Քիմիական տարրեր

Սիլիցիում

Posted on February 7, 2023 by Սանոյան Գոհար

Սիլիցիում, գտնվում է տարրերի պարբերական համակարգի 4-րդ խմբի գլխավոր ենթախմբում (3րդ պարբերություն), քիմիական նշանն է Si և ատոմային թիվը՝ 14։ Արտաքին էլեկտրոնային շերտում ունի 4 վալենտային էլեկտրոն՝ ns²np² վիճակում։ Բնորոշ են -4, +2, +4 օքսիդացման աստիճաններ։
Բնական սիլիցիումը բաղկացած է ²⁸Si (92,27 %), ²⁹Si (4,68 %) և ³⁰Si (3,05 %) կայուն իզոտոպներից։ Ստացվել են ²⁷Si (T_½ = 4,5 վրկ), ³¹Si (T_½ = 262 ժ) և ³²Si (T_½ = 700 տարի) արհեստական ռադիոակտիվ իզոտոպները։ Սիլիցիումի միացությունները, որոնք չափազանց շատ են տարածված երկրի վրա, մարդն օգտագործել է դեռ քարի դարում (քարե գործիքներ)։
Բնության մեջ
Թթվածնից հետո սիլիցիումը բնության մեջ ամենատարածված էլեմենտն է։ Նա կազմում է երկրի կեղևի կշռի 1/4 մասը և այնպիսի կարևոր դեր է խաղում անկենդան աշխարհում, որպիսին ածխածինը կենդանի բնության մեջ։ Ի տարբերությոն ածխածնի, սիլիցիումը բնության մեջ ազատ վիճակում չի հանդիպում։ Նրա բազմաթիվ միացությունները կազմում են լեռնատեսակների (գրանիտներ, գնեյսներ, բազալտներ) և հանքերի հսկայական մեծամասնությունը (կվարց, դաշտաշպատներ, փայլար և այլն)։ Ավազը և կավը, որոնք կազմում են հողի հանքային մասը, նույնպես սիլիցիումի միացություններ են հանդիսանում։ Ծովի ջրերում կոնցենտրացիան հավասար է 3 մգ/լ։
Կենդանի օրգանիզմներում սիլիցիումի պարունակությունը փոքր է, գտնվում է հիմնականում կարծր հյուսվածքներում։ Կուտակվում է ծովային որոշ բույսերում (դիատոմային ջրիմուռներ) և կենդանիներում (սիլիցիումեղջրային սպունգներ, ճառագայթավորներ), պարունակվում է նաև երիկամներում, ենթաստամոքսային գեղձում, հացահատիկային բույսերի ցողուններում։ Մարդու մեկ օրվա սնունդը պարունակում է մինչև 1 գ սիլիցիում։ Սիլիկահողի փոշու մեծ պարունակությունն օդում վտանգավոր է՝ առաջացնում է սիլիկոզ։
Ֆիզիկական հատկություններ
Սիլիցիումը մուգ մոխրագույն, բյուրեղական նյութ է, թույլ մետաղական փայլով, հալ․ ջերմաստիճանը՝ 1415 °C, եռմանը՝ 3250 °C, խտությունը՝ 2328 կգ/մ³։ Կիսահաղորդիչ է, էլեկտրա- և ջերմահաղորդականությունը կախված է մաքրության աստիճանից։ Սիլիցիումի սեփական ծավալային տեսակարար էլեկտրադիմադրությունը 2,3•10³ օհմ է, խառնուրդներ պարունակողինը՝ շատ ավելի փոքր։
Դիամագնիսական է, բարձր ճնշումների (120-150 կբար) տակ առաջանում է սիլիցիումի մետաղական ձևափոխությունը, որը գերհաղորդիչ է (անցման կետը 6,7 K)։ Հայտնի է նաև ամորֆ ձևափոխությունը։ Սիլիցիումը p-տարր է, ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 1s² 2s² 2p⁶3s² Зр²։ Միացություններում քառարժեք է, կոորդինացիոն թիվը՝ 4 կամ 6։ Քիմիական կապերն իրականացվում են sp³ հիբրիդային օրբիտալների միջոցով, երբեմն մասնակցում են նաև դատարկ 3 d օրբիտալներից երկուսը։
Փոքր էլեկտրաբացասականություն (1,5) ունեցող ոչ մետաղ է։
Բյուրեղային սիլիցիումը որոշ նմանություն ունի մետաղների հետ․ նա ունի փայլ և էլէկտրահաղորդականություն․ սակայն թթուների հետ այն չի փոխազդում։ Մանրացված սիլիցիումը զգալի չափով տաքացնելիս օդի մեջ բռնկվում է, գոյացնելով սիլիցիումի դիօքսիդ (SiO2)՝ $~{\mathsf {Si+O_{2}\rightarrow \ SiO_{2}}}$
Քիմիական հատկություններ
Սովորական պայմաններում քիմիապես պասիվ է (միանում է միայն ֆտորի հետ)։ Կայուն է թթուների նկատմամբ, լուծվում է ֆտորջրածնական և ազոտական թթուների խառնուրդում, հեշտությամբ՝ ալկալիների տաք լուծույթներում
$~{\mathsf {Si+2NaOH+2H_{2}O\ \rightarrow \ Na_{2}SiO_{3}+2H_{2}\uparrow }}$
Ջրածնի հետ անմիջականորեն չի միանում, սիլաններն ստացվում են սիլիցիդներից։ Սիիցիումը օդում պատվում է օքսիդի պաշտպանիչ շերտով։ 400 °C-ից բարձր տաքացնելիս օքսիդանում է թթվածնում, առաջացնելով սիլիցիումի երկօքսիդ՝ Si0₂։ Si-Օ կապը (իոնական է 50 %-ով) չափազանց ամուր է։ Սիլիցիումի երկօքսիդի հիդրատները՝ սիլիկաթթուները, ջրում վատ լուծվող, թույլ թթուներ են։ Պարզագույնը՝ H₂Si0₃ մետասիլիկաթթուն է։ Սիլիցիումի երկօքսիդը, սիլիկաթթուները և նրանց աղերը անօրգանական պոլիմերներ են, որոնցում սիլիցիումի ատոմները իրար են միացած թթվածնի ատոմների միջոցով։
${\rm {Si+2HNO_{3}=SiO_{2}+NO+NO_{2}+H_{2}O}}$
${\rm {SiO_{2}+4HF=SiF_{4}+2H_{2}O}}$
${\rm {3SiF_{4}+3H_{2}O=2H_{2}SiF_{6}+H_{2}SiO_{3}\downarrow }}$
Բարձր ջերմաստիճաններում ստացվում է SiO բաղադրության օքսիդ, որը կայուն է գազային ֆազում։ Սիլիցիումը միանում է ֆտորի հետ սենյակային պայմաններում, մյուս հալոգենների հետ՝ տաքացնելիս, առա ջացնելով հալոգենիդներ։ SiF₄ գազ է, SiCl₄-ը, SiBr₄-ը՝ հեղուկներ, ՏH₄-ը՝ պինդ, որոնք հիդրոլիզվում են (ստացվում է Si0₂ և հալոգենաջրածին, ջրի հետ SiF₄ փոխազդելիս առաջացնում է H₂SiF₆)։

Քիմիական տարրեր

Կալցիում

Posted on February 7, 2023 by Սանոյան Գոհար

Կալցիում (լատ.՝ Calcium), պարբերական համակարգի երկրորդ խմբի գլխավոր ենթախմբի քիմիական տարր, որի նշանն է Ca և ատոմային համարը՝ 20։ Այն գտնվում է պարբերական համակարգի 2 խմբի գլխավոր ենթախմբում։ Ատոմների արտաքին էլեկտրոնային թաղանթում ունեն 2 էլեկտրոն ns² վիճակում։ Ամենաշատ տարածված մետաղներից է, կազմում է երկրակեղևի 3%-ը։
Ունի 6 կայուն իզոտոպ՝ ⁴⁰Ca (96, 97 %), ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, ⁴⁶Ca և ⁴⁸Ca: Կալցիումի միացություններից կրաքարը, մարմարը, գիպսը, ինչպես նաև կրաքարի այրման վերջնանյութ կիրը դեռևս հնագույն ժամանակներում կիրառվել են որպես շինանյութ։
Բնության մեջ
Բնության մեջ զգալի քանակներով հանդիպում է կալցիումի ֆոսֆատը՝ Ca₂(PO₄)₂, որից ստանում են սպիտակ ֆոսֆոր, ֆոսֆորական թթու և ֆոսֆորական պարարտանյութեր։
Ֆիզիկական հատկություններ
Կալցիումը սպիտակ արծաթափայլ, փափուկ մետաղ է։ Հայտնի է ալոտրոպիկ երկու ձևափոխությամբ։ α-ձևի խտությունը 1540 կգ/մ³ է (20 °C-ում)։ 464 °C-ից բարձր կայուն է β-ձևը, հալման ջերմաստիճանը՝ 851 °C: Բարձր մաքրության կալցիումը պլաստիկ է, լավ մամլվում է, գլոցվում և հեշտությամբ մշակվում կտրումով։
Քիմիապես շատ ակտիվ է, միացություններում՝ երկարժեք։ Սովորական ջերմաստիճանում կալցիումը հեշտությամբ փոխազդում է օդի թթվածնի և խոնավության հետ, դրա համար էլ այն պահում են փակ, հերմետիկ անոթներում կամ հանքային յուղի մեջ։
Քիմիական հատկություններ
Օդում կամ թթվածնի միջավայրում տաքացնելիս կալցիումը բոցավառվում է՝ առաջացնելով հիմնական օքսիդը՝ CaO:
${\mathsf {2Ca+O_{2}\rightarrow 2CaO,}}$
Հայտնի են նաև կալցիումի գերօքսիդները՝ CaO₂ և CaC₄։ Սառը ջրի հետ կալցիումը սկզբում փոխազդում է արագ, հետո փոխազդեցությունը դանդաղում է՝ Ca(OH)₂ թաղանթի առաջացման պատճառով։
${\mathsf {Ca+2H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}+H_{2}\uparrow .}}$
Եռանդուն փոխազդում է տաք ջրի և թթուների հետ՝ անջատելով ջրածին (բացի խիտ HNO₃-ից)։ Ֆտորի հետ փոխազդում է սառը պայմաններում, իսկ քլորի և բրոմի հետ՝ 400 °C-ից բարձր՝ առաջացնելով համապատասխանաբար կալցիումի ֆտորիդ (CaF₂), կալցիումի քլորիդ (CaCl₂) և կալցիումի բրոմիդ (CaBr₂)։
${\mathsf {Ca+Br_{2}\rightarrow CaBr_{2}.}}$
Ծծմբի հետ տաքացնելիս կալցիումը առաջացնում է սուլֆիդ՝ CaS, որը, միացնելով ծծումբ, տալիս է բազմասոււֆիդներ (CaS₂, CaS₄ և այլն)։ Չոր ջրածնի հետ փոխազդում է 300-400 °C-ում՝ առաջացնելով հիդրիդ՝ CaH₂։
${\mathsf {Ca+H_{2}\rightarrow CaH_{2},}}$
500 °C-ում կալցիումը և ագուռը տալիս են Ca₃N₂ նիտրիդը։ Սառը պայմաններում ամոնիակի հետ կալցիումը առաջացնում է Ca[NH₃]₄ կոմպլեքս միացությունը։ Օդի բացակայությամբ տաքացնելիս ածխածնի, սիլիցիումի և ֆոսֆորի հետ կալցիումը առաջացնում է, համապատասխանաբար, կարբիդ (CaC₂), սիլիցիդներ (Ca₂Si, CaSi, CaSi₂) և ֆոսֆիդ (Ca₃P₂)։
${\mathsf {Ca+6B\rightarrow CaB_{6},}}$
${\mathsf {3Ca+N_{2}\rightarrow Ca_{3}N_{2},}}$
${\mathsf {Ca+2C\rightarrow CaC_{2},}}$
${\mathsf {6Ca+P_{4}\rightarrow 2Ca_{3}P_{2}.}}$
${\mathsf {2Ca+Si\rightarrow Ca_{2}Si.}}$
Միջմետաղական միացություններ է առաջացնում Al-ի, Ag-ի, Au-ի, Cu-ի և այլ մետաղների հետ։ Արտադրության մեջ կալցիումը ստացվում է երկու եղանակով.
CaO-ի և փոշիացրած Al-ի խառնուրդը 1200 °C-ում, 0,01-0,02 մմ սնդ. ս. ճնշման տակ տաքացնելիս. ${\mathsf {CaO+2Al\rightarrow 3CaO.Al_{2}O_{3}+3Ca}}$
CaCu-ի և KCl-ի հալույթը հեղուկ պղնձա-կալցիումական կաթոդով էլեկտրոլիզի ենթարկելիս ստանում են Cu-Ca (65% Ca) համաձուլվածքը, որից կալցիումը անջատում են՝ թորելով 950-1000 °C-ում, 0,01-0,001 մմ սնդ. ս. ճնշման տակ։ Մաքուր կալցիումը կիրառվում է Ս, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb և մի քանի հազվագյուտ հողային տարրեր իրենց միացություններից վերականգնելու, պողպատները, բրոնզը ն այլ համաձուլվածքներ թթվածնազրկելու, նավթամթերքներից ծծումբը հեռացնելու, օրգանական հեղուկները խոնավազրկելու, արգոնը ազոտի խառնուրդից մաքրելու, էլեկտրավակուումային սարքերում գազեր կլանելու համար։
${\mathsf {CaH_{2}+2H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}+H_{2}\uparrow ,}}$
${\mathsf {Ca_{3}N_{2}+6H_{2}O\rightarrow 3Ca(OH)_{2}+2NH_{3}\uparrow }}$

Քիմիական տարրեր

Մագնեզիում

Posted on February 7, 2023 by Սանոյան Գոհար

Մագնեզիում, պարբերական համակարգի 2 խմբի գլխավոր ենթախմբի քիմիական տարր, որի նշանն է Mg և ատոմային համարը՝ 12։ Ատոմն էլեկտրոնային շերտում ունի ns² կառուցվածքը, այսինքն s-տարրեր են։ Ենթախմբում բոլոր տարերը մետաղական տարրեր են, ատոմային համարի մեծացման հետ մետաղական հատկություններն ուժեղանում են, որը կապված է ատոմների շառավիղի մեծացման և իոնացման էներգիայի փոքրացման հետ։
Բնության մեջ
Մագնեզիումի կլարկն – 1,95 % (19,5 կգ/մ)։ Ընդերքում ամենատարածվածն է, մեծ քանակներով գտնվում է ծովի ջրերում։ Մագնեզիում ստացման հիմնական աղբյուրներն են՝
Ծովի ջուր – (Mg 0,12-0,13 %),
Կառնալիտ – MgCl² • KCl • 6H₂O (Mg 8,7 %),
Բիշոֆիտ – MgCl₂ • 6H₂O (Mg 11,9 %),
Կիզերիտ – MgSO₄ • H₂O (Mg 17,6 %),
Դառն աղ – MgSO₄ • 7H₂O (Mg 16,3 %),
Կաինիտ — KCl • MgSO₄ • 3H₂O (Mg 9,8 %),
Մագնեզիտ — MgCO₃ (Mg 28,7 %),
Դոլոմիտ — CaCO₃·MgCO₃ (Mg 13,1 %),
Բրուսիտ — Mg(OH)₂ (Mg 41,6 %)։
Երկրակեղևում կազմում է մոտ 2%։ Հանդիպում է հիմնականում կարբոնատների (MgCO₃, CaCO₃), սուլֆատների (MgSO₄՝ ծովի ջուր) սիլիկատների և ալյումասիլիկատների ձևով։
Ֆիզիկական հատկություններ
Մագնեզիումը արծաթավուն սպիտակ մետաղ է, վեցանիստ բյուրեղացանցով, բյուրեղացանցի տվյալներն են՝ a = 0,32029 նմ, c = 0,52000 նմ, Z = 2: Սովորական պայմաններում մագնեզիումի խտությունը 20 °C-ում – 1,738 գ/սմ³ է։ Հալման ջերմաստիճանը 650 °C է, իսկ եռման՝ 1090 °C:
Մագնեզիումը կարելի է երկար պահել օդում։
Քիմիական հատկություններ
Փոխազդում է օդի հետ և ազոտի հետ, այս ռեակցիաները միացման են և ուղեկցվում են ջերմության անջատմամբ։
${\mathsf {2Mg+O_{2}\rightarrow 2MgO}}$ 3
${\mathsf {3Mg+N_{2}\rightarrow Mg_{3}N_{2}}}$
Մագնեզիումը տաքացման պայմաններում և ճնշման տակ միանում է ջրածնի հետ՝ առաջացնելով հիդրիդներ։
${\mathsf {3Mg+H_{2}\rightarrow MgH_{2}}}$
Այս հիդրիդները քայքայվում են ջրի ազդեցությամբ՝ ենթարկվելով հիդրոլիզի.
${\mathsf {MgH_{2}+2H_{2}O\rightarrow Mg(OH)_{2}+2H_{2}}}$
Մագնեզիումը փոխազդում է նաև այլ ոչ մետաղների հետ։ Օրինակ՝
${\mathsf {2Mg+Si\rightarrow Mg_{2}Si}}$
${\mathsf {3Mg+S\rightarrow MgS}}$
Լինելով ուժեղ վերականգնիչ փոխազդում է ոչ մետաղների օքսիդների հետ.
${\mathsf {3Mg+SiO_{2}\rightarrow 2MgO+Si}}$
Մագնեզիումը բուռն փոխազդում է թթուների հետ՝ առաջացնելով ջրածին.
${\mathsf {3Mg+H_{2}SO_{4}\rightarrow MgSO_{4}+H_{2}}}$
Օքսիդիչ թթուների հետ փոխազդելիս ջրածին չի անջատվում. ստացվում է մետաղի աղ, ջուր և թթվի վերականգնման արգասիք.
${\mathsf {Mg+12HNO_{3}\rightarrow Mg(NO3)_{2}+N_{2}+6H_{2}O}}$

Քիմիական տարրեր

Բերիլիում

Posted on February 7, 2023 by Սանոյան Գոհար

Բերիլիում (լատ.՝ Beryllium) որի նշանն է Be, տարրերի պարբերական համակարգի 2-րդ խմբի քիմիական տարր, կարգահամարը՝ 4, ատոմական զանգվածը՝ 9,0122:
Բերիլիումը s տարր է, նրա ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կաոուցվածքն է՝ 1s²2s²։
Բնական բերիլումը բաղկացած է միայն ⁹Be կայուն իզոտոպից։ Արհեստականորեն ստացվել են 7-12 զանգվածի թվերով ռադիոակտիվ իզոտոպներ։
Բերիլումը արծաթամոխրագույն, փխրուն մետաղ է, խտությունը՝ 1847,7 կգ/մ³, հալման ջերմաստիճանը՝ 1284 °C, եռմանը՝ 2450 °C, ջերմության լավ հաղորդիչ է։ Ունի շատ բարձր արժեք։
Բնության մեջ
Հազվագյուտ տարր է․ պարունակությունը երկրակեղևում 6-10⁻⁴ զանգվածային % է, ծովաջրում՝ 5-10⁻¹⁰ գ/լ։ Հայտնի են բերիլիումի մոտ 40 միներալներ, գործնական նշանակություն ունի բերիլը, օգտագործվում են նաև քրիզոբերիլը, ֆենակիտը, բերտրանդիտը և այլն։
Բերիլումի հիմնական միացությունները հազվադեպ հանդիպող բերիլ (բյուրեղակն) հանքաքար է՝ 3BeO•Al₂O₃•6SiO₂։ Սովորաբար պարունակում է Fe⁺³ խառնուկը, որը հանքաքարին տալիս է կանաչակապտավուն երանգ։ Բերիլի վառ գունավորաված նմուշները կոչվում են ակքվամարին (ծովակն և զմրուխտ պարունակում է Cr⁺³-ի հետքեր), որոնք ամենաթանկարժեք քարերն են ալմաստից հետո։
Բերիլիումի պարունակությունը ծովի ջրում բավականին ցածր է՝ 6•10⁻⁷ մգ/լ։
Ֆիզիկական հատկություններ
Բերիլիումը․ արծաթամոխրագույն, փխրուն մետաղ է, խտությունը՝ 1847,7 կգ/մ³, հալման ջերմաստիճանը՝ 1284 °C, եռմանը՝ 2450 °C, ջերմության լավ հաղորդիչ է։ Ունի բոլոր մետաղներին գերազանցող տեսակարար ամրություն։ Սառեցնելիս դառնում է փխրուն։ Քիմիապես ակտիվ է։
Միացություններում երկարժեք է։ Շնորհիվ օքսիդի պաշտպանիչ շերտի բերիլիումը օդում կայուն է, 800 °C-ից բարձր ջերմաստիճանում օքսիդացումը նկատելի է, 1200 °C-ում մետաղական բերիլիումը այրվում է՝ առաջացնելով բերիլիումի օքսիդ՝ BeO։ Այն սպիտակ բյուրեղական փոշի է, խտությունը՝ 3020 կգ/մ³, հալման ջերմաստիճանը՝ 2570±30 °C, եռմանը՝ 4260±160 °C։
Քիմիական հատկություններ
Ջրում չի լուծվում, լուծվում է թթուներում։ Նախօրոք շիկացրած BeO լուծվում է միայն խիտ ծծմբական թթվում և ֆտորաջրածնական թթվում։
Ալկալիների հետ առաջացնում է աղեր՝ բերիլատներ, օրինակ, Na₂BeO₂։ ${\mathsf {Be+2NaOH\rightarrow Na_{2}BeO_{2}+H_{2}\uparrow }}$
Բերիլիումի հիդրօքսիդը՝ Be(OH)₂, ջրում վատ է լուծվում։ Ամֆոտեր է՝ ավելի արտահայտված հիմնային հատկություններով։ Լուծվում է թթուներում և ալկալիներում՝ վերջինիս հետ առաջացնելով բերիլատներ։ Նրա աղերը խիստ խոնավածուծ են, մեծ մասամբ ջրում լավ լուծելի (չեն լուծվում ֆոսֆատը, կարբոնատը և այլն)։
${\mathsf {Be+2NaOH+2H_{2}O\rightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]+H_{2}\uparrow }}$
Ջրային լուծույթներում հիդրոլիզվում են։ Բերիլիումը ջրի հետ փոխազդում է 100 °C-ից բարձր ջերմաստիճաններում։ Լուծվում է նոսր աղաթթվում և ծծմբական թթվում՝ ջրածին դուրս մղելով, ազոտական թթվի հետ փոխազդում է միայն տաքացնելիս։ Լուծվում է նաև ալկալիներում։
Ջրածնի հետ անմիջականորեն չի փոխազդում։ Բերիլիումի հիդրիդը՝ (ВеН₂)_х, որը ստացվում է բերիլիում օրգանական միացությունների քայքայումից, պինդ նյութ է, տաքացնելիս (240 °С) քայքայվում է։
Բերիլիումը սենյակային ջերմաստիճանում միանում է ֆտորին, տաքացնելիս՝ մյուս հալոգեններին՝ առաջացնելով ջրում լավ լուծվող պինդ հալոգենիդներ։ BeF₂ ալկալիական մետաղների և ամոնիումի ֆտորիդների հետ առաջացնում է կոմպլեքսային միացություններ, ֆտորբերիլատներ՝ օրինակ, Na₂BeF₄, որոնք հալված վիճակում ջերմության լավ հաղորդիչներ են։
Բերիլիումի փոշին այրվում է ծծմբի, սելենի, տելուրի գոլորշիներում։ Տաքացնելիս միանում է ազոտին (650 °C), ածխածնին (1200 °C)՝ առաջացնելով համապատասխանաբար՝ նիտրիդ (Be₃N₂), կարբիդ (Be₂C)։
Բարձր ջերմաստիճաններում միանում է բազմաթիվ մետաղների հետ՝ առաջացնելով բերիլիդներ։ Հալված բերիլիումը փոխազդում է շատ օքսիդների, նիտրիդների, սուլֆիդների, կարբիդների հետ, այդ պատճառով բերիլիումը հալելու համար կիրառելի են միայն BeO-ից պատրաստած հալքանոթներ։