Chemijos paruoštukė
5 (100%) 1 vote

Chemijos paruoštukė

Vandenilio halogenidai (HX)

Svarbiausi yra HCl, kurio vandeninis tirpalas, t.y. druskos rūgštis, yra pagrindinis chemikalassinteze , o taip pat ir HF. Bevandenis HF gau-namas veikiant konc. H2SO4 fluoro špatą

CaF2+H2SO4аCaSO4+2HF

HCl gaunamas tiesiogine

H2 +Cl2 а2HCl , o taip pat iš gamtinių chloridų

NaCl + H2SO4 а NaHSO4 + HCl

NaHSO4 + NaCl а Na2SO4 + HCl

HBr ir HJ gaunami panašiais būdais, o HJ gavimui taip pat naudojama J2 + H2S а S + 2HJ , bei hidrazinu

2J2 + N2H4 а N2 + 4HJ

HF grynas yra bespalvis lakus skystisč kurio molekulės tarpusavyje susijungusios (HF)n vandenilinėmis jungtimis. Sunkesnieji HX kamba-rio temperatūroje yra bespalvės dujos. Bevandeniai HX yra energingi halogeninimo agentai elementams, elementų hidridams, oksidams ir daugeliui kitų junginių.

CaO + 2HF а CaF2 + H2O

Visi HX labai gerai tirpsta H2O susidarant rūgštims. Iš jų tik HF rūgštis yra vidutinio stiprumo, o kitos yra stiprios rūgštys, tačiau HF vandens tirpalai labai agresyvūs koro-ziniu požiūriu, taip pat veikia odą dėl hidratacijos ir specifinio F- jonų poveikio, kuris suriša Ca2+ jonus į netirpų CaF2. Labai daug HF sunaudojama kriolito gamybai, kuris reikalingas Al gauti (HFа Na3AlF6). Taip pat naudojamas urano fluoridui gauti UF6, naftos perdirbime, taip pat nerūdijančio plieno ir stiklo ezdinimui

SiO2 + 4HF а SiF6 + 2H2O

HCl dujos naudojamos metalų chloridų gamybose, taip pat daugelyje metalurginių procesų išskiriant ir gryninant metalus, taip pat plieno ir kitų metalų ezdinimui, kad pašalinti jų oksidus, taip par eilėje organinės chemijos procesų kaip naftos nusūrinimas, anilino ir želatinos gamybos šis junginys katalizina krakmolo perdirbimą į gliukozę.

HBr naudojamas neorganinių bromidų ir alkilbromidų gamybose ir kaip katalizatorius eilęje organinių sintezių.

HJ pagrindinai naudojams laboratorijose.

Elementų halogenidai

Binariniai elementų halogenidai būna labai įvairios sudėties, t.y. stecheometrijos, struktūros ir savybių, pvz.: fluoridų tarpe OF2 yra vienas iš labiausiai lakių molekulinių junginių, nes tvir.=-145oC, o štai CaF2 yra vienas iš mažiausiai lakių joninių junginių tvir.=2513oC, bet nesuskyla. Kuomet fluoridas atsparus vandeniui jis gali būti gaunamas jonų mainų reakcija vandens tirpale arba HF sąveika su metalu

Pb(NO3) + 2NaF а PbF2 + 2NaNO3

arba to metalo oksidu, hidroksidu arba karbonatu

MgO +HF а MgF2 + H2O

Kuomet norimas gauti fluoridas lengvai hidrolizinasi, tuomet naudojama bevandenio HF sąveika su metalu

Zn + 2HF а ZnF2 + H2

Chloridų, bromidų ir jodidų sintezei panaudojami tie patys metodai. Atsparių hidrolizei halodenidams gauti naudojami “šlapi” metodai

Fe + 2HCl(aq) + 6H2O а FeCl2 6H2O + H2

AgNO3 + NaCl а AgCl + NaNO3

Jei halogenidas hidroliziškai nepatvarus tuomet “sausi” metodai, tai elementų oksidacinis halogeninimas pačiu halogenu arba vandenilio halogenidu

Cr + 3/2 Cl2 а CaCl2 arba Cr + 2HCl(d)а CrCl2 + H2

Periodinėje elementų sistemoje daugelis prieš d elementus esantys I A ir IIA, IIIA grupių metalai oks.l. +2 +3, CaCl2, sudaro halogenidus, kuriuose dominuoja joninė jungtis, o nemetalai ir metalai aukštame oks.l. sudaro kovalentinius halogenidus CCl4.

Interhalogeniniai junginiai

Halogenidai egzoterminiai reaguoja tarpusavyje sudarydami 4 stecheometrijų XY1, XY3, XY5, XY7 interhalogenidus, kur X yra sunkesnis halogenas. Žinomi visi galimi diatominiai junginiai tarp F, Cl, Br ir J. Tačiau jų patvarumas labai skirtingas. Pvz.: ClF – patvari medž., JF – labai nepatvari. Visi jie gali būti gauti tiesiogine sinteze

Cl2 + F2а 2ClF Br2 + BrF3 а 3BrF

Šių junginių savybės yra tarpinės tarp juos sudarančių halogenų savybių, pvz.: ClF – bespalvės dujos, o JCl – balti kristalai. Jų reakcijos panašios į halogenų, iš kurių sudarytos molekulės, reakcijos, pvz.: ClF yra efektyvus fluorinantis agentas daugeliui metalų

W + 6ClF а WF6 + 3Cl2

Tetraatomiai interhalogenai ClF3, BrF3, JF3, JCl3 taip pat gali būti pagaminti atitinkamose sąlygose tiesiogine sinteze. ClF3 yra viena iš labiausiai reaktingų cheminių medž. pvz.: savaime uždega medieną, asbestą, susmulkintus metalus ir sprogstamai reaguoja su vandeniu ir daugeliu organinių medž. Jis reikalingas branduolinio kuro gamybai

U(k) + 3ClF3(skys) а UF6(sk) + 3ClF(d)

Halogenų oksidai

Yra žinoma eilė chloro oksido. Cl2O – gelsvai rausvos dujos, Cl2O3 – patvari tik žemiau 0oC kieta ruda medž., ClO2 – geltonos nepatvarios dujos, Cl2O4 – chlorilo chloratas – geltonas skystis mažai patvarus, Cl2O6 – tamsiai raudonas skystis, gana patvarus verda prie 203o, Cl2O7 – heptoksidas – patvarus bespalvis alyvos pavidalo skystis, gali būti distiliuojamas.

Pagaminti Cl oksidus tiesioginėmis reakcijomis nepavyksta, nes jie yra endoterminiai junginiai. Cl2O gaunamas

2Cl2 + HgCl аHgCl2 + Cl2O

Jis yra hipochloritinės rūgšties anhidridas

Cl2O + Ca(OH)2 а Ca(ClO)2 + H2O

ClO2 gaunamas redukuojant natrio chloratą

2NaClO3 + SO2 а 2ClO2 + Na2SO4

Ši medž. pasižymi kaip stiprus oksidatorius

2ClO2 + Na2O2 а 2NaClO2 + O2

Vandens tirpale šis oksidas disproporcionuoja

6ClO2 + 3H2O а HCl + 5HClO3

Tirpinamas šarmuose taip pat disproporcionuoja susidarant chlorito ir chlorato mišiniui

2ClO2 + 2NaOH а NaClO2 + NaClO3 + H2O

Daugiausia ClO2 sunaudojama medienos masės balinimui popieriaus pramonėje ir vandens apdirbimui.

Cl2O6 geriausiai
gaunamas ClO2 ozonolize

2ClO2 + 2O3 а Cl2O6 + 2O2

Reakcijose šis junginys elgiasi kaip chloriloperchloratas. Pvz.: tirpstant šiam oksidui vandenyje susidaro chloratinė ir perchloratinė rūgštis

Cl2O6 + H2O а HClO3 + HClO4

Cl2O7 yra perchloratinės rūgšties anhidridas

Cl2O7 + H2O а 2HClO4

Jis patogiai gaunamas šios rūgšties dehidratacija naudojant P2O5 2HClO4 + P2O5 а Cl2O7 + 2HPO3

Cl2O7 yra mažiau reaktingas už “žemesniuosius” chloro oksidus ir kambario temperatūroje neuždega organinių medžiagų. Jam tirpstant vandenyje ar šarmų tirpaluose susidaro atitinkamai perchloratinė rūgštis ir perchloratai.

Cl2O7 + H2O а 2HClO4

Cl2O7 + 2NaOH а 2NaClO4 + H2O

Bromai žinomi Br2O – tamsiai ruda nelabai patvari medž. ir BrO2 – geltona kristalinė medž.

Br2O gaunamas analogiškai kaip ir Cl2O

HgO + 2Br2 а HgBr2 + Br2O

BrO2 gaunams Br veikiant ozonu žemoje temper.

2BrO2 + 6NaOH а NaBr 5NaBrO3 + 3H2O

Patvariausi iš halogenų yra jodo oksidai J2O5, J4O3, J2O4. Svarbiausias iš jų J2O5 gaunamas jodatinės rūgšties dehidratacija 200o sauso oro srovėje

2HJO3 а J2O5 + H2O

Šis oksidas sudaro baltus patvarius kristalus, kuriems tirpstant vandenyje susidaro jodatinė arba tiesiog jodo. Kiti nurodyti jodo oksidai yra geltonos kietos medž.

J2O5 būdinga, tai kad jis yra vienas iš daugelio junginių, kurie jau kambario temper. lengvai oksidina smalkes į CO2

5CO + J2O5 а 5CO2 + J2

Todėl ši reakcija naudojama CO konc. atmosferoje ir dujų mišiniuose nustatyti.

I. Hipohalogenitinės rūgštys ir hipohalogenitai

Hipofluoritinė rūgštis HOF susidaro žemoje temper. F reaguojant su ledu F2 + H2O а HF + HOF

Tai balta nepatvari medž., kuri kambario temper. skyla išsiskiriant O2 2HOF а 2HF + O2

Kitos hipohalogenitinės rūgštys yra labai reaktingi junginiai, kurie egzistuoja vandens tirpale ir susidaro halogenui tirpstant vandenyje arba disproporcionuojant

Cl2 + HOH а HCl + HOCl

HOCl druskos hipochloritai susidaro tirpinant chlorą šaltuose šarmų tirpaluose

Cl2 2KOH а KCl + KOCl + H2O

Visos 3 hipohalogenitinės rūgštys yra silpnos todėl jų druskų tirpalai dėl hidrolizės yra šarminiai

NaOCl + HOH а NaOH + HOCl

ClO- + HOH а HOCl + HO-

Hipohalogenitinės rūgštys ir hipohalogenitai tirpale palaipsniui skyla 2HOCl а O2 + 2HCl

pagal jungtis. Vidinės reakcijos, vyksta disproporcionavimas

3HOCl а 2HCl + HClO3

Hipohalogenitų anijonai patvariausi šarminėje terpėje. Jų patvarumas mažėja eilėje ClO->BrO->JO-. Hipochloritai yra vieni iš stipriausių oksidatorių

S + 3HOCl + H2O а H2SO4 + 2HCl

Hipochloritai naudojami sterilizacijai, pvz.:

(Na3PO4 11H2O)4 NaOCl -automatinėse indų plovyklose, kaip dezinfekuojanti valymo priemonė, Ca(OCl)2 2H2O – plaukymo bazeinų sanitarijoje, o taip pat popieriaus ir medienos balinimui. Chlorkalkės, kurios taip pat naudojamos balinimui ir sanitarijoje, gaunamos Cl2 tirpinant gesintų kalkių tirpale

Cl2 + Ca(OH)2 а CaCl(OCl) + H2O

Halogenitinės rūgštys HOXO=HXO2 yra mažiau patvarios už hipohalogenitines. Svarbiausia iš jų chloritinė rūgštis gaunama

Ba(ClO2)2 + H2SO4 а BaSO4 + 2HClO2

Metalų chloritai gaunami redukuojant ClO2 tirpalą H2O2, esant metalo hidroksidui

2ClO2 + H2O2 + Ba(OH)2 а Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2

Plačiausiai naudojamas NaOCl2 tekstilės gaminių valymui ir balinimui taip pat įvairių teršalų kaip N oksidai, dvokiantys neprisotinti aldehidai, mertkaptanai pašalinimui iš išmetamų dujų, šiame procese atlieka oksidatoriaus rolę.

II. Halogenatinės rūgštys ir halogenatai (HOXO2

= H XO3)

Chloratai ir bromatai (ClO3-, BrO3-) susidaro disproporcionuojant atitinkamam halogenui karštuose šarmų tirpaluose

6Ca(OH)2 + 6Cl2 а Ca(ClO3)2 + 5CaCl2 + 6H2O

Ca(ClO3)2 + 2KCl а CaCl2 + 2KClO3

Plačiausiai naudojami yra Na ir K chloratai. Na druska daugiausiai naudojama perdirbimui į ClO2, t.y. popieriaus balinime. K druska – nepakeičiamas oksidatorius fejerverkuose, įvairiuose švytėjimuose, kuomet norima švytėjimo spalva gaunama panaudojant druskas: raudona – Sr druskų priedą, žalia – įvedus Ba2+ druskų, mėlyna – Cu2+. Ši medž. yra svarbus degtukų galvučių komponentas be S, Sb2S3, susmulkinto stiklo ir degstrino pastos.

Bromatai ir jodatai gaunami chemine oksidacija ir daž-niausiai šarminėje terpėje, pvz.: leidžiant chloro dujas į šarminį bromidų ar jodidų tirpalą.

KBr + 3Cl2 + 6KOH а 6KCl + KBrO3 + 3H2O

Laisvos halogenatinėa rūgštys gaunamos iš atitinkamų Ba druskų Ba(JO3)2 + H2SO4 а BaSO4 + 2HJO3

Jodo rūgštis taip pat lengvai gaunama jodą oksidinant azoto rūgštimi

3J2 + 10HNO3 а 6HJO3 + 10NO + 2H2O

Bromo ir chloro rūgštys yra stiprios, o jodatinė silpnesnė. Gryna jodatinė rūgštis yra bespalviai kristalai, kurie kaitinant palaipsniui dehidratuojasi

2HJO3 а J2O5 + H2O

Aukštesnėje temperatūroje chloratinė rūgštis disproporcionuoja 3HClO3 а HClO4 + 2ClO2 + H2O

Šių druskų patvarumas, esant tam pačiam katijonui, mažėja eilėje NaJO3 > NaClO3 > NaBrO3. Lydomi šarminių metalų chloratai taip pat disproporcionuoja

4KClO3 а KCl + 3KClO4

Tačiau esant miltelių pavidalu ir nedideliai katalizatoriaus priemaišai jau žemesnėje nei 100oC skyla į chloridą ir deguonį 2KClO3 а 2KCl + 3O2

Ši druska taip pat naudojama gauti nedidelius kiekius O2 laboratorijoje. Jodatai ir bromatai skyla analogiškai. Halogenatų jonų
oksidacinis pajėgumas mažėja pereinant nuo jodato link chlorato JO3- > BrO3- > ClO3-

Svarbios yra halogenatų reakcijos su halogenidais, vykstančios rūgščioje terpėje, nes bromidai ir jodidai kiekybiškai oksidinami atitinkamai į bromą ar jodą

KJO3 + 5KJ + 3H2SO4 а 3J2 + 3K2SO4 + 3H2O

III. Perhalogenatai

Perc|hloratai yra vieni iš labiausiai patvarių chloro deguoninių junginių, pvz.: KClO4 skyla tik gana aukštoje temperatūroje

KClO4 а KCl + 2O2

Visi perchloratai gaunami iš NaClO4, kuris gaunamas iš NaClO3 NaClO3 а NaClO4

NH4ClO4 naudojamas raketinio kuro sudėtyje kaip oksidatorius, taip pat įeina į sprogstamų medž. sudėtį, o KClO4 – pirotehnikoje, kur baltas švytėjimas gaunamas mišiniu su S ir Al, o žybčiojimo miltelius sudaro mišinys su Mg. Perchloratai taip pat susidaro termiškai disproporcionuojant chloratams, o taip pat gali būti gaunami oksi-dinant chloratus labai stipriais oksidatoriais kaip PbO2 arba ozonas NaClO3 + O3 а NaClO4 + O2

Svarbiausia iš perhalogenatinių rūgščių yra perchalogenatinė. Gryna – bespalvis, judrus skystis. Bevandenė yra labai stiprus oksidatorius, greitai oksidina net Ag ir Au, tačiau jos vandeniai tirpalai rodo silpną oksidacinį pajėgumą. K, Rb ir Cs perchloratai mažai tirpūs vandenyje ir tai panaudojama katijonų perskyrimui ir net jų grafimetriniam nustatymui. Žinoma visa eilė perjodatų iš kurių svarbiausi yra metaperjodatas JO4- ir paraperjodatas JO65-.

HJO4 + 2H2O а H5JO6 (HO)5JO

Paraperjodatinė rūgštis yra kristalinė, gerai tirpi medž., silpna rūgštis. Perjodatinių rūgščių druskos yra labai stiprūs oksidatoriai, pvz.: rūgščiame tirpale greitai ir kiekybiškai Mn junginius oksidina į permanganatus.

Deguonis

Tai labiausiai paplitęs žemės paviršiuje, sudaro 23 atmosferos %, 46% litosferos, 86% hidrosferos. Sutinkamas grunas ir daugybėje junginių.

Pramonėje gaunamas suskystinto oro frakcine distiliacija -183oC, o laboratorijoje dažniausiai elektrolizinant KOH vandeninį tirpalą

K(-): 4HOH + 4e а 2H2 + 4OH-

A(+): 4OH- – 4e а O2 + 2H2O

Nedidelius deguonies kiekius patogu gauti katalitiškai skaidant 30% H2O2 tirpalą

2H2O2 а 2H2O + O2

O taip pat termiškai skaidant kai kuriuos deguonimi turtingus junginius

2KClO3 а 2KCl + 3O2

2KMnO4 а K2MnO4 + MnO2 + O2

Savybės. Deguonis turi tris patvarius izotopus: 168O – 99,76 atom. %, 178O – 0,037 %, 188O – 02 %.

Alotropinė modifikacija yra triatomė molekulė ozonas. Tai nepatvarios melsvos aštraus kvapo dujos. Termodinamiškai molekulė nepatvari, nes jos susidarymo reakcija endoterminė

3/2O2 а O3 + 143 Kjmol

Todėl ozono dujos jei nėra katalizatorių skyla lėtai.

Deguonis – bespalvės, bekvapės, labai reaktingos dujos. Blogai tirpsta vandenyje, todėl iš jo O2 pašalinamas virinant. 10 k. geriau tirpsta organiniuose tirpikliuose. Svarbi ozono savybė yra stipri absorbcija ultravioletinėje spektro dalyje ir tai apsaugo žemę nuo nuo intensyvios saulės ultravioletinės radiacijos. Ozonas gaunamas veikiant O2 dujas elektros iškrova. Ozono koncentracija mišiniuose su O2 paprastai nustatoma leidžiant dujų mišinį per KJ tirpalą ir išsiskyrusį J2 nustatant titrimetiškai tiosulfatu

O3 + 2J- + H2O а J2 + O2 + 2HO-

Ši reakcija iliustruoja dvi labiausiai charakteringas ozono savybes, t.y. oksidacinę prigimtį ir gebėjimą atiduoti O atomą virstant O2

2NO2 + O3 а N2O5 + O2

PbS + 4O3 а PbSO4 + 4O2

juodas baltas

O3 naudojamas įvairiuose oksidacijos procesuose, žemos konc. naudojama geriamo vandens gryninimui, šaltam produktų laikymui ir oro dezinfekcijai.

O yra labai reaktingos trumpai egzistuojančios dalelės, susidarančios H2O, O2, O3, NO2 fotolizės rezultate. Tai labai stiprus oksidatorius vaidinantis svarbų vaidmenį aukštesnių atmosferos sluoksnių chemijoje. Jis koncentruoja, pvz.H2S į agresyvius rūgštinius oksidus.

O2 taip pat energingai oksidina daugelį elementų kambario ir aukštesnėse temper., todėl deguoniniai junginiai žinomi visiems elementams išskyrus inertines dujas. Jis naudojamas plieno, geležies gamybose, metalų lydyme, stiklo gamyboje, daugelyje chemijos pramonės šakų nutekamųjų vandenų apdirbime, dirbtinės atmosferos sudarymui. Labiausiai paplitęs ir ištirtas deguonies junginys vanduo yra lemiamas gyvybei ir lengvai transformuojasi į kietą ir dujinę būkles. Tik apie 3 % prienamo vandens yra gėlas, todėl jūros vandens nudruskinimas vis tampa aktualesnis. Tai judrus ir lakus skystis tarp kurio molekulių pasireiškia vandenilinis ryšys ir tuo paaiškinama daugelis vandens savybių, pvz.: aukšta virimo temperatūra. H2O gerai katalizina daugelį procesų. Žinoma kad šis katalitinis vandens veikimas pasireiškia dėl laisvų OH radikalų susidarymo HOH а HO + H

Veikiamas stiprių reduktorių, pvz.: aktyvių metalų, H2O elgiasi kaip oksidatorius ir redukuojasi, išsiskiriant H2

Na + HOH а NaOH + 1/2H2

Veikiamas stipri; oksidatori; elgiasi kaip reduktorius ir oksidinasi iki laisvo O2

4KMnO4 + 2H2O а 4MnO2 + 4KOH + 3O2

H2O molekules elektronų donorines savybės pasireiškia molekulėms koordinuojantis su katijonais

BeCl2 + 4H2O а [Be(H2O)4]Cl2

MgCl2 + 6H2O а [Mg(H2O)6]Cl2

H2O dėl didelio solvatacinio – hidratacinio pajėgumo yra puikus tirpiklis. Daugelis junginių tirpdami H2O sudaro hidratuotų katijonų ir anijonų elektrolitinius tirpalus.
kovalentinių junginių H2O, įvyksta kovalentinių jungčių hidratacinis skilimas

P4O10(k) + 6H2O а 4H3PO4(aq)

Mažiems H2O kiekiams kiekybiškai nustatyti naudojama reakcija su J2 ir SO2 nevandeniniame tirpale

2H2O + J2 + SO2 а H2SO4 + 2HJ

Jono H3O+ yra įrodytas įvairių rūgščių tirpaluose

H+ + H2O а H3O+

Šis jonas taip pat būna dar labiau hidratuotas

H3O+ + H2O а H5O2+

H3O+ + 2H2O а H7O3+

ir įrodytas įvairiuose kristalo hidratuose

H H . . . .

/

O – H – O H5O2+

/

. . . . H H

H2O2 Didesniais kiekiais jis gaunamas hidrolizinant perokso disulfatus, gautus elektrolitine hidrosulfatų oksidacija

A + : 2HSO4- – 2e а H2S2O8

H2S2O8 + H2O а 2H2SO4 + H2O2

O taip pat iš organinių junginių, pvz.: 2-etil anfrahinono

Grynas H2O2 yra beveik bespalvis mažiau lakus nei H2O, virimo temp. 150oC ir šiek tiek sunkesnis už H2O, maišosi bet kokiu santykiu su H2O. O2 atomo oks.l. molekulėje -1, t.y. tarpinis tarp O2, H2O2, H2O. Ir šis junginys nesant katalizatoriaus priemaišų lėtai skyla

2H2O2 а 2H2O + O2

Redokso reakcijose gali būti ir oksidatoriumi, ir reduktoriumi. Kaip oksidatorius 2FeCl2 + 2HCl + H2O2 а 2FeCl3 + 2H2O

Mn(OH)2 + H2O2 а MnO2 + 2H2O

Kaip reduktorius

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 а 3MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4

2FeCl3 + H2 O2 + 2KOH а 2FeCl2 + O2 + 2H2O + 2KCl

H2O2 yra silpna rūgštis H2O2 а H+ + HO2- HO2- а H+ + O22-

Todėl žinomos rūgščios druskos, NaHO2, neutralios, Na2O2

Oksidai Jie žinomi beveik visiems elementams, pagal lakumą jie būna sunkiai suskystinamos dujos, arba net ugniai atsparios medžiagos. Elektrinės oksidų savybės kinta nuo puikių izoliacinių MgO, per puslaidininkines NiO, iki metalinių laidininkų ReO3. Kartu oksidai būna labai įvairios stecheometrinės sudėties ir labai įvairių cheminių savybių. Dažnai naudojama oksidų klasifikacija pabrėžia jų rūgštines, bazines savybes. Rūgštiniai tai daugelis nemetalų oksidų. Baziniai – tai elektroteigiamų elementų oksidai. Amfoteriniai – tai mažiau elektro-teigiamų elementų oksidai. Neutralūs arba inertiniai – tai oksidai nereaguojantys su vandeniu, o taip pat rūgščių ir hidroksidų tirpalais. Periode oksidų savybės kinta nuo stipriai bazinių per amfoterines iki rūgštinių. Oksidų rūgštingumas taip pat didėja didėjant elemento oks.l.

MnO Mn2O3 MnO2 MnO3 Mn2O7

Mn(OH)2 Mn(OH)3 H2MnO3 H2MnO4 HMnO4

Pagr. Grupėse oksidų bazinės savybės stiprėja einant žemyn, nes ta kryptimi stiprėja elementų metalinės savybės.

Nors atvirkščia tendencija stebima sekančiose d elementų grupėse. d elementai, kuriems būdingas kintamas valentingumas dažnai sudaro kintamos sudėties oksidus, sulfidus, kurie vadinami nestecheometri-niais junginiais. Šios oksidų fazės labai reikšmingos fizikinėmis savy- bėmis ir elgiasi kaip puslaidininkai, selektyvūs katalizatoriai, fotoelek- trikai, termoelektrikai.

Siera

Yra 3 pagrindiniai pramoniniai sieros šaltiniai: 1) elementinės sieros klodai; 2) vandenilio sulfidas iš gamtinių dujų, naftos, organiniai sieros junginiai naftos perdirbimo produktai ir anglis. Iškasama C turi nuo 1 iki 2% S; 3) metalų sulfidiniai mineralai: piritas FeS2, vario blizgis Cu2S, cinko blizgis ZnS. Siera iš šių klodų gaunama Frašo metodu, kuomet pakaitintas iki 165o vanduo paduodamas po slėgiu į sieros klodą, esantį nuo 150 iki 750 metrų gylyje ir išlydyta S išstu-miama į paviršių suspaustu oru. Išgaunant S iš gamtinių dujų, H2S atskiriamas monoetalonamino, o po to perdirbamas Klauso procesu, šiame procese 1/3 H2S sudeginamas iki S, SO2 ir H2O garų

Šiuo metu Jūs matote 30% šio straipsnio.
Matomi 2996 žodžiai iš 9974 žodžių.
Peržiūrėkite iki 100 straipsnių per 24 val. Pasirinkite apmokėjimo būdą:
El. bankininkyste - 1,45 Eur.
Įveskite savo el. paštą (juo išsiųsime atrakinimo kodą) ir spauskite Tęsti.
SMS žinute - 2,90 Eur.
Siųskite sms numeriu 1337 su tekstu INFO MEDIA ir įveskite gautą atrakinimo kodą.
Turite atrakinimo kodą?
Po mokėjimo iškart gausite atrakinimo kodą, kurį įveskite į laukelį žemiau:
Kodas suteikia galimybę atrakinti iki 100 straispnių svetainėje ir galioja 24 val.