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