400 000+ дайын материалды
1 жыл бойы шексіз жүктеңіз

ҚМЖ, БЖБ, ТЖБ, презентациялар және авторлық материалдар

4 990₸/ 1 жыл

🔥Арнайы баға ·10.12.2026 дейін

Одан кейін - 29 990 ₸

Бір рет төлейсіз · Автотөлем жоқ

Тақырып бойынша 31 материал табылды

Тəрбие сағаты: Кітап - өмір ұстазы. 2 сынып

Адам және қоғам Сабақ жоспары 3 сынып

Материал туралы қысқаша түсінік

Материал жалпы ұстаздар қауымына қажетті. Материалда кітап оқу сайысының толық сценарийі жазылған. Оқушылар арасында кітап оқудан сайыс өткізілген жағдайда материалды пайдалануға болады.

Материалдың қысқаша нұсқасы

Металдар мен бейметалдарға қысқаша шолу

§1 Металдар мен бейметалдардың қасиеттері

а) Периодық жүйедегі орны, салыстырмалы сипаттамасы

Барлығымызға белгілі жай заттар металдар және бейметалдарға бөлінеді. Заттардың бұлай жіктелуі олардың физикалық және химиялық қасиеттеріне байланысты болады. Күрделі зат қасиеті оның химиялық құрамы мен олардағы химиялық байланысқа тәуелді болса, ал жай заттар үшін – элементтердің атом құрылысына тәуелді.

Бірдей атомды (гомоатомды) жай заттарда біз қарастырған екі байланыс: металдық (металдарда) және ковалентті полюссіз (бейметалдарда) болады.

Металдарға s–элементтері, валенттілік электрондарының жалпы формуласы: ns^1-2, n>1; d – элементтері валентілік электрондарының жалпы формуласы

ns²(n-1)d^1-10, n≥4, f–элементтері, валенттілік электрондарының жалпы формулалары ns²(n-1)d¹(n-2)f^1-14, n≥6 және кейбір р-элементтері, валенттілік электрондарының жалпы формулалары ns²np^1-6 (IIIA тобында бордан басқасы, IVА-тобындағы қалайы мен қорғасын, V–А висмут, VI–А-дан полоний, VIIА-дан астат жатады)

Сонда, Д.И.Менделеевтің периодтық жүйесінде екі s-элементі (Н, Не) және р-элементтерден тұратын төбелері бор, фтор, астат болып келетін үшбұрыш ішіндегі элементтер және барлық инертті газдар бейметалдарды құрайды. Олардың жалпы саны 22.

Инертті (бекзат) газдар He, Ne, Ar типтік бейметалдар, қосылыстар түзбейді, молекулалары бір атомды олардың ішінде тек ксенон XeO₃, H₂XeO₄ қышқылдық қасиетті оксид пен гидроксид түзеді.

Бейметалдардың металдарға қарағанда иондану энергиясы электронтартқыштығы және олардың электртерістіліктері де жоғары болып келеді.

ә) Физикалық және химиялық қасиеттері

Металдардың физикалық қасиеттеріне тоқталсақ: олардың агрегаттық күйі қатты (Hg - басқасы) негізінен жылуды, электр тогін жақсы өткізеді, электр өткізгіштігі температура артқан сайын кемиді, металдық жылтыры бар, оларды июге, созуға келеді, деформацияға көнімпаз.

Металдар тығыздығына байланысты екіге бөлінеді:

1) жеңіл ( : Zi (0.534 г/см³), Na, K, Mg, Ca, Cs, AI, Ba

2) ауыр ( : (22,5 г/см³) Zn Cu Fe Sn Pb Ag Au Os

Қаттылықтары бойынша:

1) жұмсақ (Na, K, Jn – оларды пышақпен кесуге болады)

2) қатты (Cr – қатты)

Балқу температураларына қарай:

1) оңай балқитындар: Cs (28,5⁰C), Ga (29,7⁰), K(63,6⁰C), Na (97,8⁰C), Sn(231,9⁰C), Pb (327,3⁰C)

2) қиын балқитындар: Fe (1539⁰C), Pt (1769⁰), Cr(1875⁰C), W (3380⁰C.

Түсіне қарай:

Қара: Fe, Mn, Cr

Түсті – қалған металдар.

Түсті металдар табиғатта кездесуіне байланысты:

1) сирек – жер металдар (Sc,Y, La, лантаноидтар)

2) шашыранды металдар (Ga, Jn, TI, Ge)

3) бағалы металдар (Au, Ag, Pt, Pd, Rh, Ru, Os)

4) радиоактивті металдар (Ra, Th, U, Ac актиноидтар).

Ал, бейметалдардың физикалық қасиеттері өзгеше, қалыпты жағдайда олардың агрегаттық күйлері әртүрлі: газ, сұйық, қатты. Олардың электр және жылу өткізгіштігі төмен.

Металл, бейметалл және олардың қосылыстарының химиялық қасиеттерінде мынадай айырмашылықтар бар: біріншінің оксидтері мен гидроксидтері негіздік қасиетті. Ал, металдар тотығу-тотықсыздану реакцияларында тотықсыздандырғыш болса, бейметалдар үшін оксидтері мен гидроксидтері қышқылдық қасиетті, ал өздері тотығу-тотықсыздану реакцияларында негізінен тотықтырғыш болады.

Жай заттарды бұлай бөлудің өзі де шартты, өйткені оксидтері мен гидроксидтері екідайлы қасиет көрсететін, қасиеттері жөнінен аралық орын алатын элементтер де бар.

Заттардың электр өткізгіштігі жылу өткізгіштігімен тікелей байланысты. Металдардың кристалдық торларының түйіндеріндегі атомдар жылулық қозғалысқа түсіп, бос электрондары жылу мен тоқты тасымалдайды.

Ал, бейметалдарда бос электрондар ондай көп емес, сондықтан олар жартылай өткізгіштер және диэлектриктер болып саналады.

Температура артқанда металдың электр өткізгіштігінің кемуінің себебі олардың кристалдық торлары түйіндеріндегі металл иондары мен атомдарының жылулық қозғалысының амплитудасы артуына байланыстырушы электрондардың еркін қозғалысына кедергі келтіреді. Абсолют нольге жақындағанда мынадай элементтері үшін: Ti, Sn, Pb, Th, Ta, Nb аса өткізгіштік (Камерлинг-Оннес)тән. Металдың электр өткізгіштігі мына қатарда кемиді: Ag, Cu, Au, Cr, Al, Mg, Na, W, Be,Ph.

Жай заттардың магниттік қасиеттері оны құрайтын элементтердің атом құрылысына тәуелді. Стандартты жағдайда жай заттар әртүрлі агрегаттық күйде болады. Газ тәріздес (оттегіден басқасы)және сұйық заттар-диамагнитті. Ал қатты күйіндегі бейметалдарда ковалентті байланыс басты орын алатындықтан магниттік қасиеттері болмайды. Сілтілік, сілтілік-жер металдар, d-f деңгейлері толып болмаған (мыс, мырыш топшасының элементтерінен басқасы) және қорғасын мен қалайы элементтері парамагнитті.

§2 Жай заттардың табиғатта таралуы және оларды

бос күйінде алудың негізгі принциптері

а) Табиғатта кездесуі

Табиғатта кейбір химиялық белсенділігі нашар металдардан басқасы (Pt, Au, Ag, Hg) көбіне қосылыс түрінде кездеседі. Металдардың жер қыртысында кездесетін қосылыстары түрлі минералдар түзеді. Ішінде металл қосылыстары бар минералдар мен тау жыныстарын, құрамындағы металды өнеркәсіптік жолмен бөліп алу экономикалық жағынан тиімді болса, оны кен (руда) деп атайды. Руда құрамында қажетсіз бос жыныстары да болады. Кеннің керекті бөлімін бос жыныстардан бөліп ажыратуды кенді байыту деп атайды. Кен байыту ісінде флотация әдісі кеңінен қолданылады. Флотация техникасы оңай, оның негізі – кен мен бос жыныстың адсорбциялағыш қасиеттерінің әр түрлі болуында. Флотация үшін кенді өте ұсақ етіп ұнтақтап, сумен араластырып, арнаулы ыдысқа құяды, суға полюстігі нашар бір органикалық зат, айталық, қарағай майын қосады. Бос жыныс бөлшектерінің сыртына су молекулаларын адсорбциялайды, өйткені олар гидрофильді заттар, кеннің, әсіресе күкіртті минерал бөлшектері, сыртына май молекулаларын адсорбциялайды. Ыдыстың төменгі бөлімінен ауа жіберіледі, ол көпіршіктердің(ауа) сырты майдың жұқа қабыршағымен қапталады. Осындай ауа көпіршігі жоғары көтеріліп, ыдыс бетінде көбік түзеді, онымен сыртында май адсорбцияланған кен бөлшектері ілесіп жоғары шығады. Ал, сыртына су сіңген бос жыныс ауырлап, ыдыс түбіне шөгеді. Металдардың кені болып табылатын қосылыстар көбіне оксидтер, сульфидтер, тұздар түрінде кездеседі.

Қосылыстар формасы, құрылысы, элементтердің химиялық белсенділігіне байланысты.Бұл айтылғандар , әсіресе металдарға қатысты. Химиялық белсенді металдар тұз тәрізді заттар күйінде болады: галогенидтер (KCl·MgCl₂· 6H₂O – карналлит, NaCl·KCl – сильвинит, KCl – силвин, NaCl – галлит, CаF₂ – флюорит, MgCl₂·6H₂O – бишофит); сульфаттар: (KCl·MgSO₄·3H₂O – каинит, MgSO₄·H₂O – кизерит, CаSO₄·2H₂O – гипс, CaSO₄ – андигрит, Na₂SO₄ – тенардит, Na₂SO₄·10H₂O – мирабиллит); карбонаттар (CaCO₃·MgCO₃ – доломит, CaCO₃ – мрамор, FeCO₃ – сидерит, ZnCO₃ – смитсонит, PbCO₃ – церрусит ). Бұл тұздардың көпшілігі суда жақсы ериді, сондықтан теңіз, мұхит суларында, жер асты минералды сулар құрамында болады. Ал, суда ерімейтіндері тау жыныстарын құрайды.

Өтпелі металдар және IV–А тобының металдары, оксидті, сульфидті кендер күйінде Al, Fe, Mn, Sn кездеседі: Fe₂O₃ (қызыл темір тас), Fe₂O₃·3H₂O (қоңыр темір тас), Fe₃O₄ (магнит темір тас), Al₂O₃·H₂O – боксит, Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O – каолин, MnO₂– пиролюзит, SnO₂– қалайы тасы т.т.

Сульфид кендері: Cu₂O – мыс жылтыры, PbS – қорғасын жылтыры, Ag₂S – аргентит, FeS₂ – пирит, CuFeS₂ – халькопирит, Сu - мыс, Fe – темір сульфидтері.

Бейметалдардың табиғи қосылыстарына тоқталсақ, химиялық белсенді бейметалдар сілтілік, сілтілік-жер металдарымен қосылыс түрінде кездеседі. Оттек, күкірт белсенді минерал түзуші элементтер, өтпелі металдармен оксидті, сульфидті, сульфатты, силикатты, аллюмосиликатты минералдар түзеді. Азот табиғатта бос күйінде кездеседі, ол оның молекуласындағы байланыстың беріктілігіне байланысты (Е_б.с.=945,6 кДж/моль). Фосфор – фосфаттар түзеді, олар: Ca₃(PO₄)₂ – фосфорит, Ca₅X(PO₄)₃ – апатит, мұндағы x – F^-, Cl^-, OH^-. Мышьяк, сурьма – негізінен сульфидті минералдар түзеді: As₄S₄– реальгар, Sb₂S₃ – сурьма жылтыры. Көміртек органикалық заттар құрамында(тас көмір, мұнай, табағи газдар) және бейорганикалық заттар түрінде (карбонаттар және көмір қышқыл газы) кездессе, кремний жер қыртысында силикаттар мен аллюмосиликаттар түрінде кездеседі.

Сонымен, элементтерді табиғатта таралуына байланысты (Гольдшмит) төрт топқа бөледі: атмофильдер (газ күйінде кездесетін элементтер N₂, H₂, O₂,инертті газдар), метофильдер немесе оксофильдер (жердің беткі қабатын құрайтын), халькофильдер (күкіртпен қосылыс түзуге бейім элементтер Cu, Ag, Zn, Pb, Hg) және сидерофильдер (жер ядросын құрайтын VIII В тобының элементтері).

Элементтердің жер бетінде таралуы бірдей емес. Салыстырмалы атомдық массасы 50-ге дейінгі жеңіл элементтер 99,4%, ал қалғандарына 0,6% келеді екен. Табиғатта таралуы 0,01%-дан кем элементтерді сирек кездесетін бытыраңқы элементтер деп атайды.

1914 жылы итальян физигі Отто жер бетінде көп таралатын элементтердің массалық саны 4-ке бөлінетіндігін байқаса, 1917 жылы -американ ғалымы Гаркинс табиғатта көп таралатын элементтердің атомдық нөмірі 2-ге бөлінетіндігін анықтады.

ә) Жай заттарды алу

Табиғи қосылыстарынан жай заттарды алу тотығу-тотықсыздану үдерісі арқылы жүзеге асады. Металдардың барлығы табиғатта тотыққан күйде кездесетіндіктен оларды алу үшін тотықсыздандыру қажет.

Ал, бейметалдар табиғи қосылыстарында әрі тотыққан, әрі тотықсызданған күйде кездеседі. Химиялық белсенді бейметалдар және халькогендер көбіне тотықсызданған күйде, ал азот, фосфор, кремний, сурьма (нитраттар, фосфаттар, силикаттар, сульфаттар) тотыққан түрде кездеседі.

Металдарды табиғи қосылыстардан алу кезінде қолданылатын тотықсыздандырғыш металдың химиялық белсенділігіне байланысты болады. Металл неғұрлым химиялық белсенді болса, оны тотықсыздандыратындар да химиялық белсенді болуы тиіс. Тотықсыздандырғыштар ретінде пайдаланылатындар: химиялық белсенді металдар (Al, Zn, Mg, Co), сутегі, көміртегі және электр тоғы. Қажетті тотықсыздандырғышты таңдау үшін тотығу-тотықсыздану реакциаларының Гиббс энергиясын есептеу қажет (ΔG<0).

Сөйтіп, металдарды алудың әдістерін төртке бөледі: металлотермия, пирометаллургия, гидрометаллургия, электрохимиялық.

Кейбір қиын балқитын металдарды бос күйінде алу үшін (Cr, Mn, Fe) тотықсыздандырғыш ретінде алюминий (аллюминотермия) қолданылады, ол үшін алдымен оксидтік күйге айландыру қажет болады, сондықтан руданы “қайнау қабаты” пештерінде күйдіреді (тотықтырады). Алюминиймен тотықсыздандыру барысында көп энергия бөлінеді.

Mo₂O₃+2Al = Al₂O₃+2Mo+Q

Алюминийден де шабытты әрекеттесетін тотықсыздандырғыш - магний. Ол элемент оксидтерінен және хлоридтерінен де тотықсыздандырады.

Мысалы, титан өндірісінде жүретін реакцияларды қарастырсақ:

TiO₂+C+2Cl₂= TiCl₄+CO₂

TiCl₄+Mg = MgCl₂+Ti

Енді, келесі тотықсыздандырғыш ретінде көміртегін пайдаланып, мына металдарды оксидтерінен алуға болады: Fe, Cо, Ni, Pb, Sn, Cu, Zn, Mn т.т. Осыны қорғасын өндіру кезінде жүретін реакциялар мысалында қарастырайық:

2PbS + 3O₂= 2PbO + 2SO₂

PbO + PbS = Pb + SO₂

C+O ₂= CO₂

CO₂+ C = 2CO

PbO + CO = Pb+CO₂

Тотықсыздандырғыш ретінде сутегіні пайдаланып, мынадай металдарды Mo,W, Re т.т.оксидтерінен алуға болады.

WO₃+3H₂= 3H₂O + W

Химиялық белсенді – алюминий, сілтілік, сілтілік-жер металдарды алу үшін тұздарының балқындыларынан электролиздеу әдісін қолданылады.Мұнда электролизердің катоды күшті тотықсыздандырғыш электрон донорының ролін атқарады.

Металл тұздарының ерітіндісінен металлотермия әдісімен металды алу гидрометалургиялық тәсіл болса, ол электрохимиялық әдіспен де ұласып жатады.

Бейметалдардың кейбіреуі табиғатта бос күйінде кездеседі, мысалы ауа құрамындағы азот пен оттегіні физикалық тәсіл көмегімен бөліп алады. Химиялық белсенділігі төмен бейметалдар (B, Si,Ge, P, As, Sb) табиғатта тотыққан күйде кездеседі, оларды жоғарыда көрсетілген тотықсыздандырғыштар көмегімен алуға болады.

SiO₂+Mg = MgO+Si

SiO₂+2C = Si+2CO

2BCl₃+3H₂= 6HCl+2B

GeO₂+2H₂ = Ge+2H₂O

2Ca₃(PO₄)₂+6SiO₂+10C = 6CaSiO₃+10CO+4P

Химиялық белсенді бейметалдарды (F₂, Cl₂) тұздарының балқындыларын электролиздеу арқылы тотықтырып алады, тотықтырғыш электролиздердің аноды – электрон акцепторы болады. Ал, бром мен иодты алу үшін тотықтырғыш ретінде хлорды пайдалануға болады:

2KBr + Cl₂= 2KCl + Br₂

2KJ + Cl₂= 2KCl + J₂

Жай заттарды алудың тағы бір әдісі – пиролиз, оны жүргізу үшін заттарды термиялық ыдырауға ұшыратады, ол кезде заттар аса таза күйінде алынады:

SiJ₄ = Si + 2J₂

2TiCl₂= Ti + TiCl₄

TiJ₄= Ti + 2J₂

2BBr₃= 2B + 3Br₂

§3 Заттардың агрегаттық күйі. Кристалдық торлар

Біз ауа мұхитының астында өмір сүреміз,ауаны газ деп, ал тасты – қатты, суды сұйықтық деп білеміз. Бұл заттың үш агрегаттық күйі жағдайға (t, P) байланысты.Бұл күйлер бірінен екіншісіне ауысып отырады. Бір агрегаттық күйден екіншісіне ауысуы заттың стехиометриялық құрамының өзгерісі арқылы емес, олардың кеңістіктегі алатын құрылысының өзгерісі арқылы болады. Заттың кеңістікте орналасуы, агрегаттық күйі оны құрайтын құрам бөліктерінің байланыс энергиясы (Е₁) мен жылулық қозғалыс энергиясының (Е₂) ара қатынасына байланысты.Егер Е₂>Е₁, болса, зат-газ, Е₁>>Е₂ болса -қатты, ал сұйық қатты мен газдың аралығындағы агрегаттық күй. Егер температураны төмендетсе, екі энергия шамалас болады да зат тұтқырланады.Белгілі бір температурада тұтқыр зат қаттыға айналады. Кей сұйықтық температураны төмендеткенде белгілі бір форманы алып үлгірмей өте тез тұтқыр массаға айналады. Міне, осындай тұтқыр сұйықтықты аморфты деп атайды. Аморфты заттарда атомдар молекулалар ретсіз орналасқан, сондықтан ондай заттардың тұрақты қайнау, балқу температураларды болмайды (шыны, смола, полимерлер т.б).

Қатты күйдегі заттың кеңістік формасы кристалл деп аталады. Кристалдық тор түрлері иондық, молекулалық, атомдық, металдық.

Кристалдық тор типі кристалл құрамына кіретін құрам бөлігіне байланысты болады. Тордың ішкі құрылымын анықтау үшін рентген сәулелерін ағылшын ғалымдары (У.Г.Брэгг, У.П.Брэгг, 1913) алғаш рет пайдаланды.

Иондық кристалдық тор түйіндерінде оң және теріс зарядты иондар орналасқан; иондар арасындағы күш электростатикалық болуына байланысты олардың байланыс энергиясы жоғары мәнді болады. Яғни, олардың балқу және қайнау температуралары жоғары және олардың балқындылары мен ерітінділері электр тогын жақсы өткізеді.

Ионды байланыстың бағытталмағандық және қанықпағандық қасиеттеріне байланысты иондық кристалдық торлы заттар жоғары координациялық санмен сипатталады.

Координациялық сан элементтің электрондық құрылысына байланыссыз. Ол тек координацияланатын бөлшектер радиустарының арақатынасына тәуелді болады. Егер ол қатынас 0,41–0,73 аралығында болса, октаэдрлік координация, ал 0,73–1,37 аралығында кубтық координация болады. Мысалы ас тұзын құраушылар радиустары r(Na⁺) = 0,98 A^o, r(Cl^-) = 1,81 A^o, олай болса, олардың қатынасы 0,54, сондықтан онда октаэдрлік координация.

1819 жылы Э.Митчерлих тұздардың KH₂PO₄, KH₂AsO₄және сол сияқты қос тұздар (ашудас) KAI(SO₄)₂∙ 12H₂O, KCr(SO₄)₂∙ 12H₂O кристалдарын салыстырып, олардың кристалдық торларының пішіндерінің, химиялық қасиеттерінің ұқсастығын анықтап, бұл құбылысты изоморфизм деп атады. Бұл құбылысты ашу тор пішініне байланысты оның химиялық құрамын анықтауға көп ықпал етті.

Ал, табиғатта құрамы бірдей, ал кристалдың тор пішіндері әртүрлі болатын заттар да болады, олардың мұндай қасиетін полиморфизм деп атайды. Оған күкірттің, көміртектің әр түрлі аллотропиялық түр өзгерістері және күрделі заттар CaCO₃ (аргонит, кальцит, мрамор) SiO₂ (кварц, аморфтық немесе кварцтық шыны) жатады. Полиморфизм құбылысының техникада маңызы зор.

Сурет 10.1 Ас тұзы кристалындағы иондар координациясы

Молекулалық кристалдық тор түйіндерінде молекулалар орналасқан. Олардың арасында әлсіз дисперстік Ван-дер-Ваальс күштері және құрамында мынадай топтары бар Н-Г, Н-О, Н-N заттар молекулалары арасында сутектік байланыс әсер етеді. Сондықтан мұндай кристалдық торлы заттардың балқу, қайнау температуралары, қаттылықтары төмен, стандартты жағдайда бұл заттардың көпшілігі газдар: инертті газдар, Н₂, О₂, Г₂, СО₂, N₂ т.т.

Атомдық кристалдық тор түйіндерінде ковалентті немесе металдық байланыспен байланысқан атомдар орналасады. Ковалентті байланысты кристалдың кеңістіктегі структурасы кристалдық тор түзуші атом орбитальдарының гибридтену типіне байланысты болады. Мысалы, алмаз кристалында sp³гибридтену. Атомдық кристалдық торлы заттар өте қатты, балқу және қайнау температуралары жоғары болады.

Сурет 10.2. Алмаздың кристалдық торы

Сурет 10.3 Металдардың кристалдық торлары

Металдық кристалдық тор Металдар кристалдарында локализацияланбаған байланыс. Атомдық кристалдық торларда электрондар тек екі атом арасында орналасса, мұнда бірнеше атомдар арасында босып жүреді.

Металдық кристалдық тордағы байланыс табиғатының иондық және ковалентті байланыстан айырмасы ол көп центрлі, сондықтан олар жоғары координациялық санмен сипатталады. Кристалдық торда әр атом айналасында 8-12 атом қоршап жүреді. Металдық кристалдық торындағы байланыс молекулааралық Ван-дер-Ваальс күшінен әлдеқайда берік.

Металдар бір-бірінен олардағы байланыс беріктілігіне қарай ажыратылады. Оны олардың қайнау температураларын салыстыру арқылы да байқауға болады. Мыcалы t_қайнау(Pt) = 1771⁰C, t_қайнау(Cs) = 678⁰C. Бұл мысалдан көретініміз қайсысының қайнау температурасы жоғары соның кристалдық торындағы байланыс берік болғаны.

S - ЭЛЕМЕНТТЕРІНІҢ ЖАЛПЫ СИПАТТАМАЛАРЫ

§1 ІА топшасының элементтері. Сілтілік металдар.

Д.И. Менделеевтің периодтық жүйесінің әрбір периодындағы s- элементтеріне бірінші және екінші топтың негізгі топшаларының элементтері жатады (9.10 – кесте).

10.1 –кесте Сілтілік металдардың сипаттамалары (элемент және жай зат)

Элемент	Валенттілік электрондық формуласы	Элемент
Элемент	Валенттілік электрондық формуласы	Атом радиусы, нм	Иондану энергиясы, эВ	Электрте-рістілік	Электрон-тартқыш-тық, эв/моль	Атом көлемі, см³
	2s¹	0,156	5,390	1,0	0,591	12,99
	3s¹	0,190	5,140	0,9	0,540	23,68
	4s¹	0,235	4,340	0,8	0,470	45,40
	5s¹	0,248	4,176	0,8	0,420	55,79
	6s¹	0,267	3,890	0,7	0,390	70,95
	7s¹	0,280	3,980	—	—	—

IA топша элементтері – литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

IA топшасының элементтерің топтық атауы – сілтілік металдар, олардың бұлай аталу себебі негіздері суда жақсы ериді.

Бұл топша элементтерің барлығы жылтыр, күмістей ақ түсті, жеңіл, жұмсақ, оңай балқитын, ауада тез тұтанатын металдар. Сондықтан оларды зертханаларда керосиннің астында сақтайды.

Топ бойынша жоғарыдан төмен қарай бұл металдардың тығыздықтары біртіндеп артады (0,536 – 1,89 г/см³). Ал, балқу (180,5 – 28,64 ⁰С) және қайнау (1317 – 685 ⁰С) температуралары, қаттылығы кемиді.

Осы элементтердің ішінде франций радиоактивті. Оның жартылай ыдырау периоды 22 минут, сондықтан францийді қарастырмаймыз.

Сілтілік металдардың атомдық радиустары үлкен, иондану энергияларының, электртерістіліктердінің және электрон тартқыштығының мәндері төмен болғандықтан реакцияға түсу қабілеттері өте жоғары. Сондықтан табиғатта бос күйлерінде кездеспейді. Оларды тұздарының судағы ерітінділерін электролиздеп алуға болмайды, тек балқындылары қолданылады.

ІА топшасының элементтері сыртқы деңгейшелерінде орналасқан бір дара электрондарын оңай беретіндіктерінен, олар периодтық жүйеде өзінің алдында тұрған бекзат газдың электрондық құрылысын алады. Олар өте химиялық белсенді элементтер, химиялық реакцияларда күшті тотықсыздандырғыштар болады. Бұл қасиеттері топ бойынша жоғарыдан төмен қарай артады.

Металл иондары түссіз болып келеді, ал кейбір тұздарының түсті болуы аниондардың бояуына байланысты (KMnO₄ - күлгін, K₂CrO₄ - сары, K₂Cr₂O₇ - қызғылт – сары т.б.). Цезий мен рубидий жарық сәулесінің әсерінен де электронын жоғалтады (термоэмиссия құбылысы), олардың бұл қасиеттері фотоэлементтер алуда қолданылады.

Периодтық жүйедеLi мен Mg диагональ бойында орналасқан, сондықтан олардың кейбір қасиеттері ұқсас келеді (Li₃PO₄,Li₂CO₃, LiF суда нашар ериді) магний қосылыстары сияқты.

§2 Натрий және оның қосылыстары

Периодтық жүйедегі орны

Натрий периодтың III топтың негізгі топшасының элементі, атомдық нөмірі 11; сондықтан ядросындағы протон саны 11, нейтрондар саны 12, электрондық жалпы саны 11, салыстырмалы атомдық массасы 23 ( ).

Атом құрылысы: Натрийдің электрондары үш электрондық қабаттаорналасқан:

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

В аленттілік электроны 3s¹, оның кванттық ұяшықта орналасуы: 3s

Валенттілігі I, тотығу дәрежесі 0, + 1.

Табиғатта таралуы: Натрий табиғатта көптеп кездесетін элемент, ол жер қыртысында тарауы бойынша алтыншы орында тұр. Табиғи минералдары: NaCl - галит, ас тұзы, NaNO₃ - чили селитрасы, Na₃AlF₆ - криолит, Na₂SO₄ 10H₂O– мирабилит немесе глаубер тұзы,Na₂B₄O₇ 10H₂O - бура.

Алынуы Натрий өзінің гидроксидінің немесе хлоридінің балқындысын электролиздеу арқылы алынады.

2NaCl 2Na+Cl₂

Физикалық қасиеттері: Натрий жеңіл ( ), жұмсақ, жаңа кескен кесіндіде күмістей ақ, балқу температурасы 98⁰C, қайнау температурасы 883⁰C болатын металл.

Химиялық қасиеттері: Натрий өте химиялық белсенді элемент болғандықтан көптеген химиялық реакцияларға түседі ( = - 2,71 В).

а) жай заттармен әрекеттесуі

Оттегімен өте шабатты әрекеттесіп оксид және пероксид түзеді:

2Na + O₂ = Na₂O₂

4Na + O₂ = 2Na₂O

Натриий пероксиді тотықтырғыш болғандықтан металмен әрекеттесіп оксидіне айналады:

Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O

Натрийді сутек атмосферасында қыздырғанда гидрид түзеді:

2Na+ H₂ = 2NaH

Металл гидридтерінде сутек атомының тотығу дәрежесі теріс таңбалы болады (Na⁺H^-). Түзілген гидрид сумен әрекеттесіп сілті және сутегін береді:

NaH + H₂O = NaOH + H₂

Сілтілік металдар галогендермен галогенидтер, күкіртпен сульфидтер, азотпен нитридтер, фосформен фосфидтер түзеді:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2Na + S = Na₂S

6Na + N₂ = 2Na₃N

3Na + P = Na₃P

ә) күрделі заттармен әрекеттесуі

Натрий өте белсенді металл болғандықтан судың құрамындағы сутекті бөліп шығарады. Осы сутегінің әсерінең және өте женіл болғандықтан натрийдің кесегі судың бетінде шыр айналып жүреді. Бұл реакцияны өте үлкен сақтықпен жасау керек.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

Дәл осындай реакция спирттермен де жүреді:

2C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂

натрий этилаты

Қышқылдармен де әрекеттеседі

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

Натрий аммиакта ериді:

2Na + 2NH₃ = 2NaNH₂ + H₂

Оксиді Na₂O - негіздік оксид, сумен әрекеттескенде сілті түзеді:

Na₂O+ H₂O = 2NaOH

Қышқылдық оксидтермен, қышқылдармен әрекеттеседі:

Na₂O+ SO₂ = Na₂SO₃

Na₂O+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O

ГидроксидіNaOH - каустикалық сода, күйдірігіш натр деген атпен белгілі; өте су тартқыш (гигроскопиялық), ақ түсті қатты зат. Ол суда ерігенде көп мөлшерде жылу бөлінеді, ерітіндісі сілті деп аталады.

Алу әдістері төмендегідей:

2Na+ 2H₂O = 2NaOH + 2H₂

Na₂CO₃+ Ca(OH)₂ = CaCO₃ + 2NaOH

Химиялық қасиеттері Натрий гидроксиді күшті сілті болғандықтан бейметалдардың генетикалық қатарындағы қосылыстардың барлығымен әрекеттеседі:

бейметалдармен 2NaOH + Cl₂ = NaCl + NaClO + H₂O
қышқылдық оксидтермен 2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O
қышқылдармен NaOH + HCl = NaCl + H₂O
қышқылдық тұздарымен NaOH + NaHCO₃ = Na₂CO₃+ H₂O
орта тұздармен 2NaOH + CuSO₄ = Na₂SO₄+ Cu(OH)₂

Натрий гидроксиді екідайлы гидроксидтермен де реакцияға түседі:

3NaOH + Al(OH)₃ = Na₃[Al(OH)₆]

Тұздары Ең маңызды тұзы - NaCl - ас тұзы, оның кені Арал және Каспий жағалауларында көптеп кездеседі.

Натрий тұздары суда ерімтал, олар тұздарға тән барлық реакцияларға түседі.

Қышқылдармен Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂

NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂

тұздармен NaCl + AgNO₃ = AgCl +NaNO₃

негіздермен Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = ↓BaSO₄ + 2NaOH

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂

Нитратты қыздырғанда айырылады.

Натрий және оның қосылыстарының қолданылуы

Натрий – органикалық синтезде, металдар алуда тотықсыздандырғыш ретінде, жылуды жақсы өткізетіндіктен авиамоторлардың тоңазытқыш жүйелерінде.

NaCl - физиологиялық ерітінде (0,9 %) қан плазмасын уақытша ауыстыру үшін, керамика өндірісінде, консервант ретінде; NaOH - сабын, қағаз, жасанды жібек өндірістерінде, мұнай өндеуде; Na₂CO₃- шыны, сабын өндірістерінде, судың кермектілігін жоюда; NaHCO₃ - шыны, кондитер өндірістерінде; NaNO₃ - азобояулар алуда, азотты тыңайтқыш ретінде; Na₂SO₄ - шыны және вискоза талшығын алуда; Na₂SO₃ - консервант, ағартқыш, залалсыздандырғыш ретінде; Na₂O₂ - сүңгуір қайықтарда оттегін алу үшін қолданылады:

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

Натрийдің қосылыстарын жалынның түсін сары түске бояуы арқылы анықтауға болады.

§3 Калий және оның қосылыстары

Периодтық жүйедегі орны

Калий IV периодтың I топтың негізгі топшасының элементі. Атомдық нөмері 19, сондықтан ядро заряды +19, электрондардың жалпы саны да 19, нейтрон саны 20, салыстырмалы атомдық массасы 39 ).

Атом құрылысы: Калийдің 19 электроны төрт денгейде бөлініп орналасқан:1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

Валенттілік электроны 4s¹, валенттілігі I, тотығу дәрежесі 0, +1.

Табиғатта таралуы

Калий табиғатта таралуы бойынша жетінші орында тұр, оның табиғи минералдары сильвинит KCl NaCl , карналлит KCl MgCl₂ 6H₂O, каинит KCl MgSO₄ 6H₂O, өсімдіктің күлінде сақар K₂CO₃ күйінде кездеседі. Рубидий мен цезий калий минералдарымен бірге болады (Ақтобе облысында Жыландыда, Атырау өңірінде).

Алынуы: Калийді оның хлоридінің балқу температурасы жоғары болғандықтан (650⁰C) көбінесе гидроксидінің балқындысын (сақар қосылған) электролиздеу арқылы алады.

KCl K⁺ + Cl^- KOH K⁺ + OH^-

(+)K K⁺+ K⁰(+)K K⁺+ K⁰

(-)A 2Cl^- - 2 Cl₂ (-)A 4OH^- - 4 2H₂O + O₂

2KCl 2K + Cl₂ 4KOH 4K + 2H₂O + O₂

Физикалық қасиеттері: Калий жеңіл ( ), оңай кесілетін, балқу температурасы 64⁰C, қайнау температурасы 776 ⁰C болатын металл.

Химиялық қасиеттері: Калийдің химиялық белсенділігі өте жоғары, ол металдардың электрохимиялық кернеу қатарының басында (Li – ден кейін) орналасқан ( ).

а) жай заттармен әрекеттесуі. Калий оттегімен әрекеттескенде қопсыған асқын пероксид түзеді:

2K + 2O₂ = K₂O₄(KO₂)

(K₂O₄ + 6K = 4K₂O)

Сутекпен, күкіртпен басқа да бейметалдармен қыздырғанда, ал галогендермен өздігінен өте шабатты әрекеттеседі.

2K + H₂ 2KH

2K + S K₂S

2K+Br₂= 2KBr

ә) күрделі заттармен әрекеттесуі.

Калийдің сумен әрекеттесуі де шабытты жүреді

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂

Калий қышқылдармен әрекеттескенде тұз бен сутегі түзіледі:

2K + 2HCl = 2KCl + H₂

Зертханаларда калийдің қалдығы пентанолмен әрекеттестіріп жойылады:

2C₅H₁₁OH + 2K = 2C₅H₁₁OK + H₂

калий пентанаты (аминаты)

Калийдің қосылыстары

Оксид іK₂O - негіздік оксид, суда ерігенде сілті түзеді:

K₂O + H₂O = 2KOH

Негіздік оксид ретінде қышқылдық оксидтермен және қышқылдармен әрекеттесе алады:

K₂O + CO₂ = K₂CO₃

K₂O + 2HCl = 2KCl + H₂O

Калийдің асқын пероксиді күшті тотықтырғыш, қышқылдармен оңай әрекеттеседі:

2K₂O₂ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O₂ + O₂

Гидроксиді КОН – күйдіргіш калий, ақ түсті ылғал тартқыш зат. Негіздерге тән барлық реакцияларға түседі:

2КОН + CO₂ = K₂CO₃+ H₂O

КОН + HNO₃ = KNO₃+ H₂O

КОН + KHSO₄ = K₂SO₄+ H₂O

КОН + NH₄Cl_кр = KCl + NH₃ + H₂O

3КОН + FeCl₃ = 3KCl+ Fe(OH)₃

Екідайлы негізбен де әрекеттеседі:

2KOH + Zn(OH)₂ = K₂ZnO₂ + 2H₂O

Тұздары KNO₃ - калий нитраты, калий селитрасы, ақ түсті ылғал тартпайтын, суда жақсы еритін тұз.

KCl - калий хлориді

K₂CO₃- сақар, калий карбонаты, ақ түсті ылғал тартқыш, суда жақсы еритін зат.

KJ - калий иодиді.

Калий тұздары ерімтал тұздар, олар тұздарға тән барлық қасиеттерді көрсетеді.

Тұздармен:

2KJ + Pb(NO₃)₂ = PbJ₂ + KNO₃

сары түсті

Бұл реакция Pb²⁺ионын анықтау үшін қолданылады

КJ тотықсыздандырғыш ретінде қолданыс табады:

10K +2K +8H₂SO₄ = 5 +2 SO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

2 Mn⁺⁷ + 5 Mn⁺²тотықтырғыш-тотықсыздану

52J^- - 2 J₂тотықсыздандырғыш-тотығу

K₂Cr₂O₇ тотықтырғыш зат:

K₂Cr₂O₇ + 4HCl = CrCl₃ + 3Cl₂ + 6KCl + 7H₂O

1 2Cr⁺⁶ + 6 2Cr⁺³тотықтырғыш-тотықсыздану

3 2Cl^- - 2 Cl₂тотықсыздандырғыш- тотығу реакциясы

Нитраты қыздырғанда айырылады:

2KNO₃ 2KNO₂ + O₂

Калий және оның қосылыстарының қолданылуы

Калий – атомдық реакторларда жылу тасымалдаушы ретінде;

KNO₃ - кешенді тыңайтқыш, қара дәрінің құрам бөлігі (75 % KNO₃, 15% C, 10% S). Қара дәрінің қопарылу реакциясы:

2KNO₃ + 3C + S = K₂S + N₂ + 3CO₂

Себебі, 2KNO₃ 2KNO₂ + O₂

K₂CO₃ - шыны, сабын өндірісінде, нан-тоқаш өндірісінде қопсытқыш ретінде;

KJ - Люголь ерітіндісін дайындауда (J₂ + KJ), баспадан (ангина) емдеу үшін, иодталған ас тұзын алу үшін.

KClO₃ - бертолле тұзы, калий хлораты; сіріңке өндірісінде, пиротехникада, оттегін алу үшін қолданылады.

2 KClO₃ = 2KCl + 3O₂

Калийдің қосылыстарын жалынның түсін күлгін түске бояуына қарай анықтаймыз.

ІІА ТОПШАСЫНЫҢ ЭЛЕМЕНТТЕРІ

§4 Сілтілік-жер металдар

ІІА топша элементтерінің оксидтерін бұрын «жер» деп атаған, олардың судағы ерітінділері сілтілер болғандықтан бұл элементтердің топтық атауы – сілтілік – жер металдары (10.2-кесте).

ІІА топша элементтері – бериллий Be, магний Mg, стронций Sr, барий Ba, радий Ra. Бұлардың ішінде радий табиғаты радиоактивті элемент, оны 1898 жылы Мария және Пьер Кюрилер ашқан. Радийдің α- ыдырауы нәтижесінде радон түзіледі:

10.2 – кесте. Элементтер және жай заттардың сипаттамалары

Элемент	Валенттілік электрондық формуласы	Элемент
Элемент	Валенттілік электрондық формуласы	Атом радиусы, нм	Иондану энергиясы, эВ	Электр те-рістілік	Электрон- тартқыш-тық, эВ		Атом көлемі, см³
	2s²	1,13	9,32	1,47	0,38	4,85
	3s²	1,6	7,65	1,23	-0,22	13,96
	4s²	1,9	6,11	1,04	-1,93	26,03
	5s²	2,12	5,69	0,99	-1,51	32,82
	6s²	2,25	5,21	0,97	-0,48	38,04
	7s²	—	5,28	0,97	—	—

Элемент	Жай зат
Элемент	Түсі	Тығыз-дығы, г/см³	t⁰C , балқу	t⁰C , қайнау	Салыстырмалы электрөткізгіш-тік, (Hg=1)	Стандарттық электродтық потенциал, В
	қара-сұр	1,85	1287	2450	14,31	-1,847
	күміс түсті	1,74	650	1107	20,55	-2,363
	күміс түсті	1,54	852	1484	25,42	-2,866
	күміс түсті	2,63	770	1380	6,05	-2,888
	күміс түсті	3,76	710	1640	4,61	-2,906
	жылтыр	5,5	700-900	1140-1500	—	-2,916

Радийдің қосылыстары емдік қасиеті бар радон алуда қолданалады. Табиғи радон көздері еліміздің шығысында орналасқан «Рахманов қайнарлары» деп аталатын шипажайда кездеседі.

Бериллийдің қасиеті осы топшадағы басқа элементтердікінен өзгеше болып келеді. Ол сілтілік – жер металдарына жатпайды. Бериллийдің оксиді мен гидроксиді екідайлы қасиет көрсетеді. Себебі Be мен Al периодтық жүйеде диагональ бойында орналасқан. Бериллий өте қатты, ашық – сұр түсті металл; құрғақ ауады тұрақты, сумен қыздырғанда ғана әрекеттеседі, Ол атомдық реакторларда нейтрондардың тежегіші ретінде қолданылады. Сол мақсатта көп мөлшерде Өскеменнің Үлбі металлургиялық зауытында өндіріледі. Бериллиймен улану өкпенің қатерлі ісігіне шалдықтырады.

Сілтілік – жер металдар ақсұр түсті, сілтілік металдардан қаттырақ, аллотропиялық түрөзгерістері жоқ элементтер; олар да, сілтілік металдар сияқты тотықсыздандырғыштар.

Оларды тұздарының балқындасын электролиздеп алады. Тұздарының суда ерігіштігі топ бойынша жоғарыдан төмен қарай кемиді (MgSO₄–ерімтал, CaSO₄ - нашар ериді, BaSO₄ - ерімейді), ал негіздерінің ерігіштігі артады. Сілтілік – жер металдарының оттекті қышқылдармен түзген тұздары термиялық ыдырайды. Барийдің сульфатының суспензиясы ас қорыту жолдарын рентгенографиялық тексеруде айтқындағыш зат ретінде қолданылады, себебі ол рентген сәулерін сіңіреді.

§5 Магний және оның қасиеттері

Периодтық жүйедегі орны

Магний III периодтың, II топтың негізгі топшасының элементі, атомдық нөмері 12, олай болса ядросында 12 протон бар, электрондарының жалпы саны да 12, салыстырмалы атомдық массасы 24, сондықтан ядросындағы нейтрондар саны да 12 болады ).

Атом құрылысы

Магнийдің 12 электроны үш электрондық қабаттарға бөлініп орналасқан:

1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Валенттілік электроны 3s², олар кванттық ұяшықта жұптасып орналасқан; валенттігі II; тотығу дәрежесі 0, +2.

Табиғатта таралуы

Магний табиғатта таралуы бойынша сегізінші орында тұр; табиғи минералдары магнезит MgCO₃, доломит MgCO₃ CaCO₃, карналлит KCl MgCl₂ 6H₂O, асбест 3MgO 2H₂O 2SiO₂. Оның минералдары Қостанай өңірінде (асбест) кездеседі.

Магний ионы жасыл өсімдіктердің хлорофил дәндерінде, теніз суларында болады.

Алынуы

Магнийді хлоридінің балқындысын 750⁰C электролиздеп алады.

MgCl₂ Mg + Cl₂

Физикалық қасиеттері

Магний күмістей ақ, жеңіл ( г/см³), балқу температурасы 651⁰С, қайнау температурасы 1096⁰С, ауада оңай тотығып, жарқырап жанады, тығыз оксидтік қабатпен қапталатын металл.

Химиялық қасиеттері

Магний химиялық белсенді металл ( ), бетіндегі оксидтік қабыршақтан тазартылған магний оттегімен, хлормен, азотпен, фосформен, кремниймен әрекеттеседі.

а) жай заттармен әрекеттесуі:

2Mg + O₂= 2MgO магний оксиді

Mg + S = MgS магний сульфиді

3Mg + N₂ = Mg₃N₂ магний нитриді

3Mg + 2P = Mg₃P₂магний фосфиді

2Mg + Si = Mg₂Si магний силициді

ә) күрделі заттармен әрекеттесуі:

2Mg + H₂O = MgO + O₂

2Mg + SiO₂ = 2MgO + Si

2Mg + TiCl₄ = 2MgCl₂ + Ti

Осы реакция бойынша Өскеменнің титан-магний комбинатында титан өндіріледі. Химиялық, медициналық аспаптар; ұшақ, кеме, зымыран жасауда қолданылатын болатты асылдандыру үшін титан таптырмайды металл. Ол болатқа беріктік пен коррозияға тұрақтылық береді

3Mg + MoO₃ = 3MgO + Mo

3Mg + WO₃ = 3MgO + W

Магний көмірқышқыл газында да жанады:

Mg + CO₂ = MgO + CO

2Mg + CO₂ = 2MgO + C

Нағыз металл ретінде қышқылдармен әрекеттеседі:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂

Осы реакциялардың барлығында магний-тотықсыздандырғыш. Органикалық синтезде магнийорганикалық қосылыстар кеңінен қолданылады, олар мына реакция бойынша алынады:

C₂H₅Cl + Mg С₂H₅ – Mg – Cl (Гриньяр реактиві)

Магнийдің қосылыстары

Оксиді MgO - күйдірілген магнезия, негіздік оксид, магний карбонатын термиялық айырып алады:

MgCO₃ MgO + CO₂

Магний оксидіне суда нашар еритін магний гидроксиді сәйкес келеді. Негіздік оксид болғандықтан қышқылдық оксидтермен, қышқылдармен реакцияға түседі.

MgO + CO₂= MgCO₃

MgO + H₂SO₄= MgSO₄ + H₂O

Гидроксиді Mg(OH)₂ - ақ түсті ұнтақ, суда нашар ериді, орташа күшті негіз.

Алынуы: MgSO₄ + 2NaOH = ↓Mg(OH)₂ + Na₂SO₄

Магний гидроксиді қышқылда және аммоний хлоридінде ериді.

Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = MgSO₄ + 2H₂O

Mg(OH)₂+ 2NH₄Cl = MgCl₂ + 2NH₄OH

Тұздары: MgCl₂ - магний хлориді, теңіз суынан алынады

MgSO₄ 7H₂O - ащы тұз, «ағылшын» тұзы

MgCO₃ CaCO₃– доломит

Магнийдің фториді, сульфиті, сульфаты, карбонаты, силикаты, фосфаты ерімейтін тұздар. Ерімтал тұздары мына заттармен әрекеттеседі:

тұздармен 3Mg(NO₃)₂ + 2Na₃PO₄ = Mg₃(PO₄)₂ + 6NaNO₃

қышқылдармен MgCO₃+ 2HCl = MgCl₂ + H₂O + CO₂

негіздермен MgCl₂ + 2NaOH = Mg(OH)₂ + 2NaCl

2Mg(NO₃)₂ 2MgO + 4NO₂ + O₂

Магнийдің және оның қосылыстарының қолданылуы

Магний – тотықсыздандырғыш ретінде металл (W, Mo, Ti, Nb, Ta, т.т.), кейбір бейметалдарды (Si) және женіл құймалар (дюралюмин). Магналия құймасы ең жеңіл (10% Mg, 90% Al) алуда қолданылады. Зымыран және ұшақ жасауда қолданалатын құйма) – электрон (~90% Mg) дайындауда және шойынның механикалық қасиеттерін жақсарту үшін қосылады.

MgO + H₂O = Mg(OH)₂ - «магнезиялық сүт» асқазанның қышқылдылығын бейтараптау үшін қолданалады;

MgCl₂ - балқындысын электролиздеп алу үшін;

KCl MgCl₂ 6H₂O - карналлит тыңайтқыш ретінде және қыс мезгілінде көшелердегі қарды еріту үшін;

MgCO₃ - парфюмерияда, опалар мен тіс пасталарының құрамына қосылатын зат.

Магнийдің қосылыстарын жалынның түсі арқылы анықтауға болмайды. Магний иондарын мына реакция бойынша түзілген:

MgCl₂ + 3NH₄OH + H₃PO₄= MgNH₄PO₄ + 2NH₄Cl + 3H₂O

Магнийаммоний ортофосфатының ақ түсті кристалдарының формасына қарай анықтайды.

§6 Кальций және оның қасиеттері

Периодтық жүйедегі орны

Кальций IV периодтың, II топтың негізі топшасының элементі , атомдық нөмірі 20, олай болса ₍ ; Атом құрылысының формуласы 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶ 4s², валенттілік электрондары 4s²; сондықтан кальций қосылыстарында тұрақты II валентті, тотығу дәрежесі 0, +2.

Табиғатта таралуы

Кальций табиғатта таралуы бойынша бесінші орында, оның ең көп кездесетін минералы кальцит CaCO₃ (мәрмәрдің, бордың, әктастың негізгі құраушысы), доломит CaCO₃ MgCO₃, гипс CaSO₄ 2H₂O, фосфорит Ca₃(PO₄)₂, апатит 3Ca₃(PO₄)₂ CaF₂, балқытқыш шпат CaF₂, норвегиялық селитра Ca(NO₃)₂. Кальций ионы жануарлар мен адамдардың сүйегі мен тісінің құрамына кіреді.

Кальций минералдарының бай қоры Қаратау өнірінде кездеседі.

Алынуы: Кальцийді өзінің хлоридінің балқындысын (KCl қосып) 850⁰C-та электролиздеп алады:

CaCl₂ Ca + Cl₂

Физикалық қасиеттері

Кальций қатты ( г/см³), =842⁰С, = 1495⁰С болып келетін ақ түсті металл.

Химиялық қасиеттері

Химиялық белсенді металл ( ), ауада оңай тотығады, ашық кызыл түсті жалынмен жанады.

а) жай заттармен әрекеттесуі:

2Ca + O₂ = 2 CaO немесе 2Ca + O₂ = СаО₂пероксид

Са + Н₂ CaH₂ кальций гидриді

Ca + Cl₂ = CaCl₂кальций хлориді

Са + S = CaS кальций сульфиді

3Ca + N₂ Ca₃N₂кальций нитриді

Ca + 2C CaC₂ кальций карбиді

2Ca + Si Ca₂Siкальций силициді

ә) күрделі заттармен әрекеттесуі

Сумен бөлме температурасында да оңай әрекеттеседі:

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Түзілген зат – Ca(OH)₂ әқ сүті деп аталады.

Химиялық белсенді элемент болғандықтан аммиактан сутекті ығыстырып шығарады.

Ca + 2NH₃ = Ca(NH₂)₂ + H₂

Сұйытылған қышқылдармен (HCl, H₂SO₄) әрекеттескенде сутегін ығыстырады (HNO₃ - нан басқасынан)

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂

Азот қышқылының сұйық ерітіңдісімен әрекеттескенде:

4 + 10H O_3(c) = 4 (NO₃)₂ + H₄NO₃ + 3H₂O

4 8 Ca⁰ - 2 Ca²⁺тотықсыздандырғыш – тотығу

1 2 N⁺⁵ + 8 N^-3тотықтырғыш – тотықсыздану

Тотықсыздандырғыш ретінде кейбір металдарды алуда қолданылады:

3Ca + V₂O₃ 3CaO + 2V

Кальцийдің қосылыстары

Оксиді CaO- сөндірілмеген әктас, негіздік оксид, карбонатының айырылуы арқылы алынады:

CaCO₃ CaO + CO₂

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ әктасты сөндіру реакциясы нәтижесінде әк суы алынады (тұндыру нәтижесінде).

Ауадан көмірқышқыл газын сіңіреді:

CaO + CO₂ CaCO₃_↓

CaO + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O

CaO + 3C CaC₂ + CO

CaO + 5CO CaC₂ + 3CO₂

Гидроксиді Ca(OH)₂ - сөндірілген әктас, күшті негіз, ақ түсті ұнтақ зат. Судағы ерітіндісі - әк суы деп, ал суспензиясы - әк сүті деп аталады.

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃_↓+ H₂O тұнбаға әрі қарай СО₂ жібергенде:

СаСО₃ + CO₂ + H₂O= Ca(HCO₃)₂

Гидрокарбонаттары температураның әсеріне тұрақсыз, ерігіштігі карбонатына қарағанда жоғарырақ:

Ca(HCO₃)₂ СаСО₃ + CO₂ + H₂O

Ca(OH)₂+ 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O

Тұздары

Кальцийдің ацетаты, нитраты және галогенидтері (фторидтен басқа) суда жақсы ериді. Сульфаты, фториді, карбонаты, фосфаты, силикаты нашар еритін тұздар.

Ерімтал тұздары қышқылдармен, тұздармен, сілтілермен әрекеттеседі.

Ca(CH₃COO)₂ + 2HCl = CaCl₂+ 2CH₃COOH

3Ca(NO₃)₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6NaNO₃

CaCl₂ + Ba(OH)₂= Ca(OH)₂ + BaCl₂

Ерімейтін тұздары және нитраты қыздырғанда ыдырайды:

CaCO₃ CaO + CO₂

Ca(NO₃)₂ CaO + 2NO₂ + O₂

2CaSO₄ H₂O - алебастр (сылақ материалы);

CaC₂ - кальций карбиді, ақ түсті кристалдық зат, ол тығыз жабылған ыдыста сақталу керек;

CaF₂ - кальций фториді, балқытқыш шпат, флюорит;

CaCl₂ - өте ылғал тартқыш, суда жақсы еритін, ақ түсті қатты зат;

Ca(NO₃)₂ 4H₂O - кальций нитратының кристаллогидраты күйінде кездеседі;

Кальций және оның қосылыстарының қолданылуы

Кальций – сирек кездесетін металдар алуда тотықсыздандырғыш ретінде;

Кальцийдің суда еритін тұздары тыңайтқыш ретінде қышқыл топырақты өңдеу үшін;

CaCl₂- кальций алу үшін, зертханаларда құрғатқыш ретінде;

CaC₂ - ацетилен алу үшін;

CaF₂ - домнада флюс ретінде, фтордың барлық қосылыстарын алуда қолданылады.

Кальций қосылыстарын кальций карбонатының немесе кальций оксалатының тұнбаға түсуі бойынша және жалынның түсін күйдірілген кірпіш түске бояуы арқылы анықтайды.

Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃

Ca²⁺ + C₂O₄^2- = CaC₂O₄

d - ЭЛЕМЕНТТЕРІНІҢ ЖАЛПЫ СИПАТТАМАЛАРЫ

§7 Периодтық жүйедегі орны. Атом құрылысының құрылыстарының ерекшеліктері.

d - элементтері 1-8 топтардың қосымша топшаларында орналасқан, олардың валенттілік электрондарының жалпы формуласы ns²(n-1) d^1-10. Мұндағы n 4, яғни бұлар үлкен периодтардың элементтері. Олар өздері орналасқан периодтардың s және p элементтерінің аралығында жатады. Кезектегі электрондары сырттан санағанда екінші деңгейдің d - деңгейшесіне түседі, сыртқы деңгейлерінде s^1-2 электрондары болады (10.3 кесте).

Бұл элементтер металдар, олардың иондану энергиясы мен электртерістіліктерінің мәндері төмен болып келеді. Қосылыстарындығы ең төменгі тотығу дәрежелері +1 немесе +2, осыған сәйкес оксидтері мен гидроксидтері негіздік қасиетті болады. Жоғары тотығудәрежесіне сәйкес.

10.3-кесте. d элементтерінің (IB, IIB) сипаттамалары

Элемент	Вал.эл. формуласы	Элемент
Элемент	Вал.эл. формуласы	Атом радиусы, нм	Иондану энергиясы, эВ	Электр - терістілік	Электрон - тартқыштық, эВ	Атом көлемі, см³
Cu	3d¹⁰4s¹	1,27	7,73	1,75	1,8	7,09
Ag	4d¹⁰ 5s¹	1,144	7,58	1,42	1,3	10,27
Au	5d¹⁰6s¹	1,146	9,23	1,42	2,3	10,21

Элемент	Жай зат
Элемент	Түсі	Тығыздығы, г/см³	t⁰C , балқу	t⁰C , қайнау	Салыстырмалы электрөткізгіштік, (Hg=1)	Стандарттық электродтық потенциал, В	Тотығу дәрежесі
Cu	қызыл	8,96	1083	2573	57,5	0,527 (I) 0,337 (II)	0, +1, +2, +3
Ag	ақ-сұр	10,5	960,3	2167	54,6	0,80 (I)	0, +1
Au	сары	19,3	1064,2	2877	42	1,69 (I) 1.5 (II)	0, +3

Элемент	Валенттілік электрондарының формуласы	Элемент			Жай зат
Элемент	Валенттілік электрондарының формуласы	Атом радиусы, нм	Электр-терістілік	Тотығу дәрежесі	Түсі		T⁰, C балқу	T⁰, C қайнау	Салыстырмалы электрөткізгіш-тік, (Hg=1)
Zn	4s²3d¹⁰	0,125	0,66	+2	Ашық көгілдір	7,14	419,5	906	16,3
Cd	5s²4d¹⁰	0,148	1,46	+2	Ақ	8,65	320,9	765	12,8
Hg	6s²5d¹⁰	0,150	1,44	+1,+2	Күміс түсті	13,53	-38,9	356,9	1,0

оксидтері мен гидроксидтері қышқылдық қасиет көрсетсе, аралық тотығу дәрежелеріне сәйкес қосылыстары – екідайлы. Қосымша топша элементтерінің атом құрылыстарындағы ерекшеліктерін ІВ, ІІВ элементтері мысалында қарастырамыз. Металдар болғандықтан тотықсыздандырғыштар, ал қосылыстарының тотығу-тотықсыздану қасиеттеріне тоқталсақ: төменгі тотығу дәрежесіне сәйкестері тотықсыздандырғыш. Тотығу дәрежелері артқан сайын тотықсыздандырғыштық қасиеттері кеміп, біртіндеп тотықтырғыштыққа ауысады. Осы металдардың иондары, кейде атомдары да кешенді қосылыстарда кешен түзушілер болып келеді.

§8 Мыс

Периодтық жүйедегі орны

Мыс IV периодта, I топтың қосымша топшасында орналасқан, атомдық нөмірі 29, ендеше , , салыстырмалы атомдық массасы 64 .

Электрондық құрылысы

Электрондары төрт деңгейде былай орналасады: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰4s¹, яғни мыс атомында сыртқы қабатты бір s электрон ішкі деңгейдің d деңгейшесіне ауысады; валенттік электрондары 3d¹⁰4s¹. Валенттілік электрондарыныңкванттық ұяшықтарда орналасуы 3d⁹4s² болуы керек еді, бірак электроннның орын ауыстыруына байланысты 3d¹⁰4s¹ күйде де бола алады. Сондықтан мыс қосылыстарында мынадай тотығу дәрежесін: 0, +1, +2, +3 көрсетеді.

Табиғатта таралуы

Мыс ежелден белгілі металл, оның табиғи минералдары көбісіне оксидтер және сульфидтер күйінде кездеседі. Халькозин Cu₂S, ковелин CuS, халькопирит CuFeS₂, малахит CuCO₃ Cu(OH)₂, куприт Cu₂O. Мыс минералдарының бай қоры Шығыс (Риддер) және Орталық Қазақстан (Жезқазған, Балқаш) аймақтарында кездеседі. Біздің елімізде аса қуатты «Қазақмыс» корпорациясы мыс өндірумен айналасады, Балқаш тау-кен комбинатының өнімі әлемдік стандартта тазалық үлгісі болып саналады.

Алынуы: мысты алу үшін сульфидін өртен, оксидіне айналдырамыз:

2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂

2Cu₂S + 3O₂ = 2Cu₂O + 2SO₂

4CuFeS₂ + 13O₂ = 4CuO + 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Алынған қоспаны конверторларда балқытады:

2Cu₂O + Cu₂S = 6Cu + SO₂

Түзілген өнім «қара» мыс деп аталады, ол әрі қарай арнайы тазартуға жіберіледі. Мысты күкірт қышқылында ерітіп, алынған тұзды электролиздеу арқылы жоғары сапалы мыс алынады.

Физикалық қасиеті

Мыс қызыл түсті металл 1083⁰C - да балқиды, 2540⁰C - да қайнайды, оңай созылыпсоғылатын жұмсақ металл, г/см³, электр тоғы мен жылуды өткізгіштігі бойынша күмістен кейінгі екінші орында тұр.

Химиялық қасиеттері

Мыс химиялық белсенділігі төмен металл, кернеу қатарында сутектен кейін орналасқан .

А) жай заттармен әрекеттесуі

Бөлме температурасында ауаның оттегімен салғырт, ал қыздырғанда жақсы әрекеттеседі:

2Cu (қызыл) + О₂= 2CuO (қара)

Құрғақ хлор мыспен әрекеттеспейді, бірақ ылғал ортада едәуір шабытты әрекеттеседі:

Сu + Cl₂ = CuCl₂

Күкірпен қыздырғанда реакцияласады:

Cu + S = CuS

ә)күрделі заттармен әрекеттесуі

Мыс тек тотықтырғыш қышқылдармен әрекеттеседі:

Cu + 4HNO₃(к) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃(c) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Cu + 2H₂SO₄(k) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Бұл металл сұйық күкірт қышқылмен әрекеттеспейді.

Ол өзінен кейін тұрған металдарды олардың тұздарының ерітіндісінен ығыстырады: Cu + Hg(NO₃)₂ = Cu(NO₃)₂ + Hg

Мыстың қосылыстары

Оксидтері

CuO мыс (II) оксиді, қара түсті, суда ерімейтін негіздік оксид, гидроксидін айыру арқылы алады:

Cu(OH)₂ CuO + H₂O

немесе 2Cu + O₂ = 2CuO

Мыс оксидінің химиялық қасиеттеріне келсек:

қышқылмен CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

қышқылмен оксидпен CuO + CO₂ = CuCO₃

Қыздырғанда сутек атмосферасында тотықсызданады:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

_{CuO
+ CO = Cu + CO}₂

Мыс (I) оксиді мыста ауада өте қатты қыздырғанда түзіледі

4Cu + O₂ = 2Cu₂O (қызыл)

Тұрақсыз гидроксидінің айырылуы нәтижесінде

2CuOH_(сары) Сu₂O + H₂O алынады

Гидроксиді

Cu(OH)₂ - көгілдір қопсыған зат, оны Cu (II) тұздарына сілтімен әсер етіп алуға болады:

CuSO₄+ 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂

Cu(OH)₂ - әлсіз, суда нашар еритін зат.

Қышқылмен әрекеттеседі:

Cu(OH)₂+ 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

Мыс (II) гидроксиді аммиакта еріп, кешенді қосылыс түзеді:

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

көк күлгін түсті

Тұздары

Мыстың сульфиді мен фосфатынан басқа тұздары ерімтал келеді. Мыс сульфаты - көгілдір түсті тұз, мыс купоросы деп аталады. Қыздырғанда суынан айырылады.

Мыстың күшті қышқылдармен түзген тұздары оңай гидролизденеді, ортасы қышқылдық болады.

СuSO₄_↔Cu²⁺ + SO^2-₄

HOH _↔H⁺ + OH

Cu²⁺ + HOH Cu(OH)⁺ + H

Мыстың ерімтал тұздары барлық тұздарға тән реакцияларға түседі:

Негізбен Cu(NO₃)₂ + 2KOH = Cu(OH)₂ + 2KNO₃

тұзбен 3СuSO₄ + 2Na₃PO₄= Cu₃(PO₄)₂ + 3Na₂SO₄

металмен СuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

қышқылмен СuSO₄ + H₂S = CuS + H₂SO₄

3CuCl₂ + 2H₃PO₄ = Cu₃(PO₄)₂ + 6HCl

Мыс және оның қосылыстарының қолданылуы

Мыс – электр өткізгіш сымдар жасауда, құймалары машиналардың әр түрлі бөлшектерін дайындауда, мыспен қаптауда катод ретінде қажет. Мыс адам және өсімдік дүниесіне қажетті элементтердің бірі. Мыстың адам ағзасындағы мөлшері жетіспесе қаназдыққа соқтырады. Ал өсімдіктердің жеміс беруі нашарлайды.

CuSO₄ 5Н₂О- тотияйын ветеринарияда, өсімдік шаруашылығында пайдаланылады.

Cu(NO₃)₂ 3Н₂О -мыстан жасалған бұйымдарды жасанды жолмен ескірту үшін қолданылады.

Мыстың қосылыстарын жалынның түсін қанық көк – жасыл түске бояуы арқылы анықтаймыз. Аммиак суын мыс тұздарына қосқанда көк- күлгін түс түзіледі.

Мыс иондарын анықтау үшін қолданылатын ең қарапайым тәсіл оның гидроксид иондарымен көгілдір тұнба түсуі:

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂ көгілдір тұнба

§9 Мырыш

Периодтық жүйедегі орны

Мырыш Zn IV периодтың II топшаның қосымша топшасының элементі; атомдық 30, олай болса ( Мырыш атомының электрондық құрылысы:1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶3d¹⁰4s²; валенттілік электрондары 3d¹⁰4s², қосылыстарында тұрақты II валентілік және 0, +2 тотығу дәрежесін көрсетеді.

Табиғатта таралуы

Мырыш көбінесе қосылыстар күйінде кездеседі: ZnS мырыш алдамшысы, сфалерит, ZnCO₃- мырыш шпаты,

смитсонит, ZnO - мырыш оксиді. Мырыш қосылыстары полиметалды кендер құрамында болады, олар шығыс, оңтүстік және орталық өңірлерде көптеп таралған.

Алынуы

Мырыш сульфидін өртеп металл оксиді алынады, ол әрі қарай көмірмен тотықсыздандырылады.

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

ZnO + C = Zn + CO

немесе ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O әрі қарай ZnSO₄ерітіндісін электролиз дейміз (гидрометаллургия, электрометаллургия). Мырыш біздің елімізде Өскемен қорғасын-мырыш АҚ-да, Шымкентте өндіріледі.

Физикалық қасиеті

Мырыш - күмістей ақ түсті, қайнау температурасы 906 ⁰С, балқу температурасы 419 ⁰С, =7,1 г/см³ металл. Ылғал ауада оңай тотығып металдық жылтырын жоғалтады. Себебі оксидтік қабыршақпен қапталады, 100 -150 ⁰С, оңай созылады. Онша қатты емес, электрөткізгіштігі күміс көрсеткішінің 25 %-ындай.

Химиялық қасиеті

Мырыш химиялық белсеңді металл , ауада қыздырғанда жасыл жалынмен жанып, ақ түсті мырыш оксидін береді:

2Zn + O₂ = 2ZnO

А) жай заттармен әрекеттесуі:

хлормен, күкіртпен қыздырғанда әрекеттеседі:

Zn + Cl₂ = ZnCl₂

Zn + S = ZnS

Ә) күрделі заттармен әрекеттесуі:

тотықсыздандырғыш қышқылдармен және сұйық H₂SO₄ әрекеттескенде олардың құрамының сутегін ығыстырады:

Zn + HCl = ZnCl₂ + H₂

Zn + H₂SO_4
(c)= ZnSO₄ + H₂

Тотықтырғыш қышқылдармен:

Zn + 2H₂SO_4(k) = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Zn + 4HNO_3(k) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

4Zn + 10HNO₃₍_{өте
сұйық)}= NH₄NO₃ + 4Zn(NO₃)₂ + 3H₂O

Екідайлы оксид пен гидрооксид түзетін болғандықтан мырыш натрий гидрооксидінде ериді:

Zn + 2H₂O + 2NaOH _(c) = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

натрийдің тетра-

гидроксоцинкаты

Zn + 2NaOH _(қ)= Na₂ZnO₂ + H₂

Ерітінділерінің өзінен химиялық белсенділігі төмен металдарды ығыстырып шығарады:

Zn + 2AgNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2Ag

Мырыштың қосылыстары

Оксиді

ZnO –мырыш сульфидін өртеу арқылы алынады, екідайлы оксид; қышқылдарда да, негіздерде де ериді, ақ түсті ұнтақ.

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH +H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

Қышқылдық және негіздік оксидтермен де әрекеттеседі:

ZnO + CO₂ = ZnCO₃

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO₂натрий цинкаты

Гидроксиді

Zn(OН)₂ ақ түсті лай түрінде мырыш тұздарына сілті ерітіндісін жайлап қосқанда түзілетін екідайлы қосылыс.

ZnSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Zn(OH)₂

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2KOH = K₂[Zn(OH)₄]

Мырыш гидрооксиді аммиакта еріп,кешенді қосылыс түзеді.

Zn(OH)₂ + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄](OH)₂

Тұздары

Мырыштың сульфиді, силикаты, карбонаты және фосфатынан басқа тұздары суда жақсы еритін заттар. Мырыштың ерімтал тұздары тұздарға тән барлық реакцияларға түседі:

негізбен ZnCl₂ + 2NaOH = Zn(OH)₂ + 2NaCl

тұзбен ZnCl₂+ (NH₄)₂S = ZnS + 2NH₄Cl

_{қышқылмен
ZnCO}₃ + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O + CO₂

Мырыш және оның қосылыстарының қолданылуы

Мырыш жемірілуден (коррозиядан) қорғаушы металл, құймалары баспа әріптерін дайындау үшін қолданылады.

Мырыштың биологиялық үдерістердің жүруінде өршікті (фермент) ретінде атқарар рөлі зор. Оның қосылыстары тыңайтқыштарға микроэлементтер түрінде қосылады.

ZnO – цинк бояуларының құрамына кіреді, фармацевтикада қолданылады.

ZnCl₂ – металдарды дәнекерлеуде, олардың бетін тазарту үшін.

ZnS- рентген сәулелерінің әсерінен жасыл түс береді, сондықтан жарқырауық циферблат, түсті кинескоптар жасауда.

ZnSО₄– сымдарды мырышпен гальваникалық қаптауда.

ZnCrO₄ – сары түсті бояулар құрамында.

Мырыш қосылыстарынан гидроксидін алып,кобальт нитратымен қосып қыздырғанда жасыл түсті қос оксидтүзілуі арқылы анықталады (ZnO Co₂O₃)_,ал қарапайы тәсілі мырыш гидроксидінің (ақ түсті) екідайлығы болады.

§10 Хром

Периодтық жүйедегі орны. Хром IV периодтың, VI топтың қосымшасының элементі; атомдық нөмірі 24, ондағы . Атомдық массасы 52 .

Атом құрылысы

Электрондарының деңгейлерде орналасуы мынадай:1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶3d⁴4s², валенттілік электрондары 3d⁴4s², хром атомында да 3d⁵4s¹ болып сыртқы деңгейшенің бір электроны үшінші деңгейдің d деңгейшесіне құлап түскен.

Сондықтан қосылыстарындағы валенттіліктері I-ден VI-ға дейін, ал тотығу дәрежелері 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6 аралығында өзгереді, олардың ішінде +2 , +3, +6 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары тұрақты келеді.

Табиғатта таралуы

Хом көбінесе алюминиймен қосарлана жүреді (лағыл және зүбаржат минералдарында ), хромды темір таста (хромитте) FeO Cr₂O₃, қорғасынның қызыл кенінде PbCrO₄ (крокоит). Ақтөбе облысында Хромтау қаласында феррохром зауыты жұмыс істейді.

Алынуы

Таза хромды оның оксидің алюминиймен (алюминотерамия) тотықсыздандырып алады:

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃+ 2Cr

Хромды темір тасты алюминиймен және көмірмен де тотықсыздандыруға болады:

FeO Cr₂O₃ + 4C = Fe + 2Cr + 4CO

3FeO Cr₂O₃ + 8Al = 3Fe + 6Cr + 4Al₂O₃феррохромалынады

Физикалық қасиеттері

Хром ауыр ( = 7,2 г/см³), морт, жылтыр, қатты металл,t⁰_балқу= 1890 ⁰С, t⁰_қайнау=2680 ⁰С. Электр және жылуөткізгіштігі төмен болып келеді. Қоспалары механикалық қасиеттерін нашарлатады.

Химиялық қасиеттері

Хром қосылыстарында айнымалы валенттілік көрсетеді, соның ішінде ең тұрақты күйі III валенттілігіне сәйкес қосылыстары.

А) жай заттармен әрекеттесуі.

Суық күйінде хром реакцияласуға тым бейім емес, ал қыздырғанда оттегімен, хлормен, күкірпен, азотпен қосыла алады.

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃

2Cr + 3S = Cr₂S₃(тек құрғақ күйінде болады)

2Cr + N₂ = 2CrN

Ә) күрделі заттармен әрекеттесуі.

Хром қыздырғанда қышқылдарда ериді:

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂ (реакция ауасыз ортада жүреді)

2Сr + 3H₂SO_4
(c) = Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂

күлгін ұнтақ

ХромII- валентті қосылыстары тұрақсыз, оңай тотығады:

4СrCl₂ + O₂ + 4HCl = 4CrCl₃ + 2H₂O

Азот қышқылы және патша сұйқтығында суықта хром мүлдем әрекеттеспейді, себебі бәсеңсиді, яғни оксидтік қабыршақпен қапталады. Ал қыздырғанда өте баяу әрекеттеседі.

Хром қосылыстары

Оксидтері мен гидроксидтері

CrO-қара, Cr₂ O₃– жасыл, CrO₃ – қызылсары. CrO – негіздік оксид, оған Cr(OH)₂ – негіз сәйкес келеді.

Cr₂ O₃екідайлы оксид, оған негіз Cr(OH)₃ және қышқыл HCrO₂ сәйкес келсе, Cr O₃қышқылдық оксид, оған H₂CrO₄ – хром қышқылы және H₂Cr₂O₇– қос хром қышқылы сәйкес келеді. Хром (III)оксидін зертханада мынареакция бойынша алады:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

Cr₂ O₃ – суда ерімейді, қышқылдарда ериді,ал негіздерде балқытқанда әрекеттесіп, суда еритін хромиттер түзеді:

Cr₂ O₃ + 6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂O

Cr₂ O₃ + Na₂CO₃ = 2NaCrO₂ + CO₂

Cr₂ O₃ + 2KOH = 2KCrO₂ + H₂O

2 + 8KOH + = +

2 4 2 - тотықсыздандырғыш - тотығу

3 6 тотықтырғыш - тотықсыздану

Cr(OH)₃– жасылтым келген, екідайлы гидроксид ; қышқылда да , сілтіде де жақсы ериді:

2Cr(OH)₃+ 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆] кешенді қосылыс натрийдің гексагидроксохроматы (III) түзіледі.

Қыздырғанда айырылады:

2Cr(OH)₃ Cr₂O₃ + 3H₂O

Cr O₃– қанық қызыл түсті, қышқылдық оксид, күшті тотықтырғш, су тартқыш зат, хром ангидриді деп те аталады.

Сумен CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄сары түсті қосылыс

2 CrO₃+ H₂O = H₂Cr₂О₇ қызыл сары түсті

Қышқылдық оксидтердің барлық қасиеттерін көрсетеді.

негіздік оксидпен CrO₃ + MgO = MgCrO₄

негізбен 2CrO₃ + 2KOH = K₂CrO₄ + H₂O

Хром қышқылының тұздары хроматтар, ал қос хром қышқылының тұздары – дихроматтар, олар өзара бір–біріне айнала алады.

2CrO + H⁺ Cr₂O + OH^-

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂О₇+ K₂SO₄ + H₂O

H₂Cr₂О₇+ 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

4CrO₃ + C₂H₅OH + 6H₂SO₄= 2Cr₂(SO₄)₃ + 2CO₂ +9H₂O

Хроматтар, дихроматтар күшті тотықтырғыштар. Зертханада осы мақсатта жиі қолданылады, өйткені бұл қосылыстарда хром ең жоғары тотығу дәрежесінде (+6) болады.

K₂Cr₂О₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

1 2 2 - тотықтырғыш - тотықсыздану

3 6 тотықсыздандырғыш - тотығу

Хром және оның қосылыстарының қолданылуы

Хром –металл бұйымдарды коррозиядан қорғау үшін хроммен қаптауда, болатты асылдандыруда (плиталардың қыздыру сымдары нихром құймасынан жасалған).

Cr₂ O₃– жасыл түсті бояу алуда, тері өңдеуде.

Cr O₃ – тотықтырғыш ретінде.

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ – хром қоспасы, зерханаларда шыны ыдыстарды тазарту үшін, тотықтырғыш ретінде қолданылады.

Хром қосылыстары сары түсті PbCrO₄ тұнбаның түзілу арқылы анықталады.

Cr⁺³ – жасыл, CrO^2- - сары, Cr₂O^2-₇ – қызылсары өздеріне тән түстері бар.

§11 Темір

Периодтық жүйедегі орны

Темір IV периодтың, VIII топтың қосымша топшасының элементі; атомдық нөмірі 26, яғни ядросындағы протондар саны 26, электрондардың саны да 26, атомдық массасы 56, нейтрондар саны 30 ( .

Атом құрылысы

Темір атомының энергетикалық деңгейлерінде 26 электроны былайша бөлінген:

1s² 2s²2p⁶ 2s²2p⁶3d⁶4s²;валенттілік электрондары 3d⁶4s²; темір қосылыстарында II және III валнттілік көрсетеді, тотығу дәрежелері 0, +2, +3.

Табиғатта таралуы Темір кендері табиғатта кең таралған, ол жер қыртысында таралуы бойынша төртінші орында тұр (10.4-кесте).

10.4-кесте.Темірдің маңызды қосылыстары

Минералдың атауы

формуласы

Темірдің мөлшері, %

Пирит

Лимонит

Гематит

Магнетит

FeS₂

Fe₂O₃ n H₂O

Fe₂O₃

Fe₃O₄

~47

~60

~65

~72

Темірдің адамзат тарихындағы оның бір дәуірінің «Темір дәуірі» деп аталуынан-ақ байқауға болады. Жердің өзегі, радиусы 3000 км, Ni/Fe құймасынан тұрады.

Алынуы

Темір өндіру оның табиғи минералдарын тотықсыздандыруға негізделген, тотықсыздандырғыш ретінде C, CO, Al, H₂ қолданылады; барлық реакциялар қыздыруды қажет етеді.

FeO + C = Fe + CO

FeO + H₂= Fe + H₂O

FeO + CO = Fe + CO₂

Fe₂O₃ + 2 Al = 2 Fe + Al₂O₃

Физикалық қасиеттері

Темір ақ сұр түсті, иілгіш, жұмсақ, қыздырғанда оңай созылып соғылатын, тапталғыш, магнитке тартылғыш металл (760 ⁰C). t ⁰_балқу= 3200 ⁰C, t⁰_қайнау=1535⁰C. Электр тогын және жылуды өткізеді.

Химиялық қасиеттері

ᵠ⁰_Fe²⁺_∕
Fe= - 0,44 B. Орташа химиялық белсенді металл.

А)жай заттармен әрекеттесуі.

Ылғал ауада оңай оттанады;

оттекпен 3Fe + 2O₂= Fe₃O₄

күкіртпен Fe + S = FeS

хлормен2 Fe + 3Cl₂ = 2 FeCl₂

ә)күрделі заттармен әрекеттесуі

Қызған темірді су буымен өңдегенде мына реакция жүреді:

3Fe+4H₂O = Fe₃O₄+ 4H₂

Осы реакция сутегін алуда қолданылады. Сұйытылған тотықсыздандырғыш қышқылдармен әрекеттескенде темір (II) тұздары түзіледі:

Fe + 2НCl = FeCl₂+ H₂

Концентрлі тотықтырғыш қышқылдар металдың бетін бәсеңдетеді (пассивтейді). Концентрлі азот қышқылымен қыздырғанда әрекеттеседі.

Fe +6НNO_3(k)= Fe(NO₃)₃+ 3 NO₂ + 3H₂O

1 - тотықсыздандырғыш - тотығу

3 тотықтырғыш - тотықсыздану

4Fe(NO₃)₃

Сұйық азот қышқылымен оңай әрекеттеседі.

Fe +4НNO₃(с) = Fe(NO₃)₃+ NO↑+ 2H₂O

Темір суық сілтілердің әсеріне тұрақты, ал қыздырғанда темірдің беткі қабаты бүлінеді.

Темір тотықсыздандырғыш ретінде металдардың электрохимиялық кернеу қатарында өзінен кейін тұрған металдарды ығыстырып шығарады:

Fe + CuSO₄= FeSO₄ +Cu

Темірдің тотықсыздандырғыштық қасиетін мына реакциядан да көруге болады:

Fe + 2FeCl₃= 3FeCl₂

Темірдің қосылыстары

Оксидтері

FeO, Fe₂O₃, Fe₃O₄

FeO – қара түсті, негіздік оксид, сумн әрекеттеспейді. Қышқылға ериді, сонда мына реакция жүреді:

FeO + Н₂SO₄= FeSO₄+ Н₂O

3FeO + 10НNO₃= 3Fe(NO₃)₃+ NO + 5Н₂O

FeO негіздік оксидке негіз Fe(OН)₂сәйкес келеді. Оны мына реакция бойынша алуға болады:

FeSO₄+ 2NaOH = Fe(OН)₂ + Na₂SO₄

Түзілген ақшыл-көк түстітұнба ауада оңай тотығып күңгірт тартады:

4 Fe(OН)₂+ О₂+ 2Н₂O = 4Fe(OН)₃

Fe₂O₃- темір (III) оксиді,қатты, қызыл-қоңыр түсті ұнтақ зат; негізділігі басымдау екідайлы оксид. Жоғары температурада темір қағына айналады:

6 Fe₂O₃ 4 Fe₃O₄ +О₂

Сілтімен және сілтілік металдарын карбонаттарымен балқытқанда ферритке айналады:

Fe₂O₃+ Na₂CO₃= 2NaFeO₂+CO₂

Fe₂O₃+ 2NaOH = 2NaFeO₂+ Н₂O

Fe₂O₃+ 6HCl = 2FeCl₃+ 3 Н₂O

Ал қышқылдарда (HCl, Н₂SO₄, НNO₃)ериді

4Fe(OН)₃ - темір (III) гидроксиді, суда ерімейтін,қызыл-қоңыр түсті зат.

Fe Cl₃ +3NaOH=Fe(OН)₃ + 3NaCl

2Fe(OН)₃ Fe₂O₃+3 Н₂O

Тұздары

Fe Cl₂, Fe Cl₃ –хлоридтері (II), (III)

Fe SO₄ 7 Н₂O – темір купоросы.

Темір (II,III) тұздары гидролизденеді, егер олар ерімтал болса:

Fe Cl₃ + НОН = Fe(OН) Cl₂ +Н Cl ортасы қышқылдық

темір (III) гидрохлориді

Fe Cl₂ – тотықсыздандырғыш, Fe Cl₃– тотықтандырғыш

2 Fe⁺² Cl₂+ ⁰Cl₂=Fе⁺³ Cl ^-1₃

2 - тотықсыздандырғыш - тотығу

1 тотықтырғыш - тотықсыздану

2FeCl₃ + 2KJ = 2FeCl₂ + J₂ + 2KCl

2 + тотықтырғыш - тотықсыздану

1 тотықсыздандырғыш - тотығу

Темір және оның қосылыстарының қолданылуы

Темір көбінесе құймалар күйінде қолданылады (шойын, болат).

Fe SO₄ 7 Н₂O – темір купоросы, залалсыздандырғыш

Cu SO₄ 5 Н₂O -мыс купоросымен қосып көктеуден сақтау үшін

(NH₄)₂SO₄ FeSO₄ 6Н₂О -Мор тұзы. Аналитикалық химияда тотықсыздандырғыш ретінде;

FeCl₃ 6 Н₂O – қан ұйыту үшін

Fe₂O₃– пигмент ретінде бояу өндірісінде

Fe⁺² , Fе⁺³ – иондары мына реакциялар бойынша анықталады:

3FeCl₂ + 2K₃[Fe(CN)₆] = 6KCl + Fe₃[Fe(CN)₆]₂ турунбул көгі

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] = 12KCl + Fe₄[Fe(CN)₆]₃ берлин көгі немесе темір роданидінің түзілуі бойынша:

FeCl₃+ 3KCNS = Fe(CNS)₃ + 3KCl

қан қызыл түсті

Р- ЭЛЕМЕНТТЕРІНІҢ ПЕРИОДТЫҚ ЖҮЙЕДЕГІ ОРНЫ. АТОМ ҚҰРЫЛЫСЫНЫҢ ЕРЕКШЕЛІКТЕРІ

р - элементтері III - VIII топтардың негізгі топшаларында орналасқан. Олардың валенттілік электрондарының формулалары ns²np^1-6 мұндағы n >3-7. Сыртқы қабаттарындағы электрондарының саны топ нөміріне сәйкес келеді. (сутектен басқалары үшін).

Период бойынша атом радиустары біртіндеп кемиді, иондау энергиялары, электронтартқыштықтары, электртерістіліктері артады. Осыған байланысты элементтердің тотықтырғыштық қасиеттері де артады.

Ал, топ бойынша атомдық радиустары артқандықтан иондану энергияларының, электронтартқыштықтарының, электртерістіліктерінің мәндері жоғарыдан төмен қарай кемиді. Осы себептен элементтердің тотықтырғыштық қасиеттері кеміп, тотықсыздандырғыштығы артады.

р-элементтерінің валенттіліктері сыртқы қабаттағы s - және p- электрондарының санымен анықталады. Жоғарғы валенттіліктері мен оң тотығу дәрежелері топ нөміріне сәйкес келеді. Аталған элементтердің теріс тотығу дәрежелерінің мәндері период бойынша басынан соңына қарай төрттен бірге қарай кемиді.

Мысалы, мышьяктың валенттілік электрондарының құрылысын қарастырайық:

валентілік электродтары 4 ²4р³. Негізгі жағдайда байланысқа түсетін электрон саны үшеу болғандықтан валеттілігі III, ал тотығу дәрежесі -3, 0, +3, (AsH₃ As, As₂O₃)қозған жағдайда беске жетеді, себебі дара электрондар саны бесеу. Сонда оның тағы бір оксиді As₂O₅.

Мышьяк оксидтері қышқылдық. Оларға қышқылдар сәйкес келеді:

Н₃ AsO₃ Н₃ AsO₄

_{орто-мышьякты
қышқыл орто-мышьяк қышқылы}

§12 III А топша элементтерінің сипаттамасы

III-А топшасында бор В, алюминий Аl, галий Ga, индий In, талий Tl элементтері орналасқан. Олардың жоғары тотығу дәрежелері +3, ал талий үшін +1 тотығу дәрежесі тән болады. Себебі сыртқы деңдейдің р-деңгейшесіндегідара электронның бөлініп шығуы атом радиусының артуы себепті оңайлайды. Осы заңдылық басқа топтардың р элементтері үшін де сақталады.

III-А топша элементтерінің жоғарғы оксидтерінің жалпы формулалары Э₂О₃, гидроксидтердің формулалары Э(ОН)₃.

Ал, осы топшада орналасқан элемент бордың гидроксиді қышқылдық қасиет көрсетеді Н₃ВО₃(Н₂В₄О₇). Бордан кейінгі элемент алюминийдің гидроксиді екідайлылық көрсетсе, қалған элементтердің гидроксидтерінің негіздік қасиеттері басымырақ келеді (TlОН – күшті негіз).

10.5-кесте. Элементтер және жай заттардың сипаттамалары

Элемент	Валенттілік электрондарының формуласы	Элемент			Жай зат
Элемент	Валенттілік электрондарының формуласы	Атом радиусы, нм	Электрте-рістілік	Тотығу дәрежесі	Түсі		T⁰, C балқу	T⁰, C қайнау	Салыстырмалы электрөткізгіш-тік, (Hg=1)
B	2s²2p¹	0,083	2,01	+3	қара	2,34	2300	3658
Al	3s²3p¹	0,143	1,47	+3	күмістей ақ	2,70	660	2467	33,3
Ga	4s²4p¹	0,122	1,82	+3	ақ-сұр	5,91	29,8	2227	2,3
Zn	5s²5p¹	0,163	1,49	+3	күмістей ақ	7,30	156	20760	11,4
Tl	6s²6p¹	0,170	1,44	+1,+3	күмістей ақ	11,85	304	1457	4,8

§13 Алюминий

Периодтық жүйедегі орны

Алюминий III периодтың, III топтың негізгі топшасының элементі.

Атом құрылысы

Атомдық нөмірі 13, сондықтан ₌13, е=13, , атомдық массасы 27 ; электрондардың электрондық қабаттарда орналасуы төменгідей:

1s²2s²2p⁶3s²3p¹; валенттілік электрондары 3s²3p¹.

Табиғатта таралуы

Алюминий – табиғатта таралуы бойынша үшінші орнында тұр, ол химиялық белсенді металл болғандықтан таза күйінде кездеспейді, табиғатта кең таралған минералдарыалюмосиликаттар, олар жер қыртысының негізгі бөлігі; бокситтер (Al₂O₃ H₂O), каолин (Al₂O₃ 2 SiO₂ 2 H₂O), криолит (Na₃AlF₆), корунд (кристалдық күйі), слюдалар.

Алюминий минералдарынң қоры Батыс Қазақстанда Мұғалжар тауының шығысындағы Талды-Ащысай мекенінде, Торғай өңірінде кездеседі.

Алынуы

Алюминийді оның оксидінің криолитпен балқындысын, электролизін жүргізіп алады:

_2Al₂O₃ 4Al + 3O₂

Физикалық қасиеттері

Алюминий күмістей ақ, жеңіл , иілгіш, созылғыш, тапталғыш металл; _балқу=660⁰C, _қайнау=2520⁰C . Алюминий электр тогы мен жылудыөте жақсы өткізеді.

Химиялық қасиеттері

Металдардың электрохимиялық кернеу қатарында алюминий сілтілік және сілтілік –жер металдарынан кейін орналасқан. Бірақ алюминий беті өте берік оксидтік қабатпен қапталатындықтан, беткі қабаты тотығып күнгірт тартады да, ауада біршама тұрақты күйге көшеді. Ал енді оксидтік қабатынан тазартылған алюминий химиялық белсенді металдың қасиетін көрсете алады.

а) жай заттармен әрекеттесуі

Ұнтақ күйіндегі алюминий көптеген бейімталдармен (O₂, Cl₂, S, I₂, C) қыздырғанда оңай әрекеттеседі, әріқарай реакция жылу бөле өздігінен жалғасады:

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃(бромиді)

2Al + 6O₂ = 2Al₂O₃(оксиді)

2Al + 3J₂ = 2AlJ₃(иодиді)

2Al + 3N₂ = 2AlN₃(нитриді)

2Al + 3C = Al₄C₃(карбиді)

2Al + 3S = Al₂S₃(сульфиді)

ә) күрделі заттармен әрекеттесуі

Оксидтік қабатынан тазартылған алюминий сумен сутегі бөле әрекеттеседі.

2Al + 3HOH = 2Al(OH)₃ + H₂

Алюминий металдардың белсенділік қатарында өзінен кейін тұрған металл оксидтерімен әрекеттескенде тотықсыздандырғыш ретінде қолданылады (алюминотерамия). Бұл әдісті 1894 жылы таза күйінде металл алу үшін Гольдшмидт ұсынған.

2Al + Cr₂O₃ = 2Cr + Al₂O₃

Қышқылдармен тұз түзе әрекеттеседі

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3 H₂

Алюминий натрий гидроксидімен де әрекеттесе алады, себебі оның оксиді мен гидроксиді екідайлы. Сулы ерітіндіде кешенді қосылыс сутегі бөлінеді.

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

натрийдің тетрагид-

роксоалюминаты

Сұйтылған күкірт қышқылымен әрекеттескенде сутегі бөлінеді:

2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Ал сұйық азот қышқылы салқын күйінде алюминийді бәсеңсітеді (пасситейді), қыздырғанда мына рекация жүреді:

8Al + 30HNO₃(сұйытылған) = 8Al(NO₃)₃ + 3N₂O + 15H₂O

Алюминийдің қосылыстары

Оксиді Al₂O₃глинозем (ұсақ кристалды), корунд (қатты кесек кристалды)

О = Al – O – Al = O

Зертханада алюминий оксидінің түзілуін мына реакция барысында көруге болады: алюминидің бетіне сынаптың ерімтал тұзын тамызып алып, сол жерді сүзгі қағазбен тазартып сүрткенде:

2Al + 3HgCl₂ = 2AlCl₃ + 3Hg

Бөлінген сынап алюминийді ерітіп амальгама (құйма) түзеді (Al_nHg_m). Сонда алюминийдің беті әбден тазарып, ауадағы оттегінің әсерінен тотыға бастайды да Al₂O₃ақ ұлпа күйінде «өсіп» шығады:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

немесе 2Al(OH)₃ Al₂O₃ + 3H₂O реакция бойынша аламыз.

Алюминий оксиді екідайлы қасиет көрсетеді.

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH 2NaAlO₂ + H₂O

Al₂O₃ + Na₂CO₃ 2NaAlO₂ + CO₂

Ерімейтін оксид ұшқыш оксидті тұздан ығыстырып шығарып тұр.

Гидроксиді Al(ОН)₃ ақ түсті іркілдек зат, қыздырғанда айырылады.

Алынуы: AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃ + 3NaCl

Алюминий гидроксиді екідайлы гидроксид:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Тұздары - алюминийдің фториді мен фосфатынан басқа тұздары ерімтал тұздар.

Алюиний гидроксиді әлсіз негіз болғандықтан оның тұздары оңай гидролизденеді:

AlCl₃ Al³⁺ + 3Cl^-

Al³⁺ + HOH = Al(OH)²⁺ + H⁺ортасы қышқылдық, себебі

ертіндіде Н⁺ жинақталады

AlCl₃ + HOH = Al(OH)Cl₂ + HCl сондықтан олар сулы, ертіндіде

бола алмайды

Алюминий карбонаты мен сульфиді толық гидролизденеді.

Алюминийдің және оның қосылыстарының қолданылуы

Алюминий – конструкциялық материал, оның құймалары жеңіл келеді; пирометаллургияда тотықсыздандырғыш ретінде;

Дюралюмин - ~ 5 % Cu, ~ 2 % Mg, ~ 93 % Al, ұшақ құрылысында;

Алюминийлі қола –негізі мыс, ~ 5 %-ға дейін Al сары бояулардың түсбергіші, үсақ тиіндар жасау үшін.

Al + Fe₃O₄ – термит, болат бұйымдарды пісіріп біріктіру үшін;

Al₂O₃ – қатты күйінде корунд, тегістегіш, тазалағыш зат ретінде; қоспалары болса түсті келеді, олар әшекейлік бұйымдар жасауда қолданылады;

Al₂(SO₄)₃ - Коагулянт суды тазартуда, уақытша кермектікті жою үшін;

KAl(SO₄)₂ 12H₂O- Ашудастар, тері және мата өндірісінде қолданылады;

Al(CH₃COO)₃- aцетаты отқа және суға төзімді маталар дайындауда.

AlCl₃- oрганикалық синтезде катализатор ретінде кеңінен қолданылады.

§14 IV А ТОПША ЭЛЕМЕНТТЕРІНІҢ ЖАЛПЫ СИПАТТАМАСЫ

IV А топшасында көміртек С, кремний Si, германий Ge, қалайы Sn, қоғасын Pb элементтері орналасқан. Көміртек пен кремний типтік бейметалдарға жататын элементтер, ал қалғандары германий топшасын құрайды.

Сыртқы деңгейлерінің электрондық формулалары ns² np², осы электрондарымен валентіліктері II, IV, тотығу дәрежелері 0, +2, +4 (көміртек пен кремнийге -4), ал қорғасын үшін +2, +4 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары тұрақты келеді.

Жай заттардың металдық қасиеттері көміртектен қорғасынға қарай артады.

Көміртек төрт түрлі аллотропиялық күйде бола алатын бейметалл, ал қалайы мен қорғасын металдар болса, кремний мен германий осылардың аралығынан орын алады.

10.6-кесте. Көміртек топшасы элементтерінің кейбір қасиеттері.

Элементтің таңбасы мен атауы	Реттік нөмірі	Атом радиусы, нм	Валенттілік электронда-рының фор-муласы	Салыстыр-малы электрте-рістілігі	Қосылыс-тарындағы тотығу дәрежелері
Көміртек (С)	6	0,077	2s²2p²	2,50	+4,+2,-4
Кремний (Si)	14	0,134	3 s²3p²	1,74	+4,+2,-4
Германий (Ge)	32	0,139	4 s²4p²	2,02	+4,-4
Қалайы (Sn)	50	0,158	5 s²5p²	1,72	+4,+2
Қорғасын (Pb)	82	0,175	6s²6p²	1,55	+4,+2

Топ бойынша жоғарыдан төмен қарай атомдық радиустар өседі, сондықтан иондану энергиялары мен электрон тартқыштық қасиеттері артады.

Оксидтері

СО мен (SiО) – тұз түзбейтін оксидтер, СО₂ мен SiО₂- қышқылдық оксидтер.

GeO, SnO PbO-негіздік қасиеттері басымдау екідайлы оксидтер, негіздік қасиеттері Ge Pb қарай артады.

GeO₂, SnO_2, PbO₂– екідайлы оксидтер болса, оларға сәйкес гидроксидтері де екідайлы, бірақ олардың қышқылдылығы басымдау келеді.

Ұшқыш сутекті қосылыстарының тұрақтылығы жоғарыдан төмен қарай кемиді;

CH₄ – метан, SiH₄- силан.

Көміртек

Периодтық жүйедегі орны

Көміртек II периодтың IV топтың негізгі топшасының элементі; атомдық нөмірі 6, олай болса көміртек атомының ядросында 6 протон және 6 нейтрон бар; атомдық массасы 12 электрондарының жалпы саны да 6-ға тең( ).

Электрондық құрылысы

Электрондардың энергетикалық деңгейлерде орналасуы 1s² 2s²2p², валенттілік электрондары 2s²2p².

Табиғатта таралуы жөнінен көміртек он үшінші орнында тұр, ол бос күйінде де (алмаз бен графит) қосылыстар күйін де кездеседі. Тас көмірдің 80-90 % көміртек, мұнай, табиғи және мұнайға серік газдар да көміртекке бай қосылыстар. Жер қыртысында көптеген карбонатты минералдар кездеседі . СаСО₃ –кальцит, мәрмәрдің, бордың, ізбес тасының негізін құраушысы; доломит СаСО₃ MgCO₃; магнезит MgCO₃; витерит BaCO₃; стронцианит SrCO₃; малахит Cu₂CO₃(OH)₂ ; сидерит FeCO₃ және т.б.

Көміртек элементі тірі материяның негізгі құраушылардың бірі. Олардағы көміртек атомының ерекшелігі -өзара байланыса алады.

Антрацитте 85-95 % С, шымтезекте 50-60 % көміртек бар.

Қазақстанда көмір кендері орталық және батыс аймақтарда көптеп таралған.

Алынуы

Көміртек кокс түрінде (86 % С) көмірді ауасыз ортада айдағанда түзіледі.

Физикалық қасиеттері

Көміртек, алмаз, графит, карьин, фуллерен сияқты аллотропиялық түрлерінде болады. Олардың өзара айырмашылығы көмірек атомының гибридтену типіне байланысты. Алмазда sp³, графит пен фуллеренде sp² , ал карбинде sp болады:

Күйе көмірсутектерді ауа жетпегеде қыздырғанда түзіледі.

Химиялық қасиеттері

жай заттармен әректтесуі

Қыздырғанда көміртек сутекпен, оттекпен, галогендермен, металдармен әрекеттесе алады:

C + O₂ CO₂(көміртек (IV) оксиді)

2С + Са СаС₂( кальций карбиді)

3C + 4Al Al₄C₃ (алюминий карбиді)

С + 2Сl₂ CCl₄(төрт хлорлы көміртек)

С + 2S CS₂(күкіртті көміртек)

ә) күрделі заттармен әректтесуі

Жоғары температурада су буымен әрекеттескенде су газы түзіледі.

С + H₂O = CO + H₂ (су газы)

Концентрлі тотықтырғыш қышқылдар көміртекті оксидіне (IV) дейін тотықтырады:

С + 4HNO₃ (к) = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄ (к) = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

Көміртек кейбір оксидтер мен де әрекеттеседі.

2C + CO₂ = 2CO(иіс газы). Бұл үдеріс домна пешінде жүреді.

3C + CaO = CaC₂ + CO

C + CuO = Cu + CO

Бұл реакцияларда көміртек –тотықсыздандырғыш.

КӨМІРТЕКТІҢ ҚОСЫЛЫСТАРЫ

Оксидтері

СО көміртек (II) оксиді, иіс газы, суда ерімейтін, иіссіз, түссіз газ; тұз түзбейтін оксид, реакцияға түсуі өте төмен.

Өндірісте көмірқышқыл газын кокспен тотықсыздандырып алады, ал зертханаларда құмырсқа қышқылын концентрлі күкірт қышқылының қатысында сусыздандырып алады.

H-C=O H₂O + CO

Химиялық қасиеттері

Көбінесе тотықсыздандырғыш ретінде қолданылады.

C⁺²O + Cl₂⁰ = C⁺⁴OCl₂^-1 фосген – улы зат

тотықсыздандырғыш-тотығу

тотықтырғыш-тотықсыздану

2СО + O₂= 2CO₂

CO + Fe₃O₄ = 3FeO + CO₂

_{Ал,
мына реакцияда}

С⁺²- тотықтырғыштық қасиет көрсетеді.

1 тотықтырғыш – тотықсыздану

2 тотықсыздандырғыш – тотығу

Катализатор қатысында натрий гидроксидімен әрекеттескенде натрий формиаты түзіледі. Осы мысалға қарап, көміртек (II)оксидін тұз тұзбейтін оксидтер қатарынан шығаруға болады.

CO + NaOH H-C=O

ONa

СО₂ – көміртек (IV) оксиді, көмірқышқыл газы, қатты күйінде құрғақ мұз деп аталады, қышқылдық оксид.

Көміртек атомының электрондарының СО₂ молекуласындағы гибридтену типі sр.

Молекуласында екі π байланыс бар: O C O

Молекула полюссіз, симметриялы, байланыс бұрышы 180 ⁰.

Алынуы

CaCO₃ = CaO + CO₂әктәсті айыру арқылы

C + O₂ = CO₂

Физикалық қасиеттері

СО₂– ауадан ауыр, суда жақсы еритін, иіссіз, түссіз, жануды қолдамайтын газ.

Химиялық қасиеттері

Қышқылдық оксид, сондықтан CO₂+ H₂O H₂CO₃оған көмір қышқылы сәйкес келеді.

Көміртек диоксиді қышқылдық оксидтерге тән барлық реакцияларға түседі.

CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃+ H₂O

CO₂ + Na₂CO₃ + H₂O = 2NaHCO₃ассодасы

CO₂ + CaCO₃ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

осы реакцияда көмір (I V) оксиді тотықтырғыш рөлін атқарады, яғни осы газда магний жанады.

1 – тотықтырғыш – тотықсыздану

2 –тотықсыздандырғыш – тотығу

Көмір қышқылы және оның тұздары

Көмір қышқылы тек ерітіндіде болатын екі негізді әлсіз қышқыл

H₂CO₃ H⁺ + HCO^-₃

H CO^-₃ H⁺ + CO^2-₃

H₂CO₃ 2H⁺ + CO^2-₃

Көмір қышқылы екі түрлі тұздар түзеді, карбонаттар (Na₂CO₃, CaCO₃), және гидрокарбонаттар (NaHCO₃, Ca(HCO₃)₂).

Аммоний мен сілтілік металдар карбонаттарынан басқа тұздар суда нашар ериді, ал гидрокарбонаттарынан сілтілік –жер металдардың тұздары ерімтал келеді. Олар суға уақытша кермектілік береді, суды қайнату арқылы ол тұздарды айыруға болады.

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Сондықтан ыдыстың түбіне қақ тұрады, бұл әсірісе бу қазандарында тиімсіз құбылыс, энергияның артық шығынын туғызады

Карбонаттар ішіндегі ерімталдары оңай гидролизденеді:

Na₂CO₃ 2Na⁺ + CO^2-₃

HOH H⁺ + OH^-

CO^2-₃ + HOH = HCO^-₃ + OH^-

Карбонат анионға әк сүті реактив болады:

CO^2-₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O

Көмір және оның қосылыстарының қолданылуы

Алмаз- тегістегіш, бұрғылағыш бұйымдар дайындауда, қырланған алмаз – гауһар тас деп аталады, ол ең бағалы әшекей зат. Алмаз жылу мен электр тогын өткізбейді.

Графит – электродтар жасауда, токты жақсы өткізеді, жұмсақ болғандықтан қарындаштардың өзектерін жасауда;

Кокс – металлургияда тотықсыздандырғыш ретінде;

СО –тотықсыздандырғыш ретінде домнада;

СО + Н₂ - су газы ретінде;

СО₂- инертті орта жасау үшін , өрт сөндіруде, карбамид (CO(NH₂)₂) алуда, газдалған сусындар әзірлеуде, суытқыш зат ретінде, жылыжайлардағы өсімдіктердің өсіуін тездету үшін;

Na₂CO₃∙10H₂O – ақ ұнтақ, кристалдық сода, ол шыны, сабын өндірісінде пайдаланылады. NaHCO₃ – ас содасы, наубайханаларда қопсытқыш ретінде;

K₂CO₃– сақар, сабын алуда, химиялық шыны алуда;

CaCO₃– бағалы құрылыс және мүсін дайындауда қолданылатын зат. Ол Маңғыстауда ұлу кіреукесі (ракушечник) сияқты күйде кездеседі.

15 КРЕМНИЙ

Периодтық жүйедегі орны

Кремний III периодта, I V топтың негізгі топшасында орналасқан; атомдық нөмірі 14, сондықан =14, е = 14, =14,салыстырмалы атомдық массасы 28( .

Электрондық құрылысы

1s²2s²2p⁶3s²3p², валенттілік электрондары 3s²3p².

Табиғатта таралуы

Жөнінен кремний оттектен кейінгі екінші орында тұр, тек қосылыстар (оксидтер, силикаттар) күйінде кездеседі. Кремнийдің кені біздің елде Торғай өңірінде таралған.

Алынуы

Кварц пен коксты электр пештерінде қыздыру арқылы алады:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO

Зертханада құмнан магниймен тотықсыздандырып алады:

SiO₂ + 2Mg = 2MgO + Si

Физикалық қасиеттері

Кремний қара түсті, металдық жылтыры бар, морт, жартылай өткізгіш зат.

Кристалдық кремнийдің t⁰_балқу= 1420⁰ , t⁰_қайнау=2620⁰электрөтгізгіштігі температураны арттырған сайын өсетін зат; ал аморфты кремний қоңыр түсті, реакцияға оңайырақ түсетін ұнтақ.

Химиялық қасиеттері

А) жай заттармен әрекеттесуі

Бөлме температурасында едәуір салғырт элемент , ал қыздырғанда оттегімен, хлормен, броммен әрекеттесе алады:

Si + O₂ = SiO₂оксиді

Si + 2Cl₂ = SiCl₄хлориді

Si + 2Br₂ = SiBr₄бромиді

Ал фтормен кәдімгі жағдайда ұшқыш қосылыс түзе әрекеттеседі:

Si + 2F₂ = SiF₄фториді

Si + C = SiCкорборунд, алмаздан кейінгі орнында тұрған қатты зат.

Si + 2Mg = Mg₂Si силциді

Ә) Күрделі заттармен әрекеттесуі

Кремний балқытқыш қышқыл мен азот қышқылдарының қоспасында ғана ериді:

3Si⁰ + 18 HF + =

3 тотықсыздандырғыш – тотығу

4 _N+5тотықтырғыш – тотықсыздану

Кремний сілтілердің ерітіндісімен жақсы әрекеттеседі:

Si + 2KOH + H₂O =

1 _Si0тотықсыздандырғыш – тотығу

2 тотықтырғыш – тотықсыздану

КРЕМНИЙ ҚОСЫЛЫСТАРЫ

Оксиді SiO₂, құм, кремний диоксиді, силикагель, кремнезем күйінде кездеседі. Тау хрусталі мен кварц SiO₂ - нің химиялық таза түрі. . SiO₂– жоғары полимерлі зат.

Қышқылдық оксид: SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CO₂

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O құм балқытқыш

қышқылда ериді, сондықтан балқытқыш қышқылды шыны ыдыстарда сақтауға болмайды.

Кремний қышқылы

Н₂SiO₃ – метакремний қышқылы

Н₄SiO₄– ортокремний қышқылы

H₂SiO₃ – іркілдек, екі негізді, әлсіз, тұрақсыз қышқыл, коллоидты ерітінді түзеді.

H₂SiO₃= H₂O + SiO₂

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl осы реакция бойынша алынады

ерімтал шыны немесе

силикатты желім

Сілтілік металдардың силикаттары оңай гидролизденеді, ортасы негіздік болады.

Кремний және оның қосылыстарының қолданылуы

Кремний – силикондар , фотоэлементтер алу үшін.

SiO₂– кварц шынысын, фарфор алуда; тау хрусталі күйінде оптикалық құралдар өндірісінде,

SiC – карборунд, үшкіш, тегістегіш зат ретінде

Na₂SiO₃, K₂SiO₃- ерімтал шыны , желім, отка төзімді материалдар алуда.

Силикаттар - бағалы құрылыс материалдарын алуда қолданылатын шикізаттар.

Бұл тараудан (Х) не білдіңіз?

1.Металдар мен бейметалдардың периодтық жүйедегі орны.

2.Металдар және бейметалдардың физикалық, химиялық қасиеттері.

3.Металдар мен бейметалдардың табиғатта таралуы.

4.Металдар мен бейметалдарды бос күйінде алудың негізгі принциптері.

5.Заттардың агрегаттық күйлері, кристалдық торлар.

6.S – элементтерінің, қосылыстарының химиясы;

а) сілтілік металдар (Na, K)

ә) сілтілік - жер металдар (Ca, Ma)

7. р - элементтерінің, қосылыстарының химиясы; (Al, C, Si)

8.Қосымша топша ( d – элементтері) элементтерінің ( Fe, Cr, Cu, Zn) химиясы.

9.Металдар мен бейметалдардың табиғатта таралуы.

10 .Бос күйінде металдар мен бейметалдарды алудың негізгі әдістері.

11.Тарауға қатысты материалды оқып, білгеннен кейін мына сұрақтардың шешімін таба білу керек;

а) металдар мен бейметалдар қосылыстарында көрсетер тотығу дәрежелерін және ол қосылыстардың тотығу – тотықсыздану реакцияларындағы рөлін анықтай білу;

ә) типтік металдар мен бейметалдардың оксидтері мен гидроксидтерінің қасиеттерін сипаттай білу;

б) элемент атомдарын сипаттайтын шамалардың ( электртерістілік, иондану энергиясы, электронтартқыштық, атом, ион радиустары) период және топ бойынша өзгерістеріне дәлелдеме таба білу;

в) заттардың (жай, күрделі) алынуы мен қасиеттерін сипаттайтын реакция теңдеулерін жаза білу;

г) сандық есептер шығара білу;

д) заттардың өзгерістері берілген сұлба бойынша реакция теңдеулерін жаза білу.

Материалды Word форматында жүктеп аласыз

Тарифке кіреді

0 ұстаз жүктеп алған

25 сәуір

599

Бұл материалды қолданушы жариялаған. UstazTilegi материалдың мазмұны мен авторлық құқықтарына жауап бермейді. Авторлық құқық бұзылған жағдайда шағым қалдыра аласыз

"Ұстаз" платформасында тіркелген пәндік олимпиадалар

Аттестацияға жарамды екенін көру үшін "Ұстаз" платформасында "Жарыстар, олимпиадалар тізімінен "Ustaz tilegi" деп іздесеңіз шығады

Ұстаздарға арналған олимпиадалар

Оқушыларға арналған олимпиадалар

Тәрбиешілерге арналған олимпиадалар