափով

տեղաշարժվում է դեպի հալոգենի ատոմի կողմը, իսկ HCl, HBr, HJ մոլեկուլներում ավելի ու

ավելի փոքր չափով: Դա նույնպես հանգեցնում է փոխազդող տարրերի էլեկտրոնային ամպերի

վերածածկման նվազելուն և դրանով իսկ, ատոմների միջև եղած կապի թուլությանը:

Հալոգենաջրածինների մոլեկուլներում կապի ամրության նվազման հետ իջնում է նաև նրանց

կայունությունը ջերմության նկատմամբ: HF-ի ջերմային դիսոցումը կատարվում է միայն շատ

բարձր ջերմաստիճանում (3500), իսկ HJ –ը՝ 3000C-ում ՝ 2HJ H2 + I2 +53,2 կջ: Բոլոր

հալոգենաջրածինները սուր հոտով, անգույն գազեր են, ջրում լուծվում են շատ լավ 00C-ում ջրի 1

ծավալում լուծվում է 500 ծավալ HCl, 600 ծավալ HBr, 425 ծավալ HJ, իսկ HF-ը ջրի հետ

խառնվում է ցանկացած հարաբերությամբ: Հալոգենաջրածինների լուծումն ընթանում է թթվային

տիպի դիսոցումով, միայն HF-ն է թույլ դիսոցվում, իսկ մյուսները պատկանում են ուժեղ

թթուների թվին: HF<HCl<HBr<HI HCl H+ + Cl- HCl+ H2O H3O+ +Cl-

Հալոգենաջրածինների խիտ լուծույթներն օդում ծխում են հալոգենաջրածինների

անջատման և օդի ջրային գոլորշիների հետ համապատասխան թթուների մանր կաթիլներից

կազմված մառախուղ առաջացնելու պատճառով: HI HBr HCl շարքում եռման և հալման

ջերմաստիճանները փոխվում են խիստ օրինաչափորեն , բայց HF -ին անցնելիս դրանք կտրուկ

բարձրանում են, որը պայմանավորված է ֆտորաջրածնի մոլեկուլների ասոցիացիայով, որը

հետևանք է նրանց միջև առաջացող ջրածնային կապերի:

+H

- +F + H +

H

-F

+H

-F134

+F

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

134

Գոլորշու խտությունը ցույց է տալիս, որ ֆտորաջրածնը բաղկացած է (HF)4 միջին

բաղադրություն ունեցող ագրեգատներից: Հետագա տաքացումից այն աստիճանաբար տրոհվում

է: 900C-ում գազային ֆտորաջրածնը կազմված է HF պարզ մոլեկուլներից, որը կարող է դիսոցվել՝

HF H++ F-: Այս դիսոցումը պահանջում է զգալի էներգիա, ինչի պատճառով էլ HF-ը դիսոցվում

է ավելի պակաս, քան մյուս հալոգենաջրածինները: Cl-, Br-, J- իոններն օժտված են վերականգնող

հատկությամբ, որն էլ աճում է համապատասխան գրաված շարքի: Օրինակ՝ քլորիդի իոնն

օքսիդանում է ֆտորով, KMnO4, MnO2 և այլն:

2HCl + F2 = 2HF + Cl20

2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl+ 5Cl2 + 8H2O

Cl-, Br-, J- իոններն օժտված են վերականգնող հատկությամբ, վերականգնիչ հատկությունը աճում

է համապատասխան գրված շարքի: Օր. Քլորիդ իոնը օքսիդանում է ֆտորով, KMnO4, MnO2 և

այլն:

2HCl + F2 =2HF + Cl20

2KMnO4 +16HCl=2MnCl2 + 2KCl+5Cl2 +8H2O

Քլորաջրածնի ստացումը

1. Ներկայումս քլորաջրածնի արդյունաբերական ստացման հիմնական եղանակն է ջրածնից և

քլորից նրա սինթեզը աշտարակային եղանակ՝ H2 + Cl2 h 2HCl +183,6 ԿՋ

Ռեակցիան շղթայական է՝ ազատ ռադիկալային մեխանիզմով: Միացման տիպի ռեակցիա է:

2. Քլորաջրածին ստացվում է օրգանական նյութերի քլորացման ժամանակ՝ որպես կողմնակի

նյութ: Օրինակ՝

CH4 + Cl2 h CH3Cl + HCl

RH + Cl2 RCl + HCl

3. Նախկինում HCl ստանում էին «սուլֆատային մեթոդով», որը ներկայումս կիրառվում է միայն

լաբորատորիայում, հիմնված է NaCl-ի և խիտ H2SO4-ի փոխազդեցության վրա:

NaCl + H2SO4 h NaHSO4+ HCl թույլ տաք ժամանակ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

135

չոր խիտ

2NaCl+ H2SO4 = Na2SO4+ 2HCl ուժեղ տաք ժամանակ

Քլորաջրածինը ջրում լուծելիս առաջանում է աղաթթու կամ քլորաջրածնական թթու: Աղաթթուն

անգույն, սուր հոտով հեղուկ է: Խիտ աղաթթուն պարունակում է 3,7% HCl: Ունի բարձր

էլեկտրահաղորդականություն:

Աղաթթվի քիմիական հատկությունները

1. Աղաթթուն դիսոցվում է (PH< 7) առաջացնելով թթվային միջավայր:

HCL H+ + Cl-

HCl + H2O = H3O+ + Cl-

2. HCl-ի լուծույթում հայտանյութերը փոխում են իրենց գույնը՝ լակմուսը դառնում է կարմիր,

իսկ մեթիլօրանժը՝ վարդագույն:

3. Մետաղների լարվածության շարքում մինչև H2 տեղավորված մետաղները փոխազդում են

աղաթթվի հետ և դուրս են մղում ջրածին՝ Zn + 2HCl- = ZnCl2 + H20

4. Աղաթթուն փոխազդում է հիմնային օքսիդների հետ առաջացնելով աղ և ջուր (չեզոքացման

ռեակցիա)՝ CaO+2HCl = CaCl2+ H2O Al2O3 + 6HCl= 2AlCl3 + 3H2O

5. Աղաթթուն փոխազդում է հիմքերի հետ (լուծելի և անլուծելի) առաջացնելով աղ և ջուր:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

H+ + OH-=H2O

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2+ H2O

Cu(OH)2 + 2H+= Cu2+ + 2H2O

6. Աղաթթուն փոխազդում է աղերի հետ, առաջացնելով նոր աղ և նոր թթու:

AgNO3 + HCl =AgCl+ HNO3

Ag+ + Cl- = AgCl

Համարյա բոլոր քլորիդները ջրում լուծվող աղեր են, բացի AgCl-ից (PbCl2, CuCl2 , Hg2Cl2), որը

նստում է սպիտակ լոռի ձևով և չի լուծվում նույնիսկ ուժեղ թթուներում: Ռեակցիան համարվում է

որակական:

7. Փոխազդում է ամոնիակի հետ, առաջացնելով ամոնիումի քլորիդ:

NH3 + HCl = NH4Cl

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

136

8. Աղաթթուն մտնում է արքայաջրի բաղադրության մեջ՝ 3 ծավալ HCl և 1

ծավալ HNO3, որը փոխազդում է նույնիսկ Au հետ:

3HCl + HNO3 2H2O + NOCl +Cl. – ազատ ռադիկալ

արքայաջուր նիտրոզիլքլորիդ

NOCl NO + Cl.

Au + 3Cl. AuCl3

Au + 3 HCl + HNO3 AuCl3 + NO + 2H2O

9. Արծաթի աղերի հետ փոխազդում են նաև մնացած հալոգենաջրածինները:

Ag+ + Br- = AgBr բաց դեղին գույնի նստվածք

Ag+ + J- = AgJ դեղին գույնի նստվածք

AgF –ը լուծելի է:

Աղաթթվի կիրառությունը: Աղաթթուն լայն կիրառություն ունի ժողովրդական տնտեսության մեջ:

Մեծ քանակությամբ աղաթթու ծախսվում է պողպոտի դաղման վրա: Նոսր աղաթթվի լուծույթը

մարդիկ օգտագործում են ստամոքսի ցածր թթվայնություն ունեցողները: Լայն կիրառություն

ունեն աղաթթվի աղերը:

NaCl – սննդարդյունաբերության մեջ, ելանյութ Na, NaOH, Cl2, HCl, հումք է ծառայում սոդայի՝

Na2CO3-ի համար

KCl - կալիումական պարատանյութ

CaCl2 – գազերի չորացման համար

AlCl3 - կատալիզատոր

AgCl – լուսանկարչության մեջ

HgCl2 – (սուլեմա) ուժեղ թույն է, նոսր լուծույթը օգտագործվում է բժշկության մեջ: Հանդիսանում է

նաև ախտահանիչ նյութ:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

137

Քլորի թթվածնավոր միացությունները: Քլորը ջրում լուծելիս հիդրոլիզվում է և ստացվում է

աղաթթու և հիպոքլորաթթու՝ H2O + Cl2 =HCl + HClO

HClO-ն ուժեղ օքսիդիչ է, սակայն թույլ թթու է, անկայուն է՝

HClO= HCl + O O+O=O2

Հիպոքլորաթթվի աղերը կոչվում են հիպոքլորիդներ:

2KOH+ Cl2 = KCl + KOCl + H2O

ժավելաջուր

Ռեակցիան ընթանում է տաքացման պայմաններում:

KOCl +CO2 + H2O = KHCO3 + HOCl HOCl = HCl +O

O-ունի սպիտակեցնող հատկություն՝ 6KOH+ Cl2 = 5KCl + KOCl3 + 3H2O

Ռեակցիան ընթանում է տաքացման պայմաններում: Նույն ռեակցիան ընթանում է նաև NAOH-ի

հետ: Հայտնի են քլորի 4 թթվածնավոր թթուներ:

HOCl – հիպոքլորաթթու աղերը՝ KClO- հիպոքլորիտ

HOCl2 – քլորային թթու աղերը՝ KOCl2 -քլորիտներ

HOCl3 – քլորական թթու աղերը՝ KOCl3 -քլորատներ

HOCl4 – պերքլորաթթու աղերը՝ KOCl4-պերքլորատներ

Կորցնելով ջուր թթուները, բացի քլորական թթվից, վերածվում են անհիդրիդների:

2HOCl4 +P2O5=2HPO3 + Cl2O7

HOCl4 - միահիմն թթու է՝ օքսիդիչ հատկություններով՝ HOCl4 H+ +ClO4-

Cl2-ը փոխազդում է կալցիումի հիդրօքսիդի լուծույթի հետ, առաջացնելով քլորակիր

Ca(OCl)2, որն ունի սպիտակեցնող, վարակազերծող հատկություն:

2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(OCl)2 + CaCl2 + 2H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

138

2 2Ca(OH) + Cl = CaCl

OCl

2+ H O

Քլորակիրը օդից կլանելով խոնավություն և CO2, անջատում է հիպոքլորաթթու:

CaOCl2 + CO2 + H2O = CaCO3 + CaCl2+ 2HOCl

HOCl = HCl + O

Քլորակրի վրա աղաթթու ազդելիս անջատվում է քլոր:

CaOCl2 + 2HCl = CaCl2 + Cl2+H2O

Կալիումի քլորատը՝ KClO3 թունավոր, ջրում շատ քիչ լուծվող նյութ է, տաքացնելիս

քայքայվում է:

4KClO3 t 3KCLO4 + KCL

2KClO3 2MnO 2KCl + O2

Դասախոսություն 14

Ֆտոր, ստացումը, ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները: Ֆտորի և դրա

միացությունների կիրառումը: Բրոմ և յոդ, ստացման եղանակները, ֆիզիկականև

քիմիական հատկությունները: Բրոմի, յոդի և դրանց միացությունների կիրառումը:

Ֆտորը (հին հունարեն՝ θζόξνο «ոչնչացնել, վնասել, վնասվածք», հետագայում θζείξω

«ոչնչացնել, ավերել»), տարրերի պայբերական համակարգի 2-րդ պարբերության 7-րդ խմբի

տարր էֈ Քիմիական նշանը F (լատ.՝ Fluorum): Կարգահամարը՝ 9, ատոմական զանգվածը՝

18,998403ֈ p-տարր է, պատկանում է հալոգենների շարքին, ատոմի էլեկտրոնային թաղանթի

կառուցվածքն է՝ 1S22S22P5ֈ Ֆտորն իր միացություններում ցուցաբերում է -1 ՕԱ, քանի որ այն

օժտված է բոլոր տարրերից ամենաբարձր ԷԲ-ով

F+9)2)7 1s22s22p5

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

139

Ազատ d ենթամակարդակ չունի, իսկ 3s նոր մակարդակ անցնելու համար

պահանջվում է շատ մեծ էներգիա, որն իրականանալ չի կարող: Բնական ֆտորը բաղկացած է

միայն 19F կայուն իզոտոպիցֈ Արհեստականորեն ստացվել են 16F (T´ <1 վրկ), 17F (T´ = 70 վրկ), 18F

(111 ր), 20F (11,4 վրկ) և 21F (5 վրկ) ռադիոակտիվ իզոտոպներըֈ Ֆտորը խիստ թունավոր, սուր

հոտով, բաց դեղնավուն գազ է, խտությունը՝ 1,693 կգ/մ³ֈ Բաղկացած է երկատոմանի

մոլեկուլներից՝ F2, որոնց դիսոցման էներգիան 155±4 կջոուլ/մոլ էֈ Ֆտորը (F2) հայտնագործել է

Կարլ Վիլհելմ Շեելեն 1771 թվականին, իսկ առաջին անգամ մաքուր վիճակում ստացել է Անրի

Մուասանը (1886) կալիումի ֆտորիդ պարունակող հեղուկ ֆտորաջրածնի (անջուր)

էլեկտրոլիզովֈ Իր անունը ստացել է հունարեն ֆտորոս-քայքայում բառիցֈ Ֆտորի

միացություններից կալցիումի ֆտորիդը՝ CsF2, մարդկությանը հայտնի է վաղուց, այն «ֆլյուոր»

անվան տակ նկարագրվել է դեռևս 15-րդ դարի վերջին, որպես մետաղաձուլական մածուցիկ

խարամները դյուրահոս դարձնող միջոց (այդտեղից էլ անվանումը՝ լատ.՝ fluo - հոսում եմ)ֈ 1771

թվականին «ֆլյուորը» ծծմբական թթվի հետ տաքացնելով Կ․ Շեեչեն ստացավ «պլավիկյան

թթուն»․ Ֆտորի անվանումն (հունարեն՝ cpdopog - քայքայել) առաջարկել է Ա․ Ամպերը (1810)ֈ

Ֆտորը երկրակեղևում տարածված տարր է (տարածվածությամբ տասներկուերորդը), կազմում է

նրա զանգվածի 6,25-10-2%ֈ Հայտնի են ֆտորիդային 35 միներալներ, որոնցից

ամենատարածվածները ֆլյուորիտը, ֆտորասպաթը` CaF2, կրիոլիտը Na3AlF6 և ֆտորապատիտն

Ca3F(PO4)3 ենֈ Զգալի քանակով ֆտոր են պարունակում ապատիաները՝ և ֆոսֆորիտներըֈ մեջ

հանդիպում է միներալի ձևով: Ֆտորը կենսաբանորեն ակտիվ միկրոտարր է, պարունակվում է

բուսական և կենդանական օրգանիզմներումֈ Նրա կենսաբանական դերը վատ է

ուսումնասիրված, պարզված է նրա նշանակությունը միայն ոսկրային հյուսվածքների համարֈ

Կենդանի օրգանիզմներում գտնվում է անօրգանական միացությունների ձևով, հատկապես

ոսկրերում (100-300 մգ/կգ) և ատամներումֈ

Իզոտոպներ -Բնական ֆտորը բաղկացած է միայն 19F կայուն իզոտոպիցֈ Արհեստականորեն

ստացվել են 16F (T´ <1 վրկ), 17F (T´ = 70 վրկ), 18F (111 ր), 20F (11,4 վրկ) և 21F (5 վրկ) ռադիոակտիվ

իզոտոպներըֈ Ֆտորի ատոմում` 2-րդ էներգիական մակարդակում, չկա d օրբիտալ, շնորհիվ իր

մեկ չզույգված էլեկտրոնի, բնորոշ է -1 օքսիդացման աստիճան և 1 վալենտականություն: Ֆտորն

ամենաէլեկտրաբացասական տարրն է (ԷԲ = 3,98) և օժտված է ուժեղագույն օքսիդիչ

հատկությամբֈ Ֆտորն առաջացնում է 2 բյուրեղային վերափոխակներ, որոնք մթնոլորտային

ճնշման պայմաններում կայուն ենֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

140

α-ֆտոր -գոյություն ունի 45,6 K ջերմաստիճանից բարձր պայմաններում,

բյուրեղցանցի կառուցվածքը՝ ութանկյուն, տարածությունը C 2/c, տվյալները a =

0,550 նմ, b = 0,328 նմ, c = 0,728 նմ, β = 102,17°, Z = 4:

β-ֆտոր - գոյություն ունի 45,6 ÷ 53,53 K ջերմաստիճանային միջակայքում,

բյուրեղցանցի կառուցվածք խորանարդ, տվյալները a = 0,667 նմ, Z = 8:

Ստացում: Ֆտորի ստացման հիմնական հումքը ֆլյուորիտն է (մասամբ նաև՝ ապատիտները և

ֆոսֆորիտները)ֈ Նախ ստանում են HF, ապա՝ KF-HF որի հալույթը HF-ով հարստացնելուց հետո

(մինչև 40-41 % HF) ենթարկում են էլեկտրոլիզի (95-100°C, 9ժ11 վ)ֈ Գրաֆիտե անոդի վրա

ստացված ֆտորը անջատում են սառեցնելով և նատրիումի ֆտորիդով կլանելովֈ

Ֆտորը ստացվում է ( հիդրոֆտորիդի) անջուր հալույթի KHF2 էլեկտրոլիզով (KF+ 2HF

հալույթ):

KHF2 KF+ HF K 2H+ + 2 ē =2H0

2 HF 2H+ + 2F- A 2F- - 2 ē = F2 0

KF K+ + F-

1986 թվականին ֆտորի 100-ամյակի միջոցառման կոնֆերանսին պատրաստվելու ժամանակ,

Կառլ Կրիստեն բացահայտեց մաքուր ֆտորի ստացման քիմիական եղանակը, օգտագործելով

ֆտորաջրածինը K2MnF6 և SbF5 150 °C-ում լուծելիս

2K2MnF6 + 4 SbF6 4KSbF6 + MnF3 + F2

Ֆտորի ուժեղ օքսիդացնող հատկությամբ պայմանավորված` գրեթե բոլոր մետաղները

ենթարկվում են կոռոզիայի, այդ պատճառով ինչպես էլեկտրոլիզարարը, այնպես էլ

տեղափոխման և պահպանման տարաները ստիպված պատրաստում են նիկելից, որը

կայունություն է ձեռք բերում՝ շնորհիվ մետաղի մակերևույթին գոյացող աղի` NiF2, պաշտպանիչ

շերտիֈ

Ֆիզիկական հատկությունները: Բնական պայմաններում (0 °C, 0,1 ՄՆ/մ2) ֆտորը սուր հոտով,

բաց դեղնավուն խիստ թունավոր գազ է, tեռ=-183C, tհալ =-219 C, խտությունը՝ 1,693 կգ/մ3ֈ

Բաղկացած է երկատոմանի մոլեկուլներից՝ F2, որոնց դիսոցման էներգիան 155±4 կջոուլ/մոլ էֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

141

Քիմիական հատկությունները: Քիմիապես չափազանց ակտիվ և ռեակցիոնունակ տարր է,

բնորոշ ոչ մետաղֈ Միացություններում ցուցաբերում է -1 օքսիդացման աստիճանֈ

Ամենաէլեկտրաբացասական տարրն է, ունի էլեկտրոնային մեծ խնամակցություն՝ 3,62 ԷՎ և

իոնացման էներգիա՝ 17,418 ԷՎֈ Միանում է քիմիական բոլոր տարրերի հետ (բացառությամբ He,

Ne և Ar)՝ առաջացնելով կայուն քիմիական կապերֈ Ֆտորը հալոգեններից ամենաակտիվ է,

փոխազդում է բոլոր մետաղների հետ առանց բացառության, որոնց մեծամասնությունը ֆտորի

մթնոլորտում այրվում է մեծ քանակաությամբ ջերմություն անջատելով:

Ֆտորի մթնոլորտում այրվում են այնպիսի կայուն նյութեր, ինչպիսիք ջուրը և ապակին են

(բամբակի տեսքով).

2F2 + 2H2O 4HF + O2

2F2 + 2SiO2 SiF4 + O2

Այրման արգասիքներից մեկը թթվածինն է, ինչը նշանակում է, որ ֆտորն ավելի ուժեղ օքսիդիչ է,

քան թթվածինըֈ

Ֆտորը չի լուծվում ջրում , եռանդուն կերպով քայքայում է այն

3F2 +3H2O = F2O + 4HF + H2O2

F2 + 2H2O= 4HF + O2

Առանց տաքացման ֆտորը փոխազդում է ոչ մետաղների հետ (H2, S, С, Si, Р)

Н2 + F2 = 2HF + 547 Կջ

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 Կջ

Տաքացման պայմաններում այն օքսիդացնում է հալոգենները`

Hal2 + F2 = 2НalF

որտեղ Hal = Cl, Br, I, At, հետևյալ միացությունների ձևով HalF որտեղ քլորի, բրոմի, յոդի և

աստատի ՕԱ +1.

Յոդը և բրոմը բոցավառվում են ֆտորի մթնոլորտում, ստացվում են BrF, BrF3, BrF5, IF, IF5 և IF7ֈ

Ֆտորը փոխազդում է ազնիվ գազերի հետ ճառագայթումով

Хе + F2 = XeF2 + 152 Կջ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

142

Ֆտորը փոխազդում է բարդ նյութերի հետ մեծ էներգիայով: Օքսիդացնում է ջուրը, ռեակցիան

ընթանում է պայթյունով `

3F2 + ЗН2О = OF2 + 4HF + Н2О2

Ֆտորի փոխազդում է մետաղների հետ՝ Al, Mg, Cu, Ni :

Pt + 2F2 C0400350 PtF4

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 Կջ

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 Կջ

Ֆտորացման ռեակցիաները էկզոթերմիկ են և հաճախ ընթանում են

բոցավառմամբ կամ պայթյունովֈ Ջրածինը ֆտորում ինքնաբոցավառվում է, խառնուրդը

պայթում է մթության մեջ անգամ առանց տաքացնելու, ստացվում է ֆտորաջրածին, որի

ջրային լուծույթը կոչվում է ֆտորաջրածնական թթու.

2F2 + 2H2 4HF + O2

Թթվածնի և ազոտի հետ ֆտորը միանում է էլեկտրական պարպումների ազդեցությամբ՝

առաջացնելով ֆտորիդներֈ Թթվածնի ֆտորիդները՝ OF2, Օ2F2, Օ3F3 և այլն, թունավոր են,

ուժեղ օքսիդիչներ՝ օքսիդացնում են անգամ ջուրը և հալոգեններըֈ Նրանցից համեմատաբար

կայուն է երկֆտորիդը՝ OF2, որը բնորոշ հոտով, անգույն գազ էֈ

Ազոտի ֆտորիդները՝ NF3, N2F4 (անգույն գազեր), ավելի կայուն են, քայքայվում են

տաքացնելիս, օքսիդիչներ ենֈ Մյուս հալոգենների հետ ֆտորը միանում է ջերմություն

անջատելով՝ ստացվում են միջհալոգենային միացություններ (ֆտորիդներ), որոնք ուժեղ

օքսիդներ ենֈ Քլորի հետ ֆտորը առաջացնում է ClF և C1F3 (200-250 °C-ում)ֈ

Ֆտորն անմիջականորեն միանում է կրիպտոնի, քսենոնի և ոադոնի հետ, առաջացնելով

ֆտորիդներ՝ XeF4, XeFe, K2F2, RnF2 և այլնֈ

Xe + 2F2 XeF4

Հալկոգենների ֆտորիդներից գործնական նշանակություն ունի միայն ծծմբի վեցֆտորիդը՝

SF6, որն օգտագործվում է որպես գազային դիէլեկտրիկ և աշխատանքային մարմին

քիմիական գազային լազերներումֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

143

2CL2 + 2F2 2ClF

Մետաղների ֆտորիդները իոնական կառուցվածքով բյուրեղական նյութեր են,

ֆտորաջրածնական թթվի աղերըֈ

2CoF3 2CoF2 + F2

2MnF42MnF3 +F2

Ֆտորը շատ եռանդուն փոխազդում է ջրի, հիդրօքսիդների աղերի, ածխաջրածինների և

բազմաթիվ այլ նյութերի հետֈ

Միակ թթուն է, որը լուծում է ապակին, շնորհիվ հետևյալ ռեակցիայի.

SiO2 + 4HF SiF4 +2H2O

Կամ՝ SiO2 + 6HF H2(SiF6) +2H2O

Այդ պատճառով պլավիկյան թթուն պահում են պլաստմասսաից կամ մոմապատ ամաններումֈ

Օքսիդը (F2O) անգույն, բնորոշ հոտով գազ է, tհալ=-224 °C, tեռ=19,5 °Cֈ Ստանում են ֆտորի և

ալկալիների փոխազդեցությունից՝ 2F2 + 2NaOH 2NaF + H2O +F2O

Ֆտորը պահում են և՛ գազային վիճակում (ճնշման տակ) և հեղուկ վիճակում, ուժեղ

օքսիդացնող հատկությամբ պայմանավորված` գրեթե բոլոր մետաղներն ենթարկվում են

կոռոզիայի, այդ պատճառով ինչպես էլեկտրոլիզարարը, այնպես էլ տեղափոխման և

պահպանման տարաները ստիպված պատրաստում են նիկելից, որը կայունություն է

ձեռքբերում՝ շնորհիվ մետաղի մակերևույթին գոյացող աղի` NiF2, պաշտպանիչ շերտիֈ Ֆտորն

օգտագործում են հատուկ պլաստմասսաների (տեֆլոն), ֆրեոնների և հեղուկ հրթիռային

վառելիքի օքսիդիչի ստացման համարֈ Ֆտորը լայնորեն օգտագործվում է որոշ օրգանական

նյութերի` սառն ագենտների և ֆտորապլաստների արտադրության համարֈ Ֆտորն

օգտագործվում է UF6, C1F2, SF6 և այլն ստանալով, UF6-ը՝ ուրանի իզոտոպներն իրարից

բաժանելու համար, C1F3, WF6, SF6, BrF5-ը՝ և այլն որպես ֆտորացնող միջոցներ, իսկ SF6-ը՝ նաև

էլեկտրատեխնիկայի արդյունաբերության մեջֈ Սառնարաններում գործածվող ֆրեոն` CCl2F2,

դյուրաեռ հեղուկը, որը գոլորշիացման ենթարկվելիս (ճնշումը կտրուկ փոքրացնելու միջոցով)

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

144

շրջապատից խլում է մեծ քանակով ջերմությունֈ Նշված նյութը, որի քիմիական անունն է

երկքլորերկֆտորմեթան, օգտագործվում է նաև որպես պրոպելենտ (ցնդելիություն ապահովող

նյութ) զանազան աէրոզոլերում և կենցաղային օդափոխիչներում: Ֆտորից ստանում են

քառաֆտոր էթիլեն` C2F4, որից էլ պոլիմերացման ռեակցիայով արտադրում են թանկարժեք

պլաստմասսա` պոլիտետրաֆտորէթիլեն` տեֆլոն: Հեղուկ ֆտորը հրթիռային վառելանյութի

օքսիդիչ էֈ Լայն կիրառում ունեն ֆտորաջրածինը, ալյումինի ֆտորիդը, սիլիցիումի ֆտորիդը և

այլնֈ Ֆտորի թույլատրելի առավելագույն քանակությունն օդում 0,15 մգ/մ3 էֈ Ֆտորը

կենսաբանորեն ակտիվ միկրոտարր է, պարունակվում է բուսական և կենդանդանական

օրգանիզմներումֈ Նրա կենսբանական դերը վատ է ուսումնասիրված, պարզված է նրա

նշանակությունը միայն ոսկրային հյուսվածքների համարֈ Կենդանի օրգանիզմներում գտնվում է

անօրգ․ միացությունների ձևով, հատկապես ոսկրերում (100-300 մգ/կգ) և ատամներումֈ Ֆտորը

մարդու և կենդանիների օրգանիզմ է ներմուծվում հիմնականում խմելու ջրի հետ (այն պետք է

պարունակի 1-1,5 մգ/լ ֆտոր )ֈ Ֆտորի անբավարարության դեպքում առաջանում է ատամների

փտում, ավելցուկի դեպքում՝ ֆլյուորոզֈ Ֆտորը խիստ թունավոր էֈ Ֆտոր պարունակող

պատրաստուկներն օգտագործվում են որպես հակաուռուցքային նեյրոլեպտիկ,

հակաընկճումային և նարկոտիկ միջոցներֈ Ֆոտոջրածնական թթուն` HF, օգտագործվում է

ապակին խածատելու` վրան նախշեր և գրություններնանելու համար, որը հիմնված է ձեզ արդեն

ծանոթ հետևյալ ռեակցիայի վրա՝ 2SiO2 + 4HF SiF4 + 2H2O

Հեղուկ ֆտորը` F2 (հաճախ թթվածնի հետ միասին), ծառայում է որպես օքսիդիչ

հրթիռային վառելիքի համարֈ Ֆտորը լայն կիրառություն է ստացել ինչպես սովորական, այնպես

էլ «հարստացված» ուրանի արտադրության մեջֈ Ուրանի հանքաքարերից նախ ստանում են այդ

մետաղի քառաֆտորիդը` UF2, որից էլ այնուհետև` մետաղական ուրանըֈ

Բրոմ (լատ.՝ Bromum, հին հունարեն՝ βξῶκνο - գարշահոտություն), տարրերի պարբերական

համակարգի 7-րդ խմբի քիմիական տարր է, կարգահամարը՝ 35, ատոմական զանգվածը՝ 79,904ֈ

Հալոգեն էֈ Բրոմը p տարր է, նրա ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 4S24P5:

Սովորական պայմաններում մուգ կարմիր, սուր հոտով, ծանր հեղուկ էֈ Բրոմը (Br2)

հայտնաբերել են Ժ. Բալարը և Ս. Լևիգը 1826 թվականինֈ Այն սովորական պայմաններում գորշ

գույնի գարշահոտ հեղուկ է, p=գ/սմ³, tհալ=-8,2°С, tեռ=58°Сֈ Բրոմը (Br2) հայտնաբերել են Ժ. Բալարը

և Ս. Լևիգը 1826 թվականինֈ Կազմում է երկրակեղևի զանգվածի 1,6․10-4 %-ը (1015-1016 տ)ֈ Մեծ

մասամբ ցրված է մագմային ապարներում կամ ուղեկցում է մյուս հալոգեններինֈ Բրոմը քլորի

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

145

մշտական ուղեկիցն էֈ Հանդիպում է բյուրեղների ձևով՝ քլորիդների նստվածքներում (կերակրի

աղում՝ մինչև 0,02 %, կալիումական աղերում՝ սիլվինիտում ու կառնալիտում՝ մինչև 0,3%),

ինչպես նաև ծովաջրում (մինչև 0,065%), աղի լճերում, աղահանքերի ու նավթահանքերի հետ

կապ ունեցող ստորգետնյա ջրերում (մինչև 0,1%)ֈ Բ․ հազվադեպ է առաջացնում կարծր

հանքատեսակներ, բրոմարգիտ՝ AgBr, էմբոլիա՝ Ag(Cl, Br)[5], յոդէմբոլիտ Ag(Cl, Br, J)ֈ Բրոմը

պարունակվում է բույսերի (7․10-4 %, հատկապես լոբազգիները) և կենդանիների (մինչև 1․10՜4%,

արյան մեջ, ողնուղեղի հեղուկում, մակուղեղում, մակերիկամում) հյուսվածքներըֈ

Ստացումը: Բրոմի ստացման հումք են ծովի ջուրը, լճերի ու ստորգետնյա աղաջրերը,

ինչպես նաև կալիումական արտադրության թափոնները, որոնք պարունակում են բրոմիդներֈ

Բրոմը ստանում են բրոմիդների լուծույթների վրա քլոր ներգործելով՝ Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2

Ֆիզիկական հատկություններ: Սովորական պայմաններում մուգ կարմիր, սուր հոտով, ծանր

հեղուկ է, պնդանում է -7,2 °C-ում, եռում՝ 58,78 °C-ում, խտությունը՝ 3100 կգ/մ3ֈ Սառեցնելիս բրոմն

առաջացնում է մետաղական թույլ փայլով կարմրաշագանակագույն ասեղնաձև բյուրեղներֈ

Բրոմի մոլեկուլը երկատոմ է, տաքացնելիս (800 °C-ից բարձր) և լույսի ազդեցությամբ տրոհվում էֈ

Ջրում քիչ է լուծվում (100<7-ում՝ 3,58 գ բրոմ, 20 °C-ում), 5,84 °C-ից ցածր առաջացնում է

բյուրեղահիդրատ՝ Br2•8H2O (կարմիր նռնագույն բյուրեղներ)ֈ Լավ է լուծվում օրգանական

լուծիչներումֈ Միացություններում ունի փոփոխական արժեքականությունֈ Օքսիդացման

աստիճանը բրոմիդներում, հիպոբրոմիտներում, բրոմիտներում, բրոմատներում և

գերբրոմատներում համապատասխանաբար հավասար է -1, +1, +3, +5 և +7ֈ Քիմիապես ակտիվ

տարր էֈ Թթվածնի, ազոտի, ածխածնի հետ անմիջականորեն չի միանումֈ Կողմնակիորեն

ստացվել են Вг3O8, ВrO2 և Br2O խիստ անկայուն օքսիդներըֈ Բնական բրոմը բաղկացած է երկու

կայուն իզոտոպից՝ 79Br (50,54%) և 81Br (49,46%)ֈ Արհեստականորեն ստացվել են 74-88 զանգվածի

թվերով ռադիոակտիվ իզոտոպներ, որոնցից մենակայունը 82Br է (T1/2 = 35,87 ժ)ֈ

Քիմիական հատկությունները; Քիմիապես ակտիվ տարր էֈ Թթվածնի, ազոտի, ածխածնի հետ

անմիջականորեն չի միանումֈ Կողմնակիորեն ստացվել են Вг3O8, ВO2 և Br2O խիստ անկայուն

օքսիդներըֈ Ստացվել է նաև բրոմազիդը՝ BrN3ֈ Ջրածնի հետ միանում է տաքացնելիս՝

առաջացնելով բրոմաջրածին՝ Br2 + H2O HBr + HbrO

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

146

Հալոգենների և բրոմի անմիջական փոխազդմամբ ստացվում են՝ BrF3, BrFs, BrCl, Brl և

այլն, որոնք անկայուն միացություններ ենֈ Ծծմբի, սելենի, տելուրի, ֆոսֆորի, արսենի, ծարիրի,

ալյումինի, նատրիումի և մի շարք այլ տարրերի հետ փոխազդում է՝ ջերմություն, երբեմն նաև բոց

արձակելով՝ Br2 + 2KI I2 + 2 KBr Cl2 + 2KI I2+2KBr

Մետաղներից շատերn անջուր բրոմի հետ չեն միանում` մակերեսի վրա բրոմիդի

պաշտպանիչ թաղանթ գոյանալու պատառովֈ Բրոմի նկատմամբ կայուն են (նույնիսկ բարձր

ջերմաստիճաններում և խոնավության առկայությամբ) արծաթը, կապարը, պլատինը և

տանտալը՝ 2Au + 3Br2 2AuBr3

Բրոմի ջրային լուծույթը՝ բրոմաջուրը, պարունակում է բրոմաջրածնական՝ HBr,

անկայուն հիպոբրոմային՝ НВrO թթուներըֈ Բրոմը լուծվում է նաև ալկալիների լուծույթներում՝

առաջացնելով բրոմիդներ և հիպոբրոմիտներ (ցածր ջերմաստիճաններում) կամ բրոմատներ

(տաքացնելիս, մոտ 100 °С)՝ 3Br2 + 3Na2CO3 5NaBr + NaBrO3 +3CO2

Բրոմն ուժեղ օքսիդիչ էֈ Ջրային լուծույթներում օքսիդացնում է սուլֆիդները և

թիոսուլֆատները՝ սուլֆատների, նիտրիտները՝ նիտրատների, ամոնիակը՝ ազատ ազոտիֈ Բրոմը

դուրս է մղում յոդը նրա միացություններից, սակայն արտամղվում է քլորով և ֆտորովֈ Բրոմը

չհագեցած ածխաջրածինների հետ մտնում է միացման, հագեցած ածխաջրածինների հետ՝

տեղակալման ռեակցիաների մեջ՝ C2H2 + Br2 C2H4Br2

Ուժեղ (քլորից թույլ) օքսիդիչ է, օքսիդացնում է մետաղներին և որոշ ոչ մետաղներին, ինչպես նաև

բարդ միացություններին.

2Al + 3Br22AlBr3 2P+ 3Br2 2PBr3 H2 +Br2 2HBr Br2 + H2S 2 HBr + S

Փոխազդում է ջրի (տաքացնելիս) և ալկալիների հետ.

Br2 + H2O 2HBr +HbrO Br2 + 2KOH KBr + KBrO + H2O

Br- իոնի որակական ռեակցիան AgBr-ի դեղնավուն նստվածքի առաջացումն է՝ Br2 +AgAgBr

Բրոմի (I) օքսիդը՝ Br2O-ն, սև-դարչնագույն պինդ նյութ է, որը -40 °С-ում քայքայվում է

համապատասխան տարրերի՝ 2Br2O Br2 + O2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

147

Ստանում են սնդիկի (II) օքսիդի և Br2-ի փոխազդեցությամբ՝ 2Br2+ Hg2O HgBr2+ Br2O

Հիպոբրոմաթթվի անհիդրիդն է.

Կիրառությունը: Բրոմը ելանյութ է անօրգանական և օրգանական բրոմածանցյալներ ստանալու

համար, որոնք կիրառվում են բժշկության (նևրոզների, հիստերիայի, անքնության, հիպերտոնիկ և

այլ հիվանդությունների դեմ), ներկանյութերի արտադրության, լուսանկարչության մեջֈ

Մեթիլբրոմիդը և բրոմի որոշ միացություններ օգտագործվում են որպես միջատասպաններ,

էթիլբրոմիդը՝ իբրև հակադետոնատոր բարձրօկտանային վառելանյութերումֈ Բրոմը մեծ

կիրառություն ունի օրգանական սինթեզումֈ «Բրոմաջուրը» (բրոմի ջրային լուծույթը) կիրառվում

է որպես ռեագենտ օրգանական միացություններում: Արծաթի բրոմիդը՝ AgBr, կիրառվում է

լուսանկարչության մեջֈ Օգտագործվում է տեքստիլ արդյունաբերությունումֈ Բրոմի

պենտաֆտորիդը հաճախ հրթիռային վառելանյութում օգտագործում են որպես հզոր օքսիդիչֈ

Առաջին համաշխարհային պատերազմի ժամանակ բրոմը օգտագործվել է մարտական թունավոր

նյութերի արտադրությունումֈ Բրոմը թունավոր էֈ Օդում բրոմի 1 մգ/մ3 պարունակությունը

առաջացնում է արցունքագեղձերի գրգռում, գլխապտույտ, արյունահոսություն քթից, հազ, ավելի

բարձր կոնցենտրացիաների դեպքում՝ շնչահեղձություն, բրոնխիտ, երբեմն՝ մահֈ Թեթև

թունավորման դեպքում անհրաժեշտ է ամոնիակի գոլորշիներ շնչել, ուժեղ թունավորման

դեպքում՝ թթվածինֈ Հեղուկ բրոմը այրում է մաշկըֈ Մաշկի վրա թափված բրոմը հեռացնում են

մեծ քանակությամբ ջրով լվանալով կամ օդի ուժեղ հոսանքով, ապա մաշկը օծում լանոլինովֈ

Բրոմի սահմանային թույլատրելի քանակն օդում 2 մգ/մ3 էֈ Բարձր խտության լուծույթներն

օգտագործվում են կրծողների դեմֈ Մեթիլ բրոմիտի բարձր խտության լուծույթներն օգտագործում

են վարակազերծման ժամանակֈ

Յոդ : Յոդ (հին հունարեն՝ ἰώδεο - «մանուշակագույն» ) քիմիական տարր է, որի նշանն է I կամ J

(լատ.՝ Iodum), տարրերի պարբերական համակարգի 6-րդ պարբերության 7-րդ խմբի տարր է,

կարգահամարը՝ 53, ատոմական զանգվածը՝ 126,9044ֈ Հալոգեն էֈ Յոդը p- տարր է, ատոմի

էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 4s24p64d105s25p5: Սովորական պայմաններում յոդը

մուգ մոխրամանուշակագույն, թույլ մետաղական փայլով բյուրեղական նյութ է: Մոլեկուլը

երկատոմ է (I2 բանաձևով): Առաջին անգամ ստացել է ֆրանսիացի քիմիկոս Բ․ Կուրտուան 1811՝

ծովային ջրիմուռներիցֈ Յոդի միջին պարունակությունը երկրակեղևում 4•10-5 % է (ըստ

զանգվածի)ֈ Տարրի անվանումն առաջարկել է Գեյ Լուսյակը, այն ծագել է հին հունարեն՝ ἰώδεο -

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

148

«մանուշակագույն» բառից, որը կապված է տարրի գույնի հետ: Բժշկության և կենսաբանության

մեջ այս տարրը սովորաբար անվանում են յոդ, օրինակ, «յոդի լուծույթ», համաձային հին

անվանման, որը գոյություն է ունեցել դեռևս 20-րդ դարի կեսերը: Ազատ յոդը բնության մեջ չի

հանդիպումֈ Նրա միներալները (հայտնի են 8-ը) առաջանում են կենսոլորտում և հազվադեպ ենֈ

Յոդի հիմնական աղբյուրը համաշխարհային օվկիանոսն է (5•10-5 գ/լ)ֈ Յոդի պարունակությունը

մեծ է նավթաբեր շրջանների ստորերկրյա ջրերում (երբեմն 100 մգ/լ և ավելի)ֈ Յոդը հազվագյուտ

քիմիական տարր է. երկրակեղևում նրա պարունակությունն, ըստ զանգվածի, կազմում է

ընդամենը 4x10-5 % (մոտ 1015 տ)ֈ Չնայած դրան՝ բնության մեջ յոդը հանդիպում է ամենուրեք,

նույնիսկ թափանցիկ քվարցի (լեռնային բյուրեղապակի) գերմաքուր բյուրեղներում առկա են յոդի

միկրոխառնուրդներֈ Յոդ կա հողում, ծովերի, լճերի ու գետերի ջրերում, բուսական բջիջներում և

կենդանիների օրգանիզմներումֈ Յոդ պարունակող միներալներ հանդիպում են խիստ

հազվադեպֈ Այդ պատճառով էլ յոդ ստանալու համար խտացնում են այն պարունակող բնական

լուծույթները, օրինակ՝ աղի լճերի ջուրը, կամ վերամշակում յոդի բնական կուտակիչները՝

ծովային ջրիմուռներըֈ Ծովային ջրիմուռները կուտակում են մինչև 1 %, իսկ որոշ սպունգներ՝

8,5 % յոդ (ըստ չոր կշռի)ֈ Մարդու և կենդանիների համար անհրաժեշտ միկրոտարր էֈ Մարդու

օրգանիզմում կուտակվում է 20-50 մգ յոդի՝ հիմնականում վահանաձև գեղձում (6-15 մգ) և

մկաններում (10-25 մգ): Խթանում է նյութափոխանակությանը, ակտիվացնում մկանները և

սեռական ֆունկցիանֈ

Ստացումը: Յոդը ստանում են նավթային հորանցքերի ջրերից, որոշ երկրներում՝ ծովային

ջրիմուռներից և չիլիական բորակի մայր լուծույթներիցֈ Նավթային ջրերը մշակում են քլորով կամ

ազոտային թթվով, անջատված յոդը կլանում են ածխով կամ դուրս են մղում օդի հոսանքովֈ

Ածխի վրա ադսորբված յոդը լուծում են ալկալիներում կամ նատրիումի սուլֆիտում, ապա

անջատում քլորի միջոցովֈ Օդով դուրս մղված յոդը կլանում են ՏՕ2-ի և ջրային գոլորշու

խառնուրդով, ապա օքսիդացնում քլորովֈ Ստացված հում յոդը մաքրում են թորելովֈ

Ֆիզիկական հատկություններ: Սովորական պայմաններում յոդը մուգ մոխրամանուշակագույն,

թույլ մետաղական փայլով բյուրեղական նյութ է, խտությունը՝ 4940 կգ/մ3, հալման

ջերմաստիճանը՝ 113,5 °С, եռմանը՝ 184,35 °Сֈ Հեշտ ցնդող է, դանդաղ տաքացնելիս սուբլիմվում էֈ

Վատ է լուծվում ջրում (0,33 գ/լ, 25 °С), լավ՝ օրգանական լուծիչներում, ծծմբածխածնում,

յոդիդների ջրային լուծույթներումֈ Յոդը քիմիապես ակտիվ, միացություններում ունի -1, +1, +3, +5

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

149

կամ + 7 օքսիդացման աստիճանֈ Տաքացնելիս գոլորշիանում է առանց հեղուկ վիճակի

անցնելու(սուբլիմվում է), օսլայի հետ առաջացնում է կապույտ գույնի կոմպլեքս միացությունֈ

Յոդը մուգ մոխրամանուշակագույն, թույլ մետաղական փայլով բյուրեղական նյութ էֈ

Բյուրեղները գրաֆիտ են հիշեցնում և ունեն էլեկտրական հոսանք հաղորդելու հատկությունֈ

Սակայն, ի տարբերություն գրաֆիտի ու մետաղների մեծամասնության, պինդ յոդը ցնդող է և

հեշտորեն վերածվում է գոլորշուֈ Այդ երևույթը կոչվում է սուբլիմացումֈ Յոդը քիմիապես ակտիվ

ոչ մետաղ է. անմիջականորեն փոխազդում է մետաղների մեծ մասի հետ, իսկ ածխածինը,

ազոտը, թթվածինը, ծծումբը և սելենը յոդի հետ անմիջականորեն չեն փոխազդումֈ

Քիմիական հատկություններ: Ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն

է1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5: Քիմիական ակտիվությամբ և օքսիդիչ հատկություններով

զիջում է քլորին և բրոմինֈ Յոդի և ջրածնի միացման ռեակցիան դարձելի էֈ

մետաղների հետ յոդը հեշությամբ փոխազդում է, նույնիսկ ցածր ջերմաստիճանում,

առաջացնելով յոդիտներ՝ Hg + I2 HgI2

Ջրածնի հետ յոդը փոխազդում է միայն տաքացման պայմաններում, առաջացնելով

յոդաջրածին՝ H2 + I2 2 HI

Յոդը հանդիսանում ավելի թույլ օքսիդիչ է քան ֆտորը, քլորը, բրոմըֈ

H2S + I2 S + 2HI

I2 + 2Na2S2O3 2NaI +Na2S4O6

Թթվածնի, ազոտի և ածխածնի հետ անմիջականորեն չի միանումֈ Հեշտությամբ

միանում է բազմաթիվ ոչ մետաղների (Si, P և այլն) և մետաղների մեծ մասի հետֈ Յոդական թթուն՝

НJO3, քլորական և բրոմական թթուների համեմատ ավելի թույլ թթու է, բայց կայունֈ Նրա՝ ջրում

լավ լուծվող անգույն բյուրեղները հալվում են 110 °C-ում, իսկ 195 °C-ում քայքայվում՝

առաջացնելով յոդի (V) օքսիդը՝ J2Օ5, նրա աղերը՝ յոդատները (КJO3 և այլն) ստացվում են յոդի և

ալկալիների տաք լուծույթների փոխազդեցությամբֈ Պերյոդական թթուն հայտնի է հիդրատի

ձևով՝ HIO4•2H2Oֈ Յոդի թթվածնային միացությունները օքսիդիչներ ենֈ Յոդի միացություններ է

առաջացնում մյուս հալոգենների հետ՝ IF7, IF5, JCl3, ICl, IBrֈ Հայտնի են նաև նրա այլ աղանման

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

150

միացությունները՝ IClO3, ICIO4, J2(SO4)3: Միարժեք և երկարժեք մետաղների հետ յոդը

առաջացնում է ջրում լուծելի իոնական յոդիդներ (Agl, Cu2I2 և Hg2I2-ը ջրում չեն լուծվում)ֈ

I2 + H2O HI +HIO pKc=15.99

Յոդը ադսորբվում է օսլայի վրա և նրան ներկում մուգ կա պույտ գույնովֈ Այդ հատկությունն

օգտագործում են յոդաչափության մեջֈ

Կիրառությունը: Յոդի գոլորշիները թունավոր են և գրգռում եև լորձաթաղանթըֈ Յոդի և նրա

լուծույթները մանրէասպան ենֈ Յոդի ռադիոակտիվ իզոտոպներ պարունակող թափոններով

միջավայրի աղտոտումը չափազանց վտանգավոր է, հատկապես երեխաների համարֈ Յոդի

գոլորշիների թույլատրելի պարունակությունը օդում 0,001 մգհ էֈ Յոդի բծերը լվանում են

նատրիումի թիոսուլֆատի կամ սոդայի լուծույթովֈ Յոդը, ինչպես և կենսական կարևորություն

ունեցող մյուս տարրերը, բնության մեջ կատարում է շրջապտույտֈ Յոդի միկրոքանակները

բացառիկ դեր են կատարում մարդու, կենդանիների և բույսերի կենսագործունեության մեջֈ

Օրինակ՝ 1854 թվականին հաստատվել է, որ մարդու վահանագեղձի գործառույթի խանգարումը

խպիպ (զոբ) հիվանդության հիմնական պատճառն էֈ Յոդի օրական պահանջը մարդու

օրգանիզմում 100-200 մկգ էֈ Ուստի, խպիպի կանխարգելման նպատակով խմելու ջրին և

կերակրի աղին ավելացվում է յոդֈ Յոդը պարունակվում է բոլոր հյուսվածքներում, իսկ մարդու

օրգանիզմում հիմնականում արտադրվում է վահանագեղձումֈ Խթանում է

նյութափոխանակությունը և ակտիվացնում մկանների աշխատանքըֈ Յոդը և նրա

միացություններն օգտագործվում են հիմնականում բժշկության մեջ, որպես հակասնկային,

հակաբորբոքային և ցավը մեղմացնող միջոցներֈ Նրանով ախտահանում են վերքերը և

վիրահատման դաշտըֈ Յոդի միացությունների ներս ընդունումն ազդում է

նյութափոխանակության վրա և ուժեղացնում վահանագեղձի ֆունկցիանֈ Հիվանդության

ախտորոշման համար օգտագործում են յոդ պարունակող նյութեր և յոդի արհեստական

ռադիոակտիվ իզոտոպներ՝ 125I, որոնք կուտակվում են վահանաձև գեղձումֈ Յոդի P-ճառագայթող

իզոտոպները բուժիչ ենֈ Յոդային դեղամիջոցների երկարատև ընդունումը կարող է առաջացնել

յոդիզմ՝ հարբուխ, եղնջատենդ, արցունքահոսություն, ցան և այլնֈ Յոդօրգանական

միացություններն օգտագործվում են օրգանական սինթեզում, արծաթի և կալիումի յոդիդները՝

լուսազգայուն թաղանթներ պատրաստելիսֈ Յոդն օգտագործում են նաև երկրաբաններն ու

բուսաբանները, քիմիկոսներն ու մետաղագործներըֈ Այն առաջացնում է բազմաթիվ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

151

յոդօրգանական միացություններ, որոնք մտնում են որոշ ներկանյութերի բաղադրության մեջֈ

Յոդի միացությունները կիրառվում են լուսանկարչության և կինոարդյունաբերության մեջֈ

Որպես կատալիզորդ՝ յոդն օգտագործվում է արհեստական կաուչուկների արտադրության մեջ.

նրա օգնությամբ են ստանում այնպիսի գերմաքուր նյութեր, ինչպիսիք են գերմաքուր սիլիցիումը,

տիտանը, հաֆնիումը և ցիրկոնիումըֈ

Դասախոսություն 15

VIII A ենթախմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: Կրիպտոնի ենթախմբի տարրերի

միացությունները, հատկությունները, ստացումը, կիրառումը:

Իներտ գազերը քիմիական տարրեր են, որոնք կազմում են պարբերական համակարգի

8-րդ խմբի գլխավոր ենթախումբը՝ հելիում՝ He, նեոն՝ Ne, արգոն՝ Ar, կրիպտոն՝ Kr, քսենոն՝ Xe,

ռադոն՝ Rnֈ Իներտ գազերն այս անվանումն ստացել են իրենց քիմիական մեծ կայունության

համար, որի շնորհիվ կոչվում են նաև ազնիվ գազերֈ Այս երևույթը պայմանավորված է նրանց

վալենտական թաղանթում էլեկտրոնների ավարտված օկտետի առկայությամբ (բացառությամբ

He–ի, որն ունի միայն ավարտված 1s թաղանթ)ֈ Իներտ գազերի քանակն օդում շատ փոքր էֈ

Սովորական պայմաններում անհոտ, անգույն, միատոմանի գազեր ենֈ Էլեկտրական պարպում

առաջացնելիս (գովազդային և լուսավորման լամպեր) յուրաքանչյուր գազ գունավորվում է

յուրահատուկ գույնով. հելիումը՝ դեղին, նեոնը՝ վառ կարմիր, արգոնը՝ կապույտ, կրիպտոնը՝

կանաչավուն, քսենոնը՝ երկնագույնֈ Իրենց հատկություններով նրանք նման չեն ոչ մի այլ տարրի

և պարբերական համակարգում դասավորված են տիպիկ մետաղների և ոչմետաղների միջև:

Ազնիվ գազերըն իրական քիմիական միացություններ չեն առաջացնում: Այլ կերպ նրանց

վալենտականությունը հավասար է զրոյի: Դրա հիման վրա որոշվեց քիմիական տարրերի նոր

խումբն անվանել զրոյական: Նախկինում այս խմբի տարրերին անվանել են չեզոք գազեր:

Հետագայում հայտնաբերեցին, որ դրանք որոշ պայմաններում ընդունակ են մտնելու քիմիական

ռեակցիայի մեջ և դրսևորել առավելագույնը 8 վալենտականություն: Դրանից հետո այդ գազերն

անվանեցին «ազնիվ գազեր» և դրանք ընդգրկեցին պարբերական համակարգի 8-րդ խմբի

գլխավոր ենթախմբում: Ազնիվ գազերի փոքր քիմիական ակտիվությունը բացատրվում է

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

152

արտաքին էներգետիկ մակարդակում կայուն 8 էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայով: Դրանց

ատոմների իոնացման պոտենցիալը խմբում օրինաչափորեն փոքրանում է վերևից ներքև:

Առավել ռեակցիոնունակ է Xe Փոքր բևեռայնության պատճառով ազնիվ գազերի ատոմները

դժվարությամբ են փոխազդում միմյանց հետ: He լուծելիությունը ջրում 2 անգամ փոքր H2-ի

համեմատությամբ: Xe-ը ամենաակտիվ ոչմետաղական ֆտորի հետ 1:2 ծավալային

հարաբերությամբ տաքացնելիս կամ գազերի խառնուդով էլեկտրական լիցքեր անցկացնելիս

հանգեցնում է XeF2 առաջացմանը: XeF2 ջրի հետ փոխազդելիս լրիվ հիդրոլիզվում է:

2XeF2+ 2H2O = 2Xe + O2 +4HF

H2-ը և Hg-ը քսենոնին քանակապես դուրս են մղում XeF2-ից

XeF2+H2=Xe+2HF

XeF2+ 2Hg = Xe + Hg2F2

XeF4և XeF6 փոխազդեցությունը ջրի հետ ընթանում է մի քանի ուղղություններով մի կողմից տեղի

է ունենում ջրի օքսիդացում՝ XeF4 + 2H2O = Xe + O2 + 4HF

մյուս կողմից` քսենոնի միացությունների անհամաչափեցում

3XeF4+ 8H2O = Xe + 2H2XeO4+ 12HF

XeF6անհամաչափեցումըջրումկարելիէարտահայտելհետևյալհավասարումով

4XeF6 + 18H2O = Xe + 3H4XeO6 + 24HF

Հայտնի է քսենոնի թթվածնաֆտորիդային խառը միացությունները: XeF6 փոխազդում է SiO2 հետ,

որը ընթանում է հետևյալ հաջորդականությամբ

2XeF6+SiO2=2XeOF4+SiF4

2XeOF4+SiO2=2XeO2F2+SiF4

2XeO2F2 + SiO2= 2XeO3+ SiF4

Քսենոնի օքսիդը` XeO3 սպիտակ բյուրեղային նյութ է: Քսենոնային թթվի H2XeO4

պայթուցիկ նյութ է: Կրիպտոնի համր անջատված և ուսումնասիրված է KrF2 և KrF4, որոնք իրենց

հատկությամբ նման են քսենոնի միացություններին: Չնայած օդում ազնիվ գազերի

քանակությունը չնչին է այնուամենայնիվ օդն դրանց միակ ստացման աղբյուրը: Ազնիվ գազեր

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

153

ստանալը հնարավոր դարձավ քանի որ մեծ քանակությամբ օդ է ծախսվում ազոտի և թթվածնի

ստացման համար: Ինչպես գիտենք ազոտ և թթվածին ստացվում է օդի հեղուկացումով և

հետագա թորումով: He, Ne, Ar օդը թորելիս ուղեկցում են ազոտին, իսկ Kr, Xe հեղուկ թթվածնից

անջատվում են բազմակի անգամ թորելով, Ar և Ne ստացվում է ամոնյակի արտադրության

ժամանակ: Ազնիվ գազերը լայնորեն օգտագործում են գազալուսատու փողակներ և լամպեր

պատրաստելու համար: Շիկացող լամպերի լիցքավորումը ազոտի փոխարեն ազնիվ գազերով

հնարավորություն է ստեղծել կրճատել նրանց ծավալը և էապես բարձրացնել

երկարակեցությունը:

Հելիում: He 1868 թվականին ֆրանսիացի գիտնական Ժանսենը և անգլիացի Լոկիերը արեգակի

սպեկտրում հայտնաբերեցին վառ դեղին գիծֈ 1871 թվականին Լոկիերը պարզեց նաև, որ դա

բնորոշ է նոր տարրին և անվանեց հելիում (հունարեն նշանակում է արեգակ)ֈ 1895 թվականին

անգլիացի գիտնական Ռամզայը ճառագայթաակտիվ կլեվիտ հանքաքարի տաքացումից

անջատված գազի սպեկտրում նույնպես գտավ նույն դեղին գիծըֈ Տիեզերքում, ըստ

տարածվածության, հելիումը երկրորդն է ջրածնից հետո, Երկրի վրա 4He իզոտոպն առաջանում

է ուրանի, թորիումի և ճառագայթաակտիվ այլ տարրերի տրոհումիցֈ 4He-ի ատոմի միջուկները

(բաղկացած են 2 պրոտոնից և 2 նեյտրոնից) կոչվում են ալֆա-մասնիկներֈ Հելիումն ստանում են

օդի խորը սառեցմամբ, որի դեպքում բոլոր գազերը հեղուկանում են, բացի հելիումիցֈ Նրա

սառեցման ջերմաստիճանը հայտնի նյութերի սառեցման ջերմաստիճանից ամենացածրն է՝ -

273,15օCֈ Հեղուկ հելիումն օգտագործվում է գիտական հետազոտություններում՝ որպես

սառեցնող միջոցֈ Բարձր ջերմահաղորդականության, քիմիական իներտության շնորհիվ

հելիումը կիրառում են ատոմային ռեակտորները սառեցնելու, իսկ ոչ մեծ խտության և

անայրելիության շնորհիվ՝ օդապարիկները լցնելու համարֈ

Նեոն: հայտնաբերել են անգլիացի գիտնականներ Ռամզայը և Թրավերսը 1898 թվականին՝

հեղուկ օդի դյուրաեռ ֆրակցիայի սպեկտրումֈ Նեոն ստանում են հեղուկ օդի կոտորակային

թորմամբֈ 40% նեոն պարունակող ազոտի և հելիումի խառնուրդն օգտագործվում է գովազդային

լամպեր լցնելու համարֈ Օդանավակայանների և նավահանգիստների փարոսներում

օգտագործվում են նեոնային աղեղային լամպերֈ

Արգոն:1894թ. անգլիացի քիմիկոս Ուիլյամ Ռամզայը բացահայտեց նոր քիմիական տարր՝

արգոնը: Այդ ազնիվ գազը քանի որ չէր մտնում փոխակերպման մեջ ոչ մի այն ժամանակ հայտնի

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

154

տարրի հետ, նրան անվանեցին «Քիմիական դիակ»: Եվ արգոնը բավական «գլխացավանք»

պատճառեց քիմիկոսներին: Պարբերական համակարգում նրա համար տեղ չկար, քանի որ

արգոնի ատոմական կշիռը ավելի մեծ էր քան կալիումինը և փոքր, քան կալցիումինը: Ռամզայը

գտնում էր որ արգոնը պարբերական համակարգում պետք է լինի քլորից հետո և լինի կալիումից

առաջ: Բայց դա ընդամենը ենթադրություններ էին՝ այն ժամանակ որոշակի ինչ որ բանով

չհաստատված: Արգոնի նաև Ռամզայի կողմից այս տարրից հետո հայտնաբերված մնացած

ազնիվ գազերի տեղադրումը VIII խմբում, սկզբից Մենդելեևի կողմից չէր ընդունվում, քանի որ

այս քիմիական տարրերի համար հայտնի չէին ոչ մի քիմիական միացություն: Միայն 1900թ.

Ռամզայը և անգլիացի քիմիկոս Տրեվերսը ապացուցեցին, որ արգոնը և մնացած իներտ գազերը

կազմում են քիմիական տարերի առանձին մի խումբ հալոգենների և ալկալիական մետաղների

արանքում: Արգոնն իներտ գազերից ամենատարածվածն էֈ 40Ar իզոտոպը հանդիպում է կալիում

պարունակող միներալներում. այն 40K իզոտոպի ճառագայթաակտիվ քայքայման արդյունք էֈ

Դրանով է բացատրվում 40Ar-ի բարձր պարունակությունը (ըստ ծավալի` 0,933%) մթնոլորտումֈ

Արգոնն ստանում են հեղուկ օդի կոտորակային թորմամբֈ Արգոնը կիրառվում է իներտ

միջավայր պահանջող քիմիական ու մետաղաձուլական շարժընթացներում՝ հազվագյուտ և

գունավոր մետաղների եռակցման, կտրման, հալման ժամանակֈ

Կրիպտոն: (լատ.՝ Kryptonum, հուն.՝ θξππηόο՝ թաքուն, գաղտնի), Kr, պարբերական համակարգի

8-րդ խմբի քիմիական տարրֈ Իներտ գազ է, կարգահամարը՝ 36, ատոմական զանգվածը՝ 83,80:

Հիմնականում գտնվում է մթնոլորտումֈ Բնականոն պայմաններում 1 մ3 օդը պարունակում է 1

սմ3 կրիպտոնֈ Ունի 6 կայուն իզոտոպ, որոնցից գերակշռողը 84Kr է (56,90 %): Կրիպտոնը

պարբերական համակարգում մտնում է իներտ գազերի խմբի մեջֈ Հայտնաբերել են անգլիացի

քիմիկոսներ Ու. Ռամսեյը և Մ. Տրավերսը (1898)՝ հեղուկ օդի դժվար ցնդող ֆրակցիայի

սպեկտրոսկոպիկ ուսումնասիրությամբֈ Մթնոլորտային օդում պարունակվում է 1,14·10-4%,

ընդհանուր պաշարները՝ 5,3·1012 մ³: 1 մ³ օդում պարունակվում է մոտ 1 սմ³ կրիպտոնֈ Կրիպտոն

միատոմ գազ է՝ առանց գույնի և հոտի, խտությունը՝ 3,745 գ/լ (0°C, 760 մմ սնդիկին սյուն), հալման

ջերմաստիճանը՝ -157,1 °C, եռմանը՝ -153,2 °C: Կրիպտոնը քիմիապես ինեևտ էֈ Կրիպտոնի և

ֆտորի փոխազդեցությունից (օրինակ, էլեկտրական աղեղում) ստացվում են KrF2 կամ KrF4

ֆտորիդները, որոնք կայուն են միայն ցածր ջերմաստիճանումֈ Համեմատաբար վերջերս,

ստացվել է առաջին կապով միացությունը՝ Kr-O (Kr(OTeF5)2)[5]: KrF վրա Ba(OH)2 լուծույթով

ազդելիս ստացվում է բարիումի կրիպտոնատ՝ BaKrCl: Իներտ այլ գազերի նման կրիպտոն

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

155

առաջացնում է ներկալման միացություններ. Kr•6H2O, Kr•3C6HO5H և այլն[6]: Կրիպտոնը ստանում

են օդիցֈ 2003 թվականին Ֆինլանդիայում ֆոտոլիզի եղանակով ստացել են կրիպտոնի առաջին

միացությունը C-Kr (HKrC≡CH - հիդրոկրիպտոացետիլեն): Kr Կրիպտոնը հայտնաբերել են

Ռամզայը և Թրավերսը 1898 թվականին՝ հեղուկ օդի դժվարաեռ ֆրակցիայի սպեկտրումֈ

Կրիպտոնն ստանում են հեղուկ օդիցֈ Կիրառվում է էլեկտրավակուումային տեխնիկայումֈ

Քսենոն: Հայտնաբերել են Ռամզայը և Թրավերսը` կրիպտոնի հետ խառնուրդում (այստեղից էլ

նրա անվանումը, որը հունարեն նշանակում է օտար)ֈ Իներտ գազերից ամենաակտիվն է, որի

միացություններն էլ ստացվել են առաջինըֈ Քսենոնը ստանում են հեղուկ օդիցֈ Օգտագործվում է

նաև բժշկության մեջ, գլխուղեղի ռենտգենյան հետազոտման ժամանակ` որպես ռենտգենյան

ճառագայթների կլանիչֈ

Ռադոն: Հիմնականում գտնվում է մթնոլորտում, աննշան քանակներով պարունակվում է

բնական ջրերումֈ Ռադոնի պարունակությունը ճառագայթաակտիվ հանքանյութերում

համեմատաբար մեծ էֈ Այն հայտնաբերվել է ռադիումի քայքայման արդյունքում առաջացող` օդի

հոսանքով հեռացող ճառագայթաակտիվ գազում 1903 թվականին, որին 1923 թվականին տրվել է

ռադոն անունըֈ Ռադոնը ճառագայթաակտիվ գազ էֈ Նրա քայքայումից ստանում են չցնդող

ճառագայթաակտիվ իզոտոպներ, որոնք կուտակվում են օրգանիզմում և վտանգավոր ենֈ

Ռադոնն ստանում են` ռադիումի աղերի ջրային լուծույթով ազոտի կամ արգոնի հոսանք բաց

թողնելովֈ Ստացվում է ռադոն պարունակող գազ, որտեղից այն կլանում են ակտիվացրած

ածխով կամ այլ կլանիչներովֈ Ռադոնը և ռադոնային պատրաստուկներն օգտագործում են

բժշկության մեջ նյութափոխանակության խանգարումների, նյարդային և սիրտանոթային

համակարգերի, հենաշարժական ապարատի, ներզատիչ գեղձերի հիվանդությունների բուժման

համար` ռադոնային և չոր օդառադոնային լոգանքների, ռադոնային ջուրը խմելու, ռադոնով

հարստացված օդը շնչելու, միկրոհոգնաների, ճառագայթաակտիվ վիրակապերի ձևերովֈ

Ռադոնը լայն կիրառություն ունի ճառագայթաակտիվ հանքաղբյուրներով հարուստ

առողջարաններում՝ Պյատիգորսկում (ՌԴ), Ծղալտուբոյում (Վրաստան) և այլուր:

Ստացում և կիրառություն: Ազնիվ գազերը Երկիր մոլորակի մթնոլորտի մի մասն են կազմում,

բացառությամբ ռադոնի (այն ռադիոակտիվ է և գոյություն ունի որպես կարճ ապրող

ռադիոիզոտոպ)ֈ Նեոնը, արգոնը, կրիպտոնը ու քսենոնը ստացվում են հեղուկ օդի թորմամբֈ Այս

4 ազնիվ գազերի հիմնական կիրառությունը ՝ լուսավորությունն էֈ Լամպերի մեջ գազերի

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

156

ատոմները գրգռվում են էլեկտրականությունիցֈ Երբ ատոմի բարձր մակարդակներում գտվող

էլեկտրոնները «վերադառնում» են իրենց հիմնական վիճակին, ատոմը լույսի քվանտ՝ ֆոտոն է

արձակումֈ Արգոնը օգտագործվում է լամպերում որպես մթնոլորտֈ Արգոնը նաև օգտագործվում

է եռակցելիս՝ որպես պաշտպանիչ մթնոլորտ օքսիդացումը կանխելու համարֈ Հելիումը բոլոր

ազնիվ գազերից ամենակարևորն էֈ Այն հեղուկ վիճակում օգտագործվում է որպես ջերմակիր ՝

շատ ցածր ջերմաստիճաններում փորձարկուներ իրականացնելու համարֈ Այն 1 մթն-ում եռում է

4,2 Կ-ում, որը ամենացածր եռման կետն է բոլոր միացությունների մեջֈ Հելիումը

հարաբերականորեն բարձր կոնցենտրացիա ունի բնական գազի հանքահորերում և կարող

ստացվել նաև նրանցիցֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

157

Դասախոսություն 16

ՊՀ-ի 1-ին խմբի d տարրերը: Պղնձի ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը: Պղնձի

ենթախմբի տարրերի միացությունները: ՊՀ-ի 2-րդ խմբի d տարրերը: Ցինկի

ենթախումբ: Ընդհանուր բնութագիրը: Ցինկի ենթախմբի տարրերի միացությունները:

Պղինձը նշանակումը՝ Cu (լատ.՝ Cyprus - Կիպրոս), տարրերի պարբերական

համակարգի 4-րդ պարբերության 1-ին խմբի տարր էֈ Կարգահամարը՝ 29, ատոմական

զանգվածը՝ 63,546ֈ d տարր է, ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 4s1ֈ Բնական

պղինձը բաղկացած է երկու կայուն իզոտոպից՝ 63Сu (69,1%) և 65Сu (30,9%)ֈ Ստացվել են 58-69

զանգվածի թվով 10 ռադիոակտիվ իզոտոպներ, որոնցից ամենակայունը 67Cu-ն է (Т1/2 = 58,5 ժամ)ֈ

Մեծ քանակներով օգտագործվում է մարդու կողիցֈ Պղնձի լատ.՝ Cuprum անունն առաջացել է

Կիպրոս կղզու անունից, որտեղ դեռևս մ.թ.ա. 3-րդ հազարամյակում արդեն կային պղնձի

հանքերֈ

Բնության մեջ: Տարածվածությամբ պղինձը 26-րդ տարրն է, նրա միջին պարունակությունը

երկրակեղևում 4,7•10−3 զանգված % է (խորքային հիմնային ապարներում 1-10−2 %)ֈ Գետաջրերը

պարունակում են 1•10−7 %, ծովաջուրը՝ 3•10−7, նստվածքային կավերը և թերթաքարերը՝ 5,7•10−3 %,

կենդանի նյութը՝ 2•10−4 % պղինձֈ Պղինձը բնության մեջ հեշտությամբ տեղաշարժվող տարր էֈ

Առաջացնում է մեծ թվով միներալներ, որոնցից արտադրական նշանակություն ունեն

խալկոպիրիտը, խալկոզինը, կովեինը, մալաքիտը, ազուրիտը և այլնֈ Պղնձի միներալները վառ

գունավորված ենֈ Հանդիպում է նաև բնածին պղինձ՝ սովորաբար ցրոնային, հազվադեպ մեծ

կտորներով (1857 թվականին Մեծ Լճերի շրջանում գտնվել է 420 տ կշռող կտոր)ֈ Պղինձը կարևոր

կենսատարր է, միկրոտարր․ մտնում է ֆերմենտների բպղադրության մեջ և մասնակցում

բազմաթիվ կենսական պրոցեսներիֈ Խթանում է բույսերի աճը և զարգացումը, բարձրացնում

ցրտադիմացկունությունըֈ Պղնձի անբավարարության դեպքում որոշ բույսեր հիվանդանում են,

դադարում պտղաբերել, կենդանիների մոտ առաջանում է սակավարյունություն, արագանում են

օքսիդացման պրոցեսները, թուլանում է ոսկրածուծի արյունաստեղծ ֆունկցիանֈ Պղնձի մեծ

պարունակությունը նույնպես վնասակար էֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

158

Ֆիզիկական հատկություններ: Պղնձի ենթախմբում գտնվում են պղինձ (Cu), արծաթ (Ag) և ոսկի

(Au) տարրերըֈ Հանդիսանում են ազնիվ մետաղներֈ Պղինձը կարմիր, թարմ կոտրվածքում՝

վարդագույն, փափուկ մետաղ էֈ Հալման ջերմաստիճանը՝ 1083 °C, եռմանը՝ 2600 °C, խտությունը՝

8960 կգ/մ3 (20 °C)ֈ Ունի մեծ ջերմահաղորդականություն՝ 0,941 կալ/սմ․ վրկ․ աստ․ և

էլեկտրահաղորդականություն (6•10−7 օհմ−1 մ−1)ֈ Այդ հատկություններով պղինձը զիջում է միայն

արծաթինֈ Խառնուրդները փոքրացնում են պղնձի հաղորդականությունը, մեծացնում

կարծրությունըֈ Պղինձը դիամագնիսական էֈ Սառը պղինձը կշռելիս դառնում է կարծր,

փափկությունը վերականգնում են ջերմամշակմամբ (600-700 °C)ֈ Պղնձի քիմիական

ակտիվությունը փոքր էֈ Չոր օդում չի օքսիդանում (անգամ մինչև 185 °C տաքացնելիս)ֈ

Խոնավության առկայությամբ օդում պատվում է հիմնային կարբոնատի՝ Сu2СO3(OН)2 շերտովֈ

Սրանք բնութագրվում են մեծ խտությամբ, հալման և եռման բարձր ջերմաստիճաններով, լավ

ջերմա-էլեկտրահաղորդիչներ ենֈ Քիմիապես քիչ ակտիվ են, կարգաթվի մեծացման հետ

ակտիվությունը նվազում էֈ Պղինձը բնության մեջ հանդիպում է ինչպես ազատ վիճակում,

այնպես էլ միացությունների ձևովֈ Նրանցից առավել կարևոր, արդյունաբերական

նշանակություն ունեն պղնձի կոլչեդանը կամ խալկոպիրիտը (CuFeS2), խալկոզինը կամ պղնձի

փայլը(Cu2S), մալախիտը(Cu2CO3(OH)2 կամ (CuOH)2CO3), կովելլինը(CuS) և ազուրիտը(2CuCO3 .

Cu(OH)2)ֈ Քիմիական հատկություններով նման է երկաթին, կոբալտին, նիկելին և տարբերվում է

լիթիումի ենթախմբի տարրերիցֈ Մետաղների լարվածության շարքում գտնվում է ջրածնից հետո,

թթուներից ջրածին դուրս չի մղում, լուծվում է օքսիդացնող թթուներումֈ Պղինձը աղերի

լուծույթներից դուրս է մղվում ակտիվ մետաղներով (Zn, Fe և այլն)ֈ Միացություններում ունի +1,

+2 և հազվադեպ՝ +3 օքսիդացման աստիճաններ, առավել կայուն է երկարժեք վիճակըֈ Պղնձի

կտորը օդում տաքացնելիս պատվում է օքսիդի՝ CuO շերտով, 375 °C-ից բարձր՝ առաջանում է

Сu2Oֈ Հայտնի է նաև պղնձիի (III) օքսիդը՝ Сu2О3ֈ Բնական պղինձը բաղկացած է երկու կայուն

իզոտոպից՝ 63Сu (69,1%) և 65Сu (30,9%)ֈ Ստացվել են 58-69 զանգվածի թվով 10 ռադիոակտիվ

իզոտոպներ, որոնցից ամենակայունը 67Cu-ն է (Т1/2 = 58,5 ժամ)ֈ Մեծ քանակմներով

օգտագործվում է մարդու կողիցֈ Պղինձը ստանում են հիմնականում (80 %)

պիրոմետալուրգիական եղանակով՝ սուլֆիդային հանքանյութերից (0,5-10 %)ֈ Պղնձային

խտանյութը (12-45% Сu, 20-40% Տ, 10-35% Fe և այլն) ենթարկվում են ջերմամշակման (800-1400 °C)

անդրադարձնող կամ էլեկտրական, երբեմն բազմահատուկ վառարաններում, իսկ պղնձի փոքր ն

ծծմբի մեծ պարունակության դեպքում՝ եռացող շերտում՝ 2CuFeS2 + O22Cu2S +2Fe2S +SO2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

159

2FeS +3O2 2FeO +2SO2

Էներգիայի ծախսը փոքրացնելու նպատակով, վերջին ժամանակներս կիրառում են

խտանյութում պարունակվող սուլֆիդների այրման ջերմությամբ հալումը, խտանյութի չորացված

փոշին թթվածնի կամ օդի հոսանքով ներփչում են շիկացած վառարանի մեջ

(թթվածնակախույթային հալում)ֈ Երկաթի սուլֆիդը օքսիդանում է առաջացնելով խարամ, իսկ

պղինձը (Cu2S-ի ձևով) կուտակվում է սուլֆիդային հալույթում (շտեյն)ֈ

2Cu2S +3O2 2Cu2O + 2SO2 2Cu2O + Cu2S 6Cu + SO2

Խարամից անջատված շտեյնը ենթարկում են հետագա օքսիդացման թթվածնով,

պտտվող հորիզոնական վառարաններում (կոնվերտեր), մինչև երկաթի և ծծմբի (ՏՕ2) լրիվ

հեռացումըֈ Երկաթի օքսիդները հեռացնելու համար ավելացնում են քվարցֈ Ստացվում է «սև»

պղինձ, որը պարունակում է 97,5-99 % Сu (նաե Au, Ag, Fe, Bi, Se, Տ և այլն): Ազնիվ մետաղները

անջատելու և մաքուր պղինձ ստանալու համար «սև» պղինձը ենթարկում են կրակային կամ

էլեկտրոլիտային ռաֆինացման՝ FeO + SiO2 FeSiO3

Պղնձի սուլֆիդի ջրաին լուծույթի էլեկտրոլիզով.

CuSO4 Cu2+ + SO42-

K- : Cu2+ + 2e Cu0

A+ : 2H2O -4e O2 + 4H+

2CuSO4 + 2H2O 2Cu + O2 + 2H2SO4

Պղնձի օքսիդները տաքացնելիս վերականգնվում են ածխածնով, ջրածնով, ամոնիակով և այլ

վերականգնիչներովֈ Պղնձի (II) օքսիդին համապատասխանող հիդրօքսիդը՝ Сu(ОН)2,

անջատվում է լուծույթից երկնագույն, դոնդողանման նստվածքի ձևովֈ Այն ամֆոտեր է, ավելի

լավ արտահայտված հիմնային հատկություններով, հեշտությամբ լուծվում է թթուներում և

ամոնիակաջրում, դժվար՝ ուժեղ ալկալիների խիտ լուծույթներում (առաջանում են կուպրիտներ,

օրինակ՝ Na2CuO2)ֈ Թթուների հետ առաջացնում է պղնձի (II) աղեր, ամոնիակաջրի հետ՝

կապույտ գունավորված կոմպլեքսային միացություն՝ [Cu(NH3)4](OH)2, որն օգտագործվում է

արհեստական մետաքսի արտադրության մեջֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

160

Cu + H2SO4 CuO + SO2 + H2O

Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 + H2O

Cu + H2SO4 c0200 Cu2SO4 + SO2 + H2O

Cu + 2H2SO4 + O2 0t CuSO4+ 2H2O

Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2+2H2O

Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO+4H2O

3Cu + 2HNO3 + 6HCl CuCl2 + 2NO+4H2O

Միարժեք պղնձի աղերը չեն լուծվում, օդում օքսիդանում ենֈ Առավել կայուն են պղնձի (I)

կոմպլեքսային միացությունները՝ Na[Cu(CN)2], K3[Cu(CN)4], (NH4)2CuBr3 ենֈ Խոնավության

առկայությամբ պղինձ միանում է հալոգենների հետ սովորական պայմաններումֈ

Cu+ Cl2 CuCl2 Cu+ Br2 CuBr2

Պղնձի (II) հալոգենիդները լուծելի են ջրում, պղինձը (I)՝ անլուծելիֈ CuCl2 օգտագործվում է

որպես ժանտանյութ, իսկ CuCl գազային վերլուծության մեջ СО կլանելու համար (առաջանում

CuClCO)ֈ Պղինձը այրվում է ծծմբի գոլորշիներում առաջացնելով ջրում, թույլ թթուներում,

ամոնիակաջրում անլուծելի սուլֆիդներ (CuS, Cu2S)ֈ

Cu +S 2CS CuS Cu +S C0400300 Cu2S

Ջրածնի, ազոտի և ածխածնի հետ պղինձը անմիջականորեն չի միանումֈ Շիկացրած պղինձը

փոխազդում է ամոնիակի հետ առաջացնելով նիտրիդ՝Cu3N՝ Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(NH3)4](OH)2

Ստացվել են նաև պղնձի կարբիդները՝ Cu2C2 և CuC2ֈ Պղինձը լուծվում է ազոտական և խիտ (օդ

ներշնչելիս՝ նաե նոսր) ծծմբական թթուներումֈ Պղինձի (II) աղերի լուծույթները և նրանցից

անջատվող բյուրեղահիդրատները՝ Cu(NO3)2• 6H2O, CuSO4•5H2O, CuCl2•2H2O և այլն գունավոր են

(երկնագույնից կապույտ), անջուր Cu(NO3)2 և CuSO4 սպիտակ ենֈ Պղնձի միացությունները

թունավոր ենֈ Այլ մետաղների հետ առաջացնում է համաձուլվածքներ և ներմետաղական

միացություններֈ Հեշտությամբ վերականգնվում է՝ CuO +CO Cu +CO2

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

161

Պղինձը լայն կիրառություն ունիֈ Պղնձից պատրաստում են հաղորդալարեր, մալուխ,

էլեկտրակոնտակտներ, սարքեր, ջերմափոխանակիչներ, կոփածո և ձուլածո արձաններ, զարդեր,

գեղարվեստական և կենցաղային իրեր ենֈ Արտադրվող պղնձի 30-40% ։ն օգտագործվում է պղնձի

համաձուլվածքներ ստանալու համարֈ Պղնձի միացություններն օգտագործվում են

անօրգանական ներկեր, արհեստական մետաքս ստանալու, բույսերի հիվանդությունների,

գյուղատնտեսական վնասատուների դեմ պայքարելու համար, կաշվի և մորթու

արդյունաբերության մեջ, ինչպես նաև որպես կատալիզատորներ: Բժշկության մեջ օգտագործում

են պղնձի սուլֆատը, նիտրատը որպես հականեխիչ, և տրախոման ու շաղկապենաբորբը բուժող

միջոցֈՊղինձը լայնորեն օգտագործվում է էլեկտրատեխնիկայում, ջերմատեխնիկայում,

մեքենաշինությունումֈ Միացություններից առավել կարևորն է պղնձարջասպը՝ CuSO4 . 5H2O, որն

օգտագործվում է գյուղատնտեսության մեջ, որպես վնասատուների դեմ պայքարի միջոցֈ

Արծաթ (լատ.՝ Argentum) նշանն է Ag, տարրերի պարբերական համակարգի 1-ին խմբի

քիմիական տարր էֈ Ազնիվ մետաղ է, պատկանում է անցումային տարրերի շարքին,

կարգահամարը՝ 47, ատոմական զանգվածը՝107,868ֈ Արծաթը d տարր է, նրա ատոմի

էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է՝ 4s24p64d105s1: Արծաթը գեղեցիկ, սպիտակ, փափուկ

մետաղ է, խտությունը՝ 10,50 գ/սմ³, հալման ջերմաստիճան 960,5°C, կարծրությունը՝ 25 կգուժ/մմ²,

ըստ Մոսի՝ 2,5ֈ Արծաթի «ἄξγπξνο», «árgyros» - «արգիրոս» (սպիտակ, փայլող, փայլատակող),

կապված է նրա գեղեցիկ սպիտակափայլ գույնի հետֈ Այստեղից էլ ծագել է արծաթի

լատ.՝ argentum - արգենտում նույնանշանակ անվանումըֈ Արծաթե, ոսկե և պլատինե իրերի ու

զարդերի վրա դրվում է հարգանիշ, որը ցույց է տալիս թանկարժեք մետաղի պարունակությունըֈ

Պարունակությունը երկրակեղևում 1,10-5 զանգվածային % է, ծովաջրում՝ 0,3-10 մգ/տֈ Բնության

մեջ գտնվում է ազատ վիճակում (բնածին արծաթ), նաև միացությունների ձևով, արգենտիտ՝ Ag2S,

պիրարգիրիտ՝ Ag3PbS3, պրուստիտ՝ Ag3AsS3, կերարգիրիտ՝ AgCl և այլնֈ Փոքր քանակով արծաթ

կա նաև բազմաթիվ այլ միներալներումֈ Արդյունաբերական նշանակություն ունեն 0,02%-ից շատ

արծաթ պարունակող միներալներըֈ Բնության մեջ արծաթը հանդիպում է ինչպես բնածին

վիճակում, այնպես էլ միացությունների ձևով.

Արծաթի հանքաքար

արգենտիտ (արծաթ-ծծումբ)

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

162

պիրարգիրիտ (արծաթ-ծարիր-ծծումբ)

կերարգիրիտ (արծաթ-քլոր)

պրուստիտ (արծաթ-արսեն-ծծումբ)

բրոմարգերիտ (արծաթ-բրոմ)

ստեֆանիտ (արծաթ-ծարիր-ծծումբ)

պոլիբազիտ (արծաթ-պղինձ-ծարիր-ծծումբ)

ֆրեյբերգիտ (պղինձ-ծծումբ-արծաթ)

դիսկրազիտ (արծաթ-ծարիր) և այլնֈ

Արծաթի հիմնական մասը, որպես կողմնակի արգասիք, կորզվում է այլ մետաղների (ցինկ,

կապար, կոբալտ, պղինձ) արդյունահանման ժամանակֈ

Ստացում: Արդյունաբերության մեջ արծաթը ստանում են հիմնականում կապարի և պղնձի

կոնցենտրատների վերամշակումիցֈ Սև պղնձից արծաթը անջատում են էլեկարոլիտային

ռաֆինացման ժամանակֈ Սև կապարից արծաթն անջատում են ցինկի միջոցովֈ Լուծվելով

ցինկում՝ այն անջատվում է ցինկի փրփուրի հետ, որից ցինկը հեռացնում են թորելով (1250 °C)ֈ

Արծաթի վերջնական մաքրումը կատարվում է էլեկտրոլիզովֈ Արծաթային հանքանյութերից

արծաթը ստանալու համար հանքանյութերը ենթարկում են գրավիտացիոն հարստացման, ապա

անջատում են արծաթը ցիանացման եղանակովֈ Պիրիտային և այլ թափոննելում պարունակվող

արծաթը անջատելու համար ենթարկում են քլորացնող բովման և ապա ցիանացմանֈ Ցիանային

լուծույթից արծաթը նստեցնում են ցինկով կամ ալյումինովֈ Արծաթը անջատում են նաև

իոնափոխանակման եղանակով և օրգանական լուծիչներով էքստրակտելովֈ

Քիմիական հատկություններ: Խոնավ օդում արծաթը կլանում է թթվածին՝ առաջացնելով օքսիդի

չափազանց բարակ (~12A) պաշտպանական շերտ՝ 4Ag +O2 =2Ag2O

Արծաթի միացությունները թթվածնի հետ ստանում են անուղղակի ճանապարհովֈ Հայտնի են

Ag2O և AgO կայուն և չափազանց անկայուն Ag2O3 օքսիդներըֈ 4Ag +O3 =Ag2O + Ag2O2

Ag2O լույսի ազդեցությամբ դանդաղ քայքայվող դարչնագույն բյուրեղական նյութ էֈ

2Ag +1/2O2 +H2S =2Ag2S +H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

163

Հեշտությամբ վերականգնվում է ջրածնովֈ Լուծվում է ջրում (0,013 գ/լ, 20°C-ում), թթուներում և

ամոնիումի հիդրօքսիդում՝ 3Ag + HCl + HNO3 = 3AgCl +NO +2H2O

Օգտագործվում է օրգանական սինթեզում, հակագազերումֈ Ag2O-ի ջրային լուծույթը

հիմնային է, որն, ըստ երևույթին, արծաթի հիդրօքսիդի (AgOH) առկայության արդյունք էֈ AgO

մուգ մոխրագույն մետաղափայլ բյուրեղական նյութ էֈ Քայքայվում է 100° C-ում, 110 °C-nւմ

պայթյունովֈ Լուծվում է թթուներում, օքսիդիչ էֈ Օգտագործվում է «գերօքսիդային» գալվանական

էլեմենտներ պատրաստելիսֈ Ատոմական ջրածնի և արծաթի փոխազդմամբ ստացվում է արծաթի

հիդրիդը՝ AgH, որը խոնավության առկայությամբ արագ քայքայվող սպիտակ բյուրեղական նյութ

էֈ Սենյակային ջերմաստիճանում արծաթը փոխազդում է հալոգենների հետ՝ առաջացնելով

համապատասխան հալոգենիդի պաշտպանական շերտֈ Ջերմաստիճանի բարձրացումը և

խոնավության առկայությունը հեշտացնում են հալոգենիդի առաջացումըֈ AgF բաց դեղնավուն,

ամորֆ նյութ էֈ Լավ լուծվում է ջրումֈ AgF2 և Ag2F ջրի առկայությամբ անկայուն են՝ Ag + F2 =2AgF2

Չոր օդում և տեսանելի լույսի ազդեցությամբ ֆտորիդները կայուն են՝ 2Ag + I2 =2AgI

Արծաթի յոդիդը (բաց դեղնավուն բյուրեղներ) ջրում վատ լուծվող նյութ էֈ Լույսի ազդեցությամբ

քայքայվում է, օգտագործվում է լուսանկարչության մեջֈ Արծաթը միանում է ծծմբին և նրա ցնդող

միացություններին՝ առաջացնելով սուլֆիդ՝ Ag2S , որը սև, ջրում անլուծելի լուսազգայուն նյութ է․

ստացվում է արծաթի լուծելի աղերի և ծծմբածխածնի փոխազդմամբֈ

2Ag + S =2Ag2S 2Ag + H2S =Ag2S + H2

Արծաթն ազոտին անմիջականորեն չի միանումֈ Հայտնի են անկայուն արծաթի

նիտրիդը՝ Ag3N (շագանակագույն, պինդ նյութ), և արծաթի ազիդը՝ AgN3 (սպիտակ բյուրեղներ,

որոնք տաքացնելիս կամ հարվածից պայթում ենֈ Ածխածինը միանում է արծաթին միայն

շիկացնելիս՝ առաջացնելով արծաթի կարբիդ՝ Ag2C2, որը սպիտակ փոշի է, պայթում է հարվածից

և ուժեղ լուսավորումից: Մետաղների հետ արծաթը առաջացնում է համաձուլվածքներֈ Լուծվում

է թթուներում միայն օքսիդիչների առկայությամբ՝ Ag + FeCl3 =AgCl +FeCl2

Լավ լուծվում է HNO3-ում, եռացող խիտ է H2SO4-ումֈ Արծաթի աղերը մեծմասամբ ջրում վատ են

լուծվումֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

164

Ag + HNO3(խիտ0 =AgNO3 +NO2 +H2O

Ag + H 2SO4 =Ag2SO4 +SO2 +H2O

Լավ լուծվում են նիտրատը, ֆտորիդը, գերքլորատըֈ Լուծելի աղերը անգույն են և

թունավորֈ Արծաթի սուլֆատը՝ Ag2SO4, սպիտակ բյուրեղական, ջրում վատ լուծվող նյութ է (0,79

գ, 100 մլ ջրում, 20°C)՝ 4Ag + 2H 2S + O2=Ag2S +H2O

Արծաթի կարբոնատը՝ Ag2CO3, դեղնավուն, լուսազգայուն նյութ է, օգտագործվում է

օրգանական սինթեզումֈ Արծաթի աղերը համապատասխան անիոնների ավելցուկի

առկայությամբ առաջացնում են կոմպլեքսային միացություններ՝ K[Ag(CN)2], K3[AgCl4] և այլնֈ

Արծաթի իոնների ամենաչնչին քանակներն անգամ (2,15•10-9 գ/լ) ունեն մանրէասպան

հատկություն՝ 2Na[Ag(CN)2]+Zn = Na2[Zn(CN)4] +2Ag

Բնական արծաթը բաղկացած է 107Ag(51,35 %) և 109Ag(48,65 %) կայուն իզոտոպներիցֈ

Արհեստականորեն ստացվել են 102-117 զանգվածի թվերով ռադիոակտիվ իզոտոպներ, որոնցից

ամենակայունը 110Ag է (T1/2 = 253 օր)ֈ Արծաթը մեծ մասամբ օգտագործվում է համաձուլվածքների

ձևով մանրադրամներ, ոսկերչական զարդեր, կենցաղային իրեր պատրաստելու համարֈ Մաքուր

արծաթը օգտագործվում է արտադրական սարքեր և ռադիոմասեր երեսապատելու,

ցինկարծաթային կուտակիչներ պատրաստելու համարֈ Մաքուր արծաթը կիրառվում է նաև

քիմիական սինթեզում որպես կատալիզատորֈ Կոլոիդային արծաթը օգտագործվում է բժշկության

մեջ, այն հականեխիչ միջոց է լորձաթաղանթի համար (արգիրոլ, պրոտարգոլ, կոլարգոլ):Ի

տարբերություն այլ մետաղների՝ արծաթը գրեթե ամբողջությամբ անդրադարձնում է իր վրա

ընկած տեսանելի լույսըֈ Այդ հատկության շնորհիվ այն օգտագործում են հայելիների

արտադրությունումֈ Առաջին հայելիները եղել են արծաթե փայլաթիթեղներըֈ Հետագայում

մշակվել են արծաթապատող լուծույթներ, որոնք (չնչին փոփոխություններով) պահպանվել են

մինչև մեր օրերըֈ Արծաթապատումն իրականացվում է մետաղական արծաթով, որը ստացվում է

արծաթի աղերի ամոնիակային լուծույթի և գլյուկոզայի կամ ֆորմալինի փոխազդեցությամբ (այդ

երևույթը հայտնի է որպես արծաթահայելու ռեակցիա): Արծաթապատումը կիրառվում է

արդյունաբերության մեջ` ավտոմեքենաների ցոլարձակ լապտերների և լուսարձակների

պատրաստման համարֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

165

Մանրէասպան հատկությունների շնորհիվ արծաթն օգտագործվում է բժշկության մեջֈ Այն

հականեխիչ միջոց է լորձաթաղանթի համար: Նրա միջոցով վարակազերծում են ջուրը, սակայն

Ag+ իոնների մեծ կոնցենտրացիան մարդու համար թունավոր էֈ Մեծ կիրառություն ունեն նաև

արծաթի աղերըֈ Լյապիսը (արծաթի նիտրատը՝ AgNO3) օգտագործվում է բժշկության մեջ՝ որպես

հականեխիչ և աղաղող նյութֈ Արծաթի որոշ աղեր (AgCl, AgBr, AgNO3) լուսազգայուն են. լույսի

ազդեցությամբ քայքայվում և սևանում են, այդ պատճառով օգտագործվում են լուսանկարչական

ժապավենների և թղթերի արտադրության մեջֈ

Արծաթի նիտրատ: Ունի երկու ձևափոխություն՝ անգույն ռոմբային բյուրեղներ (խտությունը՝

4352 կգ/մ³, որոնք 159, 8°C–ից բարձր տաքացնելիս փոխարկվում են ռոմբոէդրային ձևին (հալման

ջերմաստիճանը՝ 208, 6°C)ֈ Արծաթի նիտրատը լավ լուծվում է ջրում (100 գ ջրում՝ 69, 5 գ, 20°C–

ում), սպիրտում, ացետոնում, քացախաթթվում և այլնֈ 300°С–ում քայքայվում է՝ առաջացնելով

արծաթ, ազոտ, թթվածին և ազոտի օքսիդներֈ Օրգանական խառնուրդներ չպարունակող

արծաթի նիտրատը լույսից չի քայքայվումֈ Ջրածինը և այլ վրականգնիչներ արծաթի նիտրատի

լուծույթից անջատում են արծաթ, իսկ հալոգենները՝ արծաթի համապատասխան հալոգենիդներֈ

Արծաթի նիտրատը ստանում են արծաթի և ազոտական թթվի փոխազդմամբֈ Արտադրական

արծաթի նիտրատը սովորաբար պարունակում է պղինձֈ Օգտագործվում է արծաթի մյուս

միացությունների, լուսանկարչական նյութերի, հայելիների պատրաստման և արծաթապատման

համար, նաև քիմիական անալիզում և բժշկության մեջ որպես հականեխիչ և դաբաղող նյութ

(«լյապիս»)ֈ

Արծաթի բրոմիդ ՝ AgBr, արծաթի և բրոմի քիմիական միացությունըֈ Բրոմ–ջրածնական թթվի աղն

էֈ Բնության մեջ հանդիպում է բրոմարգիրիտ միներալի ձևովֈ Դեղնավուն բյուրեղներ ենֈ

Արծաթի բրոմիդի հալման ջերմաստիճանը 420–430°C է, քայքայվում է 700°C-ում, խտությունը՝

6473 կգ/մ³ֈ Ջրում գործնականորեն չի լուծվումֈ Լուծվում է սպիրտում, ազոտական թթվում,

թիոսուլֆատների լուծույթներում և այլնֈ Կլանում է ամոնիակ՝ առաջացնելով կոմպլեքսային

միացություններ, օրինակ՝ [Ag (NH³)³]Brֈ Արծաթի բրոմիդը լույսի ազդեցությունից քայքայվում էֈ

Ստացվում է բրոմաջրածնի կամ նատրիումի բրոմիդի և արծաթի նիտրատի լուծույթների

փոխազդմամբֈ Որպես լուսազգայուն նյութ օգտագործվում է լուսանկարչական թաղանթներ

պատրաստելու համարֈ Արծաթբրոմիդային լուսանկարչական թղթերն ունեն բարձր

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

166

լուսազգայնություն և փոքր շղարշառաջացումֈ Արծաթի բրոմիդը օգտագործվում է նաև որպես

կատալիզատոր՝ օլեֆինների սինթեզումֈ

Արծաթի քլորիդ՝ AgCl, արծաթի և քլորի քիմիական միացությունըֈ Աղաթթվի աղն էֈ Բնության

մեջ հանդիպում է կերակրգիրիտ միներալի ձևովֈ Սպիտակ բյուրեղներ են, հալման

ջերմաստիճանը 457,5°C է, եռմանը՝ 1431°C, խտությունը՝ 5560 կգ/մ³ֈ Մետաղների նման պլաստիկ

է և կարող է գլանվելֈ Ջրում գործնականորեն չի լուծվումֈ Լուծվում է խիտ աղաթթվում,

թիոսուլֆատների և քիչ՝ կերակրի աղի լուծույթներումֈ Ամոնիակի հետ առաջացնում է

կոմպլեքսային միացություններ, օրինակ՝ [Ag (NH3)3]Clֈ Արծաթի քլորիդը լույսի ազդեցությունից

քայքայվում էֈ Սովորաբար ստացվում է աղաթթվի կամ նատրիումի քլորիդի և արծաթի

նիտրատի լուծույթների փոխազդմամբֈ Որպես լուսազգայուն նյութ օգտագործվում է

լուսանկարչական թաղանթներ, ռադարների էկրաններ և ինֆրակարմիր ոսպնյակներ

պատրաստելու համարֈ

Ոսկի՝ Au, ատոմային թիվը՝ 79:Ոսկի (լատիներեն՝ աուրում) Au համեմատաբար փափուկ, ծանր

(p=19,32 գ/սմ3), դեղին մետաղ էֈ Ամենալավ կռելի և ձգելի մետաղն է. Այն դեղնափայլ, գեղեցիկ

տեսքով, ազնիվ մետաղ էֈ Այն մարդկությանն ամենավաղ հայտնի մետաղներից էֈ 1գ ոսկուց

կարելի է ձգել մինչև 3 կմ երկարուրությամբ լար, tհալ=1064°С,tեռ=2947°Сֈ Քիմիապես շատ իներտ է.

թթվածնի, ջրածնի և ածխածնի հետ ընդհանրապես չի փոխազդումֈ Մինչև 150°С տաքացնելիս

քլորի հետ առաջացնում է AuCl3, որը 190°С-ում քայքայվում է AuCl-ի.

2Au+3Cl2=2AuCl3 (150°С) AuCl3=AuCl + Cl2 (190°С)

Լուծվում է «արքայաջրում». Au+HNO3+3HCl=AuCl3+NO2+2H2O

Ոսկու միացություները անկայուն են և հեշտությամբ վերականգնվում են.

2AuCl3+3SnCl2=2Au+3SnCl4

Արդյունքում ստացվում է ոսկու կարմիր կամ վարդագույն կոլոիդ լուծույթֈ Առաջացնում է

ցիանային կոմպլեքսներ՝ ցիանաուրատներ.

4Au+8NaCN+O2+2H2O=4Na[Au(CN)2]+4NaOH

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

167

Այս ռեակցիան ընկած է հանքերից ոսկու արդյունաբերական կորզման հիմքումֈ

Բնության մեջ ոսկին հանդիպում է և՛ բնածին և՛ քիմիական միացությունների ձևովֈ

Բնածին ոսկու խոշոր կտորներին տրվում են հատուկ անուններ, և պահվում են

թանգարաններումֈ Ավստրալիայում հայտնաբերված ամենախոշոր կտորները՝ «Հոլտերմանի

սալը» (93,5 կգ) և «Ցանկալի անծանոթը» (71 կգ) չեն պահպանվելֈ Ռուսաստանում բնածին ոսկու

ամենախոշոր (36 կգ) կտորը գտնվել է Ուրալում 1842 թ-ին և կոչվել է «Մեծ եռանկյուն»ֈ

Աշխարհում ոսկու հիմնական պաշարները գտնվում են Ռուսաստանում, Հարավաֆրիկյան

Հանրապետությունում, Կանադայումֈ Կենսոլորտում ոսկին տեղաշարժվում է օրգանական

միացությունների և գետաջրերի հետֈ Որոշ բույսեր, օրինակ՝ ձիաձետը և եգիպտացորենը,

կուտակում են ոսկիֈ Ոսկին ջերմության և էլեկտրականության լավ հաղորդիչ է, սակայն զիջում է

արծաթինֈ Մաքուր ոսկին փափուկ է և չափազանց պլաստիկֈ Նրանից կարելի է գլանել շատ

բարակ նրբաթիթեղ և ձգել բարակ լարֈ Քիմիապես պասսիվ է, օդում նույնիսկ խոնավության

առկայությամբ չի օքսիդանումֈ Չի լուծվում ջրում, ալկալիներում և թթուներում, սակայն լուծվում

է արքայաջրում (աղաթթու–ազոտական թթու–ջուր)ֈ Ոսկերչության մեջ ոսկուց՝ թանկարժեք

մետաղների և քարերի համադրությամբ, պատրաստում են զարդերֈ Մաքուր ոսկին կիրառվում է

էլեկտրատեխնիկայում և արվեստում, ոսկու նրբաթիթեղներն օգտագործվել են հայկական

միջնադարյան մանրանկարչության մեջֈ Ոսկին օգտագործվում է նաև ժամացույցները,

զարդարանքի և սպասքի առարկաները ոսկեզօծելու, ոսկու համաձուլվածքները՝ դրամ, մեդալներ

հատելու, ատամնապրոթեզային սկավառակներ պատրաստելու համար, իսկ միացությունները՝

լուսանկարչության և բժշկության մեջֈ Կալիումի կամ մագնեզիումի ցիանադների լուծույթնեի

միջոցոով ոսկին հանքանյութերից կորզելու մեթոդը մշակվել է 1843թ. ռուս ինժիներ

Բագրատիոնի կողմիցֈ

II ԽՄԲԻ ԵՐԿՐՈՐԴԱՅԻՆ ԵՆԹԱԽՄԲԻ ՄԵՏԱՂՆԵՐԸ

(ՑԻՆԿԻ ԵՆԹԱԽՄԲԻ ՄԵՏԱՂՆԵՐԸ)

Այս ենթախմբին դասվում են ցինկը, կադմիումը և սնդիկը: Դրանք d տարրեր են, քանի

որ հագեցած են d– օրբիտալները: Բոլոր միացություններում դրանց օքսիդացման աստիճանը

հավասար է 2+ (միայն սնդիկը– Hg – Hg – այսպիսի կառուցվածքով միացություններում

ձևականորեն կարող է ունենալ օքսիդացման 1+ աստիճան ): Ի տարբերություն հողալկալիական

մետաղների, Zn, Cd ևHg նախավերջին մակարդակում պարունակում են ոչ թե 8, այլ 18 էլեկտրոն:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

168

Այդ պատճառով էլ քննարկվող տարրերը իրենց հատկություններով տարբերվում են

հողալկալիական մետաղներից: Նկատի ունենալով, որ ցինկի ենթախմբի տարրերի, ինչպես և

հողալկալիական մետազների ատոմները վերջին մակարդակում ունեն երկուական էլեկտրոն. կա

որոշակի նմանություն II խմբի գլխավոր և երկրորդային ենթախմբերի միջև: Ցինկի, կադմիումի և

սնդիկի քիմիական ակտիվությունը ավելի թույլ է արտահայտված, քան գլխավոր ենթախմբի

տարրերինը, սովորական ջերմաստիճանում դրանք ավելի դժվար են օքսիդանում և ջրի հետ չեն

փոխազդում: Այդ մետաղների խտությունը աճում է ցինկից (7130 կգ/մ³) դեպի սնդիկ (13600 կգ/մ³)

, իսկ հալման և եռման ջերմաստիճանները, ինչպես և կարծրությունը փոքրանում են: Այսպես,

ցինկը հալվում է 419,4 °C-ում, իսկ սնդիկը` 38,9 °C-ում:

Ցինկի, կադմիումի և սնդիկի հատկությունները: Ցինկի ենթախմբի տարրերը ազատ վիճակում

ունեն արծաթասպիտակավուն գույն: Սենյակային ջերմաստիճանում ցինկը փխրուն է. սակայն

100-150°C տաքացնելիս ձեռք է բերում առաձգականություն, հեշտությամբ գլանվում, դառնում է

թիթեղ: 200°C-ում ցինկը նորից դառնում է փխրուն (հեշտությամբ փոշիանում է): Կադմիումը

ցինկից ավելի առաձգական է: Սովորական պայմաններում լավ կռելի է և ձգվում է լարի, իսկ 80°C

տաքացնելիս դառնում է փխրուն: Սովորական պայմաններում սնդիկը լինում է հեղուկ

վիճակում: Շատ մետաղների հետ, օր.` Na, K, Ag, Au, Zn, Cd, Sn, Pb, առաջացնում է ամալգամ

կոչվող հեղուկ և պինդ համաձուլվածքներ: Անհրաժեշտ է նշել, որ ամալգամներ են առաջացնում

գերազանցապես պարբերական համակարգում սնդիկին մոտ դասավորված մետաղները:

Չնայած այն բանին, որ կադմիումի իոնացման էներգիան ավելի ցածր է, քն ցինկինը,

այնուամենայնիվ կադմիումը, ինչպես ցինկը, կայուն են օդում և ջրում, քանի որ նրան

պաշտպանում է օքսիդային խիտ թաղանթը: Հեղուկ սնդիկը նույնպես կայուն է օդում ու ջրում,

թեև պատված չէ օքսիդային պաշտպանիչ թաղանթով: Սնդիկի այս հատկությունները

համապատասխանում են նրա բարձր իոնացող պոտենցիալին: Քննարկվող մետաղների

օքսիդները ջրում գործնականորեն չեն լուծվում: Կադմիումի և ցինկի հիդրօքսիդները

առաջանում են այս մետաղների աղերի լուծույթների և հիմքերի համարժեք քանակների

փոխազդեցության ժամանակ

ZnSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Zn(OH)₂ CdCl₂ + 2KOH = 2KCl + Cd(OH)₂

Տաքացնելիս քայքայվում են, առաջացնելով ջուր.

Zn(OH)₂ = ZnO + H₂O Cd(OH)₂ = CdO + H₂O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

169

Սնդիկի հիդրօքսիդն անկայուն է և քայքայվում է հենց առաջացման պահին.

Hg(NO₃)₂ + 2NaOH = 2NaNO₃ + Hg(OH)₂

Hg(OH)₂ = HgO + H₂O

Hg(NO₃)₂ + 2NaOH = 2NaNO₃ + HgO + H₂O

Ցինկի հիդրօքսիդը հեշտությամբ լուծվում է ալկալիների ավելցուկում առաջացնելով

հիդրօքսիցինկատներ՝ Zn(OH)₂ + 2KOH = K₂[Zn(OH)₄]

Կադմիումի հիդրօքսիդն ալկալիներում բավականաչափ դժվար է լուծվում,

առաջացնում է հիդրօքսիկադմիատներ՝ Cd(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Cd(OH)₄]

Ցինկի և կադմիումի հիդրօքսիդները լուծվում են ամիակի ջրային լուծույթներում

առաջացնելով կոմպլեքսային միացություններ` ամիակատներ.

Zn(OH)₂ + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄](OH)₂ Cd(OH)₂ + 4NH₃ = [Cd(NH₃)₄](OH)₂

Քննարկված բոլոր տարրերի օքսիդները, ինչպես նաև ցինկի և կադմիումի

հիդրօքսիդները թթուների հետ առաջացնում են աղեր.

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O Cd(OH)₂ + H₂SO₄ = CdSO₄ + 2H₂O

Քննարկվող տարրերի սուլֆիդները գործնականորեն անլուծելի են ջրում: Ցինկի

սուլֆիդը ZnS լուծվում է հանքային թթուներում, կադմիումի սուլֆիդը CdS` տաք ազոտային և

եռացուղ ծծմբական թթուներում, սնդիկի սուլֆիդը HgS` «արքայաջրում»:

Ցինկը և կադմիումը լարվածության շարքում գտնվում են ջրածնից ձախ, դրա համար էլ լուծվում

են նոսր թթուներում, անջատելով ջրածին: Ցինկը լուծվում է նաև ալկալիների ջրային

լուծույթներում՝ Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

Լարվածության շարքում ջրածնից աջ գտնվող սնդիկը լուծվում է միայն խիտ

ազոտական և խիտ ծծմբական թթուներում տաքացնելիս.

Hg + 4HNO₃ = Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

2Hg + 2H₂SO₄ = Hg₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

170

Սնդիկի վրա նոսր ազոտական թթվով ազդելիս սնդիկի ավելցուկի դեպքում

առաջանում է սնդիկի նիտրատ՝ 6Hg + 8HNO₃ = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Ցինկի ենթախմբի տարրերի բոլոր (մասնավորապես սնդիկի) միացությունները

թունավոր են: Սնդիկը կարելի է ծծմբի հետ կապել սուլֆիդի ձևով: Դրա համար էլ այնտեղ որտեղ

թափվել է սնդիկ, լցնում են ծծմբի փոշի: Դեմերկուրիրացման համար օգտագործվում են նաև

երկաթի քլորիդի FeCl₃ լուծույթը:

Ցինկի ենթախմբի տարրերը բնության մեջ

Ստացումը և կիրառումը: Ցինկը և կադմիումը, իրենց քիմիական բարձր ակտիվության շնորհիվ,

բնության մեջ հանդիպում են միայն միացությունների ձևով: Սնդիկը բնության մեջ լինում է ոչ

միայն միացությունների ձևով, այլև ազատ վիճակում: Ցինկը և կադմիումը սուլֆիդների (ZnS և

CdS) ձևով մտնում եմ կապարացինկային, պղնձացինկային կամ պղնձակապարացինկային

հանքաքարերի բաղադրության մեջ: Ծծմբային հանքաքարերից ցինկի և կադմիումի

վերականգնումը իրականացվում է երկու փուլով: Նախ հանքանյութը ենթարկում են օքսիդային

թրծման, որի ընթացքում հեռացնում (վառվում) է ծծումբը՝ 2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

Այնուհետև, թրծած հանքաքարը վերականգնում են ածխով.

ZnO + C = Zn + CO CdO + C = Cd + CO

Օդի թթվածնի առկայությամբ կինովարի HgS այրման ժամանակ սնդիկի վերականգնումը HgO–ի

ջերմային անկայունության հետևանքով հանգում է միայն մեկ ռեակցիայի՝ HgS + O₂ = Hg + SO₂

Ցինկի սուլֆատի լուծույթը այնուհետև ենթարկում են էլեկտրոլիզի, որտեղ կատոդի

վրա նստում է ցինկը: Ցինկը կիրառվում է գլխավորապես տարբեր համաձուլվածքներ ստանալու

և մետաղները ծածկելու համար: Մեծ քանակով ցինկ է պարունակվում այնպիսի

համաձուլվածքներում, ինչպիսիք են արույրը, նեյզիլրերը: Ցինկի միացություններից գործնական

մեծ կիրառություն ունեն ցինկի օքսիդը, սուլֆատը, քլորիդը և սուլֆիդը: Ցինկի օքսիդը հիմք է

ծառայում ցինկի սպիտակ ներկ պատրաստելու համար, որը օժտված է ծածկելու լավ

հատկությամբ և քիմիական կայունությամբ: Նրա զգալի մասը օգտագործում են ռետինի

արդյունաբերության մեջ: Ցինկի օքսիդը մտնում է նաև ապակու և ջնարակի որոշ տեսակների

բաղադրության մեջ: Ցինկի սուլֆատն օգտագործվում է փայտը ներծծելու համար (միջոց փայտի

փտախտի դեմ), իսկ ցինկի քլորիդը` հանքային ներկեր պատրաստելու, զոդելու ժամանակ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

171

արույրի, պղնձի, երկաթի մակերեսները մաքրելու համար:

Ցինկի սուլֆիդը կիրառում են լիտոպոն (ZnS + BaSO₄) ներկի արտադրությունում, ինչպես և

լուսատու բաղադրություններ պատրաստելիս: Կադմիումը հիմնականում օգտագործում են

համաձուլվածքներ պատրաստելու համար: Պղնձին կադմիում ավելացնելը շեշտակորեն

բարձրացնում է նրա ամրությունը:Կադմիումի աղերը առավելապես կիրառում են տարբեր գույն

ու փայլ ունեցող ներկեր պատրաստելու համար:Կադմիումի սելենիդը CdSe օգտագործվում է

որպես խառնուկ, սուտակագույն ապակի ստանալու համար: Կադմիումի հալոգենիդները

կիրառվում են հրատեխնիկայում (բոցը կապտում է):Սնդիկի հիմնական սպառողը

էլեկտրատեխնիկական արդյունաբերությունն է. այն օգտագործում են ցերեկային լույսի

լամպերի, սնդիկային կվարցալին լամպերի փոփոխական հոսանքի ուղղիչներ պատրաստելու

համար: Սնդիկը միաժամանակ օգտագործում են տարբեր չափող գործիքներ պատրաստելիս`

ծանրաչափեր (բարոմետր), մանոմետրեր, ջերմաչափեր և այլն: Սնդիկի աղերն օգտագործում են

գյուղատնտեսության, բժշկության մեջ որպես թունաքիմիկատներ և հանքային ներկեր

պատրաստելու համար: Օրինակ` ծովային նավերի համար չթրջվող և չգունազրկվող ներկերի

բաղադրամասն է կազմում արսենաթթվի սնդիկային աղը HgHAsO₄: Սուլեմայի HgCl₂

նոսրացված ջրային լուծույթները բժշկության մեջ օգտագործում են ախտահանման համար: Այն

համարվում է ուժեղ թույներից մեկը: Սնդիկի սուլֆատը HgSՕ₄ որպես կատալիզատոր մեծ

կիրառություն ունի որոշ օրգանական նյութերի (քացախալդեհիդ, ֆտալային անհիդրիդ և այլն)

արտադրության մեջ:

Դասախոսություն 17

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

172

ՊՀ-ի 3-րդ խմբի d խմբի տարրերը: Սկանդիումի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը:

Սկանդիումի ենթախմբի տարրերի միացությունները: ՊՀ-ի 4-րդ խմբի d խմբի տարրերը:

Տիտանի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը: Տիտանի ենթախմբի տարրերի

միացությունները:

Սկանդիումի ենթախմբի տարրերն են սկանդիումը, իտրիումը, լանթանը և

ակտինիումը:

Սկանդիումի (լատ.՝ scandium) երրորդ խմբի երկրորդական ենթախմբի տարր է,

չորրորդ պարբերության, ատոմային համարը 21 է, իսկ ատոմական զանգվածը՝ 44,9559, նշվում է

Sc Սկանդիումը բազմաիզոտապային տարր է, իսկ բնության մեջ հանդիպում է միայն մեկ ստաբիլ

իզոտոպը՝ 45Sc: Ռադիոակտիվ իզոտոպ 46Sc-ը նուրբ արդյունաբերությունում օգտագործվում է

կտրվածքների համար, մետալուրգիական պրոցեսների վերահսկման համար, ինչպես նաև

քաղցկեղի բուժման համարֈ Սկանդիումի 47Sc իզոտոպը համարվում է պոզիտրոնի ստացման

լավագույն աղբյուրըֈ Սկանդիումը մոնոիզոտոպային տարր է, և 100 %-ով կազմված է 45Sc

իզոտոպիցֈ d տարր է, առաջին անցումային տարրը, ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների

կառուցվածքն է 3s23p63d44s2ֈ К և L թաղանթները լրացված ենֈ Սկանդիումի գոյությունն առաջին

անգամ առաջարկվել է Մենդելեևի կողմից 1870 թվականին, իսկ 1879 թվականին Լ. Ֆ. Նիլսոնովը

գադոլինիտ և էվկսենիտ հանքանյութերից, որոնք հայտնաբերվել էին Սկանդինավիայում,

առանձնացրել է սկանդիում տարրը (այստեղից էլ առաջացել է տարրի անվանումը): Երկրի

ընդերքում սկանդիումի պարունակությունը կազմում է 10 գ/տֈ Ծովային ջրում նրա

պարունակությունը կազմում է 4∙10-5 գ/լֈ Հայտնի են սկանդիումի 2 հանքանյութեր, տորտվեյտիտ՝

(Sc,Y)2 Si2O7, որը տարածված է Մադագասկարում և Նորվեգիայում, և ստերրետտիտը՝

Sc[PO4]∙2H2O, սակայն նրանք հանդիպում են շատ հազվադեպֈ Սկանդիումը համարվում է տիպիկ

տարածված էլեմենտ, և մտնում է շատ աղերի բաղադրության մեջֈ Սկանդիումի հիմնական

հանքային կրողներ են հանդիսանում ֆլյուորիտը (Sc2O3-ի պարունակությունը հասնում է մինչև

1%), կասսիտերիտը (0,005-0,2%), վոլֆրամիտը 0-04 %), իլմենորուտիլը (0,0015-0,3%),

տորիանիտը (0,46% Sc2O3), սամարսկիտը (0,45% Sc2O3), վիիկիտ (1,17% Sc2O3), քսենոտիմ (0,0015-

1,5%), բերիլլ (0,2%): Ընդհանուր առմամբ հայտնի են հարյուրավոր սկանդիում պարունակող

աղերֈ Սկանդիումն օժտված է թույլ պարամագնիսական հատկություններովֈ Նրա մագնիսական

զգայունությունը 236∙10-6 (20 °C): Սկանդիումը փափուկ մետաղ է, մաքուր վիճակում այն

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

173

հեշտությամբ է ենթարկվում մշակման, հեշտությամբ օգտագործվում է դարբնագործության մեջ,

գլանվածքների արտադրությունում, դրոշմագործության մեջֈ Սկանդիումի պարզագույն

միացությունը արծաթագույն թեթև մետաղ է, որին բնորոշ է թեթևակի դեղին երանգըֈ Նրան

հատուկ են երկու բյուրեղային մոդիֆիկացիաներ՝ α-Sc և β-Sc: α↔β անցման ջերմաստիճանը

կազմում է 1336 °C: Հալման ջերմաստիճանը կազմում է 1541 °C, եռման ջերմաստիճանը՝ 2837 °C:

Սկանդիումը առաջին 3d-էլեկտրոններ պարունակող էլեմենտն է, արտաքին էլեկտրոնային

մակարդակում ունի 3d14s2 վիճակֈ Քիմիական հատկություննեով այս տարրին նման են +3

օքսիդացման աստիճան ունեցող էլեմենտները (օրինակ, Ti3+, Fe3+, Mn3+): Քիմիական և

ֆիզիկական հատկություններով սկանդիումին նաև նման են իտրիումը, լանթանը և

լանթանոիդներըֈ Սկանդիումն իր բոլոր բնական միացություններում ցուցաբերում է +3 ՕԱֈ

Սկանդիումը քիմիական հատկություններով նման է ալյումինինֈ Սկանդիումը օդի հետ շփվելիս

պատվում է օքսիդային թաղանթով, սակայն ակնառու օքսիդացումը սկսվում է 250 °С

ջերմաստիճանիցֈ Ջրածնի հետ փոխազդելիս (450 °C) առաջանում է հիդրիդ ScH2, ազոտի հետ

(600-800 °C)՝ նիտրիդ, հալոգենների հետ (400-600 °C) փոխազդելիս՝ ScCl3 տիպի միացություններֈ

Շիկացնելու դեպքում փոխազդեցության մեջ է մտնում ֆտորի, թթվածնի, ածխածնի, ազոտի,

ֆոսֆորի հետֈ Սենյակային ջերմաստիճանում փոխազդում է քլորի, բրոմի և յոդի հետֈ

Փոխազդում է ուժեղ թթուների հետ, ուժեղ թթուների օքսիդների հետ, և ալկալու կոնցենտրացիոն

լուծույթների հետֈ Ջրում սկանդիումի միացությունները հիդրոլիզվում են, առաջացնելով

համապատասխան աղեր: Sc+3 իոնը անգույն իոն է, որի կորդինացիոն թիվը ջրային

լուծույթներում հավասար է 6-իֈ Ինչպես ալյումինի դեպքում, այնպես էլ սկանդիումի հիդրօքսիդը

ամֆոտեր է, և լուծվում է որպես ամֆոտերային թթուֈ Սկանդիումի քլորիդը, բրոմիդը, յոդիտը և

սուլֆատը լավ լուծվում են ջրումֈ Սկանդիումի ֆտորիդը և ֆոսֆատը ջրում չեն լուծվում, սակայն

ֆտորիդը լուծվում է ֆտորիդ-իոնի ավելցուկային առկայության պայմաններում, առաջացնելով

ScF3-ըֈ Սկանդիումի նիտրիդը, սուլֆիդը և կարբոնատը ջրային պայմաններում հիդրոլիզվում ենֈ

Հարկ է նշել, որ քարածխի շերտերից սկանդիումի հսկայական ռեսուրսներ են ստացվում, իսկ

սկանդիումի հեռացման տեխնալոգիան մեծ խնդիր է սինթետիկ հեղուկ վառելիքի ստացման

համարֈ Սկանդիումը օգտագործվում է առավել պինդ նյութերի ստացման համարֈ Օրինակ՝

տիտանի կարբիտը սկանդիումի կարբիտի հետ խառնելիս երկու անգամ բարձրացնում է նրա

ամրությունը, ինչն էլ նոր նյութը դարձնում է ալմազից հետո ամուր չորրորդ նյութըֈ Սկանդիումը

հետաքրքիր խառնուրդ է ստեղծում բերիլիումի հետ, որն ունի եզակի ջերմադիմացկունություն և

ամրությունֈ Սկանդիումի գլխավորապես կիրառվում է ալյումինասկանդիումային

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

174

համաձուլվածների ստացման համար, որոնք լայն կիրառություն ունեն սպորտային

տեխնիկաների և սարքավորումների արտադության համար (մոտոցիկլետներ, բեյսբոլի

մականներ և այլն), ամեն բնագավառում, որտեղ անհրաժեշտ են շատ ամուր սարքավորումներֈ

Ալյումինի և սկանդիումի համաձուլվածքը աչքի է ընկնում առավել ամրությամբ և ճկունությամբֈ

Սկանդիումն օգտագործվում է չափազանց ամուր մատերիալների ստացման համարֈ Օրինակ,

կարբիդի տիտանի լեգիրացված վիճակը սկանդիումի կարբիդով, մոտ երկու անգամ

բարձրացնում է նրա միկրոամրությունը, իսկ ստացված նոր մատերիալը համարվում է

ալմաստից հետո չորրորդ կարծր նյութըֈ Սկանդիումի օքսիդը մեծ կիրառություն ունի նաև

բժշկության մեջ, մասնավորապես ատամնաբուժական պրակտիկայում, քանի որ ապահովում է

ատամնաշարային կծվածքների բարձր որակըֈ Սկանդիումը լայն օգտագործում ունի նաև

բազմաշերտանոց ռենտգենային հայելիների արտադրության մեջֈ Ամեն տարի 80 կգ սկանդիում

(Sc2O3 միացության տեսքով) օգտագործվում է բարձր ինտեսիվությամբ լուսատու էլեմենտների

արտադրության համարֈ Սկանդիումի յոդիտը ավելացվում է սնդիկա-գազային լամպերի, ըստ

արտադրողների, դա շատ լավ լույսի աղբյուր է, նման է արևի լույսին, որն ապահովում է

տեսախցիկի լավ լուսարձակումըֈ

Իտրիում (լատ.՝ Yttrium), Y, պարբերական համակարգի 5-րդ պարբերության 3-րդ

խմբի քիմիական տարրֈ Կարգահամարը 39 է, ատոմական զանգվածը՝ 88,9059: Ունի մեկ կայուն

իզոտոպ՝ 89Y: Արհեստական ռադիոակտիվ իզոտոպներից արժեքավոր են 91Y (T1/2=57,5 օր) և 90Y

(T1/2= 64,24 ժ): Ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթի կառուցվածքը 4d5s2 էֈ

Բազմաիզոտոպային տարր է, բնության մեջ գտնվում է միայն մեկ ստաբիլ իզոտոպը՝ 89Y:

Արհեստական ռադիոակտիվ իզոտոպներից արժեքավոր են 91Y (T1/2=57,5 օր) և 90Y (T1/2= 64,24 ժ):

Ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթի կառուցվածքը 4d5s2 էֈ Բազմաիզոտոպային տարր է,

բնության մեջ գտնվում է միայն մեկ ստաբիլ իզոտոպը՝ 89Y: 1794 թվականին ֆին քիմիկոս Յոհանը

ստացավ իտտերբիտ հանքանյութից օքսիդը, որը նա անվանեց իտրիումֈ 1843 թվականին Կ. Գ.

Մոսանդերը ապացուցեց, որ այս օքսիդը իսկապես իտրիումի օքսիդի, էրբիումի և տերբիումի

խառնուրդն է և այդ խառնուրդից առանձնացրեց Y2O3-ըֈ Մետաղական իտրիումը, որը

պարունակում էր էրբիում, տերբիում և այլ լանթանոիդներ, առաջին անգամ ստացվել է 1828

թվականին Վելերոմի կողմիցֈ Իտրիումը լանթանի քիմիական անալոգն է: Այն համարյա միշտ

պարունակվում է լանթանոիդների և հանքային խառնուրդների հետֈ Ծովում նրա

պարունակությունը կազմում է 0,0003 մգ/լֈ Իտրիումի գլխավոր հանքանյութերն են քսենոտիմը՝

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

175

YPO4-ը, գադոլինիտը Y2FeBe2Si2O10: Պարունակությունը երկրակեղևում 2,8-10-3 % է (ըստ կշռի):

Ստացվում է օքսիդը (Y2O3) մագնեզիումի ներկայությամբ կալցիումով վերականգնելիսֈ

Իտրիումի միացությունները ստացվում են այլ հազվադեպ հանդիպող մետաղների

խառնուրդների էքստրակցիայից և իոնափոխանակմամբֈ Մետաղական Y ստանում են իտրիումի

անջուր հալոգենիդների վերականգնմամբ լիթիումով կամ կալցիումով, խառնուրդի հետագա

թորմամբֈ Իտրիումը նաև հեշտ է ստացվում մեխանիկական մշակման արդյունքումֈ Իտրիումը

բաց մոխրագույն մետաղ էֈ Գոյություն ունի երկու մոդիֆիկացիաների ձևով՝ α-Y և β-Y: Անցման

ջերմաստիճանը՝ α↔β 1482 °C : Հալման ջերմաստիճանը 1528 °C, իսկ եռման ջերմաստիճանը՝

3320 °C, խտությունը՝ 4472 կգ/մ3: Սովորական պայմաններում կայուն էֈ Իտրիումը հեշտ է

ենթարկվում մեխանիկական ձևափոխմանֈ Իտրիումը բաց օդում անկայուն էֈ Այն թթվածնի հետ

շփվելիս պատվում է պաշտպանական թաղանթովֈ Օդում տաքացնելու դեպքում պատվում է

օքսիդ կամ նիտրիդի թաղանթով, որը պաշտպանում է նրան հետագա օքսիդացումից մինչև

1000 °C: 370-425 °C ում իտրիումը պատվում է օքսիդային սև թաղանթովֈ Ինտենսիվ օքսիդացումը

սկսվում է 750 °C-ումֈ Իտրիումը բարձր ջերմության պայմաններում փոխազդում է հալոգենների,

ջրածնի, ազոտի, ծծմբի և ֆոսֆորի հետֈ Ազատ վիճակում իտրիումի օքսիդի բյուրեղները Y2O3

անգույն են, հիդրոսկոպիկ և օդից կլանում են ածխաթթու գազըֈ Այն ունի թույլ արտահայտված

քիմիական հատկություններ. պրակտիկորեն ջրում չի լուծվում, լուծվում է թթուներումֈ Իտրիումի

հիդրօքսիդը (III) չի լուծվում ջրում, ունի թույլ հատկություններֈ Փոխազդում է օդի թթվածնի հետֈ

Y(OH)3 + 3CO2 Y2(CO)3 + 3H2O

Իտրիումն օժտված է յուրահատուկ հատկություններով, որոնք էլ պատճառ են հանդիսանում նրա

լայն կիրառությանըֈ Այս մետաղն ու իր խառնուրդները մեծ կիրառություն ունեն ավիացիոն

բնագավառում, ատոմային տեխնիկայում, մեքենաշինության մեջֈ Շատ կարևոր հանգամանք է

այն, որ իտրիումը և նրա որոշ խառնուրդներ չեն փոխազդում հալված ուրանի և պլուտոնիումի

հետֈ Դա թույլ է տալիս օգտագործել նրանց միջուկային հրթիռային շարժիչներումֈ Իտրիումի

քրոմիտը բարձր ջերմաստիճանային դիմադողականություն ունեցող մարտկոցների լավագույն

մատերիալն է, որը հնաավորություն է տալիս շահագործել օքսիդային միջավայրումֈ Իտրիումի

օքսիդը չափազանց հրակայուն է, կարծրանում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ (900-

1000 °C): Իտրիումի օքսիդը մեծ դեր է խաղում ուրանի ձուլման ժամանակֈ Իտիում կարևոր

միացություններից մեկը համարվում է նրա տելուրիդը, ունի քիչ խտություն, հալման բարձր

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

176

ջերմաստիճան, և կարծրությունֈ Իտրիումի բերիլիդը համարվում է լավագույն աէրոտիեզերկան

տեխնիկայի մատերիալներից մեկը, և հալվելով 1920 °C –ում, սկսվում է օքսիդանալ 1670 °C –ումֈ

Այս նյութի տեսակարար ուժը բավականին բարձր է, ոը թույլ է տալիս պատրաստել ֆանտաստիկ

ամրությամբ և կարծրությամբ մատերիալներֈ Ալյումինի և իտրիումի համաձուլվածը 7,5 %-ով

բարձրացնում է նրանից պատրաստված մալուխների էլեկտրահաղորդականությունըֈ Իտրիումն

օժտված է մեծ ամրությամբ և հալման բարձր ջերմաստիճանով, այդ պատճառով զգալի

մրցակցության մեջ է մտնում տիտանի հետ, նրա կիրառման ցանկացած բնագավառումֈ

Իտրիումի տետրաբորիդը կիրառություն է գտել ատոմային ռեակտորների վերահսկման

բնագավառում (ջրածնի և հելիում գազի շատ թույլ արտանետումներով է պայմանավորված):

Իտրիումի օրթոնիտրատը սինթեզվում և օգտագործվում է ռենտգենային բնագավառում

ծածկույթների պատրաստման համարֈ

Լանթան (լատ.՝ Lanthanum) ատոմային համարը 57 է, ատոմային զանգվածը՝ 138,9055 էֈ

Ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթի կառուցվածքը՝ 5d6s2: Ունի երկու կայուն իզոտոպ՝

139La (99,911 %) և 138La (0,089 %): Լանթանը սպիտակ-արծաթափայլ մետաղ է: Հայտնաբերել է շվեդ

քիմիկոս Կ. Գ. Մոսանդերը (1839): Լանթան ստացվում է LaCl3-ի հալույթի էլեկտրոլիզով և այլ

եղանակներով: Լանթանը փայլուն մետաղ է՝ արծաթավուն-սպիտակ գույնով, մաքուր վիճակում

փափուկ և մածուցիկֈ Համարվում է շատ քիչ տարածված տարրերից մեկըֈ Լանթանը ցերիումի և

նեոդիմի հետ համարվում է երկրի վրա հազվադեպ հանդիպող տարրից մեկըֈ Լանթանի

պարունակությունը երկրակեղևում կազմում է 2,9•10−3% ըստ զանգվածի, իսկ ծովային ջրում՝

2,9•10−6մգ/լֈ Լանթանն ունի վատ պարամագնիսական հատկություններֈ Լանթանը կարծրությամբ

նման է անագինֈ Հալման ջերմաստիճանը կազմում է 915-925 °C, իսկ եռման ջերմաստիճանը

4515 °C էֈ Իր քիմիական հատկություններով լանթանը նման է իրեն հաջորդող 14 քիմիական

էլեմենտներին, այդ պատճառով նրանց անվանում են լանթանոիդներֈ Խոնավ օդում լանթանը

վեր է ածվում լանթանի կարբոնատիֈ La2O3-ը սպիտակ ամորֆ փոշի է, ջրում չի լուծվում, լուծվում

է ՝ 4La +3O2 2La2O3 2La2O3 + CO2 + H2O 2LaCO3(OH)

450 °C ջերմաստիճանում թթվածնում այրվում է, առաջացնելով լանթանի (III) օքսիդ

4La +3O2 C0450 2La2O3

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

177

Դանդաղ փոխազդում է սառը ջրում և արագ՝ տաք ջրի հետ, առաջացնելով լանթանի

հիդրօքսիդ (III): 2La(OH)3-ը դոնդողանման սպիտակ նստվածք է, CO2-ի հետ փոխազդելիս վեր է

ածվում կարբոնատի՝ 2La+6H2O 2La(OH)3+3H2 (90 °C)

Տաքացման պայմաններում լանթանը ռեակցիայի մեջ է մտնում ֆտորի, քլորի, բրոմի և

յոդի հետ, առաջացնելով համապատասխանաբար ֆտորիդ, քլորիդ, բրոմիդ և յոդիդֈ

2La +3F2 C0100 2LaF3 2La +3Cl2 C0100 2LaCl3

2La +3Br2 0t 2LaBr3 2La +3I2

0t 2LaI3

Հեշտ է փոխազդում հանքային թթուների հետ, առաջացնելով La+3 իոն և ջրածինֈ

2La + H2SO4 OH2 2La3+ + 3SO42- + 3H2

Լանթանի նիտրատները, կարբոնատները տաքացման պայմաններում առաջացնում

են օքսիդֈ Լանթանի ացետատն իրեն պահում է օսլայի պես, երբ նրան ավելացնում են յոդֈ Այդ

հատկությունն օգտագործվում է, երբ խառնուրդների մեջ պետք է պարզել լանթանի գոյությունըֈ

Լանթանի օքսիդը և բորիդն օգտագործվում են էլեկտավակուումային լամպերումֈ Լանթանն ունի

ջրածին կլանելու հատկությունֈ Մեկ ծավալ լանթանն ունակ է հետադարձ ադսորբցիայի

պրոցեսում կլանելու 400 ծավալ ջրածինֈ Լանթանի աղերը անգույն բյուրեղանման նյութեր ենֈ

Լուծվող աղերն են՝ նիտրատները, հալոգենիդնեը, սուլֆատները, չլուծվողները՝ ֆտորիդները,

ֆոսֆատները, կարբոնատներըֈ Լանթանի օքսիդը՝ La2O3-ը մտնում է հատուկ ապակիների և

բարձրջերմաստիճանային կերամիկաների բաղադրության մեջֈ Բնության մեջ լանթանը

հանդիպում է երկու իզոտոպների տեսքով՝ 139La՝ ռադիոակտիվ, և 138La, որի կյանքի տևողությունը

կազմում է 1,02•1011 տարիֈ Ավելի տարածված իզոտոպ է համարվում 139La-ը, որը խառնուրդում

կազմում է 99,911 %: Արհեստականորեն ստացվել են 39 անկայուն իզոտոպներ, 117-155

զանգվածային թվերով, և 12 միջուկաին իզոմերներֈ Լանթանը համարվում է քիչ թունավոր նյութֈ

Լանթանի մետաղական փոշին, կամ նրա մանր մասերը ընկնելով շնչուղիներ, կարող են գրգռել,

կամ առաջացնել պնևմոնիա հիվանդությունըֈ

Ակտինիում (լատ.՝ Actinium, հունարեն՝ «ակտիս»՝ ճառագայթ բառից), քիմիական

նշանը՝ Ac ռադիոակտիվ քիմիական տարր է, ատոմային թիվը՝ 89, ամենակայուն ռադիոնուկլիդի

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

178

ատոմային զանգվածը 277 է (կիսատրոհման պարբերությունը 21.8 տարի)ֈ Ակտինիումի

չգրգռված ատոմի երկու արտաքին էլեկտրոնային մակերևույթների կոնֆիգուրացիան է 6s²p6d¹7s²,

օքսիդացման աստիճանը +3 է (վալենտականությունը՝ III)ֈ Հայտնագործվել է 1899 թ. ֆրանսիացի

քիմիկոս Ա. Դեբյերնի կողմից՝ ուրանի հանքանյութերի վերարտադրման թափոններում, երբ

առանձնացնում էին պոլոնիում և ռադիում տարրերըֈ Ատացված նոր էլեմենտը անվանեցին

ակտինիումֈ ֈ Նրանից անկախ 1908թ. հայտնագործել է նաև Ֆ. Գիզելըֈ Հայտնի են 10

ռադիոակտիվ իզոտոպներ 221 և 230 զանգավածային թվերով: Բնության մեջ հանդիպում են նրա

3 իզոտոպները՝ 225Ac, 227Ac, 228Ac: Բնական ակտինիումը կազմված է միայն մեկ ռադիոակտիվ

իզոտոպից՝ 227Ac, որն էլ ունի կյանքի ամենաերկար տևողությունըֈ Ակտինիումը զբաղեցնում է

երկրակեղևի զանգվածի 6•10−10%-ըֈ 227Ac-ի և ավելի անկայուն 228Ac-ի մշտական առկայությունը

երկրակեղևում պայմանավորված է դրանց առկայությամբ ուրանի 235 և թորիումի 232

ռադիոակտիվ շարքերումֈ Ակտինիումի բարձր քանակություն գտնվում է մոլիբդենի մեջ և

կվարցումֈ Նրա ամբողջական պարունակությունը երկրակեղևում չի գերազանցում 2600տոննանֈ

Ակտինիումի քիմիական և ֆիզիկական հատկությունները շատ քիչ են ուսումնասիրվածֈ Հալման

ջերմաստիճանը 1050 °C է, եռման ջերմաստիճանը՝ 3300 °Cֈ Օդում այն արագ պատվում է Ac2O3

օքսիդի շերտով, որը խոչընդոտում է մետաղի քայքայմանըֈ Քիմիական հատկություններով

ակտինիումը շատ նման է լանթանինֈ Ակտինիումի հիդրօքսիդն՝ Ac(OH)3 իր հատկություններով

մոտ է հողալկալիական հիդրօքսիդներինֈ Ռադիոակտիվության հետ պայմանավորված, այս

մետաղը մթության պայմաններում արձակում է բնորոշ կապույտ գույնֈ Ունի արծաթափայլ-

սպիտակ գույն, արտաքին տեսքից հիշեցնում է լանթանիֈ Լանթանի նման, նա կարող է

գոյություն ունենալ երկու բյուրեղային ձևերովֈ Ակտինիումը շատ վտանգավոր ռադիոակտիվ

թույների թվին է պատկանում, որը պայմանավորված է նրա բարձր α ակտիվությամբ:

Միացություններում ցուցաբերում է +3 օքսիդացման աստիճան (Ac2O3, AcBr3, Ac(OH)3), բայց

տարբերվում է բարձր ռեակցիոնակտիվությամբֈ Ակտինիումը ստացվում է ուրանային

հանքանյութերից, սակայն նրանցում պարունակությունը բավականին փոքր տոկոս է կազմումֈ

Հիմնականում ակտինիումի իզոտոպները ստացվում են արհեստական ճանապարհովֈ

Մետաղական ակտինիում ստանում են լիթիումի զույգերով ակտինիումի տրիֆտորիդի

վերականգնմամբֈ Ակտինիումի առանձնացումը ռադիումից, թորիումից և նմանատիպ

էլեմենտներից, կատարվում է էքստրակցիայի և իոնափոխանակման մեթոդներովֈ

ՏԻՏԱՆԻ ԵՆԹԱԽՄԲԻ ՄԵՏԱՂՆԵՐ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

179

Տարրերի ընդհանուր բնութագիրըֈ Պարբերական համակարգի IV խմբի երկրորդային

ենթախմբում ընդգրկվում են տիտանը, ցիրկոնիումը և հաֆնիումը: Տիտանի, ցիրկոնիումի և

հաֆնիումի ատոմները նախավերջին մակարդակում ունեն 10-ական էլեկտրոններ, իսկ

արտաքին մակարդակի վրա երկու s-էլեկտրոններ: Ի տարբերություն գերմանիումի ենթախմբի

տարրերի, սրանք դասվում են d տարրերի շարքինֈ Միացություններում ցուցաբերում են դրական

օքսիդացման աստիճաններ՝ Ti- (2), 3, 4 , Zr-(2),(3),4 և Hf-(2), (3) ,4: Ti-Hf շարքում ուժեղանում

են մետաղական հատկությունները, որոնք դրսևորվում են ավելի ուժեղ, քան Ge-Pb շարքումֈ

Տիտանը, ցիրկոնիումը և հաֆնիումը արծաթասպիտակավուն, դժվարահալ մետաղներ ենֈ Դրանք

առաջացնում են երկուական՝ ալֆա և բետտա ալոտրոպիկ ձևափոխություններ․ ալֆա ձևը

կայուն է սենյակային, իսկ բետտա ձևը՝ բարձր ջերմաստիճաններումֈ Ti-Hf հաջորդաբար աճում

է խտությունը, հալման և եռման ջերմաստիճանները, էլեկտրահաղորդականությունըֈ

Օդում, սենյակային ջերմաստիճանի պայմաններում այդ մետաղները կայուն են, որը

պայմանավորված է դրանց մակերեսին ЭO2 պաշտպանական խիտ շերտի առկայությամբֈ Բարձր

ջերմաստիճաններում տվյալ մետաղների ակտիվությունը բավականին աճում էֈ Թթվածնում

ամորֆ տիտանը բոցավառվում է, առաջացնելով TiO2, Zr-ը ZrO2, ազոտի հետ առաջացնում է ZrN:

Տաքացնելիս տիտանը փոխազդում է ծծմբի, յոդի և ածխածնի հետ առաջացնելով,

համապատասղանաբար TiS4, TiI4, TiC: Տիտանի ենթախմբի տարրերը նորմալ պայմաններում չեն

փոխազդում ջրի հետ, իսկ թթուների հետ փոխազդում են դժվարությամբֈ Թթուների նկատմամբ

ցիրկոնիումը ավելի կայուն է, քան տիտանըֈ Մինչ 100oC նրա վրա չեն ազդում ոչ աղաթթուն, ոչ էլ

ազոտական թթուն ցանկացած կոնցենտրացիաներում: Հայտնի են տիտանի երեք օքսիդներ TiO,

Ti2O3, TiO2: Առաջին երկու օքսիդները հիմնային են, մյուսը՝ ամֆոտեր էֈ Դրանք բոլորը ջրում քիչ

լուծվող ենֈ TiՕ և Ti2O3 հիմքերի հետ չեն փոխազդում, սակայն լուծվում են թթուներումֈ

2TiO+3H2SO4=Ti2(SO4)3+2H2O+H2

Այս ռեակցիայում տիտանի օքսիդը հանդես է գալիս որպես վերականգնիչ, մյուս օքսիդները

վերականգնիչներ չենֈ

Ti2O3+3H2SO4=Ti2(SO4)3+3H2O

Տիտանի օքսդը (IV) տաքացնելիս ռեակցիայի մեջ է մտնում ինչպես խիտ թթուների, այնպես ել

ալկալիների հետ․

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

180

TiO2+4HCl=TiCl4+2H2O

TiO2+NaOH=Na2TiO3+H2O

Ցիրկոնիումը, տիտանի նման, կարող է դրսևորել +2, +3, +4 աստիճաններֈ Սակայն այն

միացությունները, որոնցում այն ունի օքսիդացման +2, +3 օքսիդացման աստիճաններ, անկայուն

ենֈ Ցիրկոնիումի օքսիդը (IV) դրսևորում է ամֆոտեր հատկություն․ ալկալիների հետ ձուլելիս

առաջացնում է մետացիրկոնատներ և օրթոցիիրկոնատներ․

ZrO2 + 2NaOH = H2O + 2NaZrO3 (նատրիումի մետացիրկոնատ)

ZrO2 + 4NaOH = 2H2O + Na4ZrO4 (նատրիումի օրթոցիիրկոնատ)

Ցիրկոնիումի օքսիդը (IV) լուծվում է խիտ ծծմբական և ֆտորաջրածնական թթուներումֈ

Ցիրկոնատները ջրում քիչ են լուծվում և ենթարկվում են հիդրոլիզի․

NaZrO3 + H2O = 2NaOH + ZrO(OH)2 (ցիրկոնիլի հիդրօքսիդ)

Ցիրկոնիումի աղերը հիդրոլիզվում են․

ZrCl4 + H2O = ZrOCl2 + 2 HCl

Բնության մեջ առավել տարածվածը տիտանն էֈ Երկրի կեղևում նրա

պարունակությունը կազմում է 0,63%: Երկրի կեղևում ցիրկոնիումի և հաֆնիումի

պարունակությունը տիտանից պակաս էֈ Տիտան պարունակող կարևոր միներալներն են ռուտիլը

TiO2 և իլմենիտըֈ Ցիրկոնիումը մտնում է ցիրկոնի ZrSiO4 և բալդելիտի ZrO2 բաղադրության մեջֈ

Հաֆնիումը չնչին քանակությամբ գտնվում է ցիրկոնիումի միներալներումֈ Արդյունաբերական

եղանակով տիտանը ստացվում է բնական հումքիցֈ Տիտանի հանքաքարը մանրացնում,

խառնում են կոքսի փոշու և քարածխի ձյութի հետ և վերածում բրիկետների, որոնք շիկացնում

են վառարաններում ցնդող խառնուրդները վերացնելու համարֈ Հետո բրիկետները էլեկտրական

վառարանում ենթարկում են քլորի ազդեցության․

TiO2 + C + 2Cl2 = TiCl4 + CO2

Տիտանի քլորիդը (IV) գոլորշու ձևով անցնում է կոնդենսատորի մեջ, հեղուկանում և

ապա տեղափոխվում ռեակտորի մեջ, որտեղ արգոնի կամ այլ իներտ գազի մթնոլորտում

գտնվում է հալած մագնեզիումը և նատրիումըֈ Տեղի է ունենում հետևյալ ռեակցիան․

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

181

TiCl4 + 2Mg =2MgCl2 + Ti

Մանր փոշու ձևով տիտանը նաև ստացվում է TiO2 –ը կալցիումի հիդրօքսիդով

վերականգնելիս, վակուումի տակֈ

TiO2 + CaH2 = Ti + Ca(OH)2

Նույն ձևով էլ ստացվում են ցիրկոնիումը և հաֆնիումըֈ Սկզբում բնական հումքից

կորզում են ZrCl4 և HfCl4, իսկ հետո վերականգնում են մագնեզիումովֈՄեծ քանակությամբ

տիտան է օգտագործվում՝ համաձուլվածքների արտադրությունումֈ Այդպիսի

համաձուլվածքներն անգամ 400-500oC ջերմաստիճանում աչքի են ընկնում իրենց բարձր

կայունությամբֈ Տիտանը կարող է օգտագործվել քիմիական ապարատների հանգույցներ և

դետակներ պատրաստելու համարֈ Փոշի վիճակում տիտանը տաքացնելիս հեշտությամբ

կլանում է ազոտ և թթվածինֈ Մաքուր ցիրկոնիումի հիմնական օգտագործողներից է ատոմային

տեխնիկան, որտեղ այն օգտագործվում է նեյտրոնները չկլանող ջերմադիմացկուն

կոնստրուկցիաներ պատրաստելու համարֈ Օգտագործում են նաև քիմիական սարքավորումներ

պատրաստելու համարֈ Ցիրկոնիումը և հաֆնիումը կիրառվում են էլեկտրավակումային

սարքերում որպես գազերի կլանիչներֈ

Դասախոսություն 18

ՊՀ-ի 5-րդ խմբի d խմբի տարրերը: Վանադիումի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը:

Վանադիումի ենթախմբի տարրերի միացությունները: ՊՀ-ի 6-րդ խմբի d խմբի տարրերը:

Քրոմի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը: Քրոմի ենթախմբի տարրերի

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

182

միացությունները:Կլաստերային միացություններ: ՊՀ-ի 7-րդ խմբի d խմբի տարրերը:

Մանգանի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը: Մանգանի ենթախմբի տարրերի

միացությունները:

ՊՀ-ի 5-րդ խմբի d խմբի տարրերը: Վանադիումի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը:

Վանադիումի ենթախմբի տարրերի միացությունները:

Պարբերական համակարգի V խմբի երկրորդային ենթախմբի մեջ մտնում են

վանադիումը, նիոբիումը և տանտալը: Այս տարրերի ատոմների վերջին էնեգետիկ

մակարդակում կան 2 կամ 1 էլեկտրոն, մինչդեռ V խմբի գլխավոր ենթախմբի ատոմները վերջին

մակարդակում ունեն 5-ական էլեկտրոններ: Ունեն օքսիդացման հետևյալ փոփոխական դրական

աստիճանները. V-2, 3, 4, 5; Nb-(1), (2), 3, 4, 5;Ta-3, 4, 5: Տարրերի մետաղական հատկություններն

ուժեղանում են վանադիումից դեպի տանտալ: Վանադիումը, նիոբիումը և տանտալը գորշ գույնի,

դժվարահալ մետաղներ են: Դրանց ֆիզիկաքիմիական հատկությունները խիստ ախված են

մաքրության աստիճանից: Օրինակ, քիմիապես մաքուր վանադիումը փափուկ է, իսկ խառնուրդ

պարունակողը՝պողպատից պինդէ: H2, O2, N2 և այլ խառնուրդների ադսորբցումը վատացնում է

առաձգականությունը և բարձրացնում վանադիումի, նիոբիումի և տանտալի կարծրությունը: V-

Ta շարքում ամենածանր և դժվարահալ մետաղը տանտալն է: Այս տարրերը սովորական

պայմաններում աչքի են ընկնում քիմիական բարձր կայունությամբ (կայուն են օդի, ջրի, թթու և

հիմնային լուծույթների նկատմամբ): Վանադիումը սառը պայմաններում լուծվում է միայն

«արքայաջրում» և խիտ ֆտորաջրածնական թթվում, իսկ տաքացնելիս՝ խիտ ազոտական և

ծծմբական թթուներում: Նիոբիումը և տանտալը լուծվում են միայն ֆտորաջրածնական թթվում,

սակայն ավելի լավ՝ HF, HNO3խառնուրդում.

3Ta + 5HNO3 + 21HF = 3H2[TaF7] + 5NO + 12H2O

Շիկացած վիճակում նիոբիումը և տանտալը ջրածին են դուրս մղում ջրից.

2Nb +5H2O = Nb2O5 + 5H2

Ջերմաստիճանի բարձրացման դեպքում այս մետաղներն օքսիդանում են թթվածնից:

Բարձր ջերմաստիճանում նրանք փոխազդում են նաև ոչմետաղների՝ քլորի, ազոտի,

ածխածնի և այլ ոչմետաղների հետ, ինչպես նաև օքսիդիչների ներկայությամբ՝ալկալիների հետ

հալելիս.

4V + 4NaOH + 5O2 = 4NaVO3 + 2H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

183

VO2-ը թթուների մեջ լուծելիս առաջացնում են վանադիլի աղեր VO2+

VO2 + H2SO4 = VOSO4 + H2O

Իսկ հիմնային լուծույթներում առաջացնում են վանադիտներ

4VO2 + 2NaOH = Na2V4O9 + H2O

Վանադիումի օքսիդը V2O5 կարմիր գույնի, թունավոր, ջրում վատ լուծվող, բայց

ալկալիների ջրային լուծույթներում լավ լուծվող բյուրեղային փոշի է.

V2O5 + 2NaOH = 2NaVO3 +H2O նատրիումի մետավանդատ

Խիտ աղաթթվի հետ վանդատները տաքացնելիս տեղի է ունենում դրանց

վերականգնում և առաջանում է վանադիլիքլորիդ VOCl2.

2NaVO3 + 8HCl = 2VOCl2 + Cl2 + 2NaCl + 4H2O

V2O5-ը թթուների մեջ վատ է լուծվում, Nb2O5և Ta2O5 ջրում չեն լուծվում: Դրանք լուծվում

են միայն հալված ալկալիներում.

Nb2O5 + 6KOH = 2K3NbO4 + 3H2O

Վանադիումի ենթախմբի տարրերը բնության մեջ: Ստացումը և կիրառումը: Վանադիումի

պարունակությունն երկրի կեղևում կազմում է 1.5 10-2, նիոբիումինը՝ 2.4 10-3, և տանտալինը՝

2.1 10-4%(մասսա): Այս տարրերի միացությունները հանդիպում են տարբեր հանքաքարերում:

Արդյունաբերության մեջ վանադիումի ստացման հիմնական աղբյուրները հանդիսանում են գորշ

երկաթաքարերը և տիտանամագնետիտները: Նիոբիումի և տանտալի հիմնական բնական

միացություններն են Fe(NbO3)2և Fe(TaO3)2:

Ստանում են. Me= V, Nb, Ta

Me2O5 + 5Me = 2Me + 5CaO

K2[MeF7] + 5Na = Me + 2KF + 5NaF

Արդյունաբերության մեջ նիոբիումը և տանտալը ստանում են Me2O5-ը հալված

ֆտորիդներում K2[MeF7] հալույթի էլեկտրոլիզից: Վանադիում պարունակող պողպատները

բնորոշվում են մեծ ամրությամբ և դժվարամաշությամբ: V-ի միացությունները քիմիական

արդյունաբերության մեջ հաճախ օգտագործվում են որպես կատալիզատորներ (V2O5):

Վանադական թթուն HVO3 օգտագործվում է ապակիներ և խեցեգործական իրեր ներկելու համար:

Նիոբիումը բնորոշվում է դժվարահալությամբ, ջերմադիմացկունությամբ և կոռոզիայի

կայունությամբ, ավելի լայն կիրառում է գտնում քիմիական սարքավորումների

արտադրությունում: Նիոբիում պարունակող համաձուլվածքներն անհրաժեշտ են ղեկավարվող

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

184

արկերի, հրթիռների, ինքնաթիռների և տիեզերանավերի արտադրությունում: Nb2O5-ը կիրառում

են որպես կատալիզատոր:

Տանտալն իր բարձր դժվարահալության (tհալ.=2997 C) և քիմիական ու մեխանիկական

ազդեցությունների նկատմամբ կայունության շնորհիվ օգտագործում են այն

համաձուլվածքներում, որոնցից պատրաստում են արտադրության մեջ օգտագործվող քիմիական

ապարատներ:

ՊՀ-ի 6-րդ խմբի d խմբի տարրերը: Քրոմի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը: Քրոմի

ենթախմբի տարրերի միացությունները:Կլաստերային միացություններ:

Տարրերի ընդհանուր բնութագիրը: 6-րդ խմբի երկրորդային ենթախմբի մեջ

ընդգրկվում են քրոմը, մոլիբդենը, վոլֆրամը:Cr-Mo-W շարքում աճում են իոնացման

պոտենցիալները:Քրոմը, մոլիբդենը և վոլֆրամը պատկանում են d–տարրերի շարքին:Վերջին

մակարդակի վրա ունենալով 1 կամ 2 էլեկտրոն ունեն ավելի մեծ մետաղական հատկություններ:

Քրոմի ենթախմբի տարրերն իրենց միացություններում դրսևորում են հետևյալ օքսիդացման

աստիճանները. Cr- 2,3,4,(5), Mo – (2),3,4,5,6, W-2,(3),4,5,6:

Cr, Mo, W-ի հատկությունները: Գորշասպիտակավուն,փայլուն մետաղներ են: Այս մետաղների

հատկությունների վրա մեծ ազդեցություն ունեն խառնուրդները: Մաքուր քրոմը քիչ է կարծր, իսկ

տեխնիկական քրոմը բոլոր մետաղներից ամենակարծրն է: Մաքուր մոլիբդենը և վոլֆրամը

բավականին փափուկ են, սակայն խառնուրդները նույնպես բարձրացնում են դրանց կարծ-

րությունն ու փխրունությունը:Քրոմի ենթախմբի բոլոր մետաղները դժվարահալ են: Հալման և

եռման ջերմաստիճանները քրոմից վոլֆրամ բարձրանում են: Վոլֆրամը բոլոր ուսումնասիրված

մետաղներից ամենադժվարահալն է: Սովորական պայմաններում ջրի հետ չեն փոխազդում,

սակայն փոխազդում են ուժեղ տաքացնելիս.

2Cr + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2O

Ջրի հետ փոխազդեցությանը խոչընդոտում է մակերեսային օքսիդային

թաղանթը:Սովորական պայմաններում քրոմի ենթախմբի մետաղները փոխազդում են միայն

ֆտորի հետ:Ուրիշ ոչ մետաղների հետ փոխազդելու համար անհրաժեշտ է տաքացնել,երբեմն

բավականին շատ: Օրինակ,քրոմը թթվածնում այրվում է միայն 20000C և բարձր, իսկ մոլիբդենը և

վոլֆրամը ազոտի հետ փոխազդում են 15000C ջերմաստիճաններում:Քրոմը օքսիդանում է մինչև

Cr2O3, իսկ մոլիբդենը և վոլֆրամը`MoO3, WO3: Մնացած օքսիդները ստացվել են կողմնակի

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

185

ճանապարհով:Առավել կայուն օքսիդներ են MoO3, WO3 10000 C –ի պայմաններում գոլոր-

շիանում են առանց քայքայման այն դեպքում,երբ CrO3 արդեն մոտ 4500 C –ում քայքայվում է

համաձայն հետևյալ ռեակցիայի՝ 4CrO3 2Cr2O3 + 3O2

Փոշի վիճակում քրոմը, մոլիբդենը և վոլֆրամը տաքացնելիս փոխազդում են քլորի

հետ` CrCl3, MoCl3, WCl3: Բարձր ջերմաստիճաններում մաքուր քրոմը կլանում է մեծ

քանակությամբ ջրածին, մոլիբդենը` քիչ, վոլֆրամը գործնականորեն չի փոխազդում ջրածնի հետ:

Քրոմը չի լուծվում ազոտական թթվի ցանկացած կոնցենտրացիայի լուծույթում, ինչպես

նաև«արքայաջրում», քանի որ ազոտական թթվի հետ շփվելիս պատվում է պաշտպանիչ խիտ

թաղանթով: Քրոմը լուծվում է աղաթթվում և ծծմբական թթվում: Քրոմի քլորիդը (II) օդում

անկայուն է և օդի թթվածնից հեշտությամբ օքսիդանում է .

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Մոլիբդենը չի փոխազդում ոչ աղաթթվի ոչ էլ ծծմբական թթվի հետ, սակայն լուծվում է

ազոտական թթվում և «արքայաջրում»: Վոլֆրամը ավելի կայուն է թթվածնի նկատմամբ, քան

մոլիբդենը: Այն լուծվում է միայն «արքայաջրում» և ազոտական ու ֆտորաջրածնական թթուների

խառնուրդում: Քննարկվող մետաղներն իրարից տարբերվում են ալկալիների նկատմամբ

ունեցած վերաբերմունքով: Քրոմն անգամ բարձր ջերմաստիճանում չի փոխազդում հալված

ալկալիների հետ: Մոլիբդենի վրա ալկալիներն ազդում են տաքացնելու դեպքում: Վոլֆրամը չի

լուծվում անգամ հալված ալկալիներում: Սակայն թթվածնի կամ օքսիդիչների ներկայությամբ

վոլֆրամը փոխազդում է հալված ալկալիների հետ` առաջացնելով վոլֆրամատներ.

2W + 4KOH + 3O2 = 2K2WO4 + 2H2O

Քրոմի միացությունները: Քրոմի բոլոր հայտնի միացություններից հիմնականում

հանդիպում են այն միացությունները,որտեղ քրոմը ցուցաբերում է օքսիդացման 3+ և 6+

աստիճաններ: Դրանցից են Cr2O3, CrO3 և նրանց ածանցյալները: Cr2O3 կարծր, դժվարահալ, մուգ

կանաչ գույնի նյութ է, չի լուծվում ոչ ջրում,ոչ էլ թթուներում: Այն ստանում են քրոմի փոշին օդում

շիկացնելով.

4Cr + 3O2 =2 Cr2O3

Կամ (NH4)2Cr2O7 աղը քայքայելով. (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

186

Քրոմի օքսիդին Cr2O3 համապատասխանում է գորշ կանաչավուն գույնի, ջրում քիչ

լուծվող Cr(OH)3 հիդրօքսիդը: Այն ստանում են քրոմի եռավալենտ աղի վրա ալկալիներով

ազդելիս՝ Cr2(SO4)3 + NaOH = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4

Քրոմի հիդրօքսիդն օժտված է ամֆոտեր հատկություններով` փոխազդում է թթուների

հետ՝ Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

Իսկ հիմքերի հետ առաջացնում է քրոմատներ( քրոմաթթվի աղեր)՝

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Քրոմի օքսիդը` CrO3 մուգ կարմիր գույնի բյուրեղային նյութ է, հեշտությամբ լուծվում է

ջրում` առաջացնելով քրոմական թթու:

Բնության մեջ, ստացումը և կիրառումը: Քրոմը, մոլիբդենը և վոլֆրամը բնության մեջ

հանդիպում են միայն միացությունների ձևով: Բնության մեջ առավել տարածվածը քրոմն է: Քրոմ

պարունակող կարևոր միներալը քրոմիտն է `Fe(CrO2)2: Արդյունաբերության մեջ մոլիբդեն

ստանալու համար օգտագործում են հետևյալ միներալները. Մոլիբդենիտ, մոլիբդենային փայլ`

MoS2 , վուլֆենիտ, դեղին կապարաքար` PbMoO4: Բնության մեջ վոլֆրամը հանդիպում է հետևյալ

միներալների ձրով. Շեելիտ` CaWO4 , վոլֆրամիտ` (Fe,Mn)WO4, շտոլցիտ`PbWO4: Քրոմի

երկաթաքարից քրոմը անջատելու համար էլեկտրական վառարաններում, բարձր

ջերմաստիճանում երկաթաքարը ածխով վերականգնում են.

Fe(CrO2)2 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO

Ընդ որում երկաթը քրոմի հետ առաջացնում է ֆերրոքրոմ համաձուլվածք, որը

լայնորեն կիրառվում է քրոմային պողպատ պատրաստելու համար:

Մոլիբդենի կորզումը հանքաքարից իրականացվում է մի քանի փուլով: Սկզբում

մոլիբդենային MoS2 փայլը թրծում են.

2MoS2 + 7O2 = 2MoO3 + 4SO2

Այնուհետև մոլիբդենի օքսիդը վերականգնում են ջրածնով կամ ածխով:

MoO3 + 3H2 = Mo + 3H2O

Առաջացած վոլֆրամի օքսիդը նույնպես վերականգնում են ջրածնով.

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

187

WO3 +3 H2 = W + 3H2O

Քրոմի հիմնական սպառողը մետալուրգիական արդյունաբերությունն է: Բարձրորակ

պողպատներ պատրաստելիս որպես լրացում հաճախ օգտագործում են ֆերոքրոմ: Քրոմը

լայնորեն օգտագործվում է որպես ավտոմեքենաների դետալների, բժշկական գործիքների,

ժամացույցների կմախքների, ծածկոց պատրաստելու համար, այն հուսալի պաշտպանում է

կոռոզիայից, գեղեցկացնում է և բարձրացնում արտադրանքի ամրությունը: Մեծ էլեկտրական

դիմադրողականությամբ օժտված քրոմ պարունակող համաձուլվածքները կիրառվում են

էլեկտրական վառարաններում տաքացնող սարքեր պատրաստելու համար: Մոլիբդենը և

վոլֆրամը հիմնականում ծախսվում են բարձրորակ լեգիրացված պողպատներ ստանալու

համար: Մոլիբդենի պարունակությունը պողպատում բարձրացնում է նրա կռելիությունը և

առանձգականությունը, հրադիմացկունությունը և կոռոզիականությունը: Մոլիբդենային

պողպատները կիրառվում են հրանոթների փողեր, ինքնաթիռների ու ավտոմեքենաների

դետալներ պատրաստելու համար: Մոլիբդենի միացությունները կիրառվում են որպես

կատալիզատորներ, ինչպես նաև էմալների արտադրությունում: Վոլֆրամային պողպատը

անգամ մինչև կարմրություն շիկանալը պահպանում է կոփվածքը: Վոլֆրամի և մոլիբդենի

կարբիդները օժտված են մեծ կարծրությամբ և մտնում են գերկարծր համաձուլվածների

բաղադրության մեջ,որոնցից պատրաստում են շաղափների և հատիչների ծայրակալներ, որոնք

նախատեսվում են հատուկ կարծր մետաղների մեխանիկական մշակման համար:Վոլֆրամի մի

քանի միացություններ օգտագործվում են որպես կատալիզատոր բարձրորակ բենզինների

արտադրությում, ինչպես և ներծծում են գործվածքները` նրանց հրակայունություն և

ջրադիմացկունություն հաղորդելու համար:

ՊՀ-ի 7-րդ խմբի d խմբի տարրերը: Մանգանի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը: Մանգանի

ենթախմբի տարրերի միացությունները:

Պարբերական համակարգի VII-րդ 2-րդային ենթախումբը ընդգրկում է մանգան,

տեխնեցիում և ռենիում: Ի տարբերություն VII-րդ խմբի գլխավոր ենթախմբի քննարկվող

տարրերի քիմիական կապեր են առաջացնում ինչպես վերջին, այնպես էլ նախավերջին

օրբիտալների էլեկտրոնային շերտի հաշվին: Այս տարրերն իրենց միացություններում

դրսևորում են միայն դրական օքսիդացման ասիճան: Մետաղական հատկություները և

քիմիական ակտիվությունը նվազում է մանգան-տեխնեցիում-ռենիում շարքում: Մանգանը,

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

188

տեխնեցիումը, ռենիումը տիպիկ մետաղներ են: Մանգանը և ռենիումը արծաթասպիտակավուն

են, իսկ տեխնեցիումը բաց դարչնագույն: Խտությունը, հալման և եռման ջերմաստիճանները

աստիճանաբար աճում են մանգան ռենիում: Սրանցից ամենածանրը և դժվարահալը ռենիումն

է: Օդի թթվածնով մանգանը հեշտությամբ օքսիդանում է, սակայն այդ դեպքում նրա մակերեսին

առաջացող օքսիդային թաղանթը արգելակում է մետաղի հետագա օքսիդացումը: Էլ ավելի խիտ

օքսիդային թաղանթ է առաջանում մանգանի վրա սառը ազոտական թթվով ազդելիս: Մանգանը

փոշի վիճակում տաքացնելիս անմիջականորեն միանում է` S, N2, P, C, Si, և Br2-ի հետ:

Տաքացնելիս տեխնեցիումը թթվածնում օքսիդանում է Te2O7, ռենիումը դժվարությամբ է

օքսիդանում առաջացնում է` ReO3, Re2O7:

4Te + 7O2 = 2Te2O7 2Re + 3O2 = 2ReO3 4Re + 7O2= 2Re2O7

Մանգանը հեշտությամբ փոխազդում է հալոգենների հետ, տեխնեցիումը ֆտորի և քլորի հետ

փոխազդում է 400օC:

Mn+Cl2=MnCl2

Te+3F2=TeF6

2Re+5Cl2=2ReCl5

Te և Re փոխազդում են միայն օքսիդիչ թթուների հետ:

3Re + 7HNO3 = 2H2O + 7NO +3HreO4

Mn, Te, Re-ի թթվածնային միացությունները- Թթվածնի հետ մանգանն առաջացնում է MnO,

Mn2O3, MnO2, MnO3,Mn2O7, Mn3O4 կամ MnO Mn2O3:

MnO-ի գորշ կանաչավուն, բյուրեղները ստացվում է MnO2-ը ջրածնով վերականգնելիս:

MnO2 + H2 = MnO + H2O

Mn2O3-ը գորշ բյուրեղներ են, համապատասխանում է Mn(OH)2

MnO2 –սև բյուրեղներ են, անֆոտեր է:

MnO3- համապատասխանում է H2MnO4Mn2O7- սևականաչավուն, յուղանաման հեղուկ է

համապատասխան թթուն HMnO4

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

189

Առավել կայուն է մանգանի քառավալենտ օքսիդը, հեշտությամբ վերականգնվում է մինչև Mn(II)

միացություններ:

2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + 2H2O + O2

Փոխազդում է աղաթթվի հետ:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Եթե Mn(II) աղի վրա ազդեն ալկալիով, ապա առաջանում է Mn(OH)2:

MnCl2 +2NaOH = Mn(OH)2 +2NaCl

Mn(OH)2սպիտակ նստվածք է օդում արագությամբ գորշանում է:

2Mn(OH)2 + 2H2O + O2 = 2Mn(OH)4

Mn(OH)4 վրա թթուներով ազդելիս ստացվում է մանգանի երկվալենտ աղերը:

Mn(OH)4 +2H2SO4 = 2MnSO4 + 6H2O + O2

6)MnO2 թթվածնի կամ օքսիդների առկայությամբ ալկալու հետ միահալելիս:

2MnO2 +4KOH + O2= 2K2MnO4+2H2O

K2MnO4 լուծույթի վրա թթվով ազդելիս առաջանում է H 2MnO4

K2MnO4+ H2SO4 = K2SO4 + H 2MnO4

H 2MnO4 անկայուն է և քայքայվում է:

H 2MnO4=2HMnO4 + MnO4 + 2H2O

Ջրային լուծույթում կայուն չեն մանգանային թթվի աղերը:

2 K2MnO4+ 2H2O 2KMnO4+ MnO2+4H2O

K2MnO4փոխազդում է ուժեղ օքսիդիչների հետ:

2K2MnO4+ Cl2 = 2KCl + 2 KMnO4

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

190

HMnO4–հայտնի է միայն ջրային լուծույթներում և դասվում է միայն ուժեղ թթուների շարքին:

2KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + HMnO4

2HMnO4 = Mn2O7 + H2O

Mn2O7= 4MnO2 + 3O2 KMnO4– ամենատարածված օքսիդն է:

2KMnO4+ KNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + KNO4 + H2O

Չեզոք և թույլ հիմնային լուծույթներում մինչև MnO2:

2KMnO4+5KNO2+H2O =MnO2+ 3KNO3 + 2KOH

2KmnO4+5KNO2 + 3H2SO4 = 5KNO3 +K2SO4 + 2MnSO4 +3H2O

2Mn(NO3)2 + O2 + 4NaOH = 2MnO2 + 4NaNO3 + 2H2O

Մանգանի քառավալենտ օքսիդը կծու կալիումի և բերտոլետյան աղի հետ հալելիս օքսիդանում է

մինչև մանգանատի:

3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

Հայտնի է Te երկու օքսիդներ` TeO2, Te2O7:

TeCl4 + 2H2O = TeO2+ 4HClTeO2-ը ամֆոտեր օքսիդ է, լուծվում է թթուներում և խիտ

ալկալիներում, թթվածնում օքսիդանում է մինչև` Te2O7:

Re-ըառաջացնումէհետևյալօքսիդները Re2O, ReO, ReO2, ReO3, Re2O7:

Re2O7 + H2O = 2HreO4

4ReO2 + 3O2 = 2Re2O7

Mn-ի ենթախմբի տարրերի բնության մեջ

Ստացումը և կիրառումը- միայն մանգանն է, որ զգալի քանակով գտնվում է երկրի

կեղևում: Ռենիումը հազվագյուտ տարր է և ինքնուրույն միներալներ չի առաջացնում: Աննշան

քանակությամբ տեխնեցիում պարունակվում է մի քանի ռադիոակտիվ հանքաքարերում և

առաջին քիմիական տարրն է, որ ստացել են արհեստական եղանակով:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

191

Մանգանի ստացումը:

3Mn3O4 + 8Al= 4Al2O3 + 2Mn

Ռենիումի ստացումը:

2NH4ReO4 + 4H2 =2Re + N2 + 8H2O

Կիրառությունը- Մանգանը բարձրացնում է մետաղների մեխանիկական որակը,

դիմացկունությունը կոռոզիայի ու մաշման դեմ, օգտագործում են նաև պողպատներից ծծումբը

հեռացնելու համար: Մանգանն օգտագործում են մեքենաշինության, գործիքներ և այլ

շինվածքներ պատրաստելու համար: Մանգանը բժշկության մեջ օգտագործում են վերքերը

լվանալու և մաշկի այրվածքների բուժման համար: Տեխնեցիումը օժտված է հակակոռոզիոն

դիմացկունությամբ օգտագործում են որպես կոնստրուկցիոն նյութ: Ռենիումի

համաձուլվածքներից պատրաստում են հատուկ էլեկտրոդներ:

Դասախոսություն 19

ՊՀ-ի 8-րդ խմբի d խմբի տարրերը: Երկաթի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը:

Երկաթի ենթախմբի տարրերի միացությունները: Կոբալտի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը:

Կոբալտի ենթախմբի տարրերի միացությունները: Նիկելի ենթախումբ, ընդհանուր բնութագիրը:

Նիկելիի ենթախմբի տարրերի միացությունները: Տեղեկություններ պլատինի ընտանիքին

պատկանող մետաղների մասին:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

192

VIII խմբի երկրորդական ենթախմբի մետաղների ընդհանուր բնութագիրը:

Երկաթը պարբերական համակարգի ութերորդ խմբի տարր է:Երկաթի ընտա-նիքին

պատկանող տարրեր են` երկաթը, կոբալտը, նիկելը:

Fe+26)2)2)14)2 1s22s22p63s23p64s23d6

Co +27)2)8)15)2 1s22s22p63s23p64s23d7

Ni+28)2)8)16)2 1s22s22p63s23p64s23d8

Այս տարրերը քիմիական կապեր են առաջացնում ի հաշիվ վերջին և

նախավերջին էլեկտրոնային շերտի օրբիտալների էլեկտրոնների: Նիկելի և կոբալտի

ատոմներն ունեն վերջին շերտի համանման կոնֆիգուրացիա: Նրանց մոտ միայն կենտ

էլեկտրոնները 3d ենթամակարդակում, համապատասխանաբար հավասար են երեքի և

երկուսի: Ցածր էվ շնորհիվ երկաթի ընտանիքի ատոմներն իրենց միացություններում

ցուցաբերում են միայն դրական oքսիդացման աստիճան: Առավել կայուն միացություններում Co

և Ni դրսևորվում են +2 օքսիդացման աստիճան, իսկ Fe՝ +3: Երկաթը այլումինից հետո

ամենատարածված մետաղն է: Ազատ վիճակում այն լինում է միայն երկրի վրա ընկնող

երկնաքարերի մետերոիդների բաղադրության մեջ: Երկրի կեղևում երկաթը պատահում է

տարբեր միացությունների ձևով (թթվածին, ծծումբ): Երկաթի շատ բնածին միացություններ

հանքեր են` նրանց մեջ մետաղն այնպիսի քանակությամբ է պարունակվում, որ նրա

արդյունահանումը տնտեսապես ձեռնտու է:

Մագնիսական երկաթաքար - երկաթի սուբօքսիդ FeO Fe2O3 կամ Fe3O4, ունի մագնիսական

հատկություններ: Երկաթի օքսիդ Fe2O3 կոչվում է երկաթի փայլ, կամ կարմիր երկաթաքար:

Թուխ կամ գորշ երկաթաքար -երկաթի (lll) օքսիդ միացությունն է երկաթի (lll) հիդրօքսիդի

հետ Fe2O3 Fe(OH)3 :

Երկաթի կոլչեդան FeS2 -օգտագործվում է ծծմբական թթվի արտադրության մեջ:

Սիդերիտ` FeCO3, գորշ երկաթաքար HFeO2 . nH2O: Երկաթի հանքավայրեր գտնվում են

Ուրալում (մագնիսական երկաթաքար), Կերչում (գորշ երկաթաքար), Կռիվոյ Ռոգում ( կարմիր

երկաթաքար ), Կոտակի մարզում, Կոլա թերակղզում , Սիբիրում, հեռավոր Արևելքում:

Երկաթի ֆիզիկական հատկությունները- Երկաթն առաջացնում է երկու բյուրեղային

մոդիֆիկացիա Լ-երկաթ և յ-երկաթ: Առաջինն ունի խորանարդային տարածակենտրոն ցանց,

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

193

երկրորդը՝ խորանարդային նիստակենտրոն ցանց: Երկաթը արծաթափայլ պլաստիկ մետաղ է:

Նա լավ կռելի է, գլանվում և մշակվում է մեխանիկական տարբեր ձևերով: Երկաթի ֆիզիկական

հատկությունները կախված է նյութի մաքրությունից: Նա դասվում է ծանր մետաղների շարքը և

ունի հալման բարձր ջերմաստիճան`15390C: Երկաթն աչքի է ընկնում մագնիսանալու և

ապամագնիսանալու ունակությամբ: Ունի 4 կայուն իզոտոպ` 54, 56, 57, 58, 2 արհեստական

ռադիոակտիվ 55.59:

Երկաթի քիմիական հատկությունները: Երկաթը քիմիապես ակտիվ մետաղ է և ակտիվության

շարքում դասավորված է ջրածնից ձախ: Քիմիական ռեակցիաների ժամանակ երկաթի

ատոմները հեշտությամբ տալիս են նախ արտաքին շերտի 2 էլեկտրոնները և վերածվում Fe2+

իոնների: Fe2+ իոնը տալիս է նաև 1e- նախավերջին շերտից`վերածվելով եռալիցք Fe3+ իոնների:

Fe - 2e- = Fe2+ Fe2+ – e- = Fe3+ կամ Fe – 3e- = Fe3+

Խոնավ օդում երկաթը արագորեն ժանգոտվում է, այսինքն ծածկվում է երկաթի հիդրատացված

օքսիդի, գորշ գույնով, որն իր փխրունության պատճառով երկաթը չի պաշտպանում հետագա

օքսիդացումից:

2Fe+O2+H2O=Fe2O3nH2O

Թթվածնի պակաս մուտքի դեպքում առաջանում է խառը օքսիդ՝ Fe3O4(Fe2O3.FeO)

3Fe + O2 + H2O = Fe3O4 . nH2O

Այրվում է թթվածնի մեջ՝ առաջացնելով երկաթի հարուկ

3Fe+2O2=Fe3O4

Բարձր ջերմաստիճանում շիկացնելիս երկաթը ջրային գոլորշուց վերականգնում է ջրածինը,

միաժամանակ առաջացնելով երկաթի սուբօքսիդ և երկաթի հարուկ:

Fe+H2O=FeO+H2

Fe+4H2O=Fe3O4+H2

Երկաթը միանում է մետալոիդների հետ

Fe + S = FeS 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 2Fe + 3Br = 2FeBr3

Բարձր ջերմաստիճանում երկաթը ածխածնի հետ առաջացնում է կարբիդ, որն իրենից

ներկայացնում է մոխրագույն փխրուն, կարծր ու դժվարահալ նյութ և կոչվում է ցեմենտիտ:

3Fe + C = Fe3C

Երկաթը փոխազդում է ցանկացած կոնցենտրացիայի աղաթթվի հետ:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

194

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Փոխազդում է նոսր և խիտ ծծմբական թթվի հետ, իսկ 100% ոչ:

Fe + H2SO4(ն) = FeSO4 + H2

2Fe + 6 H2SO4 (ն) = FeSO4 + 3SO2 + 6H2O

Fe + H2SO4 (100%)

Ազոտական թթվի նոսր և միջին կոնցենտրացիայի լուծույթի հետ փոխազդում է

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)2 + NO + 2H2O

Fe0 – 3e- = Fe3+ 3

N5+ + 3e- = N2+ 3

100%-ի մոտ կոնցենտրացիա ունեցող H2SO4-ի և HNO3-ի հետ Fe–ը սովորական

ջերմաստիճանում գործնականորեն չի փոխազդում,շնորհիվ այն բանի,որ նրա մակերեսի վրա

առաջանում են պաշտպանական թաղանթներ: Երկաթը փոխազդում է իրենից պակաս ակտիվ

մետաղի աղի հետ

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Դուրս է մղում հետևյալ մետաղներին իրենց միացություններից`Bi, Sb, Pb, Sr, Cu, Ag, Hg, Au:

Երկաթի խարտուկը տաքացնելիս փոխազդում է` առաջացնելով նիտրիդ Fe2N, Fe4N

2Fe + NH3 0500400 Fe2N + H2

2Fe + NH3 C0430 Fe3N + H2

2Fe2N C0600 Fe4N + N2

Երկաթին բնորոշ են երկու շարքի միացություններ` երկաթի (II) միացություններ և երկաթի (III)

միացություններ: Երկաթի (II) օքսիդը կամ երկաթի սուբօքսիդը` FeO ունի սև գույն: Երկաթի (III)

օքսիդը Fe2O3 ունի կարմիր գորշ գույն: Բացի (II, III) միացություններից հայտնի է երկաթական

թթվի H2FeO4 աղեր, որոնց մեջ երկաթի օքսիդացման աստիճանը +6 է: Երկաթի (II) աղերը

ստացվում են երկաթը նոսր թթուների հետ փոխազդելիս, բացի ազոտական թթվից: Դրանցից

ամենակարևորը երկաթի սուլֆատն է կամ երկաթի արջասպը` FeSO4 . 7H2O, կանաչ գույնի

բյուրեղներ է, ջրում լավ լուծվող: FeSO4-ն ունի սպիտակ գույն: Բյուրեղահիդրատը տաքացնելիս

նախ հեռանում է ջուրը, ապա քայքայվում է աղը:

2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 + SO3

Երկաթի (II) աղի լուծույթը ալկալիի հետ փոխազդելիս նստում է երկաթի (II) հիդրօքսիդը`

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

195

սպիտակ գույնի նստվածքը, որն օդում արագ օքսիդանալու հետևանքով գունավորվում է

կանաչավուն և ապա գորշ, վերածվելով երկաթի (III) հիդրօքսիդի:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Անջուր FeO կարելի է ստանալ Fe2O3 –ը մինչև 5000C վերականգնվի CO–ով:

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

Ալկալիական մետաղների կարբոնատները երկաթի (II) աղերի FeCO3:

Na2CO3 + FeSO4 = FeCO3 + Na2SO4

Երկաթի (II) աղերը հեշտությամբ կարող են վերածվել երկաթի (III) աղերի զանազան

օքսիդիչների` ազոտական թթվի, կալիումի պերմանգանատի, քլորի ազդեցությամբ, օր.`

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

Երկաթի (III) միացությունները: Երկաթի (III) քլորիդը FeCl3 կանաչավուն երանգով,մուգ

դարչնագույն բյուրեղներ է: Այս նյութը խիստ հիդրոսկոպիկ է,օդից խոնավություն կլանելով

փոխարկվում է բյուրեղահիդրատի և օդում ճապաղում է: Այդ վիճակում FeCl3 լինում է գորշ

նարնջագույն: FeCl3-ը օգտագործվում է ջրի մաքրման ժամանակ որպես կոագուլանտ,

օրգանական նյութերի սինթեզի ժամանակ որպես կատալիզատոր և տեքստիլ

արդյունաբերության մեջ:

Fe (III) սուլֆատը` Fe2(SO4)3 շատ հիդրոսկոպիկ, օդում ճապաղող սպիտակ բյուրեղներ է,

առաջացնում է Fe2(SO4)3 . 9H2O բյուրեղահիդրատը (դեղին): Fe2(SO4)3-ը քայքայվում է հետևյալ

հավասարումով.

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3

Երկաթի (III) աղերի վրա ալկալիով ազդելիս նստում է կարմրագորշ երկաթի (III) հիդրօքսիդ`

Fe(OH)3 , որը ալկալիի ավելցուկի մեջ անլուծելի է: Երկաթի (III) աղերը հիդրոլիզվելիս տալիս են

լուծույթին դեղին գույն: Երկաթի հիդրօքսիդը շիկացնելիս ջուրը կորցնում է և վերածվում երկաթի

(III) օքսիդի:

Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Fe2O3-ը օգտագործվում է որպես դարչնագույն ներկ` երկաթի սուսր կամ մումիա:

Fe-ի (II) աղերը Fe (III) աղերից տարբերող բնորոշ ռեակցիան է կալիում`KSCN կամ ամոնիումի

ռոդանիդը` NH4SCN: Լուծույթը պարունակում է SCN- անգույն իոններ,որոնք միանում են Fe (III)

իոնների հետ` առաջացնելով ալ-կարմիր,թույլ դիսոցված երկաթի ռոդանիդ`Fe(SCN)3 ,իսկ Fe (II)

իոնները ռոդանիդի հետ փոխազդելիս լուծույթը մնում է անգույն:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

196

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl

FeCl2 + 2KSCN = Fe(SCN)2 + 2KCl

Fe (III) միացությունները օքսիդիչներ են

2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2

Fe2(SO4)3 + H2S = FeSO4 + S + H2SO4

Երկաթի (II,III) օքսիդը (Fe3O4) կարելի է դիտել որպես Fe2O3–ի և FeO-ի միացություն կամ

(Fe(FeO2)2 աղ

Fe3O4 + 8HCl = 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

Երկաթի (II) աղերի վրա կարմիր արյան աղով` K3[Fe(CN)6] ազդելիս առաջանում է կապույտ

նստվածք` տուրնբուլյան կապույտ:Այս ռեակցիան Fe2+–ի որակական ռեակցիան է:

K3[Fe(CN)6] + 3FeCl2 = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3KCl

Երկաթի (III) լուծվող աղերի վրա դեղին արյան աղով K4[Fe(CN)6] ազդելիս առաջանում է

կապույտ նստվածք` բեռլինյան լազուր:Fe3+-իոնի որակական ռեակցիան է:

3K4[Fe(CN)6] + 4FeCl3 = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

Ֆերիտներ: Երկաթի (III) օքսիդը նատրիումի կամ կալիումի կարբոնատների հետ տաքացնելիս

առաջանում են ֆերիտներ`ազատ վիճակում չստացվող երկաթային թթվի HFeO2 աղեր: Օր.`

նատրիումի ֆերիտ NaFeO2:

Fe2O3+Na2CO3=NaFeO2+CO2

Օժտված է արժեքավոր մագնիսական հատկությամբ և բարձր էլեկտրադիմացկու-նությամբ:

Երկաթի (III) օքսիդը տաքացնելիս կալիումի նիտրատի և կալիումի հիդրօքսիդի հետ

կառաջանա մի համաձուլվածք,որը պարունակում է կալիումի ֆերատ` K2FeO4 երկաթական թթվի

H2FeO4 աղը.

Fe2O3+4KOH+3KNO3=2K2FeO4+3KNO2+2H2O

K2FeO4-ը ջրում լուծելիս ստացվում է կարմրամանուշակագույն լուծույթ,որից BaCl–ի

ազդեցությամբ կարելի է նստեցնել ջրում անլուծելի բարիումի ֆերատ BaFeO4:

Բոլոր ֆերատները ուժեղ օքսիդիչ են,ավելի ուժեղ,քան պերմանգանատը: Երկաթական թթուն

H2FeO4 և նրա անհիդրիդը FeO3 ազատ վիճակում չեն ստացվել:

Երկաթը ածխածնի (II) օքսիդի հետ առաջացնում է ցնդող միացություններ,որոնք կոչվում են

կարբոնիլներ:Օր.` երկաթի պենտակարբոնիլները Fe(CO)5` բաց դեղին հեղուկ է:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

197

Կոբալտ (լատ.Cobaltum)՝ քիմիական տարր է, որի նշանն է Co, պարբերական

համակարգի 8-րդ խմբի առաջին եռյակի քիմիական տարր: Կարգահամարը 27 է, ատոմական

զանգվածը՝ 58,9332: Կոբալտը վարդագույն երանգով արծաթագույն, ծանր մետաղ էֈ Ունի մեկ

կայուն իզոտոպ՝ 59Co (տարածվածությամվ 100[3] %), արհեստական ռադիոակտիվ իզոտոպներից

արժեքավոր է 60Co(T1/2= = 5,27 տարի): Միարժեք և քառարժեք կոբալտի համար ստացված են

միայն քիչ թվով կոմպլեքս միացություններֈ Սովորական ջերմաստիճանում հոծ կոբալտը կայուն

է ջրի և օդի ազդեցության նկատմամբֈ α-Co ունի վեցանկյուն բյուրեղացանցի կառուցվածք, β-Co

բյուրեղացանցը խորանարդ է, ջերմաստիճանային անցումը՝ α↔β, 427 °C: Հին Եգիպտոսում,

Բաբելոնում և Չինաստանում կոբալտի օքսիդը կիրառվում էր ապակին և արծնը կապույտ

ներկելու համարֈ Նույն նպատակով 16-րդ դարում Արևմտյան Եվրոպայում օգտագործվում էր

քրքումաներկը, որն ստանում էին «կոբոլդ» կոչվող հանքանյութերի ջերմային մշակմամբ, որի

ընթացքում անջատվում էր մեծ քանակությամբ թունավոր ծուխ, իսկ ջերմային մշակման

նյութերից չէր հաջողվում մետաղ ձուլելֈ Երկրակեղևում կոբալտի պարունակությունն ըստ

զանգվածի հավասար է 4•10−3 %ֈ Հայտնի է կոբալտ պարունակող շուրջ 30 հանքանյութ, որոնցից

են՝ կոբալտինը CoAsS, լինեիտը Co3S4, սմալտինը CoAs2 և այլնֈ Ծովի ջրում պարունակությունը

մոտ (1,7)•10−10 % էֈ Կոբալտի ամենահարուստ հանքերը գտնվում են Կոնգոյի Դեմոկրատական

Հանրապետությունում: Կոբալտի արդյունաբերական ստացման հիմնական աղբյուրը նիկելի

հանքանյութերն են, որոնցում այն գտնվում է խառնուրդի ձևովֈ Այդ հանքանյութերի մշակումը

շատ բարդ է և դրա եղանակը կախված է հանքանյութի բաղադրությունիցֈ Նիկելից կոբալտից

անջատում են ըստ ռեակցիայիֈ

2CoCl2 +NaClO + 4NaOH + H2O 2Co(OH)4 + 5NaCl

Համարյա ամբողջ նիկելը մնում է լուծույթումֈ Ջուրը հեռացնելու համար Co(OH)3-ը սև

նստվածքը շիկացնում ենֈ Ստացված Co3O4 օքսիդը վերականգնում են ջրածնով կամ ածխածնովֈ

2-3 % խառնուրդներ (Ni, Fe, Cu ևն) պարունակող կոբալտը կարելի է մաքրել էլեկտրոլիզովֈ

Կոբալտը մետաղ էֈ Օքսիդների բարակ շերտից ստանում է դեղնավուն երանգֈ Կոբալտը

գոյություն ունի երկու ձևափոխությունների տեսքովֈ Սենյակայինից մինչև 427 °C ջերմաստիճանը

կայուն է α-ձևափոխությունը, 427 °C-ից մինչև հալման 1494 °C ջերմաստիճանը՝ β-

ձևափոխությունըֈ Կոբալտն ունի ֆերոմագնիսական հատկություն: Մանրացրած կոբալտը, որն

ստացվում է 250°C-ում նրա օքսիդը ջրածնով վերականգնելիս (հրակիր կոբալտ), օդում

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

198

ինքնաբոցավառվում է՝ փոխարկվելով CoO-իֈ Հոծ կոբալտը սկսում է օքսիդանալ միայն 300 °C-ից

բարձրֈ Կարմիր շիկացման ջերմաստիճանում կոբալտը քայքայում է ջրային գոլորշին՝

Co + H2O CoO + H2

Տաքացնելիս կոբալտը հեշտությամբ է միանում հալոգեններին՝ առաջացնելով

հալոգենիդներ՝ CoX2: Նույն պայմաններում փոխազդում է ծծմբի, սելենի, ֆոսֆորի, զառիկի,

ածխածնի, սիլիցիումի, բորի և այլ տարրերի հետ, ընդ որում ստացված նյութերի

բաղադրությունը երբեմն չի համապատասխանում վերը հիշատակված արժեքային վիճակներին

(օրինակ, Co3P, Co2As, Co3C և այլն):

Co + 3F2 2CoF3 Co + Cl2 CoCl2

Նոսր աղաթթվի և ծծմբական թթվի հետ դանդաղ է փոխազդում, դուրս է մղում ջրածին և

առաջացնում, համապատասխանաբար, քլորիդ՝ CoCl2, և սուլֆատ՝ CoSO4, իսկ նոսր ազոտական

թթվի հետ՝ ազոտի օքսիդներ և նիտրատֈ

Co3O4 +4H2 3Co + 4H2O 4Co(OH)2 + O2 Co2O3 + 4H2O

Խիտ HNO3-ը պասսիվացնում է կոբալտըֈ Cօ2+-ի աղերի լուծույթներից ալկալիները

նստեցնում են կապույտ հիդրօքսիդը՝ Co(OH)2, որն աստիճանաբար մգանում է օդի թթվածնով

մինչև Co(OH)3 օքսիդանալու պատճառովֈ 400-500°C-ում թթվածնում CoO-ն տաքացնելիս

առաջացնում է սև ենթօքսիդ-օքսիդ՝ Co3O4, կամ CoO•Co2O3:

Հնագույն ժամանակներից կոբալտից ստեղծված գունանյութերը (կոբալտի

կապույտ) օգտագործվել են զարդեղենների արտադրությունում և ապակիներ գունավորելու

համարֈ

Կոբալտն օգտագործվում է պողպատի լեգիրացման համար, ինչի շնորհիվ

մեծանում է վերջինիս ջերմակայունությունը, բարելավվում են մեխանիկական հատկություններըֈ

Կոբալտ պարունակող համաձուլվածքներից պատրաստում են մշակող գործիքներ՝ շաղափներ,

կտրիչներ և այլնֈ

Քիմիական ռեակցիաներում օգտագործվում է որպես կատալիզատորֈ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

199

Լիթիումի կոբալտիտը կուտակիչների արտադրության ժամանակ

օգտագործվում է որպես բարձր արդյունավետության դրական էլեկտրոդֈ

Բժշկության մեջ ռադիոակտիվ 60Co-ը, որի կիսատրոհման պարբերությունը 5271

տարի է, օգտագործվում է գամմա-դեֆեկտասկոպիա կատարելու ժամանակֈ

Կոբալտը բոլոր կենդանիների համար ունի էական նշանակությունֈ Այն կոբալամինի

հիմնական բաղկացուցիչն է, որը հայտնի է նաև որպես B12 վիտամինֈ Կոբալտը մասնակցում է

արյունաստեղծմանը, նյարդային համակարգի և լյարդի գործունեությանըֈ Մարդու օրական

կոբալտի պահանջը կազմում է 0.007-0.015 մգֈ Մարդու մարմինը պարունակում է իր քաշի

յուրաքանչյուր կիլոգրամի հաշվարկով 0.2 մգ կոբալտֈ Մշտապես գտնվելով կենդանիների և

բույսերի հյուսվածքներում կոբալտը մասնակցում է նյութափոխանակության պրոցեսներինֈ

Կոբալտի նկատմամբ մարդու օրական պահանջը 7-15 մկգ է, կենդանիներինը կախված է նրանց

տեսակից, տարիքից և մթերատվությունիցֈ Կերաբաժնում կոբալտի անբավարարությունը

նվազեցնում է կենդանիների մթերատվությունը, խախտվում է նյութափոխանակությունը և

արյունաստեղծումը, առաջանում որոճողների ակոբալտոզֈ Կոբալտը ազդում է սպիտակուցների,

ածխաջրերի, ճարպերի նյութափոխանակության, նուկլեինաթթուների սինթեզի, կենդանի

օրգանիզմում օքսիդավերականգնման ռեակցիաների վրաֈ Կոբալտը արյունաստեղծման և

էրիտրոպոետինների սինթեզն ակտիվացնող հզոր միջոց է

Նիկել (լատ.՝ Niccolum), քիմիական տարր է որի նշանն է Ni, տարրերի պարբերական

համակարգի 4-րդ պարբերության 8-րդ խմբի տարր է, կարգահամարը՝ 28, ատոմական

զանգվածը՝ 58,70ֈ d տարր է, ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 3s23p63d84s2, К և

Լ թաղանթները լրացված ենֈ Բնական նիկելը բաղկացած է 58Ni (67, 76 %), 60Ni (26,16%), 61Ni

(1,25%), 62Ni (3,66% ) և 64Ni (1,16% ) կայուն իզոտոպներիցֈ Ստացվել են 56, 59, 63, 65 և 66

զանգվածի թվերով արհեստական ռադիոակտիվ իզոտոպներ, որոնցից ավելի երկարակյաց են

59Ni (Т1/2= = 8•104 տարի) և 63Ni (T1/2=91,6 տարի)ֈ Նիկելը հայտնաբերել (1751), անջատելն անվանել է

շվեդ, քիմիկոս Ս․ Քրոնստեդտը (1722-1765)ֈ Անվանումը ծագում է կուպֆերնիկել միներալի (NiAs)

անունիցֈ 17-րդ դարից հայտնի այդ միներալը արտաքին տեսքի պատճառով շփոթության մեջ էր

գցում պղնձահանք փնտրող լեռնագործներին, որոնք էլ նրան անվանեցին kupferni- cel (գերմ.՝

Kupfer - պղինձ և Nickel - լեռնային ոգի, չար ոգի)ֈ Նիկելի հարուստ հանքավայրերի (Նոր

Կալեդոնիա, Կանադա) և պողպատն «ազնվացնելու» հատկության հայտնաբերումը (19-րդ դար

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

200

վերջ) բերեց նիկելի արտադրության ընդլայնմանըֈ Մինչ այդ նիկելը օգտագործվում էր միայն

ոսկերչության մեջ՝ արծաթանման համաձուլվածքների ձևովֈ Նիկելը սպիտակ արծաթափայլ,

կռելի մետաղ է, հալման ջերմաստիճանը՝ 1453 °C, եռմանը՝ 2730 °C, խտությունը՝ 8900 կգ/մ3ֈ

Ֆեռոմագնիսական էֈ Միջին ակտիվության քիմիական տարր էֈ Քիմիական հատկություններով

նման է երկաթին և կոբալտին, մասամբ՝ նաև պղնձին ու ազնիվ մետաղներինֈ Սովորական

պայմաններում քիմիապես կայուն էֈ Միացություններում ունի +1-ից +4 օքսիդացման աստիճան

(գերազանցապես +2)ֈ Լարվածության շարքում գտնվում է երկաթից աջ (ջրածնից՝ ձախ)ֈ Դանդաղ

լուծվում է նոսր թթուներում՝ առաջացնելով Ni(II)-ի աղերֈ Չի լուծվում ջրում և ալկալիներումֈ

Նիկելի (II) քլորիդ (NiCl2): Նիկելը կլանում է H2, СО և դառնում փխրունֈ Ստացվել և նկարագրվել

են NiH2, NiH և NiH4 հիդրիդները, որոնք ջրածնի լուծույթներ են պինդ նյութերումֈ Թթվածնի հետ

միանում է 500 °C-ից բարձր տաքացնելիս (նուրբ փոշին օդում ինքնաբոցավառվում է)՝

առաջացնելով օքսիդներֈ Նիկելի օքսիդը՝ NiO, բաց կանաչավուն փոշի է, չի լուծվում ջրում

(նախօրոք շիկացրածը՝ նաև թթուներ)ֈ Հիմնային օքսիդ էֈ Հիդրօքսիդը՝ Ni(OH)2 լուծվում է

թթուներում և ամոնիակում իոններ պարունակող լուծույթներումֈ Ni2O3, NiO2 և Ni(OH)3 անկայուն

են և ուժեղ օքսիդիչներֈ Տաքացնելիս նիկելը միանում է հալոգենների, հալկոգենների, ֆոսֆորի,

արսենի, սիլիցիումի և բորի հետֈ Նիկելի հալոգենիդները (NiX2) ջրային լուծույթից անջատվում են

բյուրեղահիղրատների ձևովֈ

3Ni + 8HNO3( 30%) 3 Ni(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Ծծմբի, սելենի և տելուրի հետ նիկելը առաջացնում է ջրում անլուծելի, փոփոխական

բաղադրության սուլֆիդներ, սելենիդներ և տելուրիդներֈ NiS-ը, Ni3S4 և NiS2-ը հանդիպում են

բնության մեջֈ NiS և Ni3S2 կարևոր արդյունաբերական կատալիզատորներ ենֈ Ազոտի հետ նիկելը

չի միանում անգամ շիկացնելիսֈ Ամոնիակը նիկելի կամ NiFr-ի հետ տաքացնելիս (445 °C)

ստացվում են նիկելի նիտրիդի՝ Ni3N մոխրագույն բյուրեղներըֈ

3Ni + 2H2SO4 3 NiSO4 + SO2 + 2H2O

Նիկելի ֆոսֆիդներից կայուն են Ni3P, Ni5P2 և Ni2Pֈ Հայտնի են նիկելի բնական

արսենիդները՝ NiAs, Ni3As (մաուխերիտ) և Ni5As2 (ռամելաբերգիտ)ֈ NiAs-ի բյուրեղում As-ի

ատոմներն ունեն հեքսագոնալային խիտ ծրարված դասավորություն, որոնց մեջ առաջացած

օկտաէդրային դատարկություններում տեղավորված են Ni-ի ատոմներըֈ Ածխածինը հեղուկ

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

201

նիկելում լավ է լուծվում, պինդում՝ վատ (2,7 ատ․% )ֈ Նիկելի անկայուն կարբիդը՝ Ni3C, ստացվել է

V-ի և CO-ի փոխազդեցությամբ՝ 300 °C-ումֈ Նիկելը առաջացնում է կայուն սիլիցիդներ՝ Ni2Si, NiSi,

NiSi2 և բորիդներ՝ Ni3B, Ni2B, NiBֈ Չի փոխազդում ալկալիական և հողալկալիական մետաղների

հետ, մյուսների հետ առաջացնում է պինդ լուծույթներ կամ ներմետաղական միացություններֈ

Ni(II)-ի և ուժեղ թթուների աղերը լուծելի են ջրումֈ Ամենից կիրառականը նիկելի սուլֆատն է`

NiSO4•7H2O, որը լուծույթից անջատվում է զմրուխտագույն բյուրեղների ձևով (անջուրը

նարընջադեղին է)ֈ Նիկելն առաջացնում է վառ կապույտ ամոնիակատներ՝ [Ni(NH3)6]2+ և

[Ni(OH)2(NH3)]4ֈ CO մթնոլորտում նիկելի փոշին տաքացնելիս (50 °C)՝ առաջացնում է կարբոնիլ

Ni(CO)4 (անգույն հեղուկ է), որը քայքայելով ստանում են ամենամաքուր նիկելֈ Նիկելի

առաջացնում է նաև բազմաթիվ այլ կոմպլեքսային միացություններ՝ [Ni(H20)6]2+, [Ni(SCN)6]4-,

[Ni(CN)s]3- և այլնֈ Նիկելի պարունակությունը երկրակեղևում 5,8․10-3 զանգված % էֈ Այն խոր

շերտերի տարր է, սովորաբար ուղեկցում է երկաթին և մագնեզիումինֈ Առաջացնում է 53

սեփական միներալֈ Երկրակեղեում և կենսոլորտում դանդաղ տեղաշարժվող տարր էֈ

Մակերևութային ջրերում և կենդանի օրգանիզմներում նիկելի պարունակությունը շատ փոքր է

(բույսերում՝ 5•10-5%, կենդանի օրգանիզմներում՝ ջրային՝ 1,6•10-4%, ցամաքային 11•10—6% )ֈ Նրա

մեծ պաշարները կուտակված են պղինձնիկելային սուլֆիդային հանքերումֈ Կարևոր

միներալներն են միլերիտը (NiS), պենալանդիտը (FeNiSe) ենֈ Բնածին նիկելի և երկաթի

համաձուլվածքը մտնում է երկնաքարերի բաղադրության մեջֈ Նիկելն օրգանիզմի համար

անհրաժեշտ միկրոտարր էֈ Կուտակվում է եղջերացած հյուսվածքներում (հատկապես՝

փետուրներում)ֈ Հայտնաբերվել է լյարդում, մաշկում և ներզատիչ գեղձերումֈ Նիկելի

ֆիզիոլոգիական դերն անբավարար է ուսումնասիրված, սակայն հաստատված է, որ նիկելն

ակտիվացնում է արգինազա ֆերմենտը, բույսերում՝ մասնակցում ֆերմենտային պրոցեսներինֈ

Սովորաբար նիկելը ստանում են պղնձանիկելային սուլֆիդային հանքերիցֈ Կոնցենտրատը

միահալում են ֆլյուսի հետ և ստանում շտևյն (սուլֆիդային համաձուլվածքը, հիմնականում

Ni2S3), որը պարունակում է 10-15% նիկել, երկաթ, կոբալտ, պղինձ և ազնիվ մետաղներֈ Երկաթը

հեռացնում են օքսիդացնելով (հեղուկ շտեյնի միջով օդ են փչում)ֈ Սառեցնելուց և մանրելուց

հետո նիկելը անջատում են ֆլոտացման եղանակով, ստացված սուլֆիդային կոնցենտրատը

բովում են և ստանում NiO, որն այնուհետե վերականգնում են էլեկտրական աղեղային

վառարաններումֈ Նիկելը մաքրում են էլեկտրոլիզի եղանակովֈ Սիլիկատային հանքանյութերը

վերամշակում են պիրա- կամ հիդրոմետալուրգիական եղանակներովֈ Վերջին դեպքում նիկելը

լուծահանում են ամոնիակի և ամոնիումի աղերի օգնությամբ, ապա ստանում են կարբոնատը և

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

202

հետո օքսիդը, որը վերականգնում ենֈ Օքսիդացված հանքանյութերը երբեմն վերականգնում են

պինդ վիճակում և ստանում են ֆեռոնիկել կամ նիկելային թուջֈ Արտադրվող նիկելի մեծ մասը

օգտագործվում է բարձր մեխանիկական, մագնիսական, ջերմաէլեկտրական և այլ

հատկություններ ունեցող, կոռոզիակայուն համաձուլվածքներ ստանալու համարֈ Ջերմակայուն

քրոմնիկելային համաձուլվածքներն օգտագործվում են հրթիռային տեխնիկայում,

գազատուրբինային սարքերում և որպես ջեռուցիչներֈ Նիկելը օգտագործվում է նաև

էլեկտրականության հիմնային կուտակիչներ պատրաստելու, մետաղների պահպանիչ և

դեկորատիվ ծածկույթներ ստանալու համարֈ Նիկելից պատրաստում են քիմիական

արդյունաբերության համար անհրաժեշտ սարքեր, թիթեղներ, խողովակներֈ Նիկելը կարևոր

արդյունաբերական կատալիզատոր էֈ Նիկելի կոմպլեքսային միացությունը երկմեթիլգլիօքսիմի

հետ՝ (C4H7O2N)2Ni, օգտագործվում է նիկելի վերլուծական որոշման համարֈ Նիկելարջասպը՝

NiSO4•7H2O և ամոնիումային կրկնակի սուլֆատը՝ (NH4)2Ni(SO4)2•6H2O, օգտագործվում են մաքուր

նիկել ստանալու և մետաղները նիկելապատելու համարֈ

Դասախոսություն 20

ՊՀ-ի 5-րդ պարբերության f տարրերը: Լանթանոիդների ընտանիքի ընդհանուր

բնութագիրը: Լանթանոիդների միացությունները, հատկությունները, ստացումը:

ՊՀ-ի 6-րդ պարբերության f տարրերը: Ակտինոիդների ընտանիքի ընդհանուր

բնութագիրը: Ակտինոիդների միացությունները, հատկությունները, ստացումը:

Լանթանոիդներ: Տարրերի պարբերական համակարգի 6-րդ պարբերությունում

լանթանից անմիջապես հետո կարգաթիվը 57 դասավորված են 14 տարրեր՝ 58-71 հաջորդական

համարներով: Այդ տարրերը հատկություններով նման են լանթանին լանթանոիդներ: Այդ

տարրերն էլ հաճախ անվանում են հազվագյուտ հողեր: Ce-Lu շարքում ատոմների միջուկների

լիցքերի մեծացմանը զուգընթաց նոր էլեկտրոնները լրացնում են ոչ թե 5-d ենթամակարդակը,

այլև 4f ենթամակարդակը: Լանթանի 5-d էլեկտրոնը ցերիումի ատոմում տեղափոխվում է f

ենթամակարդակի վրա: 4f-ենթամակարդակը էլեկտրոններով լրացնելու օրինաչափության

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

203

հիման վրա լանթանիդների ընտանիքը բաժանվում է հետևյալ ենթաընտանիքների: Ce-ից մինչև

Gd տարրերը 4f օրբիտալում չունեն զույգված էլեկտրոններ, իսկ Tb- ից մինչև Lu տարրերը 4f

օրբիտալում ունեն զույգված էլեկտրոններ: Լանթանիդները դասվում են f-տարրերի շարքին:

Բացառություն են կազմում գադոլինիումը և լյուտեցիումը: Համարի մեծացման հետ, սկսած 58-ից

միչև 71-ը, ատոմի շառավիղը փոքրանում է: Դա պայամանավորված է միջուկի և էլեկտրոնների

միջև ձգողական ուժի մեծացմամբ:

Լանթանոիդների հատկությունները: Պարզ նյութերի նման բոլոր լանթանոիդները

արծաթասպիտակավուն մետաղներ են: Դրանք լավ կռելի են: Համարյա բոլոր

լանթանոիդները պարամագնիսներ են: Միայն Gd, Dy և Ho- են դրսևորում ֆերոմագնիսական

հատկություններ: Ce-Lu շարքում խտության փոփոխության հետ մեկտեղ փոխվում է հալման և

եռման ջերմաստիճանները: Լանթանոիդները, ինչպես և լանթանը, իրենց ռեակցիոն

հատկությամբ զիջում են միայն ալկալիական և հողալկալիական մետաղներին: Խոնավ օդում

դրանք արագությամբ փայլազրկվում են, իսկ մինչև 200-400ՕC օդում տաքացնելիս բոցավառվում

են, առաջացնելով օքսիդներ և նիտրիդներ: Ցերիումը փոշի վիճակում, անգամ սովորական

պայմաններում օդում հեշտությամբ բոցավառվում է: Ցերիումի այդ հատկությունը տեղ է գտել

այրչների համար կայծքարեր պատրաստելու գործում: Լանթանոիդները հիմանականում

միացություններում ցուցաբերում են 3+ օքսիդացման աստիճան, իսկ օքսիդներում երբեմն 4+:

Եվրոպիումը և իտերբիումը դրսևորում են օքսիդացման 2+ աստիճան: Լանթանոիդները

փոխազդում են ՝

1. Հալոգենների հոտ՝

2Ce + 3Cl2 = 2CeCl3 2Ce + 3Br2 = 2CeBr3

2. Տաքացնելիս փոխազդում են ոչմետաղների հետ:

2Ce + 3S = Ce2S3 Ce + O2 = CeO2 Pr + O2 = PrO2

3. Լանթանոիդներ օքսիդները և հիդրօքսիդները լուծվում են թթուներում բացի HF և H3PO4):

Ce(OH)4 վերականգնիչ թթուների հոտ փոխազդելիս առաջացնում է Ce+3 օքսիդացման

աստիճանի աղեր:

2Ce(OH)4 + 8HCl = 2CeCl3 + Cl2 + 8H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

204

Լանթանոիդները բնության մեջ: Ստացումը և կիրառումը: Լանթանի և

լանթանոիդների պարունակությունը երկրի կեղևում կազմում է 0.01, այսինքն այնքան որքան

պղինձն է: Առավել տարածված են լանթանը, ցերիումը և նեոդիումը: Լանթանոիդները

սովորաբար ստանում են հալված քլորիդի և ֆտորիդի էլեկտրոոլիզից: Դրանք կարելի է ստանալ

նաև ակտիվ մետաղներով ֆտորիդները կամ քլորիդները մետաղաթերմիկ եղանակով

վերականգնելով: Լանթանոիդները բնության մեջ ցրված են և ազատ վիճակում չեն հանդիպում:

Լանթանոիդներն օգտագործում են չուգունի և բարձրորակ պողպատի արտադրության մեջ:

Պողպատի մեջ փոքր քանակով լանթանոիդներ ավելացնելու դեպքում այն մաքրում է ծծմբից,

ազոտից և այլ խառնուրդներից, քանի որ լանթանոիդները քիմիապես ակտիվ մետաղներ են,

փոխազդում են խառնուրդների հետ: Ըստ որում բարձրանում է պողպատի ամրությունը,

ջերմադիմացկունությունը և կոռոզիակյունությունը: Այսպիսի պողպատներն օգտագործում են

գերձայնային ինքնաթիռների համար դետալներ և երկրի արհեստական արբանյակների

ծածկաթաղանթ պատրաստելու համար: Լանթանոիդները նաև օգտագործում են թեթև

մետաղներից ջերմադիմացկուն համաձուլվածքներ ստանալու համար: Լանթանոիդները

կարևոր դեր են խաղում նաև սիլիկատային արդյունաբերության մեջ: Ապակու հեղուկ զանգվածի

մեջ լանթանոիդների օքսիդները ավելացնելու դեպքում բարձրանում է ապակու

թափանցելիությունը: Այդ դեպքում ապակին դառնում է կայուն ոչ միայն

ուլտրամանուշակագույն ճառագայթների ազդեցությանը, այլև ռենտգենյան ճառագայթմանը:

Գադոլինիումի, սամարիումի եվ եվրոպիումի օքսիդները մտնում են միջուկային

ռեակտորներում առաջացող ջերմային նեյտրոններից պաշտպանելու համար կիրառվող

կերամիկական ծածկույթի բաղադրության մեջ:

Ակտինոիդներ: Ակտինիումին հաջորդող Դ. Ի. Մենդելեևի պարբերական համակարգի 78

պարբերության 14 տարրերը կազմում են ակտինոիդների խումբը: Ինչպես լանթանոիդները

այնպես էլ ակտինոիդների ատոմներում հերթական համարի մեծացման հետ տեղի է ունենում

օրբիտալների լրացումը 5d էլեկտրոններում: Բոլոր ակտինոիդները ռադիոակտիվ են: Երկրի

գոյության ընթացքում ակտինոիդների մեծ մասը լիովին քայքայվել են և այժմ բնության մեջ չեն

հանդիպում: Դրա համար էլ դրանք ստացվում են արհեստական եղանակով: Բնության մեջ

թորիումի, պրոտակտինիումի և ուրանի գոյությունը բացատրվում է նրանով, որ դրանք ունեն

համեմատաբար կայուն իզոտոպներ, այսինքն ՝ կիսաքայքայման մեծ տևողություն ունեցող

իզոտոպներ: Չնչին քանակով բնության մեջ հանդիպում են նաև նեպտունիում և պլուտոնիում:

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

205

Սակայն դրանց գոյությունը բացատրում է բնությամն մեջ տեղի ունեցող միջուկային

պրոցեսները: Ակտինոիդներից այժմ առավելագույն կիրառում են գտել ուրանը և պլուտոնիումը:

Բանը նրանում է, որ ուրանի 2 իզոտոպների 235U և 233U միջուկները, ինչպես և պլուտոնի

միջուկները 239P և 241P նեյտրոն վերցնելու դեպքում ընդունակ են բաժանվելու 2 բեկորի, ընդ որում

միջուկային բաժանման ամեն մի գործողություններում այդ բեկորից բացի, բաժանվող միջուկից

անջատվում է 2 կամ 3 նեյտրոն: Սրանով պայմանավորված է ատոմային էներգետիկ

սարքավորումներում ուրանը և պլուտոնիումը օգտագործելու որպես ատոմային վառելիք և

ատոմային ռումբերում որպես պայթուցիկ նյութ:

Ակտինոիդների հատկությունները: Այն ակտինոիդների, որոնք հաջորդում են ուրանին, բնորոշ է

կայուն եռավալենտ վիճակ: Ակտինոիդները, լանթանոիդների նման, օժտված են քիմիական

բարձր ակտիվությամբ: Դրանք էլեկտրոլիզի եղանակով կարող են ստացվել միայն հալված

աղերից կամ վերականգնվել հալոգեններից այնպիսի ակտիվ մետաղներով, ինչպիսին են

կալցիումը կամ բարիումը: Ակտինոիդ մետաղների տարրերի Э3+ Э4+ իոնների համար

հաջորդական համարների մեծացման հետ նկատվում է շառավիղի փոքրացում:

Э(OH)3 հիդրօքսիդը ջրում քիչ լուծվող են և ունեն հիմնային բնույթ: Ակտինոիդ

մետաղների աղերը, որոնց մեջ վերջիններս գտնվում են օքսիդացման 3+ աստիճանում,

հատկություններով նման են լանթանոիդների աղերին: Օքսիդները ЭՕ2 գործնականորեն ջրում

չլուծվող, պինդ նյութեր են: Հիդրօքսիդներն ունեն հիմնային բնույթ և նույնպես ջրում չեն

լուծվում: Աղերը, որոնց մեջ ակտինոիդները գտնվում են օքսիդացման 4+ վիճակում,

հատկություններով հիշեցնում են Ce 4+-ի աղերին: Քանի որ, ակտինոիդ իոնի լիցքի աճման

հետ ուժեղանում է նրա ջրի հետ փոխազդելու ունակությունը, ապա ջրային լուծույթում Э5+ և Э6+

իոններ գոյություն չունեն: Ջրում դրանք վերածվում են, համապատասխանաբար ЭՕ2+ ЭՕ22+

իոնների: Թթվածնի ատոմների կապերն ակտինոիդների իոնների հետ օքսիդացման 5+ և 6+

այնքան ամուր են, որ շատ քիմիական փոխարկումների ժամանակ ЭՕ2+ ЭՕ22+ իոնները մնում են

անփոփոխ: Ակտինոիդների միացությունների համար արտակագ բնորոշ է դիսպրոպորցման

ռեակցիան: Օրինակ, հնգավալենտ պլուտոնիումի իոնը ջրային լուծույթում դիսպրոպորցվում է

վեցավալենտ և եռավալենտ պլուտոնային իոնների:

3PuO2+ + 4H+ = 2PuO22+ + Pu3+ + 2H2O

Ընդհանուր և անօրգանական քիմիա Դասախոս՝ Մ. Սարգսյան

206

Ակտինոիդների շատ աղեր լավ լուծելի են տարբեր օրգանական լուծիչներում, որոնք ջրի

հետ չեն խառնվում: Դրա վրա է հիմնված ջրային լուծույթներից ակտինոիդներից

միացությունների առանձնացումը (էքստրակցիան) օրգանական նյութերով: Էքստրակցիոն

պրոցեսները լայն կիրառում են գտել հատկություններով մոտ ակտինոիդներն իրարից

անջատման տեխնոլոգիայում: Հատուկ հետաքրքրության են ներկայացնում ուրանի

նեպտունիումի և պլուտոնիումի հեքսաֆտորիդները: Պարզվել է, որ այս միացությունները

հեշտությամբ ցնդում են և ակրող են արագությամբ գոլորշիանալ անգամ սենյակային

ջերմաստիճանում: Տվյալ մետաղների հատկությունն օգտագործվում է տեխնոլոգիայում: