VII GURUXNING - O'zbekiston respublikasi

VII GURUXNING P-ELEMENTLARI
-
Umumiy xarakteristika
-
Ftor, olinishi, birikmalari, xossalari
-
Xlor, olinishi, birikmalari, xossalari
-
Brom,olinishi, birikmalari, xossalari
-
Yod, olinishi, birikmalari, xossalari
VII gruppa r-elementlariga ftor F, xlor CI, brom Br, yod J va astat At kiradi.
VII guruxning tipik elemenlari gruppasi F2, CL2, brom guppachasi (Br2, J2, At).
Galogen suzi yunoncha «golos» (tuz) va «genodos» (tugdiruvchi ) suzidan kelib chikkan. Galogenlarning dastlabki turttasi tabiatda anchagina tarkalgan. Oxirgi galogen - astat esa tabiiy radioaktiv yemirilishlarning oralik maxsulotlari tarkibida uchraydi; u sun'iy ravishda, yadro uzgarishlari yordami bilan xosil qilinadi. Galogenlar atomlarining sirtki qavatida yettitadan elektron (s2p5 - elektronlar) buladi. Shu sababli, galogen atomi uziga yana bitta elektron biriktirib olib, uzining sirtki qavatini sakkiz elektronli (ya'ni S2P6) oktet konfigurasiyaga utkazishga intiladi. Galogenlarning xammasi xam erkin xolatda kuchli oksidlovchilar bulib, ayniksa, ftor bizga ma'lum bulgan barcha oksidlovchilar orasida eng kuchligi xisoblanadi. Galogenlar gruppasining birinchi a'zosi ftor boshka galogenlardan birmuncha fark qiladi. U faqat - 1 ga teng bulgan oksidlanish darajasiga ega. Uning kislorodli birikmasi -F2O da xam ftor - 1 valentlidir; shuning uchun F2O ning nomi kislorod ftorid deyiladi. Ftorning vodorodli birikmasi vodorod ftorid H2F2 suvda yaxshi eriydigan suyuklik. Vodorod ftorid suvdagi eritmada ikki boskichda ionlarga ajraladi. Uning birinchi boskichi, xuddi urtacha kuchdagi kislotalarning ionlarga ajralishidek bulib, ikkinchi boskichi esa kuchsiz kislotalarning dissosilanishi kabidir. Shu sababli ftorid kislotani urtacha kuchdagi kislotalar katoriga kiritish mumkin. CI2, Br2, va J2 uzlarining kupchilik birikmalarida - 1 valentli buladi. Bu elementlar yana boshka valentliklarni xam namoyon qila oladi. HCI, HBr, HJ ning suvdagi eritmalari kuchli kislotalar bulib, HCI dan HJ ga utgan sayin kislotaning kuchi ortib boradi, chunki C1-1, Br-, J-1 katorida chapdan ungga utgan sayin ionning zaryadi uzgarmagan xolda radiusi kattalasha boradi. Shu sababli HCI, HBr, HJ ning kaytaruvchilik xossalari xam HCI dan HJ ga tomon kuchayib boradi.
CI2, Br2, J2 uz birikmalarida - 1 dan tashkari +1 dan +7 ga kadar oksidlanish darajalarini namoyon qila oladi.
+1 HCIO, HBrO, HJO
+5 HCIO3, HBrO3, HJO3
+7 HCIO4, H5JO6
Bu yerda keltirilgan gorizontal katorda kislotalarning kuchi kamayadi, vertikal katorda esa ortib boradi. Keyingi xolat, ayniksa xlorning kislorodli kislotalarida kuchli ifodalangan, chunonchi HCIO4 nixoyat kuchli kislota; HJO - amfoter xossalarni namoyon qiladi.
Ftor F2 tartib nomeri Z=9, atom ogirligi 18,998 izotopining massa soni 19, elektron konfigurasiyasi IS22S22P5. Ftor barcha elementlar ichida eng katta elektrmanfiylik namoyon qiladi; uning nisbiy kiymati NEM=3,95 ga teng. Ftorning uz birikmalaridagi oksidlanish darajasi - 1 ga teng. Ftorning axamiyatga sazovor minerallari kalsiy ftorit CaF2 (plavik shpak) va kriolit Na3AIF6 dir. Tarkibida ftor bulgan minerallardan appatitlar Ca5(PO4)3, (CL, F)2 ni xam kursatib utish mumkin. Ftor Yer kobigida ogirlik jixatdan 2,7 x 10-2 % tarkalgan. Tabiatda ftorning birgina izotopi F - 19 uchraydi. Uning massa sonlari 16 dan 21 gacha bulgan izotoplari sun'iy yullar bilan olingan.
Ftor 2170S da suyuklanadigan KF ( HF dan yoki 72oS da suyuklanadigan KF x 2HF tarkibli tuzdan foydalanib olinadi. Bu usul labaratoriya va texnika uchun katta axamiyatga ega. Endilikda bu maksad uchun platina idish urnida mis va nikel kotishmalardan idishlar qullaniladi. Anod sinfatida grafit ishlatiladi.
Ftor, och sarik-yashil tusli utkir xidli gaz, nafas yuli shillik pardalarini achitadi va nafasni bugadi. Ftor -188oS da och-sarik tusli suyuklikka aylanadi, -220oS da qattiq xolatga utadi, erkin ftor F2 molekulalaridan iborat. Ftorni suvda eritib bulmaydi, chunki u suv bilan shiddatli reaksiyaga kirishib ketadi. F2 benzol, xloroform kabi erituvchilarda eriydi. Ftorning elektronga moyilligi 82,8 kkal/g -atom; ionlanish energiyasi 390,7 kkal/g -atom; elektromanfiyligi 390,7+82,8=473,5 kkal/g - atom. Elementlarning nisbiy elektromanfiylik jadvalida F2 birinchi uringa joylashgan. Ftor atomining radiusi kichik bulganligi sababli, uning yadrosi elektronlarini juda kuchli tortib turadi. Shuning uchun ftor atomining tashki qavatidan bironta elektronni chikarib yuborish nixoyatda kiyin. Ftor eng kuchli metalloid. Ftor eng kuchli oksidlovchi.
Kislorod va azot bilan ftor bevosita birikmaydi; kolgan barcha elementlar bilan muvofik reaksiya sharoitda bevosita birikadi.
Ftorning vodorodli birikmasi HF plavik shpat - CaF2 ga konsentrlangan sulfat kislota H2SO4 ta'sir ettirilsa gazsimon vodorod ftorid xosil buladi.
CaF2 + H2SO4 --> CaSO4 + 2HF
HF asosan ana shu reaksiya buyicha olinadi. HF shishaga ta'sir etadi; shuning uchun bu reaksiya platina yoki kurgoshindan yasalgan idishlarda utkaziladi. Ftor, vodorod bilan nixoyatda shiddatli ravishda birikadi.
H2+F2=2HF
Uta toza HF olish uchun MeF ( HF tipidagi nordon ftoridlarni kizdirishdan foydalaniladi.
KF HF=HF+KF
Toza HF 19,5oS dan past xaroratda rangsiz xavoda kuchli tutaydigan suyuklik, 19,5oS dan yukori xaroratda esa rangsiz nixoyatda utkir xidli va zaxarli gaz. Uning muzlash xaroratsi - 83,1oS. HF molekulalari vodorod boglanish orqali uzaro birikib (HF)x ni xosil qiladi, X=2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 bulishi mumkin. HF buglarida xam deyarli assosilanish mavjud ekanligi aniklangan; lekin 90oS dan yukori xaroratda HF faqat yakka-yakka molekulalar (HF) dan iborat buladi. HF zaxarli modda, agar kulga tomsa uzok vakt tuzalmaydigan yara xosil qiladi.
Vodorod ftoridning suvdagi eritmasi urtacha kuchdagi kislota xossasiga ega. Umum e'tirof etgan tasavvurlarga muvofik, HF ning suvdagi eritmasi bir asosli kislota xossalarini namoyon qiladi. Suvda HF dissosilanishidan xosil bulgan ftor ioni HF ning dissosilanmagan molekulasini uziga qushib olib, murakkab ion HF2-- ga aylanadi. Bu tasavvurga muvofik, HF ning bir molyar eritmasida 10% ga yakin HF2-- ionlari va taxminan 1% F- ionlari bordir. Buni kuyidagicha tenglama bilan tasvirlash mumkin:
HF H++F- HF+F- HF2-
[H+][F-] [HF2-]
K1=————------=7,2x10-4 K2=-------————=5
[HF] [HF] [F-]
Plavik kislota xlorid kislotaga qaraganda (va boshka vodorod gologenid kislotalariga qaraganda) juda kuchsiz. Plavik kislota Au va Pt dan tashkari boshka kupgina metallarni uzida eritadi. U Pb ning faqat sirtiga ta'sir etadi. Plavik kislota shishani yemiradi; bu vaktda shisha tarkibidagi SiO2 plavik kislotada erib gazsimon SiF4 xosil buladi:
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
SiF4 suv tomchisi bilan kamalsa, gidrolizlanib ortosilikat kislota xosil qiladi.
SiF4 +4H2O = H2SiO4 + 4HF
Plavik kislataning tuzlari NaF, KF va CaF2 suvda yomon eriydi, lekin uning AgF tuzi suvda yaxshi eriydi.
Fe, Al, Sr, Ti va boshka metallarning ftoridlari ishqoriy metallarning ftoridlari bilan kompleks ftoridlar xosil qiladi:KTi5, KCrF4
Ftorni kislorodli birikmalari uchta: OF2- kislorod ftorid: O2F2- kislorod diftorid; O3F2- ozon diftorid. OF2 kuyidagi reaksiya orqali olinadi:
2F2+2NaOH=2NaF+OF2+H2O
OF2 rangsiz, nafas organlariga kuchli ravishda ta'sir etadigan gaz.Uning qaynash xaroratsi -145oS, kotish xaroratsi -223,8oS; suyuk xolda sargish tusga ega. Suvda eriganida kuyidagi reaksiya boradi:
F2O+H2O --> O2+2HF
kislorod diftorid O2F2 kuyidagi reaksiya orqali olinadi:
F2+O2 --> O2F2
O2F2 faqat past xaroratlarda barkaror modda; u kizgish rangli qattiq jism: uning qaynash xaroratsi -57oS ; muzlash xaroratsi -163,5oS qaynash xaroratsidan salgina yukorirokda O2 va F2 ajralib ketadi.
Ozon diftorid O3F2 past xaroratda olinadigan kuk-kizil suyuklik; uning -183oS dagi zichligi 1,74 g/sm3. U xam endotermik modda bulib, uning xosil bulish issikligi -6,24 kkal/mol ga teng. O3F2 -5oC da parchalanadi.
Xlor CL2, tartib nomeri Z=17, atom ogirligi 35,5 izotoplarning massa sonlari 35 va 37. Elektron konfigurasiyasi 1S22S22p63S23r5
Xlorni 1774 yili Sheyele xlorid kislotaga MnO2 ta'sir ettirish yuli bilan kashf etgan. Faqat 1810 yilda Devining xizmatlari tufayli, xlor ximiyaviy element sifatida tanilgan (yunoncha «xloros»-yashil-sarik)
Xlor tabiatda keng tarkalgan; Yer kobigida ogirlik jixatidan 4,810-2 % tarkalgan. Xlor tabiatda birikmalar xolida buladi: NaCI, NaCIKCI, MgCI26H2O, MgSO4KCI3H2O. NaCI tuzi xlor sanoati uchun zaruriy xom ashyodir. Inson organizmida kariyb 0,25% gacha xlor buladi. Nixoyat, oshkozon suyukligida 0,3-0,4% HCL ning bulishi juda katta fiziologik axamiyatga ega. Inson va xayvonlar organizmida NaCI ning borligi organizm xujayralarida «suv balansini» boshkarib turadi.
Tabiiy birikmalarda xlor ikki izotop xolida uchraydi: 3517Cl, 3717Cl. Xlorning tabiiy izotoplaridan tashkari 5 ta sun'iy radioaktiv izotoplari 3317Cl, 3417Cl, 3617Cl, 3817Cl, 3917Cl lar olingan.
Laboratoriyada xlor asosan xlorid kislotaga oksidlovchilar ta'sir ettirish yuli bilan olinadi.
4HCI+MnO2=CI2+MnCI2+2H2O
16 HCI +2KMnO4=5CI2+2MnCI2+2KCI+8H2O
Texnikida Cl2 faqat osh tuzini suvdagi eritmasini elektroliz qilish yuli bilan olinadi.
elektroliz
Texnikada 2NaCI+2H2O H2+CI2+2NaOH
Shunday qilib, bu reaksiyadan asosiy maksad NaOH olish bulsada, qushimcha maxsulot sifatida juda kup miqdorda Cl2 olinadi.
Xlor sarik-yashil tusli gaz, uning qaynash xaroratsi-34oS; kotish xaroratsi - 102,4oS. Xlor molekulasi 727oS da 0,03%, 1727oS da esa 52% parchalanadi. Uy xaroratsida bir xajm H2O da 2,3 xajm CI2 eriydi. Xlorning suvdagi eritmasi «xlorli suv» dan + 8oS dan past xaroratlarda CI2 x 8H2O tarkibli xlor gidrat ajratib olinishi mumkin.
Xlor kuchli oksidlovchi, kupchilik metallar va metallmaslar bilan birikadi.
2Na+CI2=2NaCI
2Fe+3CI2=2FeCI3
H2+CI2=2HCI
2S+CI2=S2CI2
Xlor suv va ishqorlar bilan reaksiyaga kirishadi.
CI2+H2O=HCI+HCIO
CI2+2NaOH=2NaCI+NaCIO+H2O
CI2+2Ca(OH)2=CaCI2+Ca(CIO)2+2H2O
Xlorning vodorodli birikmasi vodorod xlorid, vodorod bilan xlor aralashmasiga kuyosh nuri ta'sir ettirish yoki bu aralashmani yokish orqali sintetik usulda olinishi mumkin:
H2+CI2=2HCI
Bu reaksiya fotoximiyaviy reaksiyalar katorga kiradi.
Cl+hv --> 2Cl
ClH2 --> HCl+H
HQ Cl2 --> HCl+Cl
Cl + H2 --> HCl+H va xokazo
Vodorod xlorid olishning yana bir usuli-osh tuziga konsentrlangan H2SO4 ta'sir ettirishdir. Reaksiya ikki boskichda boradi:
NaCI+H2SO4=NaHSO4+HCI (odatdagi xarorat)
NaCI+NaHSO4=Na2SO4+HCI (800oC da)
Vodorod xlorid odatdagi sharoitda gaz, uning qaynash xaroratsi -84,90S, muzlash xaroratsi - 114,8oS, 20oS da 1l suvda 450 litr HCI gazi eriydi.
HCI ning suvdagi (37,29%) eritmasi kuchli kislota bulib, xlorid kislota (tuz kislotasi) nomi bilan yuritiladi. Xlorid kislota eritmasi past xaroratlarga kadar sovitilganda HCIH2O, HCI2H2O, HCl3H2O tarkibli kristallgidratlar xosil buladi.
Aktivlik katorining chap tomonidagi metallar xlorid kislotadan H2 sikib chikarib, tuz xosil qiladi.
Fe+2HCI=FeCI2+H2
Zn +2HCI= ZnCI2+H2
Misga xlorid kislota xavo kislorodi ishtirokida ta'sir eta oladi:
2Cu+4HCI+O2=2CuCI2+2H2O
Kumushga xavo ishtirokida konsentrlangan HCI sekin ta'sir etadi:
4 Ag+4HCI+O2=4AgCI+2H2O
Metall xloridlar xlorid kislotaning tuzlaridir. Kupchilik metallarning xloridlari suvda yaxshi eriydi. Lekin kumush xlorid AgCI, mis(I)-xlorid CuCl, simob(I)- xlorid Hg2Cl2, talliy (I)- xlorid TLCl, kurgoshin (II)-xlorid PbCl2 yomon eriydi.
Xlor bilan kislorod bevosita birikmaydi, lekin bilvosita yullar bilan xlorning kuyidagi oksidlari olingan: Cl2O, ClO2, CI2O6 (yoki ClO3), Cl2O7
Shuningdek, ClO2 va Cl2O parchalanganda oralik maxsulot sifatida ClO xosil bulishi xam isbot qilingan.
Cl2O-xlor(I)-oksid, kuruk simob(II)- oksidga 0oS da xlor yuborish yuli bilan xosil qilinadi:
2Cl2+HgO=HgCl2+Cl2O
Cl2O- sarik kungiz gaz, u bekaror modda bulganidan salga portlaydi. Bu moddaning dipol momenti 1,96 debay, xlor atomi bilan kislorod atomi orasidagi masofa(CI-O-masofasi) 1,6 8 Ao ga teng. CIO- gipoxlorit- ion nomi bilan yuritiladi masalan, NaCLO- natriy gipoxlorit deyiladi. Gipoxlorit kislota (HCLO), u xlorning gidrolizi natijasida xosil buladi:CL2+H2O --> HCLO + HCL.
HCLO juda kuchsiz kislotalardan xisoblanadi:uning dissosilanish konstantasi Kq310-8 ga teng. Gipoxlorit kislota parchalanib, atomar kislorod chikarib turadi.
HCLO=HCL+O
Shu sababli nam xlor okartirish xossasiga ega buladi.Gipoxloritlarni olish uchun ishqorlarning eritmalariga xlor ta'sir etiriladi: CL2+2NaOH=NaCL+NaCLO+H2O
Bu reaksiya natijasida xosil bulgan suyuklik kup vaktlardan beri Laborak suvi nomi bilan okartirish maksadlari uchun ishlatilib keladi. Kaliy gidroksid eritmasiga CL yuborilishidan xosil bulgan suyuklik javel suvi deyiladi va matolarni okartirish uchun ishlatiladi. Gipoxlorit kislota tuzining okartirish xossasi kuyidagi reaksiyaga asoslangan:
KCLO+CO2+H2O=HCLO+KHCO3 HCLO=HCL+O
Okartirish, shuningdek, dizenfeksiya qilish uchun xlorli oxak keng ishlatiladi, modda Ca(OH)2ga CL2 ta'sir etirib olinadi.
2Ca(OH)2+2CL2=CaCL2+Ca(CLO)2+2H2O
Ca(CLO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HCLO
Xlorit kislotaning angidridi CL2O3 olingan emas. Xlorit kislotaning HCLO2 uzi xam faqat suyultirilgan suvdagi eritmalarda buladi xolos. Urtacha kuchdagi kislota uning dissosilanish konstantasi odatdagi xaroratda 510-3 ga teng.
Xlor (IV)- oksid CIO2 ga muvofik keladigan kislota olingan emas. Xlor (IV) - oksid olish uchun xloratlarni sulfat kislota bilan parchalash yoki ularni biror kaytaruvchi ta'sirida kaytarish kerak:
2KCLO3+C2H2O4+2H2SO4=2KHSO4+2H2O+2CO2+2CLO2
Texnikada CLO2 olishda kaytaruvchi sifatida SO2 qullaniladi:
2NaCLO3+H2SO4+SO2=2NaHSO4+2CLO2
CIO2- utkir xidli, yashil - sarik tusli, uz-uzidan portlaydigan gaz. Uning qaynash xaroratsi 11oS, muzlash xaroratsi -59oS. U sovitilganda kungir tusli suyuklikka aylanadi. CIO2 ishqorlar bilan xlorit va xloritlar xosil qiladi: 2CIO2+2NaOH --> NaCIO2+NaCIO3+H2O
Suv bilan esa xlorit va xlorat kislotalarning eritmalarini xosil qiladi:
2CIO2+H2O HCIO2+HCIO3
Xlorat angidrid CI2O5 olingan emas; xloratlar gipoxloritlarning 50-60oS da parchalanishidan xosil buladi.
3KCIO --> KCIO3+2KCI
Qaynoq ishqor eritmasiga CI2 yuborish yuli bilan bertole tuzi KCIO3 olinadi:
6KOH+3CI2=5KCI+KCIO3+3H2O
Xlorat kislota xosil qilish uchun Va(CIO3)2 ga sulfat kislota ta'sir ettiriladi.
Ba (CIO3)2+H2SO4=BaSO4+2HCIO3
Xlorat kislota barkaror modda, erkin xolatda parchalanadi, lekin uning konsentrlangan (suvdagi 40% li) eritmalari olingan. Eritmaning konsentrasiyasi yanada oshirilganda HCLO3 parchalanib ketadi. HCLO3 bir negizli va kuchli kislota. Uning 1N eritmasining effektiv dissosialanish darajasi 79% ga teng . U kuchli oksidlovchi.
Xlorat kislota uzining kup xossalari bilan nitrat kislota HNO3 ni eslatadi; xususan xlorat kislotaning xlorit kislota bilan aralashmasi xuddi zar suvi singari nixoyatda kuchli oksidlovchi xisoblanadi:
2HCLO3+2HCL=2CLO2+CI2+2H2O
Xlorat kislotaning tuzlari metall xloratlar MeCIO3 odatdagi xaroratda tamomila barkaror, suvda yaxshi eriydigan rangsiz moddalar bulib, kizdirilganda (katalizator ishtirokida) kislorod ajratib parchalanadi:
2KCLO3=2KCI+3O2
Katalizatorsiz kizdirilganda parchalanish kuyidagicha boradi.
4KCLO3 KCL+3KCLO4
Xlor(VI) oksid odatdagi xaroratda koramtir- kizil tusli suyuklik. Xlor (VI) - oksidning suyuk xolatdagi molekulyar ogirligi CL2O6 formulaga, bug xolatdagisi esa-CIO3 formulaga muvofik keladi.
Xlor (VI) - oksid asta - sekin suvda erib, xlorat va perxlorat kislotalarning aralashmasini xosil qiladi:
CL2O6+H2O=HCLO4+HCLO3
CL2O7 rangsiz, moysimon suyuklik, u kuyidagi reaksiya orqali olinadi.
4HCLO4+P2O5=CL2O7+2HPO3
Perxlorat kislota HCIO4 esa perxloratlarga konsentrlangan H2SO4 ta'sir ettirishdan xosil buladi:
KCLO4+H2SO4=KHSO4+HCLO4
Perxlorat uz navbatida xloratlarning katalizatorsiz sharoitda parchalanishidan xosil buladi. Perxlorat kislota nixoyatda kuchli kislotadir . Perxlorat kislota suv bilan bir necha gidratlar xosil qiladi, chunonchi:
HCLO4H2O, HCLO42H2O, HCLO43H2O
Xlorning kislorodli kislotalarining kuchi xlorning oksidlanish darajasi ortishi bilan, lekin ularning oksidlash kobiliyati xlorning oksidlanish darajasi ortgan sayin kamayadi:
Kislota kuchini ortishi -->
HCLO-HCLO2-HCLO3-HCLO4
Oksidlanish kobiliyatining pasayishi -->
Bu katorda chapdan ungga tomon kislotalarning barkarorligi xam ortadi. Gipoxlorit anion CLO-- ning xosilalari xar kanday muxitda xam oksidlovchi bula oladi;
KCLO+2KJ+H2O=KCL+J2+2KOH
Xlorat anion CLO3 ning xosilalari ancha barkaror; ular faqat kislotali muxitda oksidlovchi sifatida reaksiyaga kirishadi;
KCLO3+KJ+H2O --> reaksiya bormaydi
KCLO3+6KJ+3H2SO4=KCL+3K2SO4+3J2+3H2O
Perxlarat anion CLO4 ning xosilalari odatdagi xaroratda, xatto kislotali muxitda xam, oksidlovchi sifatida reaksiyaga kirishmaydi:
KCLO4+KJ+H2SO4 --> reaksiya bormaydi
Brom Br, tartib nomeri Z=35, tabiiy izotoplari , , bromning elektron konfigurasiyasi 1s22s22p63s23p63d104s24p5.
Brom 1826 yilda Ballar tomonidan kashf etilgan.
romning Yer pustlogida umumiy miqdori ogirlik jixatdan 1,610-4%. Brom tuz konlarining ustki qavatida karnalit KBrMgBr26H2O xolida uchraydi. NaBr va KBr dengiz suvida va tuz konlarda topiladi. Ba'zi neft konlaridan chikadigan suvlarda xam bir oz miqdorda brom birikmalari uchraydi.
Brom olishning eng orzon usuli bromidlarga xlor ta'sir ettirihdir. Bunda xlor bromidlardan bromni sikib chiqaradi.
2KBr+CL2=2KCL+Br2
Brom odatdagi sharoitda shotut rangli suyuk metallmas bulib, uning buglari utkir yokimsiz xidlidir. Brom suvi sovitilganda Br28H2O tarkibli kristallgidrat ajralib chikadi (-10oS dan pastda)
Bromning elektronga moyilligi xlornikidan kichik, shu sababli brom bilan buladigan reaksiyalar xlor bilan buladigan reaksiyalarga qaraganda sustrok. Vodorod bromid HBr vodorod bilan bromning bevosita birikishidan xosil bulishdan tashkari, yana kaliy bromidga H2SO4 ta'sir ettirish yuli bilan xam HBr olinishi mumkin:
KBr+H2SO4=HBr+KHSO4
boradi: masalan, brom vodorod bilan faqat kizdirilganda yoki katalizator ishtirokida reaksiyaga kirishadi:
H2+Br2=2HBr
Lekin bu reaksiya uchun qullaniladigan H2SO4 ning konsentrasiyasi u kadar yukori bulmasligi ( uning solishtirma ogirligi 1,4 ga teng bulishi) kerak. Aks xolda xosil buladigan HBr oksidlanib brom ajrala boshlaydi:
2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O
Olingan eritmani fraksion xaydash orqali HBr ning konsentrasiyasini 48% gacha yetkazish mumkin. Vodorod bromid olish uchun asosan PBr3 gidrolizidan foydalaniladi:
PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr
Vodorod bromid utkir xidli rangsiz gaz; xavoda xuddi HCL kabi tutaydi. Vodorod bromidning suvdagi eritmasi juda kuchli kislota. U metallarga, metall oksidlariga va gidroksidlariga xlorid kislota kabi ta'sir etadi. Bromid kislotaning tuzlari metall bromidlar suvda yaxshi eriydi: faqat ba'zi ogir metallarning bromidlari (masalan AgBr va PdBr2) suvda oz eriydi.
Brom oksidlari kiyinchilik bilan xosil buladigan moddalar bulib ular nixoyatda bekaror. Xozirgacha bromning kuyidagi oksidlari olingan:BrO2- brom dioksid, Br2O- dibrom oksid va BrO3- brom trioksid.
Bromning kislorodli kislotalari ikkita: HBrO- gipobromit kislota va HBrO3 bromat kislota. Birinchi kislotada bromning oksidlanish darajasi +1 ga, ikkinchisida esa +5 ga teng.
Gipobromit kislota bromning suv ta'siridan parchalanganida oz miqdorda xosil buladi:
Br2+H2O HBrO+HBr
Muvozanatdagi sistemadan HBr ni yukotish uchun bromli suvga simob(II)- oksid qushiladi:
2Br2+HgO+H2O=HgBr2+2HBrO
Xosil bulgan HBrO eritmasini vakuumda 300 % da buglatish yuli bilan gipobromit kislotaning konsentrasiyasi 6% yetkaziladi. Gipobromit kislotaning tuzlari metall gipoxloritlar kabi xosil buladi. Gipobromitlar bekaror moddalar bulib, xuddi gipoxloritlar kabi kizdirganda disproporsiyaga uchraydi:
3KBrO=2KBr+KBrO3
Bromat kislota HBrO3 bariy bromatga suyultirilgan H2SO4 ta'sir ettirib olinadi. Bundan tashkari, bromli suvga xlor yuborilganda xam bromat kislota xosil buladi:
Br2+6H2O+5CL2=2HBrO3+10HCL
Bromat kislota faqat suvdagi eritmada barkaror modda; uning kislotalik kuchi xlorat kislotanikidan birmuncha pastrok, lekin HCLO3 ga qaraganda HBrO3 ancha barkaror, uning suvdagi konsentrasiyasini 50% ga yetkazish mumkin.
Bromat kislotaning uzi xech kayerda ishlatilmaydi, lekin uning tuzlari oksidlovchi sifatida qullaniladi.
Bromatlar bilan bromidlar orasida kislotali muxitda boradigan reaksiya dikkatga sazovordir:
KBrO3+5KBr+6HCL=3Br2+6KCL+3H2O
Bu reaksiyada xosil buladigan brom kaytaruvchilar miqdorini aniklashda qullaniladi. Bu metod analitik ximiyada bromatometriya nomi bilan yuritiladi.
Yod, tartib nomeri Z=53 atom ogirligi 126,9044, barkaror izotopi 53127J elektron konfigurasiyasi
J KL M 4s24p64d105s25p5
Yodni fransuz olimi Kurtua 1811 yili dengiz usimliklarining kulini tekshirish natijasida kashf etdi. Yodning mustaqil element ekanligini esa 1813 yilda Gey-Lyussak isbot qildi va yod nomi berishni taklif etdi. Yodning Yer kobigidagi miqdori ogirlik jixatidan 310-5% ni tashqil qiladi. Yod odatda brom uchraydigan joylarda buladi. Yodning tabiatda tarkalganligi katta axamiyatga ega. Yod birikmalari organizmda modda almashinuvini yulga solib turishda muxim rol uynaydi. Organizmda yod yetishmay kolganda endemik bukok deb ataladigan kasallik vujudga keladi.
Yod toza element xisoblanadi, chunki tabiatda uning faqat bir izotopi -J uchraydi, lekin yodning juda kup sun'iy izotoplari olingan. Yod yodidlarga xlor ta'sir ettirish yuli bilan olinadi.
2KJ+CL2=2KCL+J2
Yod olishda yana kuyidagi usuldan foydalaniladi, ya'ni Chili silitrasidan NaNO3 kristallanganida ortib koladigan eritma tarkibida natriy yodat buladi. Bu eritmadan yod olish uchun eritmaga SO2 yuboriladi (yoki H2SO4 ning tuzlari qushiladi). Bu vaktda natriy yodat yodga kadar kaytariladi:
2NaJO3+5SO2+4H2O=J2+4H2SO4+Na2SO4
Ishlab chikarishda olinadigan yod uncha toza bulmaydi; u albatta, tozalanishi kerak. Yodni tozalash uning sublimatlanish xossasiga asoslangan.
Yod odatdagi xaroratda kungir tusli rombik, metall yaltirokligiga ega bulgan kristall modda. Yod buglari ikki atomli molekulalardan iborat. Yod molekulalarining atomlarga ajralishi 927oS da 13% ga yetadi. Yod suvda juda oz eriydi; bu vaktda yodning oksidlanish darajasi 0 dan +1 ga va -1 ga kadar uzgaradi:
J2+H2O HJ+HJO
Yodning gidrolizlanish konstantasi Kgid=510-13. Lekin yod molekulalari kutbsiz bulganligi sababli yod organik erituvchilarda ( spirt, benzol, efir, xloroform kabi erituvchilarda) yaxshi eriydi. Yod bilan erituvchi orasida uzaro ta'sir borligi tufayli eritmalarning rangi gunafsha yoki kungir tusli buladi. Agar bu uzaro ta'sir kuchsiz bulsa (masalan, CCL4), eritma gunafsha yoki kungir tusli buladi. Uzaro ta'sir kuchlirok bulsa, (masalan, asetonda) eritma kungir tusni egallaydi.
Ximiyaviy jixatdan yod oksidlovchilar jumlasiga kiradi. Lekin uning oksidlash xossalari xlor va bromnikiga qaraganda kuchsizrok ifodalangan.
Galogenlar va ularning birikmalari ximiya sanoatida, medisinada, ozik-ovkat sanoatida, gazlamalarni okartirishda, vodoprovod suvini tozalashda va boshka soxalarda ishlatiladi.
Tayanch iboralar.
1. Galogenlarning tabiatda uchrashi.
2. Galogenlarning atom tuzilishi.
3. Galogenlar birikmalarida boglanish.
4. Ftorning xossalari.
5. Ftorning birikmalari.
6. Xlorning xossalari.
7. Xlorning birikmalari.
8. Brom xossalari.
9. Brom birikmalari.
10. Yod xossalari.
11. Yod birikmalari.
Nazorat savollari.
1. Ftor kanday kompleks birikmalar xosil qiladi.
2. Xlorning oksidlanish-kaytarilish reaksiyalari.
3. Bromning oksidlanish-kaytarilish reaksiyalari.
4. Yodning oksidlanish-kaytarilish reaksiyalari.
Adabiyot
-
309-328 betlar
-
197-224 betlar
MA'RUZA № 4
|