Kislorod yoki xalkogenlarning kichik guruhi - D.I davriy tizimining 6-guruhi. Mendellev, shu jumladan quyidagi elementlar: O;S;Se;Te;Po.Guruh raqami bu guruhdagi elementlarning maksimal valentligini bildiradi. Kalkogenlarning umumiy elektron formulasi: ns2np4 - tashqi valentlik darajasida barcha elementlarda 6 ta elektron mavjud bo'lib, ular kamdan-kam hollarda taslim bo'ladilar va ko'pincha elektron darajasi tugagunga qadar 2 etishmayotgan elektronni qabul qiladilar. Xuddi shu valentlik darajasining mavjudligi xalkogenlarning kimyoviy o'xshashligini aniqlaydi. Odatda oksidlanish darajalari: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Kislorod faqat -1 ko'rsatadi - peroksidlarda; -2 - oksidlarda; 0 - erkin holatda; +1 va +2 - ftoridlarda - O2F2, OF2, chunki u d-kichik darajaga ega emas va elektronlarni ajratib bo'lmaydi va valentlik har doim 2 ga teng; S - +1 va -1dan tashqari hamma narsa. Oltingugurt d-pastki darajaga ega va qo'zg'aluvchan holatda 3p va 3s bo'lgan elektronlar ajralib, d-pastki darajaga o'tishi mumkin. Qo'zg'atmagan holatda oltingugurtning valentligi SO 2 ga, SO2 ga 4 ga, SO3 ga 6 ga teng. Se+2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Selen, tellur va poloniyning valentliklari ham 2, 4, 6 ga teng. Oksidlanish darajalarining qiymatlari elementlarning elektron tuzilishida aks etadi: O - 2s22p4; S, 3s23p4; Se—4s24p4; Te - 5s25p4; Po - 6s26p4. Yuqoridan pastga qarab, tashqi energiya darajasining oshishi bilan xalkogenlarning fizik-kimyoviy xossalari tabiiy ravishda o'zgaradi: elementlar atomining radiusi oshadi, ionlanish energiyasi va elektronga yaqinlik, shuningdek, elektronegativlik kamayadi; metall bo'lmagan xossalari pasayadi, metall xossalari ortadi (kislorod, oltingugurt, selen, tellur metall bo'lmagan), poloniy metall yorqinligi va elektr o'tkazuvchanligiga ega. Kalkogenlarning vodorod birikmalari formulaga mos keladi: H2R: H2O, H2S, H2Se, H2Te vodorod xalkogenlaridir. Bu birikmalardagi vodorod metall ionlari bilan almashtirilishi mumkin. Barcha xalkogenlarning vodorod bilan birikmasida oksidlanish darajasi -2 va valentligi ham 2 ga teng.Vodorod xalkogenlari suvda eritilganda tegishli kislotalar hosil bo'ladi. Bu kislotalar qaytaruvchi moddalardir. Ushbu kislotalarning kuchi yuqoridan pastgacha ortadi, chunki bog'lanish energiyasi kamayadi va faol dissotsiatsiyaga yordam beradi. Kalkogenlarning kislorodli birikmalari formulaga mos keladi: RO2 va RO3 kislota oksidlaridir. Bu oksidlar suvda eritilganda tegishli kislotalarni hosil qiladi: H2RO3 va H2RO4. Yuqoridan pastgacha yo'nalishda bu kislotalarning kuchi pasayadi. H2RO3 qaytaruvchi kislotalar, H2RO4 oksidlovchi moddalardir.
Kislorod yer yuzidagi eng keng tarqalgan element hisoblanadi. U yer qobig'i massasining 47,0% ni tashkil qiladi. Uning havodagi miqdori hajmi bo'yicha 20,95% yoki massa bo'yicha 23,10% ni tashkil qiladi. Kislorod suvda, toshlarda, ko'plab minerallar, tuzlarda, tirik organizmlarni tashkil etuvchi oqsillar, yog'lar va uglevodlarda mavjud. Laboratoriyada kislorod olinadi: - bertolet tuzini (kaliy xloratni) MnO2 katalizatori ishtirokida qizdirish orqali parchalash: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - kaliy permanganatni qizdirish orqali parchalash: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Bunda juda sof oksigen ham olinadi. natriy gidroksidning suvli eritmasini elektroliz qilish yo'li bilan olinadi (elektrodlar nikeldir); Kislorodni sanoatda ishlab chiqarishning asosiy manbai havo bo'lib, u suyultiriladi va keyin fraktsiyalanadi. Birinchidan, azot ajralib chiqadi (qaynoq = -195 ° C) va deyarli sof kislorod suyuq holatda qoladi, chunki uning qaynash harorati yuqori (-183 ° C). Suvni elektroliz qilish asosida kislorod olish usuli keng tarqalgan.Oddiy sharoitda kislorod rangsiz, mazasiz va hidsiz, havodan biroz og`irroq gazdir. Suvda ozgina eriydi (20°C da 1 litr suvda 31 ml kislorod eriydi). -183 ° S haroratda va 101,325 kPa bosimda kislorod suyuq holatga o'tadi. Suyuq kislorod zangori rangga ega bo'lib, magnit maydonga tortiladi.Tabiiy kislorod tarkibida uchta barqaror izotoplar 168O (99,76%), 178O (0,04%) va 188O (0,20%) mavjud. Sun'iy yo'l bilan uchta beqaror izotoplar - 148O, 158O, 198O olingan.Tashqi elektron darajani yakunlash uchun kislorod atomiga ikkita elektron etishmaydi. Ularni kuchli qabul qilganda, kislorod -2 oksidlanish darajasini ko'rsatadi. Biroq, ftor bilan birikmalarda (OF2 va O2F2) umumiy elektron juftlari ko'proq elektronegativ element sifatida ftor tomon siljiydi. Bunda kislorodning oksidlanish darajalari mos ravishda +2 va +1, ftorniki esa -1.Kislorod molekulasi ikkita O2 atomidan iborat. Kimyoviy boglanish kovalent qutbsizdir.Kislorod geliy, neon va argondan tashqari barcha kimyoviy elementlar bilan birikmalar hosil qiladi. U halogenlar, oltin va platinadan tashqari ko'pchilik elementlar bilan bevosita o'zaro ta'sir qiladi. Kislorodning oddiy va murakkab moddalar bilan reaksiya tezligi moddalarning tabiatiga, haroratga va boshqa sharoitlarga bog'liq. Seziy kabi faol metall xona haroratida ham atmosfera kislorodida o'z-o'zidan yonadi.Kislorod 60 ° C gacha qizdirilganda fosfor bilan, oltingugurt bilan - 250 ° C gacha, vodorod bilan - 300 ° C dan ortiq, uglerod bilan (ichida) faol reaksiyaga kirishadi. ko'mir va grafit shakli) - 700-800 ° S da =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Yuqoridagi reaksiyalar ham issiqlik, ham yorug'lik chiqishi bilan kechadi. Kislorod bilan bog'liq bunday jarayonlar yonish deb ataladi. Nisbiy elektronegativlik nuqtai nazaridan kislorod ikkinchi element hisoblanadi. Shuning uchun ham oddiy, ham murakkab moddalar bilan kimyoviy reaksiyalarda u oksidlovchi vositadir, tk. elektronlarni qabul qiladi. Yonish, zanglash, chirish va nafas olish kislorod ishtirokida davom etadi. Bu oksidlanish-qaytarilish jarayonlari.Oksidlanish jarayonlarini tezlashtirish uchun oddiy havo o'rniga kislorod yoki kislorod bilan boyitilgan havo ishlatiladi. Kislorod kimyo sanoatida oksidlanish jarayonlarini faollashtirish uchun ishlatiladi (azot kislotasi, sulfat kislota, sun'iy suyuq yoqilg'i, moylash moylari va boshqa moddalar ishlab chiqarish).Metallurgiya sanoati kislorodni juda ko'p iste'mol qiladi. Kislorod yuqori haroratni ishlab chiqarish uchun ishlatiladi. Kislorod-atsetilen alangasining harorati 3500°C ga, kislorod-vodorod alangasi 3000°C ga etadi Tibbiyotda kislorod nafas olishni osonlashtirish uchun ishlatiladi. Nafas olish qiyin bo'lgan atmosferada ishlaganda kislorodli qurilmalarda qo'llaniladi.
Oltingugurt- bir necha ming yillar davomida odamlar tomonidan ishlatilgan bir necha kimyoviy elementlardan biri. Tabiatda keng tarqalgan va erkin holatda (mahalliy oltingugurt) ham, birikmalarda ham uchraydi. Oltingugurt saqlovchi minerallarni ikki guruhga bo'lish mumkin - sulfidlar (piritlar, porlashlar, aralashmalar) va sulfatlar. Mahalliy oltingugurt Italiya (Sitsiliya oroli) va AQShda ko'p miqdorda topilgan. MDHda Volgaboʻyi, Oʻrta Osiyo davlatlari, Qrim va boshqa mintaqalarda mahalliy oltingugurt konlari bor.Birinchi guruh minerallariga qoʻrgʻoshin yaltirashi PbS, mis yaltiroq Cu2S, kumush yaltiroq — Ag2S, rux kiradi. blende - ZnS, kadmiy blende - CdS, pirit yoki temir piritlari - FeS2, xalkopirit - CuFeS2, kinobar - HgS.Ikkinchi guruh minerallariga gips CaSO4 2H2O, mirabilit (Glauber tuzi) - Na2SO4, Su2O2 10 HgS2, Sulfur 100 . oqsil molekulalarining bir qismi bo'lgani uchun hayvonlar va o'simliklar organizmlarida mavjud. Organik oltingugurt birikmalari neftda uchraydi. Kvitansiya 1. Oltingugurtni tabiiy birikmalardan, masalan, oltingugurt piritidan olishda u yuqori haroratgacha qizdiriladi. Oltingugurt piriti temir (II) sulfid va oltingugurt hosil boʻlishi bilan parchalanadi: FeS2=FeS+S 2. Oltingugurtni vodorod sulfidini kislorod yetishmasligi bilan oksidlash natijasida reaksiyaga koʻra olish mumkin: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Hozirgi vaqtda oltingugurtni oltingugurt dioksidi SO2 ni uglerodni kamaytirish orqali olish odatiy holdir - oltingugurt rudalaridan metallarni eritishda qo'shimcha mahsulot: SO2 + C \u003d CO2 + S4. Metallurgiya va koks pechlaridan chiqadigan gazlar tarkibida oltingugurt dioksidi va vodorod sulfidi aralashmasi mavjud. Bu aralashma yuqori haroratda katalizator ustida o'tkaziladi: H2S+SO2=2H2O+3S Oltingugurt limon sariq mo'rt qattiq moddadir. Suvda amalda erimaydi, lekin uglerod disulfidi CS2 anilin va boshqa ba'zi erituvchilarda yaxshi eriydi.Issiqlik va elektr tokini yomon o'tkazadi. Oltingugurt bir nechta allotropik modifikatsiyalarni hosil qiladi: Tabiiy oltingugurt to'rtta barqaror izotoplar aralashmasidan iborat: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Kimyoviy xossalari To'liq bo'lmagan tashqi energiya darajasiga ega bo'lgan oltingugurt atomi ikkita elektronni biriktirishi va oksidlanish darajasini -2 ko'rsatishi mumkin. Oltingugurt bu oksidlanish darajasini metallar va vodorod (Na2S, H2S) bilan birikmalarda namoyon qiladi. Elektromanfiyroq element atomiga elektronlar berilganda yoki tortilganda oltingugurtning oksidlanish darajasi +2, +4, +6 bo'lishi mumkin.Sovuqda oltingugurt nisbatan inert bo'ladi, lekin harorat oshishi bilan uning reaktivligi ortadi. 1. Metallar bilan oltingugurt oksidlovchi xususiyatni namoyon qiladi. Ushbu reaksiyalar jarayonida sulfidlar hosil bo'ladi (oltin, platina va iridiy bilan reaksiyaga kirishmaydi): Fe + S = FeS
2.Oddiy sharoitda oltingugurt vodorod bilan ozaro tasir qilmaydi va 150-200°S da teskari reaksiya sodir boladi: H2 + S "H2S xossalari. S+3F2=SF6 (yod bilan reaksiyaga kirishmaydi)4. Kislorodda oltingugurtning yonishi 280 ° C da, havoda 360 ° S da davom etadi. Bunda SO2 va SO3 aralashmasi hosil boʻladi:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Havo kirmasdan qizdirilganda oltingugurt to'g'ridan-to'g'ri fosfor, uglerod bilan birlashadi, oksidlovchi xususiyatlarni ko'rsatadi: 2P + 3S = P2S3 2S + C = CS26. Murakkab moddalar bilan o'zaro ta'sirlashganda, oltingugurt asosan qaytaruvchi vosita sifatida ishlaydi:
7. Oltingugurt nomutanosiblik reaksiyalariga qodir. Shunday qilib, oltingugurt kukuni ishqorlar bilan qaynatilganda sulfitlar va sulfidlar hosil bo'ladi: oltingugurt keng tarqalgan. murojaat qiling sanoat va qishloq xo'jaligida. Ishlab chiqarishning yarmiga yaqini sulfat kislota ishlab chiqarishga sarflanadi. Oltingugurt kauchukni vulkanizatsiya qilish uchun ishlatiladi: bu holda kauchuk kauchukga aylanadi.Oltingugurt rangi (nozik kukun) shaklida tokzor va paxta kasalliklariga qarshi kurashda ishlatiladi. U porox, gugurt, yorqin kompozitsiyalarni olish uchun ishlatiladi. Tibbiyotda teri kasalliklarini davolash uchun oltingugurtli malhamlar tayyorlanadi.
31 IV A kichik guruh elementlari.
Uglerod (C), kremniy (Si), germaniy (Ge), qalay (Sn), qo'rg'oshin (Pb) - PSE asosiy kichik guruhining 4-guruh elementlari. Tashqi elektron qatlamda bu elementlarning atomlari 4 ta elektronga ega: ns2np2. Kichik guruhda elementning tartib raqamining ortishi bilan atom radiusi ortadi, metall bo'lmagan xususiyatlar zaiflashadi va metall xossalari kuchayadi: uglerod va kremniy nometall, germaniy, qalay, qo'rg'oshin - metallar. Ushbu kichik guruh elementlari ham ijobiy, ham salbiy oksidlanish darajasini ko'rsatadi: -4; +2; +4.
| Element | Elektr formulasi | rad nm | OEO | S.O. |
| C | 2s 2 2p 2 | 0.077 | 2.5 | -4; 0; +3; +4 |
| 14Si | 3s 2 3p 2 | 0.118 | 1.74 | -4; 0; +3; +4 |
| 32 ge | 4s 2 4p 2 | 0.122 | 2.02 | -4; 0; +3; +4 |
| 50 sn | 5s 2 5p 2 | 0.141 | 1.72 | 0; +3; +4 |
| 82Pb | 6s 2 6p 2 | 0.147 | 1.55 | 0; +3; +4 |
----------------------->(metall xossalari ortadi)
Selen va tellur davriy tizimning VI guruhiga kiradi va oltingugurtning analoglari hisoblanadi. Tashqi elektron sathda selen va tellurning har biri 6 tadan elektronga ega: Se 4s 2 4p 4; Te 5s 2 5p 4, shuning uchun ular IV, VI va -II oksidlanish darajalarini ko'rsatadi. Davriy tizimning har qanday guruhida bo'lgani kabi, elementning atom massasi o'sishi bilan elementning kislotali xossalari zaiflashadi va asosiylari kuchayadi, shuning uchun tellur bir qator asosiy (metall) xossalarni namoyon qiladi va ajablanarli emas. kashfiyotchilar uni metall deb adashgan.
Selen polimorfizm bilan ajralib turadi, 3 ta kristalli va 2 ta amorf modifikatsiyasi mavjud.
shishasimon selen tez sovutilgan erigan selen bilan olingan, Se 8 halqa molekulalaridan va 1000 atomgacha halqalardan iborat.
Qizil amorf selen agar Se bug'i tez sovutilsa hosil bo'ladi, u asosan noto'g'ri yo'naltirilgan Se 8 molekulalaridan iborat bo'lib, kristallanish jarayonida CS 2 da eriydi, ikkita kristall modifikatsiya olinadi:
t pl 170 0 C t pl 180 0 C
sekin tez
Se 8 molekulalaridan qurilgan.
Eng barqaror kulrang olti burchakli selen , selen atomlarining cheksiz zanjirlaridan iborat. Qizdirilganda, barcha modifikatsiyalar oxirgisiga o'tkaziladi. Bu yarimo'tkazgichning yagona modifikatsiyasi. Unda: t pl 221 0 S va t kip 685 0 S. Se 8 bilan bir qatorda bug'larda Se 2 gacha kamroq atomli molekulalar ham mavjud.
Tellur oddiyroq - eng barqarori olti burchakli tellur bo'lib, t pl 452 0 S va t kip 993 0 S. Amorf tellur nozik dispers olti burchakli tellurdir.
Selen va tellur havoda barqaror, qizdirilganda ular yonib, SeO 2 va TeO 2 dioksidlarini hosil qiladi. Xona haroratida ular suv bilan reaksiyaga kirishmaydi.
Amorf selen t 60 0 C gacha qizdirilganda u suv bilan reaksiyaga kirisha boshlaydi:
3Se + 3H 2 O = 2H 2 Se + H 2 SeO 3 (17)
Tellur unchalik faol emas va 100 0 S dan yuqori suv bilan reaksiyaga kirishadi. Ular ishqorlar bilan yumshoqroq sharoitda reaksiyaga kirishib, hosil bo‘ladi:
3Se + 6NaOH = 2Na 2 Se + Na 2 SeO 3 + 3H 2 O (18)
3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)
Ular kislotalar bilan reaksiyaga kirishmaydi (HCl va suyultirilgan H 2 SO 4), suyultirilgan HNO 3 ularni H 2 SeO 3 ga oksidlaydi; H 2 TeO 3, agar kislota konsentrlangan bo'lsa, u holda tellurni asosiy nitrat Te 2 O 3 (OH)NO 3 ga oksidlaydi.
Konsentrlangan H 2 SO 4 selen va tellurni eritib, hosil qiladi
Se 8 (HSO 4) 2 - yashil H 2 SeO 3
Te 4 (HSO 4) 2 - qizil Te 2 O 3 SO 4
½ yechim
beqaror
Se va Te ozod qilindi
Se uchun, shuningdek, S uchun qo'shilish reaktsiyalari xarakterlidir:
Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (eng barqaror) (20)
Na 2 S + 2Te \u003d Na 2 STe 2 (eng barqaror) (21)
umumiy holatda, Na 2 SE n, bu erda E \u003d Se, Te.
Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)
selensulfat
Tellur uchun bunday reaktsiya faqat avtoklavlarda sodir bo'ladi.
Se + KCN = KSeCN (tellur uchun noma'lum) (23)
Selen 200 0 S haroratda vodorod bilan o'zaro ta'sir qiladi:
Se + H 2 \u003d H 2 Se (24)
Tellur uchun reaksiya qiyinchilik bilan davom etadi va vodorod tellurining unumi past bo'ladi.
Selen va tellur ko'pchilik metallar bilan o'zaro ta'sir qiladi. Birikmalarda selen va tellur oksidlanish darajalari bilan tavsiflanadi -2, +4 va +6 ham ma'lum.
Kislorod bilan birikmalar.Doksidlar. SeO 2 - oq, t sub. - 337 0 S, suvda eriydi, H 2 SeO 3 hosil qiladi - beqaror, 72 0 S haroratda peritektik reaktsiya bilan parchalanadi.
TeO 2 - ko'proq refrakter, t pl. – 733 0 S, t b.p. – 1260 0 C, uchuvchan emas, suvda ozgina eriydi, ishqorlarda oson eriydi, eruvchanligi minimal pH ~ 4 da tushadi, eritmadan H 2 TeO 3 choʻkmasi ajralib chiqadi, beqaror va quritilganda parchalanadi.
trioksidlar. Yuqori oksidlar kuchli oksidlovchi moddalar ta'sirida olinadi.
SeO 3 (SO 3 ni eslatuvchi) suv bilan reaksiyaga kirishib, H 2 SeO 4, t pl. ~ 60 0 C, kuchli oksidlovchi, Au ni eriydi:
2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)
Pt ni HCl bilan aralashmada eritadi.
TeO 3 faol bo'lmagan modda bo'lib, amorf va kristall modifikatsiyalarda mavjud. Amorf trioksid uzoq vaqt davomida issiq suv ta'sirida hidratlanadi va orto-tellurik kislota H 6 TeO 6 ga aylanadi. U qizdirilganda konsentrlangan ishqor eritmalarida eriydi, telluratlar hosil qiladi.
H 2 TeO 4 uchta navga ega: orto-tellurik kislota H 6 TeO 6 H 2 O da yaxshi eriydi, uning eritmalari kislotali reaktsiya bermaydi, juda zaif kislota, suvsizlanishda polimetallurik kislota (H 2 TeO 4) bo'ladi. olingan n suvda erimaydigan. Allotellurik kislota orto-tellurik kislotani muhrlangan ampulada qizdirish orqali olinadi, u suv bilan har qanday nisbatda aralashadi va kislotali xususiyatga ega. U oraliq bo`lib, zanjirda 6-10 molekula bo`lib, beqaror, xona haroratida orto-tellurat kislotaga, havoda qizdirilganda esa tez H 2 TeO 4 ga aylanadi.
tuz. Selenatlar uchun og'ir metallarning tuzlari suvda yaxshi eriydi, ishqoriy tuproq metallarining selenatlari, qo'rg'oshin va sulfatlardan farqli o'laroq, Ag va Tl ozgina eriydi. Ular qizdirilganda selenitlar hosil qiladi (sulfatlardan farq qiladi). Selenitlar sulfitlarga qaraganda ancha barqaror va sulfitlardan farqli ravishda eritilishi mumkin.
Telluratlar Na 2 H 4 TeO 6 - ortotellurat ikki modifikatsiyada mavjud bo'lib, past haroratlarda olinadi, suvda eriydi, yuqori haroratda - erimaydi. Suvsizlanishda suvda erimaydigan Na 2 TeO 4 olinadi. Og'ir va ishqoriy tuproq metallarining telluratlari past eruvchanligi bilan farqlanadi. Telluratdan farqli o'laroq, natriy tellurit suvda eriydi.
Gidridlar. H 2 Se va H 2 Te gazlari suvda eriydi va H 2 S ga qaraganda kuchliroq kislotalar beradi. Ishqorlar bilan neytrallanganda Na 2 S ga oʻxshash tuzlar hosil qiladi. Na 2 S kabi telluridlar va selenidlar qoʻshilish reaksiyalari bilan tavsiflanadi:
Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)
Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)
Umumiy holatda Na 2 ES 3 va Na 2 ES 4 hosil bo'ladi, bu erda E selen va tellurdir.
Xloridlar. Agar oltingugurt uchun S 2 Cl 2 eng barqaror bo'lsa, selen uchun shunga o'xshash birikma ma'lum, ammo SeCl 4 eng barqaror, tellur TeCl 4 uchun. Suvda eritilganda SeCl 4 gidrolizlanadi:
SeCl 4 + 3H 2 O = 4NCl + H 2 SeO 3 (28)
TeCl 4 sezilarli gidrolizsiz eriydi.
TeCl 4 uchun komplekslar ma'lum: K 2 TeCl 6 va KTeCl 5, alyuminiy xlorid bilan + - katyonik komplekslarni hosil qiladi. Ba'zi hollarda u selen bilan komplekslarni ham hosil qiladi, ammo u uchun faqat geksaxloroselenatlar ma'lum: M 2 SeCl 6.
Qizdirilganda ular sublimatsiyalanadi va dissotsiatsiyalanadi:
SeCl 4 \u003d SeCl 2 + Cl 2 (29)
Kondensatsiya paytida ular nomutanosibdir:
2TeCl 2 \u003d Te + TeCl 4 (30)
Ftoridlar, bromidlar va yodidlar faqat tellurda hosil bo'lishi ma'lum.
Sulfidlar. Oltingugurt bilan birlashganda birikmalar hosil bo'lmaydi. H 2 S ning selen va tellur tuzlariga ta'sirida TeS 2 va SeS 2 va SeS aralashmasi cho'kishi mumkin (bu S va Se aralashmasi deb ishoniladi).
Sintez, S 8 molekulasidagi oltingugurtni selen bilan almashtirib, Se 4 S 4, Se 3 S 5, Se 2 S 6, SeS 7 olinadi, o'rin almashish bitta oltingugurt atomi orqali sodir bo'ladi.
slayd 2
Oltingugurt, selen va tellur VI guruhning asosiy kichik guruhining elementlari, xalkogen oilasi vakillari.
slayd 3
Oltingugurt
Oltingugurt insoniyatga qadimdan ma'lum bo'lgan moddalardan biridir. Hatto qadimgi yunonlar va rimliklar ham uni turli xil amaliy qo'llashlarni topdilar. Yovuz ruhlarni quvib chiqarish marosimini o'tkazish uchun mahalliy oltingugurt bo'laklari ishlatilgan.
slayd 4
Tellur
Avstriyaning Semigorye deb nomlangan mintaqalaridan birida 18-asrda g'alati mavimsi-oq ruda topilgan.
slayd 5
selen
Selen - insoniyat rasmiy kashfiyotidan oldin ham bilgan elementlardan biridir. Ushbu kimyoviy element o'z xususiyatlariga ko'ra selenga o'xshash boshqa kimyoviy elementlar tomonidan juda yaxshi niqoblangan. Uni niqoblovchi asosiy elementlar oltingugurt va tellur edi.
slayd 6
Kvitansiya
Vodorod sulfidini elementar oltingugurtga oksidlash usuli birinchi marta Buyuk Britaniyada ishlab chiqilgan bo'lib, ular frantsuz kimyogari N. Leblanc kaltsiy sulfid CaS usuli bo'yicha soda ishlab chiqarilgandan keyin qolgan Na2CO3 dan sezilarli miqdorda oltingugurt olishni o'rgandilar. Leblanc usuli ohaktosh CaCO3 ishtirokida natriy sulfatni ko'mir bilan kamaytirishga asoslangan. Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2; Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Slayd 7
Keyin soda suv bilan yuviladi va yomon eriydigan kaltsiy sulfidning suvli suspenziyasi karbonat angidrid bilan ishlanadi.
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S Havo bilan aralashtirilgan hosil bo'lgan vodorod sulfidi H2S katalizator qatlami ustidagi pechda o'tkaziladi. Bunda vodorod sulfidining toʻliq oksidlanishi tufayli oltingugurt 2H2S + O2 = 2H2O + 2S hosil boʻladi.
Slayd 8
Selen kislotasi xlorid kislota bilan qizdirilganda selen kislotasiga qaytariladi. Keyin olingan selen kislota eritmasidan oltingugurt dioksidi SO2 H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4 o'tkaziladi.Tozalash uchun selen gazli nitrat kislota HNO3 bug'lari bilan to'yingan kislorodda yana yondiriladi. Bunday holda, sof selen dioksidi SeO2 sublimatsiya qilinadi. SeO2 ning suvdagi eritmasidan xlorid kislota qo'shilgandan so'ng, eritma orqali oltingugurt dioksidini o'tkazish orqali yana selen cho'kadi.
Slayd 9
Te ni loydan ajratib olish uchun ular soda bilan sinterlanadi, keyin yuviladi. Te ishqoriy eritmaga o'tadi va undan neytrallashganda TeO2 Na2TeO3+2HC=TeO2+2NaCl ko'rinishida cho'kma hosil bo'ladi. Tellurni S va Se dan tozalash uchun uning ishqoriy muhitda qaytaruvchi (Al) taʼsirida eruvchan ditellurid disodiy Na2Te2 6Te+2Al+8NaOH=3Na2Te2+2Na ga oʻtish qobiliyatidan foydalaniladi.
Slayd 10
Tellurni cho'ktirish uchun eritma orqali havo yoki kislorod o'tkaziladi: 2Na2Te2+2H2O+O2=4Te+4NaOH. Yuqori toza tellur olish uchun uni xlorlanadi: Te+2Cl2=TeCl4. Olingan tetraklorid distillash yoki rektifikatsiya orqali tozalanadi. Keyin tetraxlorid suv bilan gidrolizlanadi: TeCl4+2H2O=TeO2Ї+4HCl va hosil bo'lgan TeO2 vodorod bilan qaytariladi: TeO2+4H2=Te+2H2O.
slayd 11
Jismoniy xususiyatlar
slayd 12
Kimyoviy xossalari
Oltingugurt havoda yonib, oltingugurt dioksidini hosil qiladi - o'tkir hidli rangsiz gaz: S + O2 → SO2
slayd 13
Oltingugurt eritmasi xlor bilan reaksiyaga kirishadi va ikkita quyi xlorid 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 hosil bo'lishi mumkin.Isitilganda oltingugurt ham fosfor bilan reaksiyaga kirishib, fosfor sulfidlari aralashmasini hosil qiladi, ular orasida yuqori sulfid P2S5 bo'ladi. : 5S + 2P → P2S2 Bundan tashqari, qizdirilganda oltingugurt vodorod, uglerod, kremniy bilan reaksiyaga kirishadi: S + H2 → H2S (vodorod sulfid) C + 2S → CS2 (uglerod disulfidi)
Slayd 14
Murakkab moddalardan, birinchi navbatda, oltingugurtning erigan ishqor bilan reaktsiyasini ta'kidlash kerak, bunda oltingugurt xlorga o'xshash nomutanosibdir: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O Oltingugurt konsentrlangan oksidlovchi kislotalar bilan faqat uzoq vaqt qizdirilganda reaksiyaga kirishadi: S + 6HNO3 (kons) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (kons) → 3SO2 + 2H2O
slayd 15
100–160°C da suv bilan oksidlanadi: Te+2H2O= TeO2+2H2 Ishqoriy eritmalarda qaynatilganda tellur disproporsiyalanib, tellurid va tellurit hosil qiladi: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.
slayd 16
Suyultirilgan HNO3 Te ni tellur kislotasi H2TeO3 ga oksidlaydi: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO. Kuchli oksidlovchilar (HClO3, KMnO4) Te ni kuchsiz tellur kislotasi H6TeO6 ga oksidlaydi: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Tellur birikmalari (+2) beqaror va nomutanosiblikka moyil: 2TeCl2=TeCl4+Te.
Slayd 17
Havoda qizdirilganda u yonib rangsiz kristall SeO2 hosil qiladi: Se + O2 = SeO2. U qizdirilganda suv bilan o'zaro ta'sir qiladi: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Selen nitrat kislota bilan qizdirilganda reaksiyaga kirishib, selen kislota H2SeO3 hosil qiladi: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.
Slayd 18
Ishqoriy eritmalarda qaynatilganda selen nomutanosiblik hosil qiladi: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Agar selen havo yoki kislorod o'tadigan ishqoriy eritmada qaynatilsa, poliselenidlarni o'z ichiga olgan qizil-jigarrang eritmalar hosil bo'ladi: K2Se + 3Se = K2Se4
Davriy elementlar tizimining VIA guruhida D.I. Mendeleyev tarkibiga kislorod, oltingugurt, selen, tellur, poloniy kiradi. Ularning dastlabki to'rttasi tabiatda metall bo'lmagan. Bu guruh elementlarining umumiy nomi xalkogenlar, yunon tilidan tarjima qilingan. "rudalar hosil qiluvchi" degan ma'noni anglatadi, ularning tabiatda mavjudligini ko'rsatadi.
VIA guruhi elementlari atomlarining valentlik qobig'ining elektron formulasi.
Bu elementlarning atomlari tashqi energiya darajasining s- va p-orbitallarida 6 ta valentlik elektronga ega. Ulardan ikkita p-orbitalning yarmi to'ldirilgan.
Kislorod atomi boshqa xalkogenlarning atomlaridan pastda joylashgan d-pastki sathining yo'qligi bilan farq qiladi. Shuning uchun kislorod, qoida tariqasida, boshqa elementlarning atomlari bilan faqat ikkita bog'lanishga qodir. Biroq, ba'zi hollarda, tashqi energiya darajasida yolg'iz elektron juftlarining mavjudligi kislorod atomiga donor-akseptor mexanizmi orqali qo'shimcha aloqalar hosil qilish imkonini beradi.
Boshqa xalkogenlarning atomlari uchun energiya tashqaridan ta'minlanganda, s- va p-elektronlarning d-kichik darajaga o'tishi natijasida juftlashtirilmagan elektronlar soni ortishi mumkin. Shuning uchun oltingugurt va boshqa xalkogenlarning atomlari boshqa elementlarning atomlari bilan nafaqat 2, balki 4 va 6 ta bog'lanishga qodir. Masalan, oltingugurt atomining hayajonlangan holatida tashqi energiya darajasidagi elektronlar 3s 2 3p 3 3d 1 va 3s 1 3p 3 3d 2 elektron konfiguratsiyasiga ega bo'lishi mumkin:
Elektron qobiq holatiga qarab, turli oksidlanish darajalari (CO) paydo bo'ladi. Metall va vodorod bilan birikmalarda bu guruhning elementlari CO = -2 ni ko'rsatadi. Kislorod va metall bo'lmagan birikmalarda oltingugurt, selen va tellur CO = +4 va CO = +6 bo'lishi mumkin. Ba'zi birikmalarda ular CO = +2 ko'rsatadi.
Elektromanfiyligi bo'yicha kislorod ftordan keyin ikkinchi o'rinda turadi. F 2 O ftoroksidda kislorodning oksidlanish darajasi ijobiy va +2 ga teng. Boshqa elementlar bilan kislorod odatda birikmalarda -2 oksidlanish darajasini ko'rsatadi, vodorod peroksid H 2 O 2 va uning hosilalari bundan mustasno, bunda kislorod -1 oksidlanish darajasiga ega. Tirik organizmlarda kislorod, oltingugurt va selen -2 oksidlanish holatidagi biomolekulalarning bir qismidir.
O - S - Se-Te - Po qatorida atom va ionlarning radiuslari ortadi. Shunga ko'ra, ionlanish energiyasi va nisbiy elektronegativlik tabiiy ravishda bir xil yo'nalishda kamayadi.
VIA guruhi elementlarining seriya soni ortishi bilan neytral atomlarning oksidlanish faolligi pasayadi va manfiy ionlarning qaytaruvchi faolligi ortadi. Bularning barchasi kisloroddan tellurga o'tishda xalkogenlarning metall bo'lmagan xususiyatlarini zaiflashishiga olib keladi.
Kalkogenlarning atom sonining ortishi bilan xarakterli koordinatsion raqamlar ortadi. Buning sababi shundaki, to'rtinchi davrning p-elementlaridan beshinchi va oltinchi davrlarning p-elementlariga o'tishda d. - va hatto f-orbitallar. Shunday qilib, agar oltingugurt va selen uchun eng tipik koordinatsion raqamlar 3 va 4 bo'lsa, tellur uchun - 6 va hatto 8.
Oddiy sharoitlarda VIA guruhi elementlarining H 2 E vodorod birikmalari, suvdan tashqari, juda yoqimsiz hidli gazlardir. Bu birikmalarning termodinamik barqarorligi suvdan vodorod telluridi H 2 Tegacha pasayadi. Suvli eritmalarda ular ozgina kislotali xususiyatga ega. H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te qatorida kislotalarning kuchi ortadi.
Bu E 2- ionlarining radiuslarining ortishi va shunga mos ravishda E-N bog'larining zaiflashishi bilan bog'liq. Xuddi shu yo'nalishda H 2 E ning kamaytirish qobiliyati ortadi.
Oltingugurt, selen, tellur ikki qator kislotali oksidlarni hosil qiladi: EO 2 va EO 3. Ular H 2 EO 3 va H 2 EO 4 tarkibidagi kislota gidroksidlariga mos keladi. Erkin holatda H 2 EO 3 kislotalari beqaror. Ushbu kislotalarning tuzlari va kislotalarning o'zlari oksidlanish-qaytarilish ikkilikni namoyon qiladi, chunki S, Se va Te elementlari bu birikmalarda + 4 oraliq oksidlanish darajasiga ega.
H 2 EO 4 tarkibidagi kislotalar barqarorroq va reaksiyalarda oksidlovchi moddalar kabi harakat qiladi (elementning eng yuqori oksidlanish darajasi +6).
Kislorodli birikmalarning kimyoviy xossalari. Kislorod er qobig'ida eng keng tarqalgan element (49,4%). Kislorodning yuqori miqdori va yuqori kimyoviy faolligi Yerning aksariyat elementlarining kislorod o'z ichiga olgan birikmalar shaklida mavjud bo'lishining ustun shaklini belgilaydi. Kislorod barcha hayotiy organik moddalarning bir qismidir - oqsillar, yog'lar, uglevodlar.
Nafas olish, aminokislotalar, yog'lar va uglevodlarning oksidlanishi kabi juda ko'p muhim hayotiy jarayonlar kislorodsiz amalga oshirilmaydi. Anaerob deb ataladigan bir nechta o'simliklar kislorodsiz yashay oladi.
Yuqori hayvonlarda (8.7-rasm) kislorod qonga kiradi, gemoglobin bilan birlashadi va oson ajraladigan birikma oksigemoglobin hosil qiladi. Qon oqimi bilan bu birikma turli organlarning kapillyarlariga kiradi. Bu erda kislorod gemoglobindan ajralib chiqadi va kapillyarlarning devorlari orqali to'qimalarga tarqaladi. Gemoglobin va kislorod o'rtasidagi aloqa mo'rt bo'lib, Fe 2+ ioni bilan donor-akseptor o'zaro ta'siri tufayli amalga oshiriladi.
Dam olishda odam soatiga taxminan 0,5 m 3 havo yutadi. Ammo havo bilan yutilgan kislorodning faqat 1/5 qismi tanada saqlanadi. Shu bilan birga, qonda yuqori konsentratsiyani yaratish uchun ortiqcha kislorod (4/5) kerak. Bu, Fik qonuniga muvofiq, kislorodning kapillyar devorlari orqali etarli darajada tarqalishini ta'minlaydi. Shunday qilib, inson aslida kuniga taxminan 0,1 m 3 kislorod ishlatadi.
Kislorod to'qimalarda iste'mol qilinadi. turli moddalarning oksidlanishi uchun. Bu reaktsiyalar oxir-oqibatda karbonat angidrid, suv va energiyaning to'planishiga olib keladi.
Kislorod nafaqat nafas olish jarayonida, balki o'simlik va hayvon qoldiqlarining parchalanishi jarayonida ham iste'mol qilinadi. Murakkab organik moddalarning parchalanish jarayoni natijasida ularning oksidlanish mahsulotlari hosil bo'ladi: CO 2, H 2 O va boshqalar O'simliklarda kislorodning yangilanishi sodir bo'ladi.
Shunday qilib, tabiatdagi kislorod aylanishi natijasida uning atmosferadagi doimiy miqdori saqlanadi. Tabiiyki, tabiatdagi kislorod aylanishi uglerod aylanishi bilan chambarchas bog'liq (8.8-rasm).
Kislorod elementi ikkita oddiy modda (allotropik modifikatsiyalar) shaklida mavjud: dioksigen(kislorod) O 2 va trioksigen(ozon) O 3 . Atmosferada deyarli barcha kislorod kislorod O 2 shaklida bo'ladi, ozon tarkibi esa juda kichikdir. 22 km balandlikda ozonning maksimal hajm ulushi atigi 10-6% ni tashkil qiladi.
Kislorod molekulasi O 2 boshqa moddalar bo'lmaganda juda barqaror. Molekulada ikkita juftlashtirilmagan elektronning mavjudligi uning yuqori reaktivligini belgilaydi. Kislorod eng faol nometallardan biridir. Ko'pgina oddiy moddalar bilan u to'g'ridan-to'g'ri reaksiyaga kirishib, oksidlarni hosil qiladi E x O y Ulardagi kislorodning oksidlanish darajasi -2 ga teng. Atomlarning elektron qavatlari strukturasining o'zgarishiga muvofiq kimyoviy bog'lanish tabiati, demak, elementlar tizimining davrlari va guruhlaridagi oksidlarning tuzilishi va xossalari muntazam ravishda o'zgarib turadi. Demak, ikkinchi davr Li 2 O-BeO-B 2 O 3 -CO 2 -N 2 O 5 elementlarning oksidlari qatorida I guruhdan V guruhgacha boʻlgan E-O kimyoviy bogʻining qutbliligi asta-sekin kamayadi. Shunga ko'ra, asosiy xususiyatlar zaiflashadi va kislota xossalari kuchayadi: Li 2 O - tipik asosli oksid, BeO - amfoter va B 2 O 3, CO 2 va N 2 O 5 - kislota oksidlari. Kislota-asos xossalari boshqa davrlarda ham xuddi shunday o'zgaradi.
Asosiy kichik guruhlarda (A-guruhlar) elementning tartib raqamining ko'payishi bilan oksidlarda E-O bog'ining ionligi odatda ortadi.
Shunga ko'ra, Li-Na-K-Rb-Cs guruhidagi va boshqa A-guruhlardagi oksidlarning asosiy xossalari ortadi.
Kimyoviy bog'lanish tabiatining o'zgarishi tufayli oksidlarning xossalari element atomi yadrosi zaryadining davriy funktsiyasidir. Bu, masalan, yadro zaryadiga qarab erish haroratlari davrlari va guruhlari, oksid hosil bo'lish entalpiyalarining o'zgarishi bilan tasdiqlanadi.
E(OH) n gidroksidlardagi E-OH bog’ining qutbliligi va demak, gidroksidlarning xossalari elementlar sistemasining guruhlari va davrlariga ko’ra tabiiy ravishda o’zgaradi.
Masalan, IA-, IIA- va IIIA-guruhlarda ionlar radiuslari ortishi bilan yuqoridan pastga qarab E-OH bog’lanish qutbliligi ortadi. Natijada, suvda E-OH → E + + OH - ionlanishi osonroq. Shunga ko'ra, gidroksidlarning asosiy xossalari kuchayadi. Shunday qilib, IA guruhida ishqoriy metall gidroksidlarining asosiy xossalari Li-Na-K-Rb-Cs qatorida kuchayadi.
Chapdan o'ngga bo'lgan davrlarda ion radiuslarining kamayishi va ion zaryadining ortishi bilan E-OH bog'ining qutbliligi pasayadi. Natijada, suvda EON ⇄ EO - + H + ning ionlanishi osonroq. Shunga ko'ra, kislotali xususiyatlar bu yo'nalishda kuchayadi. Shunday qilib, beshinchi davrda RbOH va Sr(OH) 2 gidroksidlari asoslar, In(OH) 3 va Sn(OH) 4 amfoter birikmalar, H va H 6 TeO 6 kislotalardir.
Erdagi eng keng tarqalgan oksid vodorod oksidi yoki suvdir. Har qanday tirik mavjudot massasining 50-99 foizini tashkil etishini aytish kifoya. Inson tanasi 70-80% suvdan iborat. 70 yillik hayot davomida inson taxminan 25000 kg suv ichadi.
Tuzilishi tufayli suv o'ziga xos xususiyatlarga ega. Tirik organizmda u organik va noorganik birikmalarning erituvchisi bo'lib, erigan moddalar molekulalarini ionlash jarayonlarida ishtirok etadi. Suv nafaqat biokimyoviy reaktsiyalar sodir bo'ladigan muhit, balki gidrolitik jarayonlarda ham faol ishtirok etadi.
Kislorodning hosil bo'lish qobiliyati kislorodli turli moddalar bilan komplekslar. Ilgari, metall ionlari - tirik organizmlardagi kislorod tashuvchilar - oksigemoglobin va oksigemosiyanin bilan O 2 oksigenil komplekslarining misollari ko'rib chiqilgan:
HbFe 2 + + O 2 → HbFe 2+ ∙O 2
HcCu 2+ + O 2 → HcCu 2+ ∙O 2
bu erda Hb gemoglobin, Hc gemosiyanindir.
Ikki juft elektronga ega bo'lgan kislorod metall ionlari bilan bu koordinatsion birikmalarda donor rolini o'ynaydi. Boshqa birikmalarda kislorod turli vodorod aloqalarini hosil qiladi.
Hozirgi vaqtda tegishli bioanorganik kompleks birikmalariga o'xshash funktsiyalarni bajarishi mumkin bo'lgan o'tish metallarining oksigenil komplekslarini tayyorlashga katta e'tibor berilmoqda. Ushbu komplekslarning ichki muvofiqlashtirish sohasining tarkibi tabiiy faol markazlarga o'xshaydi. Xususan, kobaltning aminokislotalar va ba’zi boshqa ligandlar bilan komplekslari elementar kislorodni teskari qo‘shish va berish qobiliyati jihatidan istiqbolli hisoblanadi. Bu birikmalar ma'lum darajada gemoglobin o'rnini bosuvchi moddalar sifatida qaralishi mumkin.
Kislorodning allotropik modifikatsiyalaridan biri bu ozon Taxminan 3. O'z xususiyatlariga ko'ra ozon kislorod O 2 dan juda farq qiladi - u yuqori erish va qaynash nuqtalariga ega va o'tkir hidga ega (shuning uchun uning nomi).
Kisloroddan ozon hosil bo'lishi energiyaning so'rilishi bilan birga keladi:
3O 2 ⇄2O 3,
Ozon kisloroddagi elektr razryad ta'sirida hosil bo'ladi. Ozon O 2 dan va ultrabinafsha nurlanish ta'sirida hosil bo'ladi. Shuning uchun bakteritsid va fizioterapevtik ultrabinafsha lampalarning ishlashi paytida ozonning hidi seziladi.
Ozon eng kuchli oksidlovchi moddadir. Metalllarni oksidlaydi, organik moddalar bilan kuchli reaksiyaga kirishadi, past haroratlarda kislorod reaksiyaga kirishmaydigan birikmalarni oksidlaydi:
O 3 + 2Ag \u003d Ag 2 O + O 2
PbS + 4O 3 \u003d PbSO 4 + 4O 2
Taniqli sifatli reaktsiya:
2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KOH + O 2
Ozonning organik moddalarga oksidlovchi ta'siri radikallarning shakllanishi bilan bog'liq:
RN + O 3 → RO 2 ∙ + OH ∙
Radikallar bioorganik molekulalar - lipidlar, oqsillar, DNK bilan radikal zanjirli reaktsiyalarni boshlaydi. Bu reaktsiyalar hujayraning shikastlanishiga va o'limiga olib keladi. Xususan, ozon havo va suvda joylashgan mikroorganizmlarni o'ldiradi. Bu ichimlik suvi va suzish havzasi suvini sterilizatsiya qilish uchun ozondan foydalanish uchun asosdir.
Oltingugurt birikmalarining kimyoviy xossalari. Oltingugurt xossalari bo'yicha kislorodga o'xshaydi. Ammo undan farqli o'laroq, u birikmalarda nafaqat -2 oksidlanish darajasini, balki +2, +4 va +6 musbat oksidlanish darajasini ham ko'rsatadi. Oltingugurt uchun ham, kislorod uchun ham allotropiya xarakterlidir - bir nechta elementar moddalar - rombik, monoklinik, plastik oltingugurt mavjudligi. Kislorod bilan solishtirganda kamroq elektronegativlik tufayli oltingugurtda vodorod aloqalarini hosil qilish qobiliyati kamroq aniqlanadi. Oltingugurt zigzag shakliga ega barqaror polimer gomozanjirlarining shakllanishi bilan tavsiflanadi.
Oltingugurt atomlaridan gomozanjirlarning hosil bo'lishi uning hayot jarayonlarida muhim biologik rol o'ynaydigan birikmalariga ham xosdir. Shunday qilib, aminokislota - sistin molekulalarida disulfid ko'prigi -S-S- mavjud:
Bu aminokislota oqsillar va peptidlarning shakllanishida muhim rol o'ynaydi. S-S disulfid aloqasi tufayli polipeptid zanjirlari bir-biriga bog'langan (disulfid ko'prigi).
Oltingugurt shuningdek, aminokislotalar sistein, oqsillar va fermentlarda mavjud bo'lgan vodorod sulfidi (sulfgidril) tiol guruhi -SH hosil bo'lishi bilan tavsiflanadi.
Biologik ahamiyatga ega aminokislota metionin.
Tirik organizmlardagi metil guruhlarining donori S-adenosilmetionin Ad-S-CH 3 - metioninning faollashgan shakli bo'lib, unda metil guruhi S orqali adenin Ad bilan bog'langan. Biosintez jarayonlarida metioninning metil guruhi RN metil guruhining turli xil qabul qiluvchilariga o'tkaziladi:
Ad-S-CH 3 + RN → Ad-SH + R-CH 3
Oltingugurt Yerda ancha keng tarqalgan (0,03%). Tabiatda u sulfid (ZnS, HgS, PbS va boshqalar) va sulfat (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O, CaSO 4 ∙2H 2 O va boshqalar) shaklida, shuningdek, a. ona davlat. "cho'kma oltingugurt" kukuni tashqi tomondan malham (5-10-20%) va kukun shaklida teri kasalliklarini (seboreya, psoriaz) davolashda qo'llaniladi. Organizmda oltingugurt oksidlanish mahsulotlari hosil bo'ladi - umumiy formulasi H 2 S x O 6 bo'lgan politionik kislotalar ( x = 3-6)
S + O 2 → H 2 S x O 6
Oltingugurt juda faol nometalldir. Engil qizdirilsa ham, u ko'plab oddiy moddalarni oksidlaydi, ammo uning o'zi kislorod va galogenlar tomonidan oson oksidlanadi (redoks ikkilik).
Oksidlanish darajasi -2 oltingugurt vodorod sulfidida va uning hosilalari - sulfidlarda namoyon bo'ladi.
Vodorod sulfidi (dihidrogen sulfidi) tabiatda tez-tez uchraydi. Oltingugurt deb ataladigan mineral suvlar tarkibida mavjud. Bu yoqimsiz hidli rangsiz gaz. U mikroorganizmlar ta'sirida o'simlik va, xususan, hayvon qoldiqlarining parchalanishi paytida hosil bo'ladi. Ba'zi fotosintetik bakteriyalar, masalan, yashil oltingugurt bakteriyalari, vodorod donori sifatida dihidrogen sulfididan foydalanadilar. Ushbu bakteriyalar kislorod O 2 o'rniga elementar oltingugurtni - H 2 S oksidlanish mahsulotini chiqaradi.
Dihidrogen sulfidi juda zaharli moddadir, chunki u nafas olish zanjiridagi elektron tashuvchisi sitoxrom oksidaza fermentining ingibitori hisoblanadi. U elektronlarning sitoxrom oksidazadan kislorod O 2 ga o'tishini bloklaydi.
H 2 S ning suvli eritmalari lakmusga muvofiq kuchsiz kislotali reaksiya beradi. Ionizatsiya ikki bosqichda sodir bo'ladi:
H 2 S ⇄ H + + HS - (I bosqich)
HS - ⇄ H + + S 2- (II bosqich)
Sulfat kislota juda zaif. Shuning uchun ikkinchi bosqichda ionlanish faqat juda suyultirilgan eritmalarda davom etadi.
Gidrosulfat kislota tuzlari deyiladi sulfidlar. Suvda faqat gidroksidi, ishqoriy tuproq va ammoniy sulfidlari eriydi. Kislota tuzlari - gidrosulfidlar E + NS va E 2+ (HS) 2 - faqat gidroksidi va ishqoriy tuproq metallari uchun ma'lum.
Sulfidlar kuchsiz kislotaning tuzlari bo'lib, gidrolizga uchraydi. Ko'p zaryadlangan metall kationlari (Al 3+, Cr 3 + va boshqalar) sulfidlarining gidrolizi ko'pincha tugaydi, u amalda qaytarilmaydi.
Sulfidlar, ayniqsa vodorod sulfidi kuchli qaytaruvchi moddalardir. Sharoitga qarab ular S, SO 2 yoki H 2 SO 4 ga oksidlanishi mumkin:
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O (havoda)
2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S (havoda)
3H 2 S + 4HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + 4HCl (eritmada)
Sistein HSCH 2 CH (NH 2) COOH va muhim metabolit koenzim A bo'lgan ba'zi oqsillar, vodorod sulfidi (tiol) guruhlari -SH ga ega bo'lib, bir qator reaktsiyalarda bioanorganik dihidrogen sulfidi hosilalari kabi harakat qiladi. Dihidrogen sulfidi kabi sisteinni o'z ichiga olgan oqsillar yod bilan oksidlanishi mumkin. Tiol guruhlarining oksidlanishida hosil bo'lgan disulfid ko'prigi yordamida polipeptid zanjirlarining sistein qoldiqlari bu zanjirlarni o'zaro bog'liqlik bilan bog'laydi (o'zaro bog'liqlik hosil bo'ladi).
Ko'pgina oltingugurt o'z ichiga olgan E-SH fermentlari Cu 2+ yoki Ag+ kabi og'ir metallar ionlari bilan qaytarib bo'lmaydigan tarzda zaharlanadi. Ushbu ionlar tiol guruhlarini blokirovka qilib, merkaptanlar, sulfidlarning bioanorganik analoglarini hosil qiladi:
E-SH + Ag + → E-S-Ag + H +
Natijada ferment o'z faoliyatini yo'qotadi. Ag + ionlarining tiol guruhlarga yaqinligi shunchalik yuqoriki, AgNO 3 dan titrlash yo'li bilan -SH guruhlari miqdorini aniqlash mumkin.
Oltingugurt (IV) oksidi SO 2 kislotali oksiddir. U elementar oltingugurtni kislorodda yoqish yoki FeS 2 piritini yoqish orqali olinadi:
S + O 2 \u003d SO 2
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
SO 2 - bo'g'uvchi hidli gaz; juda zaharli. SO 2 suvda eriganida, oltingugurt kislotasi H 2 SO 3. Bu o'rtacha kuchli kislota. Oltingugurt kislotasi ikki asosli bo'lib, ikki turdagi tuzlarni hosil qiladi: o'rta - sulfitlar(Na 2 SO 3, K 2 SO 3 va boshqalar) va kislotali - gidrosulfitlar(NaHSO 3, KHSO 3 va boshqalar). Faqat ishqoriy metall tuzlari va E 2+ (HSO 3) 2 tipidagi gidrosulfitlar suvda eriydi, bu erda E turli guruhlarning elementlari hisoblanadi.
Oksid SO 2, kislota H 2 SO3 va uning tuzlari oksidlanish-qaytarilish ikkiligi bilan ajralib turadi, chunki oltingugurt ushbu birikmalarda oraliq oksidlanish darajasi +4 ga teng:
2Na 2 SO 3 + O 2 \u003d 2Na 2 SO 4
SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ° + 2H 2 O
Biroq, oltingugurt birikmalarining (IV) qaytaruvchi xususiyatlari ustunlik qiladi. Shunday qilib, eritmalardagi sulfitlar xona haroratida ham havo dioksidni bilan oksidlanadi.
Yuqori hayvonlarda SO 2 oksidi birinchi navbatda nafas yo'llarining shilliq qavatini tirnash xususiyati beruvchi ta'sir ko'rsatadi. Bu gaz o'simliklar uchun ham zaharli hisoblanadi. Kichik miqdordagi oltingugurt birikmalari bo'lgan ko'p ko'mir yoqiladigan sanoat hududlarida atmosferaga oltingugurt dioksidi chiqariladi. Barglardagi namlikda erigan SO 2 oltingugurt kislotasi eritmasini hosil qiladi, u o'z navbatida sulfat kislota H 2 SO 4 ga oksidlanadi:
SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3
2H 2 SO 3 + O 2 \u003d 2H 2 SO 4
Erigan SO 2 va H 2 SO 4 bilan atmosfera namligi ko'pincha kislotali yomg'ir shaklida tushib, o'simliklarning nobud bo'lishiga olib keladi.
Na 2 SO 3 eritmasi oltingugurt kukuni bilan qizdirilganda, natriy tiosulfat:
Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3
Eritmadan kristallgidrat Na 2 S 2 O 3 ∙ 5H 2 O ajralib turadi.Natriy tiosulfat - tuz tiosulfat kislota H 2 S 2 O 3.
Tiosulfat kislota juda beqaror va H 2 O, SO 2 va S ga parchalanadi. Natriy tiosulfat Na 2 S 2 O 3 ∙5H 2 O tibbiyot amaliyotida antitoksik, yallig'lanishga qarshi va desensibilizatsiya qiluvchi vosita sifatida ishlatiladi. Antitoksik vosita sifatida natriy tiosulfat simob, qo'rg'oshin, gidrosiyan kislotasi va uning tuzlari bilan zaharlanish uchun ishlatiladi. Preparatning ta'sir qilish mexanizmi, shubhasiz, tiosulfat ionining sulfit ioniga va elementar oltingugurtga oksidlanishi bilan bog'liq:
S 2 O 3 2- → SO 3 2- + S °
Oziq-ovqat yoki havo bilan tanaga kiradigan qo'rg'oshin va simob ionlari yomon eriydigan toksik bo'lmagan sulfitlarni hosil qiladi:
Pb 2+ + SO 3 2- = PbSO 3
Sianid ionlari elementar oltingugurt bilan o'zaro ta'sirlanib, kamroq zaharli tiosiyanatlar hosil qiladi:
SN - + S° = NSS -
Natriy tiosulfat qo'tirni davolash uchun ham qo'llaniladi. Eritmani teriga surtgandan so'ng, 6% HCl eritmasini takroriy surtish amalga oshiriladi. HCl bilan reaksiya natijasida natriy tiosulfat oltingugurt va oltingugurt dioksidiga parchalanadi:
Na 2 S 2 O 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + S + H 2 O
qo'tir oqadilar uchun zararli ta'sir ko'rsatadi.
Oksid oltingugurt (VI) SO 3 uchuvchan suyuqlikdir. Suv bilan o'zaro ta'sirlashganda SO 3 sulfat kislota hosil qiladi:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Sulfat kislota molekulalarining tuzilishi oltingugurt tarkibiga mos keladi sp 3 - gibrid holat.
Sulfat kislota kuchli ikki asosli kislotadir. Birinchi bosqichda u deyarli to'liq ionlangan:
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 -,
Ikkinchi bosqichda ionlanish kamroq darajada davom etadi:
HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-,
Konsentrlangan sulfat kislota kuchli oksidlovchi moddadir. Metall va metall bo'lmaganlarni oksidlaydi. Odatda, uning qaytarilish mahsuloti SO 2 ni tashkil qiladi, garchi reaksiya sharoitlariga (metall faolligi, harorat, kislota konsentratsiyasi) qarab, boshqa mahsulotlarni (S, H 2 S) olish mumkin.
Ikki asosli kislota bo'lgan H 2 SO 4 ikki turdagi tuzlarni hosil qiladi: o'rta - sulfatlar(Na 2 SO 4 va boshqalar) va kislotali - gidrosulfatlar(NaHSO 4, KHSO 4 va boshqalar). Aksariyat sulfatlar suvda yaxshi eriydi.Koʻpgina sulfatlar eritmalardan kristallgidratlar holida ajralib chiqadi: FeSO 4 ∙7H 2 O, CuSO 4 ∙5H 2 O. BaSO 4, SrSO 4 va PbSO 4 sulfatlari amalda erimaydi. Bir oz eriydigan kaltsiy sulfat CaSO 4. Bariy sulfat nafaqat suvda, balki suyultirilgan kislotalarda ham erimaydi.
Tibbiyot amaliyotida ko'plab metallarning sulfatlari Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O - laksatif sifatida, MgSO 4 ∙ 7H 2 O - gipertenziya uchun, laksatif va xoleretik vosita sifatida, mis sulfat CuSO 4 ∙ 5H sifatida ishlatiladi. 2 O va ZnSO 4 ∙7H 2 O - antiseptik, biriktiruvchi, qustiruvchi sifatida, bariy sulfat BaSO 4 - qizilo'ngach va oshqozonni rentgenologik tekshirishda kontrast modda sifatida.
Selen va tellur birikmalari. Tellur va ayniqsa selen kimyoviy jihatdan oltingugurtga o'xshaydi. Biroq, Se va Te ning metall xossalarini kuchaytirish ularning kuchliroq ionli aloqalarni hosil qilish tendentsiyasini oshiradi. Fizikaviy va kimyoviy xususiyatlarning o'xshashligi: E 2- ionlarining radiuslari, koordinatsion raqamlar (3, 4) - birikmalardagi selen va oltingugurtning almashinishini aniqlaydi. Shunday qilib, selen fermentlarning faol markazlarida oltingugurt o'rnini bosishi mumkin. Vodorod sulfid guruhini -SH ni vodorod selenid guruhi -SeH bilan almashtirish organizmdagi biokimyoviy jarayonlarning borishini o'zgartiradi. Selen oltingugurtning ham sinergisti, ham antagonisti sifatida harakat qilishi mumkin.
Vodorod bilan Se va Te H 2 S, H 2 Se va H 2 Te ga o'xshash juda zaharli gazlar hosil qiladi. Dihidrogen selenid va dihidrogen tellurid kuchli qaytaruvchi moddalardir. H 2 S-H 2 Se-H 2 Te seriyasida kamaytiruvchi faollik kuchayadi.
O'rtacha tuzlar sifatida ajratilgan H 2 Se uchun - selenidlar(Na 2 Se va boshqalar) va kislota tuzlari - gidroselenidlar(NaHSe va boshqalar). H 2 Te uchun faqat o'rta tuzlar ma'lum - telluridlar.
Kislorod bilan Se (IV) va Te (IV) birikmalari SO 2 dan farqli ravishda SeO 2 va TeO 2 qattiq kristall moddalardir.
Selen kislotasi H 2 SeO 3 va uning tuzlari selenitlar, masalan, Na 2 SeO 3 o'rtacha quvvatli oksidlovchi moddalardir. Shunday qilib, suvli eritmalarda ular SO 2, H 2 S, HI va boshqalar kabi qaytaruvchi moddalar yordamida selenga qaytariladi:
H 2 SeO 3 + 2SO 2 + H 2 O \u003d Se + 2H 2 SO 4
Shubhasiz, selenitlarni elementar holatga qaytarish qulayligi organizmda selenotsistein kabi biologik faol selen o'z ichiga olgan birikmalarning shakllanishini belgilaydi.
SeO 3 va TeO 3 kislotali oksidlardir. Kislorod kislotalari Se (VI) va Te (VI) - selenik H 2 SeO 4 va tellur H 6 TeO 6 - kuchli oksidlovchi xususiyatlarga ega kristalli moddalar. Bu kislotalarning tuzlari shunga qarab nomlanadi. selenatlar Va aytadilar.
Tirik organizmlarda selenatlar va sulfatlar antagonist hisoblanadi. Shunday qilib, sulfatlarning kiritilishi tanadan ortiqcha selen o'z ichiga olgan birikmalarning chiqarilishiga olib keladi.
Oksidlanish darajasi -2 bo'lgan birikmalar. H 2 Se va H 2 Te jirkanch hidli rangsiz, suvda eriydigan gazlardir. H 2 O - H 2 S - H 2 Se - H 2 Te qatorida molekulalarning barqarorligi pasayadi, shuning uchun suvli eritmalarda H 2 Se va H 2 Te gidrosulfid kislotadan kuchliroq ikki asosli kislotalar kabi harakat qiladi. Ular tuzlar - selenidlar va telluridlar hosil qiladi. Telluro- va vodorod selenidlari, shuningdek, ularning tuzlari juda zaharli hisoblanadi. Selenidlar va telluridlar xossalari bo'yicha sulfidlarga o'xshash. Ular orasida asosiy (K 2 Se, K 2 Te), amfoter (Al 2 Se 3, Al 2 Te 3) va kislotali birikmalar (CSe 2, CTe 2) mavjud.
Na 2 Se + H 2 O NaHSe + NaOH; CSe 2 + 3H 2 O \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 Se
Selenidlar va telluridlarning katta guruhi yarim o'tkazgichlardir. Rux kichik guruhi elementlarining selenidlari va telluridlari eng ko'p qo'llaniladi.
Oksidlanish darajasi +4 bo'lgan birikmalar. Selen (IV) va tellur (IV) oksidlari oddiy moddalarning kislorod bilan oksidlanishida hosil bo'ladi va qattiq polimerik birikmalardir. Oddiy kislota oksidlari. Selen (IV) oksidi suvda eriydi, selen kislota hosil qiladi, H 2 SO 3 dan farqli o'laroq, erkin holatda ajratiladi va qattiq moddadir.
SeO 2 + H 2 O \u003d H 2 SeO 3
Tellur (IV) oksidi suvda erimaydi, lekin ishqorlarning suvdagi eritmalari bilan oʻzaro taʼsirlanib, telluritlar hosil qiladi.
TeO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 3
H 2 TeO 3 polimerizatsiyaga moyil, shuning uchun kislotalarning telluritlarga ta'siri ostida o'zgaruvchan tarkibli TeO 2 nH 2 O cho'kmasi hosil bo'ladi.
SeO 2 va TeO 2 SO 2 ga nisbatan kuchliroq oksidlovchi moddalardir:
2SO 2 + SeO 2 \u003d Se + 2SO 3
Oksidlanish darajasi +6 bo'lgan birikmalar. Selen (VI) oksidi oq rangli qattiq moddadir (mp 118,5 ºS, parchalanadi > 185 ºS), shishasimon va asbest modifikatsiyalari bilan ma'lum. SO 3 ning selenatlarga ta'sirida olinadi:
K 2 SeO 4 + SO 3 \u003d SeO 3 + K 2 SO 4
Tellur (VI) oksidi ham ikkita modifikatsiyaga ega: to'q sariq va sariq. Ortotellurik kislotani suvsizlantirish natijasida olinadi:
H 6 TeO 6 \u003d TeO 3 + 3H 2 O
Selen (VI) va tellur (VI) oksidlari tipik kislotali oksidlardir. SeO 3 suvda eriydi, selen kislotasi - H 2 SeO 4 ni hosil qiladi. Selen kislotasi oq kristall moddadir, suvli eritmalarda u kuchli kislota (K 1 \u003d 1 10 3, K 2 \u003d 1,2 10 -2), organik birikmalarni karbonlashtiradi, kuchli oksidlovchi vositadir.
H 2 Se +6 O 4 + 2HCl -1 = H 2 Se +4 O 3 + Cl 2 0 + H 2 O
Tuzlar - bariy va qo'rg'oshin selenatlar suvda erimaydi.
TeO 3 amalda suvda erimaydi, lekin ishqorlarning suvli eritmalari bilan oʻzaro taʼsirlanib, tellur kislotasi tuzlarini – telluratlarni hosil qiladi.
TeO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 TeO 4 + H 2 O
Telluratlarning xlorid kislotasi eritmalari ta'sirida ortotellurik kislota chiqariladi - H 6 TeO 6 - issiq suvda yaxshi eriydigan oq kristalli modda. H 6 TeO 6 ning suvsizlanishi tellurik kislota hosil qilishi mumkin. Tellurik kislota juda zaif, K 1 \u003d 2 10 -8, K 2 \u003d 5 10 -11.
Na 2 TeO 4 + 2HCl + 2H 2 O \u003d H 6 TeO 6 + 2NaCl; H 6 TeO 6 ¾® H 2 TeO 4 + 2H 2 O.
Selen birikmalari o'simliklar va hayvonlar uchun zaharli, tellur esa kamroq zaharli. Selen va tellur birikmalari bilan zaharlanish jabrlanuvchida doimiy jirkanch hidning paydo bo'lishi bilan birga keladi.
Adabiyot: p. 359 - 383, b. 425 - 435, b. 297 - 328
