ՀԱՅԱՍՏԱՆԻ ՀԱՆՐԱՊԵՏՈՒԹՅԱՆ

ԿՐԹՈՒԹՅԱՆ ԵՎ ԳԻՏՈՒԹՅԱՆ ՆԱԽԱՐԱՐԱՈՒԹՈՒՆ

 ՀԱՅԱՍՏԱՆԻ ՊԵՏԱԿԱՆ ՃԱՐՏԱՐԱԳԻՏԱԿԱՆ ՀԱՄԱԼՍԱՐԱՆ

(ՊՈԼԻՏԵԽՆԻԿ)

 

Քիմաիական տեխնեոլոգիաների և

բնապահպանական

                                                             Ճարտարագիտության ֆակուլտետ

Ընդհանուր քիմաիայի և

քիմիական պրոցեսների ամբիոն

 

Ա.Շ. Գրիգորյան

ՊԱՐԲԵՐԱԿԱՆ ՀԱՄԱԿԱՐԳԻ ՀԻՆԳԵՐՈՐԴ ԽՈՒՄԲԸ

Ուսումնական ձեռնարկ

ԵՐԵՎԱՆ

ՃԱՐՏԱՐԱԳԵՏ

2014

 

 

ՀՏԴ          546.85(07)

ԳՄԴ       24.125 ց7

Գ              888

 

 

Հրատարակված է հայաստանի պետական

Ճարտարագիտական  համալսարանի

14.01.2014թ. գիտական խորհրդի նիստում

հաստատված 2014թ. հրատարակչական

պլանի համաձայն

 

 

 

Գրախոսներ`  Գ. Վարդերեսյան

                 Օ. Աճեմյան

 

Գրիգորյան Ա.Շ.

 

Գ 888 Պարբերական համակարգի հինգերորդ խումբը:Ուսումնական ձեռնարկ /Ա.Շ.Գրիգորյան: ՀՊՃՀ.-Եր.: Ճարտարագետ, 2014-48 էջ:

 

Ձեռնարկում շարադրված է V խմբի տարրերի ընդհանուր բնութագիրը,նյութերի ֆիզիկական հատկությունները, ստացման լաբորատոր և արդյունաբերական եղանակները, կիրառությունները: Ելնելով տարրերի ատոմների կառուցվածքից արտածման մեթոդով շարադրված են դրանց հիմնական միացությունների բանաձևերն ու քիմիական հատկությունները: Բերված են համառոտ ամփոփում, սովորելու նպատակը և հիմնական հասկացությունները: Ներկայացված է քիմիատեխնոլոգիական և բնապահպանական ճարտարագիտության մասնագիտությունների ուսանողների, մագիստրոսների և դասախոսների համար:

 

ՀՏԴ          546.85 (07)

ԳՄԴ       24.125 ց7

 

ISBN 978-9939-72-125-5

 

© ՃԱՐՏԱՐԱԳԵՏ      2014

© Գրիգորյան Ա.Շ.    2014

Բովանդակություն

1. Խմբի ընդհանուր բնութագիրը

2. Գլխավոր ենթախումբը

            2.1. Պատմական ակնարկ

            2.2. Ազոտ

2.2.1. Տարածվածությունը բնության մեջ

2.2.2. Ֆիզիկական հատկությունները

   2.2.3. Ստացումը

  2.2.4. Ազոտի քիմիական հատկությունները

      2.2.5. Ազոտի և դրա միացությունների կիրառությունը

            2.3. ֆոսֆոր

      2.3.1 Տարածվածությունը բնության մեջ

 2.3.2. Ֆիզիկական հատկությունները

       2.3.3. Քիմիական հատկությունները

            2.3.4. Ֆոսֆորի կիրառությունը, հանքային պարարտանյութեր

            2.4. Արսեն, անտիմոն, բիսմութ

          2.4.1. Տարածվածությունը բնության մեջ

            2.4.2. Ստացումը

            2.4.3. Ֆիզիկական հատկությունները

            2.4.4. Քիմիական հատկությունները

            2.4.5. Կիրառությունը

         3. Երկրորդական ենթախումն

         3.1. Պատմական ակնարկ

            3.2. Տարածվածությունը բնության մեջ

            3.3. Ստացումը

            3.4. Ֆիզիկական հատկությունները

            3.5. Քիմիական հատկությունները

            3.6. Կիրառությունը

  Ամփոփում

  Սովորելու նպատակը

  Հիմնական հասկացությունները և միացությունները

 

 

 

1. Խմբի ընդհանուր բնութագիրը

Հինգերորդ խմբի տարրերի համար ընդհանուրն այն է, որ դրանք բոլորն ունեն խմբի համարին հավասար`հինգական վալենտական էլեկտրոններ: Սակայն այդ էլեկտրոնները երկու տարբեր ձևով են բաշխված վալենտային (արտաքին և նախավերջին) շերտերում: Դա առաջացնում է քիմիական հատկությունների տարբերություն, որի պատճառով խումբը բաժանվում է երկու ենթախմբի:

Խմբի մեջ մտնող տարրերից ազոտը, ֆոսֆորը, արսենը, անտիմոնը և բիսմուտը հնգական վալենտական էլեկտրոններ ունեն արտաքին շերտում, երկուսը`S- և երեքը P-ենթաշերտում: Դրանց ընդհանուր էլեկտրոնային բանաձևը…ns²np³  է, որտեղ n–ն այն պարբերության համարն է, որում տարրը գտնվում է: Քանի որ սրանք արտաքին շերտում ունեն հնգական էլեկտրոններ, այս տարրի ատոմները պետք է միացնեն երեք էլեկտրոն, լրացնելու այդ շերտը, ուստի պետք է լինեն բնորոշ ոչ մետաղներ, իհարկե ավելի թույլ քան յոթերորդ և վեցերորոդ խմբերի համապատասխան տարրերը (հալոգենները և խալկոգենները): Միջուկի լիցքի աճմանը զուգընթաց N, P, As, Sb, Bi  շարքում ատոմների շառավիղների մեծացման հետևանքով տարրերի էլեկտրոն միացնելու, այսինքն ոչ մետաղական հատկությունները պետք է թուլանան, և ի հայտ գան մետաղական հատկություններ: Այդպիսի հատկություններ դրսևորում են արդեն արսենը և անտիմոնը, իսկ բիսմուտի մետաղական հատկությունները գերազանցում են ոչ մետաղականնին:

Խմբի մեջ մտնող մնացած տարրերը`վանադիումը, նիոբիումը և տանտալը հնգական վալենտական էլեկտրոններից երկուսն ունեն արտաքին շերտի s-, երեքը նախավերջի շերտի d-ենթաշերտում:Սրանց ընդհանուր էլեկտրոնային բանաձևն է …(n-1)d³ ns²: Քանի որ արտաքին շերտում երկու էլեկտրոն է, քիմիական փոխակերպումների ժամանակ այս տարրերը կարող են միայն կորցնել էլեկտրոններ, ուստի պետք է լինեն մետաղներ: Սրանք ակզմում են խմբի երկրորդական ենթախումբը:

           >>

 

2 Գլխավոր ենթախումբ

2.1. Պատմական ակնարկ

Ազոտը հայտնաբերել է Ռեզերֆորդը 1772թ անվանել «անկյանք»՝լատիներեն azoos բառից, քանի որ այդ գազը չի պահպանում շնչառությունը:

Ֆոսֆորը հայտնաբերելէ գերմանացի Խ. Բրանդը և անվանել «լուսակիր» լատիներեն posphoros բառից, քանի որ այն մթության մեջ լուսարձակում է:

Արսենը «Arsenikon» անունը հանդիպում է դեռ Արիստետելի աշխատություններում և ծագել է հունարեն arsen-ուժեղ բառից, քանի որ արսենի միացություններն  ուժեղ ազդեցություններ են թողնում օրգանիզմի վրա: Ազատ վիճակում ստացումը վերագրվում է թագավոր Ալբերտ  Մեծին (1250թ) 1789թ.-ին Լավազեն այն մտցրեց քիմիակա տարրերի  ցանկի մեջ:

Անտիսիմոնը օգտագործվել է հին աշխարհում դեռևս մեռ թվարկությունից երեք հազար տարի առաջ: Անտիմիոնի և մյուս միացությունների ստացումը  առաջինը նկարագրել է գերմանացի ալքիմիկոս Վ.Վալենտինը 1604թ:

Բիսմուտը հայտնի է եղել դեռ 15-16-րդ դարերում, սակայն երկար ժամանակ համարվել  կապարի կամ անագի տարատեսակ: Որպես ինքնուրույն մետաղ ճանաչվել է 18 –րդ  դարի կեսերից : Անվան ծագումը հատնի չէ:

          >>

 

 

2.2 Ազոտ

Քիմիական նշանը՝ N(Nitrogenium), միջուկի լիցքը՝ 7, միջին իզոտոպային զանգվածը՝ 14.0067, կազմված է երկու կայուն իզոտոպներից՝ ¹⁴N(99.653%)  ¹⁵N(0.365%):

 

 

2.2.1 Տարածվածությունը բնության մեջ

Ազոտը կազմում է երկրի կեղևի 0.04%-ը, որի հիմնական մասը գտնվում է մթնոլորտում կազմելով օդի 78.03%-ը, ըստ ծավալի կամ 75.6%-ը՝ ըստ զանգվածի:

 

 

2.2.2 Ֆիզիկական հատկությունները

Ազոտը հոտ չունեցող անգույն գազ է, հեղուկացման ջերմաստիՃանը -190^oC է, իսկ կարծրացմանը՝ -201^oC: Ջրում ազոտի լուծելիությունը ավելի փոքր է, քան թթվածինը և կազմում է 23.3գ 1մ³  ջրում: Ավելի լավ քան ջրում, ազոտը լուծվում է որոշ ածխաջրածիններում:

            >>                

 

2.2.3.Ստացումը

Արդյունաբերության մեջ ազոտը ստանում են հեղուկ օդի գոլոշիացումով (ռեկտիֆիկացիա): Քանի որ թթվածնի և ազոտի եռման ջերմաստիճաննեռը տարբեր են -183 և -190^oC  համապատասխանաբար, գոլոշացնելիս ստացվում է գազային ազոտ և հեղուկ թթվածին:

Լաբորատորիայում ընդանրապես օգտագործում են արդյունաբերական եղանակով ստացված ազոտ, լցված բարձր ճնշման բալոններում, կամ հեղուկ ազոտ լցված Դյուարի անոթներում: Ազոտի փոքր քանակներ հարմար է ստանալ NH₄Cl և  NaNO₂ խառնուրդի տաքացումից:

 

 

Ազոտ ստացվում է նաև նատրիումի ազիդի (NaN₃),ամոնիումի դիքրոմատի ((NH₄)₂2Gr₂O₇) քայքայումից, պղնձի օքսիդն ամոնիակով վերականգնելիս:

 

 

                >>

 

 

2.2.4. Ազոտի քիմիական  հատկությությունները

Ազոտի էլեկտրոնային բանաձևն է 1s² s²2p³: Ազոտի մոլեկուլում ատոմները միացած են N≡N եռակի կապով: Այդ պատճատով այս մոլեկուլի դիսոցման էնեգիան շատ մեծ է (948 ԿՋ/մոլ), և ազոտը քիմիապես քիչ ակտիվ է:

Ազոտի քիմիական հատկությունները կարելի է բաժանել երկու հակադիր մեծ խմբերի:

Առաջին: Երբ ազոտը փոխազդում է իրենից փոքր էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրերի` օրինակ ջրածնի, ակտիվ մետաղների հետ, վերցնում կամ դեպի իրեն է տեղաշարժում երեք էլեկտրոն լրացնելով առաջին շերտը և հանդես է բերում -3 օքսիդացման աստիճան, հետևաբար ջրածնի հետ փոխազդելիս պետք է առաջացնի NH<sub>3</sub> բանաձևով միացություն` ամոնիակ:

Ամոնիակը սուր հոտով անգույն գազ է, t_եռ. = -33⁰C և t_հալ. = -78⁰C : Հեղուկ վիճակում NH₃ մոլեկուլներն ասոցացվում են ջրածնային կապերի շնորհիվ: Հեղուկ ամոնիակի մեջ լուծվում են շատ ակտիվ մետաղներ, որոնք աստիճանաբար փոխազդում են ամոնիակի հետ`առաջացնելով ամիդներ:

 

2Na + 2NH₃  = 2NaNH₂ + H₂

 

Այստեղ ամոնիակը կարծես հանդես է բերում թթվային հատկություններ, սակայն դրանք շատ ավելի թույլ են արտահայտված, քան Vl և Vll խմբերի ոչ մետաղների ջրածնական միացություններում (H₂S, HF):

Մետաղաամոնիակային լուծույթները մետաղների նման լավ հաղորդիչներ են, քանի որ դրանցում մետաղների ատոմները տրոհվում են մետաղի իոնի և էլեկտրոնի, որոնք սոլվատացվում են NH₃ մոլեկուլներով: Այս լուծույթներն ուժեղ վերականգնիչներ են:

Ամոնիակը ջրում լավ լուծվում է: Սենյակի ջերմաստիճանում մեկ ծավալ ջուրը լուծում է 700 ծավալ ամոնիակ, որը համապատասխանում է 25% պարունակության: Լուծույթում այն փոխքզդում է ջրի հետ առաջացնելով ամոնիումի հիդրօքսիդ` NH₄ OH, որը թույլ հիմք է:

 

Սրանցից երկրորդ ռեակցիան քիչ չափով է ընթանում, լուծույթում հիմնականում պարունակում է  այդ պատճառով, չնայած NH₄OH-ը շատ լավ է դիսոցվում, այն պայմանականորեն համարվում է թույլ հիմք:

Քանի որ NH₃-ում ազոտի օքսիդացման աստիճանը ամենացածրն է`-3, այն ունի բնորոշ վերականգնիչ հատկություններ: Ամոնիակը թթվածնի մեջ այրվում է`առաջացնելով ազոտ և ջուր:

 

Պլատին կատալիզատորի ներկայությամբ

NH₃ + H⁺  = NH⁺₄:

 

Այստեղ ամոնիակը պրոտոնների ակցեպտոր է, ուստի հիմք է: Ջրի հետ փոխազդելիս ամոնիակն առաջացնում է ոչ միայն հիդրատ այլ նաև ամոնիումի իոն:

 

 

   Թթուների հետ փոխազդելիս ամոնիակը չեզոքացնում է դրանց ամոնիակն օքսիդանում է մինչև NO և կիրռվում է ազոտական թթվի ստացման համար:

 

4NH₃ + 5O₂  = 4NO₂ + 6H₂O:

Ամոնիական օքսիդանում է նաև քլորով.

2NH₃ + 3CI₂  =N₂+ 6HCI:

 

Ամոնիակի մոլեկուլում ազոտն ունի մեկ սեփական էլեկտրոնային զույգ, որով մտնում է դոնոր-ակցեպտորային կապի մեջ:

 

(այստեղ ջրածնի էլեկտրնները պայմանականորեն ցույց են տրված աստղիկով), առաջացնելով չորրորդ կովալենտ կապը: Սրանով է բացատրվում NH₃-ի միացման ռեակցիաների մեջ մտնելու հատկությունը: Ջրի, թթուների հետ փոխազդելիս NH₃-ը միանում է ջրածնի իոնի հետ` առաջացնելով ամոնիումի իոն:

NH₃ + H⁺ = NH₄⁺:

Այստեղ ամոնիակը պրոտոնների ակցեպտոր է, ուստի հիմք է: Ջրի հետ փոխազդելիս ամոնիակն առաջացնում է ոչ միայն հիդրատ այլ նաև ամոնիումի իոն:

 

Թթուների հետ փոխազդելիս ամոնիակը չեզոքացնում է դրանց՝ առաջացնելով ամոնիումի աղեր:

 

NH₃ + HCI = NH₄CI:

 

Ամոնիումի աղերի հիմնականում անգույն են լավ լուծվում են ջրում, իրենց հատկություններով նման են ալկալիական մետաղների աղերին, սակայն, քանի որ NH₄OH-ը թույլ հիմք է, այդ աղերը ջրային  լուծույթներում հիդրոլիզացվում են:

 

 

Ամոնիումի աղերը տաքացնելիս քայքայվում են: Այն աղերը, որոնցում անիոնը օքսիդիչ չէ, տրոհվում են դարձելիորեն:

 

Օքսիդիչ անիոն պարունակող աղերի քայքայման ժամանակ ընթանում է ներմոլեկույալին օքսիդավերականգման ռակցիա, որում ամոնիում իոնը օքսիդանում է:

 

 

NH₃-ի էլեկտրոնադոնոր հատկություններն արտահայտվում են նաև նրանով, որ այն որպես լիգանդ մտնում է շատ կոմպլեքս միացությունների բաղադրության մեջ: Եթե d-տարրի աղերի լուծույթներին ավելացվի ավելցուկով ամոնիակ, առաջանում են դրանց ամոնիակային կոմպլեքսները: Կոմպլեքսագոյացումն ընդհանրապես ուղեկցվում է լուծույթի գույնի փոփոխմամբ:

  NiSO₄ + 6NH₃ = [Ni(NH₃)₆]SO₄ ,

Pd(NO₃)₂ + 4NH₃  = [Pd(NH₃)₄](NO₃)₂ :

 

Լաբորատորիայում ամոնիակն ստանում են ամոնիումի քլորիդի և կալցիումի հիդրոքսիդի խառնուրդի տաքացումից`

 

2NH₄CI + Ca(OH)₂ = CaCI₂  + 2NH₃  + 2H₂O:

 

Կալցիումի հիդրօքսիդը կապում է առաջացած HCI-ը, և գազ ֆազում մնում են միայն ամոնիակ և ջրի գոլորշիներ, որը չորացնում են` անցկացնելով նատրոնակիր (կրի և NaOH-ի խառնուրդ) միջով:

Արդյունաբերության մեջ ամոնիակ ստանում են` ազոտից և ջրածնից սինթեզելով:

 

 

Ռեակցիան էկզոթերմիկ է և ընթանում է ծավալի կրճատումով, ուստի հավասարակշռությունը դեպի աջ տեղաշարժելու համար հարմար է բարձրացնել ճնշումը և իջեցնել ջերմաստիճանը: Առանց կատալիզատորի այդ ռեակցիան ընթանում  է շատ դանդաղ: Որպես կատալիզատոր օգտագործվում են երկաթ` ակտիվացված ալյումինով: Ռեակցիան տարվում է մինչև 300 կգ/սմ² ճնշման տակ (մոտ 100 մթ) և 500 ⁰C-ում: Համեմատաբար բարձր ջերմաստիճան վերցվում է այն պատճառով, որ ցածր ջերմաստիճաններում, չնայած հավասարակշռությունն ավելի է տեղաշարժվում դեպի աջ, բայց փոքրանում է արագությունը:  500 ⁰C-ում ստացվում է առավելագույն ելք:

Ամոնիակի մոլեկուլում մեկ ջրածինը OH խմբով փոխարինելիս ստացվում է NH₂OH-հիդրօքսիլամին ածանցյալը: Այն ստացվում է ազոտական թթվի էլեկտրաքիմիական վերականգնումով:

 

Հիդրոքսիլամինը բյուրեղային նյութ է t_հալ. = -33⁰C, թունավոր է, լավ վերականգնիչ է: Օքսիդիչ ազդելիս անջատվում է N₂ կամ N₂O:

 

 

 

Ամոնիակի նման հիդրօքսիլամինը փոխազդում է թթուների հետ` առաջանալով հիդրօքսիլամոնիումի աղեր:

 

NH₂OH + HCI = [NH₃OH]CI

Որոնց մեծ մասը ջրում լուծվում է:

Բացի NH₃-ից հայտնի են ազոտի այլ ջրածնական միացություններ. hիդրազին` N₂H₄ և ազոտաջրածնական թթու NH₃:

Հիդրազինը ստացվում է` ամոնիակը նատրիումի հիպոքլորիդի ջրային լուծույթում օքսիդանելով

 

2NH₃ +NaOCI =N₂H₄ + NaCI+ H₂O:

 

Հիդրազինը ամոնիակի հոտով հեղուկ է, t_եռ. = 114⁰C, թունավոր է և պայթուցիկ, լավ վերականգնիչ է: Ազոտի երկու ատոմներում ունեցած չբաժանված էլեկտրոնային զույգերի առկայությության շնորհիվ հիդրազինը կարողանում է իրեն միացնել ջրածնի իոններ (դոնոր-ակցեպտորային կապով) առաջացնելով հիդրազոնիում միացություններ` ջրի հետ N₂H₅OH, աղաթթվի հետ N₂H₅-CI և այլն: Հիդրազոնիում աղերի մեծ մասը ջրում լուծելի են:

Իր կայունությամբ հիդրազինը բավականին զիջում ամոնիակին, քանի որ N-N կապը այնքան էլ ամուր չէ:

Հիդրազինն այրվում է օդում

 

Լուծույթներում հիդրազինն օքսիդանում է մինչև N₂, իսկ վերականգնվում է մինչև NH₃ միայն ուժեղ վերականգնիչների ազդեցության տակ:

 

N₂H₄ +Zn +4HCI =2NH₄CI + ZnCI₂:

 

Ազոտաջրածնական թթունստացվում է ծծմբական թթվի և նատրիումի ազիդի փոխազդեցությունից, իսկ վերջինս ստացվում է

 

2NaNH₂ +N₂O = NaN₃ + NaOH + NH₃

 

ռեակցիայով: HN₃-ը սուր հոտով հեղուկ է, t_եռ.=37⁰C, t_հալ.=-80⁰C, հեշտությամբ պայթում է : Սրա աղերը` ազիդները (Pd(N₃)₂) պայթուցիկ են: HN₃-ը թույլ թթու է:

Մետաղներից սենյակային ջերմաստիճանում ազոտը փոխազդում է միայն լիթիումի հետ: Տաքացնելիս այն փոխազդում է նաև կալցիումի, մագնիզիումի, տիտանի հետ` առաջացնելով նիտրադներ:

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

 

Ակտիվ մետաղների նիտրիդները ջրում հիդրոլիզվում են առաջացնելով ամոնիակ և մետաղի հիդրօքսիդ`

 

Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂  + 2NH₃:

 

Սենյակային ջերմաստիճանում հիդրոլիզի ենթարկվում են միայն ակտիվ մետաղների նիտրիդները,որովհետև դրանցում կապը մոտ է իոնականին: Կան այնպիսի նիտրիդներ (BH, Si_2, N₄), որոնցում կապը մոտ է կովալենտին, ուստի սրանք կայուն են ջրի նկատմամբ: d- և f-տարրերին առաջացնում են նիտրիդներ, որոնք նման են կարբիդներին: Սրանք ունեն մետաղների նման մեծ հաղորդականություն, կարծր են և քիմիապես իներտ:

Երկրորդ: Իրենից մեծ էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրի հետ կազմված միացություններում օրինակ` թթվածնի հետ, ազոտը հանդես է բերում դրական օքսիդացման աստիճաններ, մինչև +5, ընդ որում, քանի որ ազոտի վալենտային էլեկտրոնները գտնվում են երկրորդ շերտում, որը չունի d-ենթաշերտ 2s էլեկտրոնային զույգը չի կարող անցնել գրգռված վիճակի (երրորդ շերտ անցնելու դեպքում էներգիայի ծախսը կլինի ավելի մեծ, քան առաջացած կենտ էլեկտրոնների կապ առաջացնելու հետևանքով էներգիա կանջատվի), ուտի ազոտը հանդես է բերում +1, +2, +3 և +5 օքսիդացման աստիճաններ և լինում է առավելագույնը քառավալենտ (lV): Ըստ դրա էլ ազոտն առաջացնում է N₂O, NO, N₂O₃, NO₂(N₂O₄) և N₂O₅ օքսիդները:

Ազոտի (l) օքսիդը` N<sub>2</sub>O թույլ հոտով քաղցրավուն համով անգույն գազ է, ջրում վատ է լուծվում: N<sub>2</sub>O-ի փոքր քանակի ներշնչումն առաջացնում է ցավի զգացողության բթացում, իսկ մեծ քանակները գրգռիչ ազդեցություն են թողնում նյարդային համակարգի վրա, որի պատճառով N<sub>2</sub>O-ն անվանում են «զվարճացնող գազ»: Սենյակային ջերմաստիճանում այն կայուն է, իսկ բարձր ջերմաստիճաններում քայքայվում է ազոտի և թթվածնի: N<sub>2</sub>O-ի մոլեկուլն ունի հետևյալ կառուցվածքը`

 

 

որտեղ սլաքով ցույց է տրված դոնոր-ակցեպտորային եղանակով առաջացած կապը: N₂O-ն աղ չառաջացնող օքսիդ է, այն չի փոխազդում ոչ ջրի, ոչ թթուների և ոչ էլ հիմքերի հետ:

N₂O-ն ստացվում է ամոնիումի նիտրատի քայքայումից

 

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O:

 

Տաքացնելիս N₂O-ն քայքայվում է N₂-ի և O₂-ի: Թթվածնից բացի սա միակ գազն է, որի մեջ ծխացող մարխը բոցավառվում է:

 

Ազոտի (ll) օքսիդը` NO-անգույն գազ է, հեղուկանում է -152⁰C-ում և պնդանում -164⁰C-ում: Ջրում վատ է  լուծվում, ցածր և ջերմաստիճաններում չի քայքայվում, 100⁰C-ում նկատելիորեն քայքայվում է, իսկ ավելի բարձր ջերմաստիճաններում դարձյալ կայուն է: NO-ն ևս աղ առաջացնող օքսիդ է: Ցածր ջերմաստիճաններում այն հեշտությամբ փոխազդում է թթվածնի, հալոգենների հետ

 

2NO + O₂ = 2NO₂,

2NO + CI₂ = 2NOCI:

 

Առաջացած նիտրոզիլ քլորիդը հեշտությամբ անջատվում է քլորի ատոմ և օգտագործվում է քլորացման համար: Այս ռեակցիաներում NO-ն հանդես է գալիս որպս վերականգնիչ, սակայն այն ունի օքսիդավերականգման երկվություն և կարող է տաքանալիս օքսիդացնել ածխածնին, ֆոսֆորին, խխմբին, ջրածնին շատ մետաղների` վերախվելով ազոտի

2NO + 2H₂  = N₂ + 2H₂O:

 

Որոշ մետաղների հետ NO-ն առաջացնում, է կոմպլեքս միացություններ: Երկաթի սուլֆատի հետ առաջացրած կոմպլեքս միացությունը NO-ի հայտնաբերման որակական ռեակցիա է,

որովհետև առաջանում է գորշ գույնի լուծույթ: Տաքացնելիս ընթանում է հակառակ ռեակցիան, և գույնն անհետանում է: Սպունգային երկաթի հետ NO-ն առաջացնում է երկաթի տետրանիտրիլ` Fe(NO)₄ :

NO-ն այն քիչ թվով մոլեկուլներից է, որը պարունակում է կենտ թվով էլեկտրոններ: Խարխլող օրբիտայում չզույգված էլեկտրոն պարունակելը պայմանավորվում է NO-ի դիմեր սոդա առաջացնելու հատկությունը ON - NO: Այս դիմերը առանձնապես կայուն չէ: Հեղուկ NO-ն պարունակում է մոտ 25%  N₂O₂, իսկ պինդը լրիվ կազմված է դրանից:

NO-ի դիմերացումը կարևոր նշանակություն ունի ազոտական թթվի արտադրության մեջ կարևոր

 

2NO + O₂ = 2NO₂:

 

ռեակցիայի արագ ընթացման համար: Թթվածինը փոխազդում է ոչ թե NO այլ N₂O₂ մոլեկուլի հետ: Դիմերի բացակայության դեպքում

 

NO + O₂  = NO₂ + O

 

ռեակցիան ընթանում է չնչին արագությամբ, քանի որ երկու մոլեկուլ NO-ի և մեկ մոլեկուլ O₂-ի եռակի բախումը քիչ հնարավոր է:

Լաբորատորիայում NO-ն ստացվում է պղինձ և 30%-անոց ազոտական թթվի փոխազդեցությունից

 

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂  + 2NO + 4HO₂

 

  Արդյունաբերության մեջ մեծ քանակով NO ստանում են ամոնիակի կատալիզային օքսիդացումից պլատին կատալիզատորի ներկայությամբ

 

4NH₃ + 5O₂ = 4NO+ 6H₂O:

 

   NO ստացվում է նաև բարձր ջերմաստիճաններում (3000-4000⁰C) ազոտի և թթվածնի փոխազդեցությունից, ուստի այն

 

N₂  + O₂ = 2NO

 

    Ստացվում է մթնոլորտում, կայծակի ժամանակ: Որոշ քանակով NO առաջանում է ավտոմեքենաների շարժիչների գլաններում պայթման ժամանակ, որը CO-ի հետ միասին արտանետված գազերը դարձնում են  թունավոր:

   Ազոտի (lll) օքսիդը` N<sub>2</sub>O<sub>3</sub> մուգ կապույտ հեղուկ է -102<sup>0</sup>C-ում կարծրանում է: Այն անկայուն մեխություն: N<sub>2</sub>O<sub>3</sub>-ի մոլեկուլն ունի հետևյալ կառուցվածքը`

 

 

 

 

Ստացվում է  ռեակցիայով, նույնիսկ սենյակի ջերմաստիճանում ընթանում է նաև հակառակ ռեակցիան, ուստի հեղուկ N₂O₃-ի մեջ պարունակվում են նաև NO₂ և NO:

N₂O₃-ը թթվային օքսիդ է, այն ջրում լուծվում է` առաջացնելով աղոտային թթու: Ջրի հետ այն պետք է առաջացներ համապատասխան N(OH)<sub>3</sub>  հիդրօքսիդը, սակայն ըստ հիդրօքսիդ-ների ջրազրկման կանոնի այն կորցնում է մեկ երկու մոլեկուլ ջուր`առաջացնելով HNO₂

 

 

Ազոտի (lV) օքսիդը` ունի գորշ գույն, բնորոշ հոտով թունավոր գազ է: 21<sup>0</sup>C-ից ցածր ջերմաստիճանում այն վերածվում է դեղին հեղուկի, իսկ -11.2<sup>0</sup>C-ում վեր է ածվում անգույն բյուրեղային նյութի: Տաքացնելիս գազային NO<sub>2</sub>-ի գույնը, ընդհակառակը, մգանում է և 11.2<sup>0</sup>C-ում սևանում: Պատճառը NO<sub>2</sub> մոլեկուլների դիմերի առաջացնելու հատկությունն է, NO<sub>2</sub>  մոլեկուլները մուգ են, իսկ N<sub>2</sub>O<sub>4</sub>-ը`անգույն:

 

 

140⁰C-ում N₂O₄ մոլեկուլները լրիվ դիսոցվում են: Ջերմաստիճանի բարձրացումից, ըստ Լև Շատելյեի, հավասարակշռությունը շարժվում է դեպի ձախ և 140⁰C-ում միայն NO₂ մոլեկուլներն են, սառեցնելիս`դեպի աջ և պինդ վիճակում միայն N₂O₄:

NO₂-ի մոլեկուլն ունի հետևյալ կառուցվածքը`

 

Ազոտը պարունակում է մեկ կենտ էլեկտրոն, որի պատճառով NO₂ մոլեկուլները դիմերացվում են` առաջացնելով N₂O₄:

 

 

NO₂-ը թթվային օքսիդ է, այն փոխազդում է ջրի հետ` առաջացնելով երկու թթուներ` ազոտային և ազոտական

 

2NO₂ + H₂O=HNO₃ +HNO₂:

 

Ազոտի (lV) օքսիդն օոքսիդիչ է: NO₂-ի մթնոլորտում շատ նյութեր այրվում են նրանից խլելով թթվածին`

 

SO₂ + NO₂ = SO₃ + NO

 

  NO₂-ն ստացվում է հիմնականում NO-ի օքսիդացումից ցածր ջերմաստիճաններում, քանի որ բարձր ջերմաստիճաններում այն քայքայվում է: Այդ պատճառով, օրինակ երբ ազոտը և թթվածինը  3000⁰C-ում փոխազդում են, ստացվում է NO, իսկ երբ գազը սառեցնում են, սենյակային ջերմաստիճանում, այն իսկույն փոխազդում է թթվածնի հետ` առաջացնելով NO₂ 

2NO+ O₂=2NO₂:

 

Ազոտի (V) օքսիդը` N₂O₅ (ազոտական անհիդրիդ), սպիտակ բյուրեղային նյութ է: Այն արդեն 32⁰C-ում քայքայվում է NO₂-ի և O₂-ի: Մոլեկուլի կառուցվածքն է

 

Ջրի մեջ լավ լուծվում է` առաջացնելով ազոտական թթու: Ջրի հետ փոխազդելիս այն պետք է առաջացներ համապատասխան հիդօքսիդը,որը պետք է լիներ N(OH)₅, սակայն ըստ հիդրօքսիդների ջրազրկման կանոնի այն կորցնում է երկու մոլեկուլ ջուր առաջացնելովN(OH)₃

 

Ուստի կարելի է գրել

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

 

N₂O_5-ն ուժեղ օքսիդիչ է, քանի որ սրամում ազոտն ունի առավելագույն +5 օքսիդացման աստիճան: N₂O₅-ն ստացվում է ֆոսֆորական անհիդրիդով ազոտական թթուն դեհիդրատացնելով

2HNO₃ + P₂O₅ = N₂O₅ + 2HPO₃

կամ   N₂O₃-ը օքսիդացնելով օզոնով

N₂O₃ + 2O₃ = N₂O₅ +2O₂

Ազոտն առաջացնում է երկու թթվածնավոր թթուներ` ազոտային և ազոտական:

Ազոտային թթու`HNO<sub>2</sub> հայտնի է միայն նոսր ջրային լուծույթներում, ինչպես նաև գազային ֆազում հետևյալ հավասարակշռային խառնուրդում: Մոլեկուլային կառուցվածքն է`

 

 

 

 

Այս երկու տաուտոմիկ ձևերից առաջինն ավելի կայուն է, որովհետև առաջին (ցիս HNO₂) ձևի համար  իսկ երկրորդի համար

 Թթվային դիսոցման հետ մեկտեղ ուժեղ թթվային լուծույթներում որոշ չափով տեղի է ունենում դիսոցում` առաջացնելով OH<sup>-</sup> և NO<sup>+</sup><sub>2</sub> իոներ, որը խոսում է որոշակի հիմնային հատկությունների մասին, մասնավորապես ծծմբական թթվի հետ այն առաջացնում է նիտրոզիլի հիդրոսուլֆատ` NOHSO₄:

Քանի որ ազոտային թթվում ազոտն ունի միջին +3 օքսիդացման աստիճան, HNO₂-ը և դրա աղերը` նիտրիտները, ցուցաբերում են օքսիդավերականգման երկվություն, վերականգվելով մինչև +2(NO), կամ օքսիդացնելով մինչև +5(HNO₂)

 

2HNO₂ + 2KJ + H₂SO₄ = 2NO + J₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

5HNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5HNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

 

Նույն պատճառով HNO₂-ը ենթարկվում է անհամամասնական քայքայման (ինքնաօքսիդացման –ինքնավերականգնում)

 

 

Ազոտային թթվի աղերը` նիտրատները սատացվում են իրենց անհիդրիդի (N₂O₃) և հիմքերի փոխազդեցությունից,

 

N₂O₃ +2NaOH = 2NaNO₂ + H₂O

Ինչպես նաև նիտրատների վերականգնումից:

Արդյունաբերության մեջ նիտրատներն ստացվում են ազոտային թթվի ստացման`վերը նշված եղանակով, ջրի փոխարեն օգտագործելով ալկալու լուծույթ:

 

NO₂ + NO + 2NaOH = 2NaNO₂ + H₂O

 

Նիտրատներն ավելի կայուն են, քան HNO₂-ը: Լուծույթներում նիտրատներն աստիճանաբար օքսիդանում են` վերածվելով նիտրատների:

Ազոտական թթուն (HNO₃) անգույն հեղուկ է, t_հալ.= - 41⁰C, t_եռ. = 84⁰C: Օդում ծխում է որովհետև դրա գոլորշիներն օդի խոնավության հետ առաջացնում են մառախուղի կաթիլներ: Կոնցենտրիկ աղոտական թթուն ունի գոշ գույն, քանի որ լույսի ազդեցության տակ քայքայվում է

 

4HNO₃ = 4NO₂ + 2H₂O + O₂

 

Ջրի հետ ազոտական թթուն առաջացնում է ազեոտրոպ խառնուրդ, որը պարունակում է 68.4% HNO₃ և եռում է 121.9⁰C-ում: (Ազոտրոպ կոչվում են այն խառնուրդները, որոնց վրա գոլորշիների բաղադրությունն այնպիսին է , ինչպիսին հեղուկինը, ուստի սրանք թորումով հնարավոր չէ բաժանել, բաղադրել մասերի):

Ազոտական թթվում ազոտը քառավալենտ է: Ազոտի հինգ վալենտային  էլեկտոններից մեկն անցնում է թթվածնին և ազոտին մնում է չորս վալենտային էլեկտրոն, որոնք առաջացնում են չորս կապեր: Քանի որ միայն ազոտի հետ կապված թթվածնի ատոմները միատեսակ են, ապա էլեկտրոնի անցման հավանականությունը դրանցից յուրաքանչյուրին ևս նույնն է, այդ պատճառով չորրորդ կապը պատկերացվում է ապակենտրոնացված և հավասարաչափ պատկանում է թթվածնի երկու ատոմների էլ:

 

 

Ազոտական թթուն ուժեղ թթու է, նոսր լուծույթներում այն գործնականորեն լրիվ դիսոցված է H⁺    և HNO^¯₃  իոնների:

HNO₃-ի աղերը` նիտրատներն ստացվում են թթվի և մետաղների, օքսիդների, հիդրօքսիդների  և շատ աղերի հետ փոխազդելիս, և բոլորը ջրում լավ լուծվում են:

Ազոտական թթուն ուժեղ օքսիդիչ է: Այն օքսիդացնում է ոչ միայն համարյա բոլոր մետաղներին (բացառապես ոսկու, պլատինի, ռադիումի և իրիդիումի), այլ նաև շատ ոչ մետաղների (S, P, C) փոխարկելով դրանց համապատասխան թթուների (ածխածնի դեպքում` CO₂): Որոշ մետաղների (Fe, Gr, Al) խիստ ազոտական թպասիվացնում է դրանց մակերեսը առաջացնելով պաշտպանիչ օքսիդային շերտ:

Հանդես գալով որպես օքսիդիչ ազոտական թթվում N⁺⁵-ը կարող է վերականգնվել տարբեր չափով ընդհուպ մինչև N^{- 3}: Թե ինչքան խորը կվերականգնվի N⁺⁵-ը կախված է HNO₃-ի կոնցենտրացիայից, վերականգնիչի բնույթից և ջերմաստիճանից: Որքան նոսր է ազոտական թթուն, այնքան ավելի ուժեղ են դրա օքսիդիչ հատկությունները: Նշանակում է առավել ուժեղ կդրսևորվեն HNO₃-ի օքսիդիչ հատկությունները, եթե այն լինի նոսր, իսկ վերականգնիչ մետաղը` ակտիվ: Այդ դեպքում N<sup>+5</sup>-ը կվերցնի առավելագույն թվով` 8 էլեկտրոն և կվերածվի N^-3-ի:

 

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O:

 

Եթե թթուն լինի կոնցենտրիկ, իսկ մետաղը` պասիվ, այդ դեպքում N<sup>+5</sup>-ը կվերցնի նվազագույն թվով` մեկ էլեկտրոն, և կվերածվի N⁺⁴-ը:

 

Cu + 4HNO₃ = 2Cu(NO₃)₂ + NO₂ + 2H₂O

 

 Մնացած դեպքերում N⁺⁵-ը վերցնում է միջին թվով էլեկտրոններ, և հնարավոր է ազոտի տարբեր օքսիդների (հիմնական NO) առաջացում, կախված նրանից, թե որքան նոսր կամ խիտ է թթուն, և թե ինչ ակտիվություն ունի մետաղը: Օրինակ պղնձի հետ փոխազդեիս նոսր ազոտական թթուն առաջացնում է NO, իսկ ավելի ակտիվ մագնեզիումի հետ` N₂O

 

Ոչ մետաղների խիտ թթվով օքսիդացման դեպքում ռեակցիան ընթանում է այնպես, ինչպես պասիվ մետաղների հետ, առաջացնում է NO₂,

 

S + 3HNO₃ + H₂O = H₂ SO₄ + 3HNO₂,

Իսկ նոսր թթվի դեպքում` NO:

Քանի որ մետաղների հետ փոխազդելիս մետաղից էլեկտրոններ վերցնում է N⁺⁵-ը և ոչ թե H⁺ -ը, ապա մետաղները որպես կանոն ազոտական թթվից ջրածին դուրս չեն մղում:

Ազոտական թթվի և ազոտաթթվի 1:3 հարաբերությամբ խառնուրդը կոչվում է արքայաջուր, որն արդեն լուծում է, ինչպես ոսկին, այնպես էլ պլատինի խմբի մետաղները: Արքայաջրի ազդեցությունը բացատրվում է նրանով, որ ազոտական թթուն օքսիդացնում է F ազոտաթթվին` առաջացնելով նիտրոզիլքլորիդ:

 

HNO₃ + 3HCI = CI₂ + 2H₂O +NOCI:

 

Նիտրոլի քլորիդը քայքայվում է` առաջացնելով ատոմար քլոր, որն ուժեղ օքսիդիչ է և օքսիդացնում է նշված պասիվ մետաղներին:

 

 Au + HNO₃ + 3HCI =AuCI₃ + NO + 2H₂O:

 

Ազոտական թթուն փոխազդում է շատ օրգանական նյութերի հետ նրանցում փոխարինելով ջրածնի ատոմները NO₂ խմբերով: Օրգանական քիմիայում այդ կարևորագույն պրոցեսը կոչվում է նիտրացում:

Ազոտական թթվի աղերը` նիտրատները, ուժեղ օքսիդիչներ են: Սրանք կարող են օքսիդացնել ակտիվ մետաղները` հիմնային լուծույթներում վերականգնվելով մինչև NH₃

3KNO₃ + 8AI +5KOH +18H₂O =3NH₃ +8K[AI(OH)₄]

 

Նիտրատները տաքացնելիս քայքայվում են` ենթարկվելով ներմոլեկուլային օքսիդավերականգնման:

Առավել ակտիվ մետաղների նիտրատները (լարվածության շարքում մինչև Mg ընկածները,բացառությամբ լիթիումի) քայքայվում են նիտրատների ևթվածնի:

 

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂:

Միջին ակտիվության մետաղների նիտրատները (մագնեզիումից մինչև պղինձ ներառյալ) քայքայվում են մետաղի օքսիդի, NO₂-ի թթվածնի:

 

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂:

 

Առավել պասիվ մետաղների նիտրատները քայքայվում են մետաղի, NO₂-ի և թվածնի:

 

2AgNO₃  = 2Ag + 2NO₂ + O₂:

Այլ կերպ է քայքայվում ամոնիումի նիտրատը` NH₄NO₃:

Ցածր ջերմաստիճանում այն քայքայվում է N₂O-ի և ջրի (տես N₂O-ի ստացումը), բարձր ջերմաստիճաններում, քանի որ N₂O-ը կայուն չէ, առաջանում է N₂, O₂ և H₂O:

 

 

Այս ռեակցիան խիստ էկզոտերմիկ է , ուստի NH₄NO₃-ի դետոնացիան առաջացնում է պայթուն:

Լաբորատորիայում ազոտական թթուն ստանում են նիտրատներից` դուրս մղելով ծծմբալան թթվով

 

KNO₃  + H₂SO₄=KHSO₄+HNO₃:

 

Արդյունաբերության մեջ ազոտական թթուն ստանում են մեծ քանակով ամոնիակի օքսիդացումից: Ամոնիակի կատալիտիկ օքսիդացումից ստացված NO-ն (տես NH₃-ի քիմիական հատկությունները) օքսիդացնում են մինչև NO₂ և վերջինիս խառնուրդը օդի ավելցուկի հետ կլանում են ջրով

 

4NO₂  + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃:

 

Ազոտի միացությունները հալոգենների հետ անկայուն են, բացառությամբ NF₃-ի և քայքայվում են պայթյունով:

          >>

 

 

2.2.5. Ազոտի և դրա միացությունների կիրառությունը

Արդյունաբերության մեջ ստացված ազոտի հիմնական մասը օգտագործվում է ամոնիակի ստացման համար, որի մեծ մասն էլ իր հերթին օգտագործվում է ազոտական թթվի ստացման համար: Ազոտն ամենից էժան քիմիապես իներտ գազն է և օգտագործվում է այնպիսի օրգանական և անօրգանական սինթեզներում, որտեղ պահանջվում է թթվածնի բացակայություն: Հեղուկ ազոտն օգտագործվում է ցածր  ջերմաստիճանային պայմաններ ստեղծելու համար:

 Ազոտը բնության մեջ կատարում է շրջապտույտ: Մթնոլորտում կատարվող էլեկտրական պարպումների ժամանակ առաջանում են մեծ քանակությամբ ազոտի օքսիդներ, որոնք ջրի հետ առաջացնում են ազոտական թթու: Վերջինս հողում փոխակերպվում է նիտրատնրի և յուրացվում է բույսերի կողմից: Կան նաև բակտեերիաներ (ազոտամանրէներ), որոնք ընդունակ են յուրացնել մթնոլորտային ազոտը: Բույսերի փտման, օրգանական նյութերի այրման ժամանաակ, ինչպես նաև ազոտազերծող մանրէների ազդեցության տակ կապված ազոտը նորից անցնում է մթնոլորտ ազատ ազոտի ձևով:

  Ազոտի կարևորագույն միացություններից է ամոնիակը: Այն ոչ բարձր ճնշումների տակ հեղուկանում է, քանի որ հեղուկ ամոնիակի գոլորշացման ժամանակ կլանվում է մեծ քանակությամբ ջերմություն, այն օգտագործում են զանազան սառնարանային համակարգերում: Ամոնիակից ստանում են ազոտական թթու, ինչպես նաև ազոտ պարունակող այլ նյութեր, զանազան աղեր, միզանյութ, կապտաթթու, սոդա ամոնիակային եղանակով:

  Ազոտական թթվի կիրառության կարևորագույն բնագավառներն են ազոտական ինչպես նաև համակցված պարարտանյութերի, պայթուցիկ նյութերի, օրգանական ներկերի արտադրությունները: Օրգանական սինթեզում լայնորեն կիրառվում է կոնցենտրիկ ազոտական և ծծմբական թթուների խառնուրդը`«նիտրացնող խառնուրդ»: Ազոտական թթուն օգտագործվում է, որպես ռեակտիվ վառելիքի օքսիդիչ: Մետալուրգիայում ազոտական թթուն օգտագործում են մետաղների խածատման և լուծման, ինչպես նաև ոսկին և արծաթն իրարից բաժանելու համար: Ազոտական թթվի աղերից` նիտրատներից առավել կարևոր նշանաակություն ունեն կալիումի, ամոնիումի և կալցիումի նիտրատները, որոնց կոչում են սելիտրաներ: KNO₃-ը և Ca(NO₃)₂-ը և NH₄NO₃-ն օգտագործում են որպես պարարտանյութեր, ընդ որում առաջինում նաև պարունակվում է բույսերի համար անհրաժեշտ կալիում, իսկ վերջինում մեծ է տոկոսային պարունակությունը: NH₄NO₃-ը նաև այրվող նյութերի հետ աառաջացնում է պայթուցիկ խառնուրդներ, որոնք կիրառվում են պայթեցման աշխատանքների ժամանակ:

              >>

 

 

2.3 Ֆոսֆոր

Քիմիական նշանը`P (Phosphorus), միջուկի լիցքը` 15, միջին իզոտոպային զանգվածը` 30.97, կազմված է մեկ կայուն ³¹:P իզոտոպից: Արհեստականորեն ստացվել են ևս վեց ռադիոակտիվ իզոտոպներ 28-ից 34 ատոմական զանգվածներով:

 

 

2.3.1. Տարածվածությունը բնության մեջ

Ֆոսֆորը բավականին տարածված տարր է, պարունակությունը երկրի վրա կազմում է 10^-2%: Ազատ վիճակում երկրի կեղևում չի հանդիպում: Ֆոսֆորի հիմնական բնական միացություններն են կալցիումի օրթոֆոսֆատը` Ca<sub>3</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>, որը ֆոսֆորիտ կոչվող միներալի ձևով հանքավայրեր է առաջացնում, և ապատիտները` որտեղ X-ը լինում է f, CI կամ OH:

Ֆոսֆորը մտնում է նաև սպիտակուցների բաղադրության մեջ, մեծ քանակությամբ պարունակվում է ողնաշարավոր կենդնիների ոսկորներում`

  միացությունների ձևով:

 Ֆոսֆորը մտնում է նուկլեինաթթուների բաղադրության մեջ, որոնք մասնակցում են կենդանի բջջի ժառանգական հատկությունների փոխանցմանը:

             >>

 

 

2.3.2. Ֆիզիկական հատկությունները

Հայտնի են ֆոսֆորի 11 ալոտրոպ ձևափոխություններ,որոնցից առավել կայուն և ուսումնասիրված են սպիտակ, կարմիր և սև ֆոսֆորները:

Ֆոսֆորի գոլորշիները կազմված են P₄ մոլեկուլներից,որոնք 800⁰C–ից բարձր քայքայվում են P₂  մոլեկուլների: Արագ սառեցնելիս ֆոսֆորի գոլորշիները վերածվում են սպիտակֆոսֆորի: Սա սպիտակ ,թույլ դեղնավուն երանգով պինդ նյութ է: Արտաքին տեսքով նման է մոմի: Հալման ջերմաստիճանը 44⁰C է, եռմանը` 280⁰C: Ցնդող լինելու պատճառով սպիտակ ֆոսֆորն ունի բնորոշ հոտ:Օդում սպիտակ ֆոսֆորն օքսիդանում է, ռեակցիան ընթանում է լույսի անջատումով, որը մթության մեջ երևում է:Այստեղ է գոյացել է ֆոսֆորի «լուսակիր» անվանումը:

Սպիտակ ֆոսֆորը հրդեհավտանգ և խիստ թունավոր է: Այն հեշտությամբ բոցավառվում է սովորական շփումից:Արյումն ուղեկցվում է ցայտումներով, որոնք մաշկի վրա առաջացնում են ծանր այրվածքներ:Սպիտակ ֆոսֆորով հնարավոր է թունավորել նաև մաշկի միջոցով, քանի որ այն լուծվում է կենդանի հյուսվածքների մեջ:

Սպիտակ ֆոսֆորն ունի մոլեկուլային բյուրեղացանց` կազմված P<sub>4</sub> մոլեկուլներից: Այդպիսի կառուցվածքը պայմանավորվում էսպիտակ ֆոսֆորի դյուրահալությունը,բարձր ցնդողականությունը, և մեծ լուծելիությունը ոչ բևեռային լուծիչներում` հատկապես CS₂-ում:

Կարմիր ֆոսֆորը գորշ կարմիր մանր բյուրեղներից կազմված քիչ ցնդող նյութ է: Թունավոր չէ, չի լուծվում ոչ բևեռային լուծիչներում: Դա ֆոսֆորի օգտագործելի ձևափոխությունն է: Կարմիր ֆոսֆորն ստանում են սպիտակ ֆոսֆորից առանց օդի մուտքի 280-300⁰C-ում ու երկարատև տաքացնելով:

Մինչև 423⁰C տաքացնելիս կարմիր ֆոսֆորը ցնդում է և առաջացած գոլորշիների սառեցումից գոյանում է սպիտակ ֆոսֆոր:

Կարմիր ֆոսֆորը համարյա թունավոր չէ և ավելի քիչ հրդեհավտանգ է քան սպիտակը: Օքսիդիչների հետ այն առաջանում է պայթուցիկ նյութեր:

Սև ֆոսֆորը ֆոսֆորի առավել կայուն ձևափոխությունն է: Այն ստացվում է սպիտակ ֆոսֆորից մեծ ճնշման տակ (1.2գպա) բարձր ջերմաստիճանում տաքացնելով

(∼200⁰C): Ճնշումը մինչև մթնոլորտային իջեցնելիս այն  վերածվում է սպիտակ ֆոսֆորի:

Տեսքով այն նման է գրաֆիտի, շոշափելիս յուղային էթվում, հեշտությամբ բաժանվում է թեփուկների: Սև ֆոսֆորը կիսահաղորդիչ է: Սենյակային ջերմաստիճանում ոչ մի լուծիչի մեջ չի լուծվում,թունավոր չէ, քիմիապես քիչ ակտիվ է, բոցավառվում է միայն 490⁰C-ում:

            >>

 

 

2.3.3. Քիմիական հատկությունները

Ֆոսֆորի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 1s²2s²2p⁶  3s²3p³ կամ

 

 

 

Այսինքն`

 

Եթե այս տարրը փոխազդի ուրիշի տարրերի հետ, ապա դրա ստոմի հետ կարող է կատարվել սկզբունքորեն երկու փոփոխություն:

Առաջին: Եթե ֆոսֆորը փոխազդի իրենից փոքր էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարերի հետ` ջրածին, մետաղներ, ապա կվերցնի կամ դեպի իրեն  կտեղաշորժի  երեք էլեկտրոն  լրացնելու  ատոմի շերտը, ուստի հանդես կբերի -3 օքսիդացման աստիճան: Այդ պատճառով այն պետք է առաջացնի PH₃ բանաձևով ջրածնական միացություն ֆոսֆորաջրածին (ֆոսֆին) կամ Ca₃P₂ – կալցիումի ֆոսֆիդ: Սակայն ջրածնի հետ ֆոսֆորն ուղղակիորոն չի միանում և ֆոսֆիտն ստացվում է կալցիումի  ֆոսֆիդի հիդրոլիզով

Ca₃P₂  + 6H₂O = 2PH₃+3Ca(HO)₂:

 

Ֆոսֆինը տհաճ նեխած ձկան հոտով գազ է, t_եռ.=-88⁰C, t_հալ.=-153⁰C: Ի տարբերություն NH₃-ի, ջրում վատ է լուծվում և չի փոխազդում, խիստ թունավոր է:

Ֆոսֆինի հիմնային հատկություններն անոնիակի համեմատ ավելի թույլ են արտահայտված: Ուժեղ թթուների  հետ այն առաջացնում է  ֆոսֆոնիումի աղեր, որոնք ամոնիումի աղերի համեմատ ավելի անկայուն են: Այդ աղերում կատիոն է ֆոսֆոնիում իոնը` PH^-₄: Ջրի մեջ լուծվելիս լրիվ քայքայվում  են վերածվելով ֆոսֆինի և համապատասխան թթվի:

 

PH₄Cl = PH₃ + HCl:

 

Ֆոսֆինը  բնականաբար ուժեղ վերականգնիչ է, քանի որ ֆոսֆորն այստեղ ունի ցածրագույն`-3 օքսիդացման աաստիճանը  և հեշտությամբ կարող է կորցնել էլեկտրոններ:

Օդում այն 100⁰C-ից բարձր  օքսիդանում է` առաջացնելով P₂H₅ Որը գոյացած ջրի հետ ի վերջո առաջացնում է ֆոսֆորական թթու

 

2PH₃ + 4O₂ = P₂H₅ + H₂O:

 

Ֆոսֆորի մյուս ջրածնական միացությունները` դիսֆոսֆինը P₂H₄ (հիդրազինի նմանակը) հեղուկ է t_եռ. = 63⁰C, t_հալ.=- 99⁰C: Ստացվում է ֆոսֆիդների հիդրոլիզից PH₃-ի ստացման ժամանակ, որպես երկրորդական արդյունք:

Երկրորդ: Երբ ֆոսֆորը փոխազդում է իրենից մեծ էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրերի հետ` թթվածին, հալոգեններ, այդ դեպքում կորցնում է արտաքին շերտի հինգ էլեկտրոնները կամ տեղաշարժվում դեպի այդ տարրերը և հանդես է բերում մինչև +5 օքսիդացման աստիճան: Սակայն ի տարբերություն ազոտի, ֆոսֆորը վալենտային շերտում ունի ազատ d-օրբիտալներ և այդ պատճառով բավականին տարբերվում է ազոտից: Դատարկ d-օրբիտալների շնորհիվ ֆոսֆորն առաջացնում է դոնոր-ակցեպտորային  էլեկտրոնային զույգերի դոնոր հանդիսացող տարրերի, հատկապես թթվածնի հետ: Այդ պատճառով ազոտից ֆոսֆորին անցնելիս ատոմի տրամագծի մեծացման հետևանքով Э-H կապի ամրությունը թուլանում է, իսկ Э-О կապի ամրությունն ուժեղանում է: Դոնոր-ակցեպտորային կապերի առաջացումով է բացատրվում ֆոսֆորի բուռն փոխազդեցությունը թթվածնի հետ և ֆոսֆորի թթվածնավոր միացությունների  բազմատեսակությունն ու կայունությունը: Ըստ էլեկտրոնային կառուցվացքի ֆոսֆորը  պետք է հանդես բերի +3 և +5 օքսիդացման աստիճաններ և առաջացնի երկու օքսիդ` P₂O₃ և P₂O_5, սակայն վերը նշված պատճառով առաջանում է P₄O₆  և P₄O₁₀ օքսիդներ:

Ֆոսֆորային անհիդրիդը` P<sub>4</sub>O<sub>6</sub>(P<sub>2</sub>O<sub>3</sub>), առաջանում է սպիտակ ֆոսֆոր դանդաղ օքսիդացումից, թթվածնի անբավարարության պայմաններում, իսկ ֆոսֆորական անհիդրիդը` P₄O₁₀(P₂O₅), օդի (թթվածնի) ավելցուկի դեպքում: P₄O₁₀  ստացվում է նաև ֆոսֆորի այլ տեսակներն օդի ավելցուկում տաքացնելիս: P₄O_6-ը սպիտակ, բյուրեղային, դյուրահալ նյութ է հալման ջերմաստիճանն է 24⁰C, եռմանը` 175⁰C: Տաքացնելիս այն քայքայվում է:

 

 

Որտեղ n-ը լինում է 2-ից 6:

Ֆոսֆորային անհիդրիդը դանդաղ միանում է սառը ջրի հետ` առաջացնելով ֆոսֆորային թթու` H₃PO₃: Այն բյուրեղային նյութ է, t_հալ.= 74 ⁰C: Միջին ուժի թթու է, որի աղերը` ֆոսֆորիտները, ջրում քիչ լուծելի են: Ֆոսֆորի (lll) օքսիդը, ինչպես և ֆոսֆորային թթուն ուժեղ վերականգնիչներ են:

Օրթոֆոսֆորային թթուն ստացվում է P₄O₆-ի սառը ջրի հետ փոխազդեցությունից

 

P₄O₆ + 6H₂O =  4H₃PO₃

Ինչպես նաև PCl₃-ի հիդրոլիզից

Հայտնի են նաև պիրոֆոսֆատային` H<sub>4</sub>P<sub>2</sub>O<sub>5</sub> և  մետաֆոսֆորային` HPO₂  թթուները:

Ֆոսֆորային թթուների աղերի` ֆոսֆիտների մեծ մասը ջրում չեն լուծվում: Տաքացնելիս H₃PO₃-ը ենթարկվում է անհամամասնական տրոհման

 

4H₃PO₃  = 3H₃PO₄  + PH₃:

 

Ֆոսֆորական անհիդրիդը սպիտակ փոշի է, ուժեղ հիգրոսկոպիկ է: Սրա ջուր կանելու հատկությունը գերազանցում է բոլոր հայտնի հիգրոսկոպիկ նյութերին:

Ֆոսֆորի (V) օքսիդին համապատասխանում են մի քանի թթուներ: Դրանց  ընդհանուր բանաձևն է` և լինում են երկու տեսակի օրթոֆոսֆորական  և պոլիֆոսֆորական թթուներ:

Օրթոֆոսֆորական թթուն` H₃PO₄ (հաճախ անվանում են պարզապես ֆոսֆորական թթու), պինդ նյութ է, t_հալ.=42⁰C: Ընդհանրապես օգտագործվում է H₃PO₄-ի 80%-անոց լուծույթը, որը մածուցիկ հեղուկ է: Օրթոֆոսֆորական թթուն միջին ուժի թթու է: Այն ստացվում է ֆոսֆորիտից:

 

Ca₃(PO₄)₂ +3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

 

Կամ P₂O₅-ի և ջրի փոխազդոցությունից:

Լաբորատոիայում ֆոսֆորական թթուն ստացվում է ազոտական թթվով ֆոսֆորի օքսօդացումից:

 

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

 

H₃PO₄-ը եռհիմն թթու է և առաջացնում է միատեղակալված (դիհիդրո-), երկտեղակալված (հիդրո-) և եռտեղակալված ֆոսֆորատներ:

KH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂ - միատեղակալված կամ դիհիդրոֆոսֆատներ:

K₂HPO₄, CaHPO₄ - երկտեղակալված կամ հիդրոֆոսֆատներ,

K₃PO₄, Ca₃(PO₄)₂ - եռտեղակալված կամ ֆոսֆատներ:

Միատեղակալված (առաջնայաին) ֆոսֆատներն ընդհանուր առմամբ լավ լուծվում են ջրում, գրեթե բոլոր երկտեղակալված (երկրորդային) և եռտեղակալված (երրորդական)  ֆոսֆատները քիչ լուծելի են:

Պոլիֆոսֆոտական թթուներից բյուրեղային վիճակում անջատվել է դիֆոսֆորական (կամ պիրոֆոսֆատական) թթուն` H₄P₂O₇-ը: Այն առաջացնում է 61⁰C-ում հալվածանգույն բյուրեղներ և ունի կառուցվածքը: Ջրում լրիվ լուծվում է ևավելի ուժեղ թթու է քան H₃PO₄-ը:

 

 

Աղերը հիմնականում լինում են երկու տեսակի, թթու աղեր Me₂H₂P₂O₇ և չեզոք աղեր Me₄P₂O₇ և կոչվում են համապատասխանաբար` դիհիդրոդիֆոսֆորատներ և դիֆոսֆորատներ: Սրանցից թթու աղերը ջրում լավ են լուծվում, իսկ չեզոքները քիչ լուծելի են:

Պոլիմետաֆոսֆորական թթուներն ունեն ընդհանուր (HPO₃)_n բանաձևը, որտեղ n-ը 3-ից մինչև 8 է: Այդպիսիք մի քանիսն են, բայց դրանց պայմանականորեն անվանում են «մետաֆոսֆորական թթուներ» և գրում են HPO₃ բանաևով:

Ջրային լուծույթում սրանք դանդաղ միանում են ջրի հետ`առաջացներով H₃PO₄:

Հակառակ պրոցեսն ընթանում է օրթոֆոսֆորական թթու ջրազրկվելիս:

 

 

Ֆոսֆորի այս թթուները կարելի է տարբերել իրարից AgNO₃-ի հետփոխազդեցության ռեակցիայով: Ag₃PO₄-ը  դեղին, իսկ Ag₄P₂O₇ և AgPO₃-ը սպիտակ նստվածքներ են: Բացի դրանից, H₃PO₄-ը և H₄P₂O₇-ը չեն մակարդում ձվի սպիտակուցը, իսկ HPO₃-ը` մակարդում է:

Մետաֆոսֆորական թթուները թունավոր են:

Ֆոսֆորը շատ բուռն փոխազդում է հալոգենների հետ, ընդ որում հալոգենի պակասի դեպքում առաջանում է PCl₃, իսկ ավելցուկի դեպքում PCl₅: Սրանք անհակադարձելիորեն հիդրոլիզվում են առաջացնելով համապատասխան թթուներ`

 

երկրորդ ռեակցիան ընթանում է երկու փուլով: Առաջինը`

 

 

Առաջանում է ֆոսֆորի օքսիքլորիդից` POCl₃: Ֆոսֆորի հալոգենների և POCl₃-ի հիդրոլիզն անհակացուցելի է:

           >>

 

 

2.3.4. Ֆոսֆոր կիրառությունները, հանքային պարարտանյութեր

Ֆոսֆոր մեծ քանակությամբ օգտագործվում է P₂O₅-ի և H₃PO₄-ի ստացման համար, լուցկու արտադրության մեջ, մետալուրգիայում` ֆոսֆորային թուջեր, բրոնզներ ստանալու համար: Այն օգտագործվում է նաև որոշ կիսահաղորդիչների`GaP, ZnP ստացման համար: Ֆոսֆորի այրման հետևանքով առաջանում է սպիտակ ծուխ, ուստի ֆոսֆորն օգտագործվում են ծխածածկույթ առաջացնող ռազմամթերքի պատրաստման համար:

Ֆոսֆորի միացությունների մեծ մասը ծախսվում է ֆոսֆորական պարարտանյութերի համար: Որպես պարարտանյութ օգտագործվում են մանրացված ֆոսֆորը`Ca₃(PO₄)₂, որը կոչվում է «ֆոսֆորային ալյուր», սակայն վերջինս փոքր լուծելիություն ունի ջրում և օգտագործվում է թթու հողերի համար: Ավելի հեշտ յուրացվող պարարտանյութեր ստանալու համար կալցիումի ֆոսֆատը վերածում են թթու աղերի:

«Սուպերֆոսֆատ»պարարտանյութը ստանում են` ֆոսֆատը ծծմբական թթվով մշակելով

 

 

Սուպերֆոսֆատը ֆոսֆորի մեծ պարունակություն չունի,քանի որ պարունակում է նաև CaSO₄:

«Կրկնակի սուպերֆոսֆատ»ստացվում է կալցիումի ֆոսֆատը ֆոսֆորական թթվով մշակելիս և ֆոսֆորի ավելի մեծ պարունակություն ունի:

 

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂

 

«Պրեցիպիտատ»-ը ստացվում է կալցիումի հիդրօքսիդի և ֆոսֆորական թթվի փոխազդեցությունից

 

 

Այս պարունակությունները կոչվում են «պարզ հանքային պարարտանյութեր,քանի որ պարունակում են բույսին անհրաժեշտ միայն մեկ տարր (P): «Բարդ հանքային պարարտանյութերը»պարունակում են, ֆոսֆատից բացի, բույսին անհրաժեշտ այլ տարրեր:

«Ամորֆը» ստացվում է ֆոսֆորական թթվի և ամոնիակի փոխազդեցությունից և կախված ելանյութերի քանակական հարաբերությունից, առաջանում է մոնոամոնիումի ֆոսֆատ` NH<sub>4</sub>H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub>, կամ դիամոնիումի ֆոսֆոտ` (NH₄)₂HPO₄: Օգտագործվում է նաև «նիտրոֆոսկ» պարարտանյութը, որը պարունակում է ազոտ, ֆոսֆոր և կալիում և ստացվում է (NH₄)₂HPO₄.-ը , NH₄NO₃ և KCl-ը միհալելով:

Ալկալիական մետաղների ֆոսֆատները, պոլիֆոսֆատները և պերօքսիֆոսֆատները մտնում են լվացող նյութերի  բաղադրության մեջ: Պոլիֆոսֆատներն օգտագործում են ջրի կոշտությունը փոքրացնելու համար: Դրանք Ca²⁺  և Mg²⁺ իոնների հետ առաջացնում են կոմպլեքս միացություններ և խանգարում են կաթսայաքարի առաջացմանը:

Ֆոսֆորի քլորիդներն օգտագործվում են ֆոսֆորօրգանական նյութեր սինթեզելու համար, որոնք ունեն կենսաբանական ակտիվություն և օգտագործվում են որպես դեղանյութեր:

              >>

 

 

2.4.Արսեն, անտիմոն, բիսմութ

2.4.1. Տարածվածությունը բնության մեջ

Երկրի կեղևում արսենի պարունակությունը կազմում է

Արսենի հիմնական միներալն արսենի կոլչեդանն է FeAsS: Դրանից բացի առաջացնում է ռեալգար`As<sub>4</sub> S<sub>4</sub> և աուրիպիգմենտ` As₂S₃ միներալները:

Անտիմոնի պարունակությունը կազմում է  Անտիմոնը հիմնականում հանդիպում է անտիմոնիտի (անտիմոնափայլի) `Sb₆S₃  ձևով:

Բիսմուտը կազմում է երկրի կեղևի  և հանդիպում է Բիսմուտիտի (բիսմուտ փայլ)` Bi<sub>2</sub>S<sub>3</sub>, ինչպես նաև բիսմուտ օխրա` Bi₂O₃, միներալի ձևով: Անտիմոնը և բիսմուտը հանդիպում են նաև ազատ վիճակում:

 

 

2.4.2.Ստացումը

Արսենն ստացվում է արսենի կոլչեդանի ջերմային քայքայումով

 

Կամ As₂O₃,  վերականգնումով, որը ստացվում է արսենի ծծմբային միացությունների թրծումից:

 

 

Անտիմոնն ստացվում է` իր սուլֆիտները երկաթի հետ միահալելով

Sb₂S₃ + 3Fe = 2Sb + 3FeS

 

կամ սուլֆիդների օքսիդացումից ստացված օքսիդն ածխածնելով վերականգնելով`

Բիսմուտն ստացվում է նույն կերպ

Բիսմուտի մեծ մասն ստացվում է կապարի և պղնձի թափոնների վերամշակումից:

          >>

 

 

 

2.4.3. Ֆիզիկական հատկությունները

Ազատ արսենն առաջացնում է մի քանի ազոտրոպ ձևափոխություններ: Առավելապես կայուն մետաղական արսենը, որը մոխրապողպատագույն դյուրաբեկ բյուրեղային նյութ է, հեշտությամբ փշրվում է սանդի մեջ վերածվելով փոշու: Մետաղական (կամ մոխրագույն) արսենի խտությունը 5.72 գ/սմ³է, տաքացնելիս սուբլիմացվում է, ունի մետաղներին բնորոշ էլեկտրահաղորդականություն:

Անտիմոնն ազատ վիճակում առաջացմում է մետաղական փայլ ունեցող սպիտակ-արծաթավուն բյուրեղներ, 6.68 գ/սմ³ խտությամբ: Անտիմոնը ևս փխրուն է, սակայն ջերմություն և էլեկտրական հոսանք վատ է հաղորդում:

Բիսմութը փայլուն, սպիտակ-արծաթավուն, թույլ վարդագույն երանգով մետաղ է, 9.8գ/սմ³ խտությամբ, ավելի քիչ փխրուն, քան անտիմոնը: Բիսմութը պատկանում է այն քիչ թվով մետաղների թվին, որոնց խտությունը հեղուկ վիճակում ավելի մեծ է, քան պինդ վիճակում:

Արսենի և անտիմոնի գոլորշիներում կան As₄  և Sb₄  մոլեկուլներ, իսկ բիսմութի գոլորշիների համար բնորոշ են Bi₂ մոլեկուլները:

 

 

 

2.4.4. Քիմիական հատկությունները

Այս տարրերիարտաքին էլեկտրոնային շերտերի կառուցվածքը հիմնական վիճակում As…3d¹⁰4s²4p³, Sb…4d¹⁰5s²5p³ և Bi…4f¹⁴5d¹⁰6s²6p³ է: Միջուկի լիցքի աճին զուգընթաց այս տարրերի մոտ կայունանում է ցածրագույն (+3) օքսիդացման աստիճանը, որը պայմանավորված է քիմիական կապի մեջ միայն P էլեկտրոնների ընդգրկումով: Դա պայմանավորված է նրանով, որ աճում է էներգիաների տարբերությունը S և P վիճակների միջև: Այդ պատճառով արսենի համար հավասարապես բնութագրական են +3 և +5 օքսիդացման աստիճանը, անտիմոնի մոտ առավել հաճախ հանդիպում է +3 օքսիդացման աստիճանը, իսկ բիսմութն ունի հիմնական +3 օքսիդացման աստիճանով միացություններ: Bi⁺⁵ պարունակող միացությունները շատ   քիչ են և լինելով ուժեղ օքսիդիչներ`  հեշտությամբ վերածվում են Bi⁺³-ի:

Իրենցից փոքր էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրերի, մասնավորապես ջրածնի հետ կազմված միացություններում այս տարրերը ցուցաբերում են -3 օքսիդացման աստիճան:

Ջրածնի հետ AS-ը, Sb-ը, Bi-ը չեն փոխազդում: Սրանց ջրածնական միացությունները` Արսենը` AsH₃, ապա նաև As₂O₃, ստիրինը` SbH<sub>3</sub>  և բիսմուտինը`BiH₃ ստացվում են այդ տարրերի մետաղների հետ կազմված միացությունների վրա թթուներով ազդելիս

 

Ca₃As₂ + 6HCl = 2AsH₃ + 3CaCl₂:

AsH₃-ը և SbH₃-ն անդուր հոտով, խիստ թունավոր գազեր են, հեշտությամբ քայքայվում են: Ջրում վատ են լուծվում, ի տարբերություն NH₃-ի  և PH₃-ի, թթուների հետ աղերը չեն առաջացնում, լավ վերականգնիչներ են: BiH₃-ը նույնպես գազ է, սակայն ավելի անկայուն քան SbH₃-ը:

Տաքացնելիս As-ը, Sb-ը  և Bi-ը փոխազդում են թթվածնի հետ` առաջացնելով Э<sub>2</sub>O<sub>3</sub> բանաձևով օքսիդներ: Այդ օքսիդիչները բյուրեղային նյութեր են: Բարձր ջերմաստիճանում (400<sup>0</sup>C) թթվածնի ավելցուկի  պայմաններում անտիմոնն առաջացնում է Sb<sub>2</sub>Օ<sub>4</sub> օքսիդը, որն ավելի բարձր`1000⁰C-ում քայքայվում է Sb₂Օ₃-ի և թթվածնի: Արսենային անհիդրիդը`As<sub>2</sub>O<sub>3</sub>-ը,  սպիտակ գույնի պինդ նյութ է, ջրում մասամբ է լուծվում, առաջացնելով արսենային թթու` H₃AsO₃, որը հայտնի է միայն լուծույթում: Ջուրը գոլորշիանալիս այն քայքայվում է` առաջացնելով նախ մետաարսենային թթու`HAsO₂,ապա նաև As₂O₃, որի բյուրեղացումը լուծույթից ուղեկցվում է լյումինիսցենցիայով: Sb₂O₃-ը և Bi₂O₃-ը ջրում չեն լուծվում, և դրանց համապատասխան հիդրօքսիդները`Sb(OH)₃-ը և Bi(OH)₃-ն ստացվում են համապատասխան աղերից, ալկալիով դուրս մղելով Անտիմոնի (lll) հիդրօքսիդը որոշակի բաղադրություն չունի և դրա բանաձևն է  սակայն պայմանականորեն գրվում է Sb(OH)₃: Այդ հիդրոքսիդն ամֆոտեր է

 

Sb(OH)₃ + 3HCl = SbCi₃ + 3H₂O,

Sb(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Sb(OH)₆]

Հալույթում ընթանալիս`

Sb(OH)₃ + NaOH = Na₃SbO₂ + 2H₂O

 

Bi(OH)₃-ի համար բնորոշ են հիմնային հատկությունները:

Այս տարրերի հինգվալենտ` Э₂O₅ օքսիդների կայունությունը փոքրանում է As-ից Bi-ի անցնելիս: Bi₂O₅ը հեշտությամբ քայքայվում է Bi₂O₃-ի և O₂-ի:

Արսենական անհիդրիդը`As<sub>2</sub>O<sub>5</sub>-ն ապակենման նյութ է, ստացվոում է արսենական թթվի` H₃AsO₄-ի ջրազրկումից 120⁰C-ում, իսկ վերջինս ստացվում է`As₂O₃-ի վրա ուժեղ օքսիդիչներ ազդելով:

3As₂O₃ + 4HNO₃ + 7H₂O = 6H₃AsO₄ + 4NO,

 

Մինչև 500⁰C տաքացնելիս As₂O₅-ը քայքայվում է

As₂O₅  = As₂O₃  + O₂:

 

As₂O₅-ն ուժեղ հիգրոսկոպիկ է, ջրի հետ փոխազդելիս առաջանում է արսենիական թթու` H₃AsO₄:

Ի տարբերություն H₃A₃O₃-ի  H₃A₃O₄-ը կայուն է, լուծույթից բյուրեղանում է  ձևով: Սա միջին ուժի թթու է: Անտիմոնը ազոտական թթվով օքսիդացնելիս անջատվում է  նստվածքը (H₃SbO₄): Br⁺⁵ ստանալու համար օգտագործվում են ավելի ուժեղ օքսիդիչներ

 

Bi(OH)₃+Cl₂  + 3NaOH =NaBrO₃ + 2NaCl+ 3H₂O:

 

Թթվային միջավայրում Sb₂O₅-ն ուժեղ օքսիդիչ է

Sb₂O₅ +10HCl = 2SbCl₃ + 2Cl₂ + 5H₂O:

Bi₂O₅ օքսիդիչն ունի կարմրամոխրագույն գույն, ստացվում է

B₂O₃ + 2O₃ = B₂O₅ + 2O₂:

 

Այս օքսիդը շատ անկայուն է և քայքայվում է B₂O₃-ի և O₂-ի արդեն 100⁰C -ում:

As-ը, Sb-ը  և Bi-ը  հեշտությամբ փոխազդում են հալոգենների հետ: Անտիմոնի փոշին ակնթարթորեն այրվում է քլորի մեջ, քանի որ այդ ռեակցիան ունի մեծ ջերմային էֆեկտ  Ծծմբի հետ այս տարրերը փոխազդում են` առաջացնելով հիմնականում Э₂S₃ և Э₂S_{5 n}բաղադրությամբ սուլֆիդներ: Ընդ որում, Sb-ի  և Bi -ի համար բնորոշ են Э₂S₃ սուլֆիդները:

         >>

 

 

2.4.5.Կիրառությունները

Ասենը կիրառվում է որպես հավելանյութ որոշ համաձուլվածքներում  Արսենի միացություններն օգտագործվում են գյուղատնտեսական  վնասատուների  դեմ պայքարելու համար:  Արսենի և անտիմոնի  շատ միացություններ`GaAs, InSb օգտագործվում են կիսահաղորդչային տեխնիկայում:

Անտիմոնի որոշ համաձուլվածքներ օգտագործվում են տպագրական տեխնիկայում:

Բիսմութը մտնում է շատ դյուրահալ համաձուլվածքների  բաղադրության մեջ:

 

 

3.Երկրորդական ենթախումն

3.1. Պատմական ակնարկ

Վանադիումը հայտնաբերվել է Մ. Դելրիսի 1801թ. Մեքսիկայի կապարի հանքում, իսկ 1830թ.-ի Շվեդացի Ն. Սեֆստիյմը երկաթի հանքում  և անվանել է վանադիում ի պատիվ գեղեցկության թագուհի Վանադիսի:

Նիոբիումը հայտնաբերել է 1801թ. Անգլիացի Չ. Հարձերի կողմից և անվանվել է «կոլումբիտ»: 1844թ. գերմանացի Հ. Ռոզեն հայտնաբերվեց  նոր տարրը, անվանեց «նիորիում»: Հունական դիցաբանության հերոս Տանտալի աղջկա Նիոբոմի անունով` դրանով նշելով տարրի նմանությունը Տանտալին: Հետագայում պարզվեց, որ դա նույն կոլումբիումն է:

Պրոտակտինիումը հայտնագործվել է 1913թ. Գերմանացիներ O.Գեորինգի և Կ. Ֆայանսի կողմից: Ռադիոակտիվ այս տարրերից է ստացվում է ակտինիումը, որտեղից էլ ծագել անունը (հուն. Protos-առաջին):

Տանտալը հայտնաբերվել է շվեդ Ա. Էքսբերգը 1802թ. և անվանել ի պատիվ հունական դիցաբանության հերոս Տանտալի:

                 >>

 

 

3.2. Տարածվածությունը բնության մեջ

Վանադիումի, նիոբիումի, տանտալի և պրոտակտինիումի պարունակությունը երկրի կեղևում համապատասխանաբար  Սրանք ցրված տարրեր են և պարունակում են որպես խառնուրդներ երկաթի, տիտանի, կապարի հանքերում: Այս մետաղները պարունակող  կարևորագույն մետաղներն են պատրոնիտը` VS<sub>2-2</sub>,<sub>5</sub> վանդանիտը`  կոլումբիտը` Fe(NbO<sub>3</sub>)<sub>2</sub> և տանտալիտը` Fe(TaO₃)₂.:

 

 

3.3.Ստացումը

Վանադիումը հիմնականում ստացվում է վանադիում պարունակող երկաթահանքի վերամշակումից: Դոմենյան պրոցեսում վանադիումն անցնում է թուջի մեջ, որից պաղպատ ստանալիս այն անցնում է շլակների մեջ FeVO₄ միացության ձևով: Վերջինից ստանում են V₂O₅, որից վանադիումը վերականգնում են ալյումինաթերմիկ եղանակով:

Մետաղական նիոբիումն ստանում են NbC և Nb₂U₅, խառնուրդը ցածր ճնշման տակ 1700⁰C տաքացնելով, որպեսզի հեռանա առաջացած CO-ն: Մետաղական տանտալն ստանում են K₂TaF₇-ի հալույթի էլեկտրոլիզից` դրա մեջ ավելացնելով Ta₂O₅:

             >>

 

 

3.4. Ֆիզիկական հատկությունները

Վանադիումիկարգային համարն է 23, միջին իզոտոպային զանգվածը` 50,94, կազմված երկու իզոտոպներից` ⁵¹V(99,75%) և  ⁵⁰V(0,25%):

Նատրիումի կարգային համարն 41, ատոմական զանգվածը` 92.91, ունի երկու իզիտոպ` ⁹³Nb:

Տանտալի կարգային համարն է 73, միջին իզոտոպային զանգվածը 180.95, ունի երկու իզոտոպ` ¹⁸¹Ta(99,98%) և ¹⁸⁰Ta(0,12%):

Վանադիումը, նիոբիումը և տանտալը սպիտակ արծաթափայլ մետաղներ են: Մակերեսի օքսիդացման դեպքում ձեռք են բերում մուգ երանգ: Այս մետաղների խտությունները համապատասխանաբար 5.96, 8.57 և 16.6 գ/սմ³ է, իսկ հալման ջերմաստիճանները` 1900, 2500 և 3000⁰C: Նիոբիումը և տանտալը դժվարահալ մետաղներ են: Սրանք կարծր են, ոչ փխրուն, լավ ենթարկվում են մեխանիկական մշակման:

 

 

3.5. Քիմիական ահտկությունները

Այս մետաղների արտաքին էլեկտրոնային թաղանթներն ունեն հետևյալ կառուցվածքը` V…3d<sup>3</sup>4s<sup>2</sup>, Nb…4d<sup>4</sup>5s<sup>1</sup>, Ta…4f<sup>14</sup>5d<sup>3</sup>6s<sup>2</sup>: Այս տարրերը հանդես են բերում O-ից մինչև +5 բոլոր օքսիդացման աստիճանները, ընդ որում, օքսիդացման աստիճանի մեծացման հետ ուժեղանում են օքսիդների թթվային հատկությունները: Այսպես,VO-ն հիմնային օքսիդ է, որին համապատասխանում է V(OH<sub>2</sub>) հիմքը, V<sub>2</sub>O<sub>3</sub>-ն ամֆոտեր օքսիդ է [V(OH)<sub>3</sub>], VO<sub>2</sub>-ը ևս ունի հիմնային հատկություններ, իսկ V<sub>2</sub>O<sub>5</sub>-ը թթվային օքսիդ է և հանդիսանում է մետավանադական թթվի` HVO₃ անհիդրիդը:

Սենյակային ջերմաստիճաններում այս մետաղների վրա օդը, ջուրը և շատ քիմիակաան ռեագենտներ չեն ազդում: Տաքացնելիս փոխազդում են թթվածնի և հալոգենների հետ: Բարձր ջերմաստիճաններում և փոշի վիճակում այս մետաղները փոխաղդում են ջրի հետ` դուրս մղելով ջրածին: Սենյակային ջերմաստիճաններում վանադիումը փոխազդում է HF-ի հետ և կոնցենտրիկ HNO₃-ի հետ: Նիոբիումը և տանտալն ավելի պասիվ են: HF-ի հետ սրանք փոխազդում են ավելի դանդաղ, բայց լուծվում են HF և HNO₃ խառնուրդում

3Nb + 5HNO₃ + 21HF = 3H₂NbF₇ + 5NO + 10H₂O:

 

Այս տարրերի միացություններից առավել կայուն են +5 օքսիդացման ջերմաստիճանով միացությունները: Ցածր օքսիդացման աստիճանով (+1, +2, +3, +4) միացությունները հեշտությամբ օքսիդանում են +5-ի, ընդ որում այդ տենդենցը V-Nb-Ta շարքում ուժեղանում է:

Այս տարրերի երկվալենտ միացությունները քիչ են և դրանցից առավել կայուն են V⁺²-ները: Վանադիումի(lll) օքսիդը ստանում են V₂O₅-ը ջրածնով վերականգնելով 1700⁰C-ում: NbO-ն և TaO-ն վերականգնելով Nb₂O₅-ը և Ta₂O₅-ն ածխածնով 1100⁰C-ում: Հալոգենիդներից առավել ուսումնասիրված է VCl₂-ը: Սա  ոուժեղ վերականգնիչ է նույնիսկ օքսիդանում է ջրով:

 

Այս տարրերի +3 օքսիդացման աստիճանով միացություններն ավելի շատ են հայտնի, մասնավորապես V⁺³-ը, որոնք հեշտությամբ օքսիդանում են:

Վանադիումի (lll) օքսիդը` V<sub>2</sub>O<sub>3</sub>-ն, ստացվում է V<sub>2</sub>O<sub>5</sub>-ի բարձր ջերմաստիճանային վերականգնումով ջրածնով: Ջրում գործնականորեն չի լուծվում և համապատասխան հիդրօքսիդը` V(OH)₃, ստացվում է V⁺³-ի աղերի և ալկալինների փոխազդեցությունից:

 

VCl₃ +3NaOH =3NaCl+V(OH)₃:

 

Հայտնի են բազմաթիվ միացություններ, որոնցում վանադիումն ունի +4 օքսիդացման աստիճան: Վանադիումի (lV) օքսիդը` VO<sub>2</sub> ստացվում է` վերականգնելով V₂O₅-ը թրթնջկաթթվով, NbO-ն Nb₂O₅-ի վերականգնումով ջրածնով, իսկ TaO₂-ը Ta₂O₅-ի վերականգնումով ածխածնով: Այս օքսիդները ջրում չեն լուծվում: VO₂-ն ունի ամֆոտեր բնույթ և արագ լուծվում է ինչպես թթուներում, այնպես էլ ալկալիներում:

 

VO₂ + 2HCl + 4H₂O = [VO(H₂O)₅]Cl₂:

4VO₂ + 2KOH = K₂V₄O₉  = H₂O

 

Ստացված աղը` K<sub>2</sub>V<sub>4</sub>O<sub>9</sub>-ը, տետրավանադիումական թթվի` H₂V₄O₉ աղն է:

Այս տարրեր բարձրագույն օքսիդները`V₂O₅, Nb₂O₅, Ta₂O₅ ստացվում են մետաղները կամ դրանց նիտրիդները, կարբիդները թթվածնի մեջ շիկացնելով: V₂O₅-ը նարնջագույն նյութ է, հեշտությամբ լուծվում է ալկալիններում առաջացնելով տարբեր վանադատներ:

 

V₂O₅ + 6KOH = 2K₃VO₄ + 3H₂O

 

Nb₂O₅-ը և Ta₂O₅-ը  ջրում չեն լուծվում, իսկ ալկալինների հետ փոխազդում են հալույթներում: Հալույթների հետ այս մեաղնեերն առաջացնում են պենտահալոգենիտներ` VF₅, Nb₂Cl₅, TaCl₅, որոնք դյուրահալ, հեշտ ցնդող մետաղներ են:

                 >>

 

3.6. Կիրառությունները

Վանադիումի քանակության մոտ 95%-ն օգտագործվում է մետալուրգիական արդյունաբերության մեջ: Վանադիումի փոքր քանակությունները պողպատին տալիս են առանձգականություն և  մեծ դիմադրողականություն հարվածների նկատմամաբ: Պողպատի վրա վանադիումը թողնում է լեգիրացնող ազդեցություն:

Նատիումի և տանտալի համաձուլվածքները ջերմամուր են և կոռոզիակայուն, օգտագործվում են  կտրող և կոռոզիակայուն պողպատների ստացման համար: Նիոբիումն օգտագործվում է ռադիոտեխնիկայում` ռենտգեն և ռադիոլակացիոն սարքավորումների պատրաստման համար: Տանտալը կիրառվում է քիմիական արդյունաբերության մեջ, մասնավորապես որպես փոխարինիչ ոսկու, արծաթի և պլատինի, թթուների նկատմամբ կայուն սարքավորունմերի պատրաստման դեպքում: Տանտալը չի փոխազդում մարդու օրգանիզմի կենդանի հյուսվածքների հետ, ուստի այն կիրառվում են կոտրվածքների ոսկորներն իրար ամրացնելու համար: Տանտալի և նատրիումի (90%Ta  և 10%Nb) համաձուլվածքն օգտագործվում են ռեակտիվ և տիեզերական տեխնիկայում, քանի որ այն կարելի է շահագործել մինչև 2300⁰C-ում: Վանադիումի (V) օքսիդը կիրառվում է որպես կատալիզատոր ծծմբական թթվի ստացման ժամանակ:

 

 

Ամփոփում

Պարբերական համակարգի հինգերորդ խմբի տարրերն ունեն հնգական վալենտական էլեմենտներ: Ազոտի, ֆոսֆորի, արսենի, անտիմոնի և բիսմութի ատոմներում այդ էլեկտրոնները գտնվում են արտաքին շերտում` երկուսը s և երեքը` p ենթաշերտերում (….ns²np³): Ուստի այդ տարրերը վերցնում են կամ դեպի իրենց  են տեղաշարժում երեք էլեկտրոն լրացնելով արտաքին շերտը և ոչ մետաղներ են, ընդ որում, (N→Bi) շարքում այդ հատկությունները թուլանում են, և բիսմութը հանդես է բերում մետաղական հատկություններ: Բնության մեջ ազոտը տարածված է նաև աղատ վիճակում, իսկ մյուսները`  միացությունների մեջ: Ազատ վիճակում ազոտը գազ է , իսկ մյուսները պինդ նյութեր: Ազոտն ստացվում է օդից, իսկ մյուսները` միացություններից վերականգնելով:

Ջրածնի և իրենից փոքր էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրերի հետ միանալիս այս տարրերն առաջացնում են միացություններ, որոնցում հանդես են բերում -3 օքսիդացման աստիճան:  շարժում այդ միացությունների կայունությունը փոքրանում է:

Ամոնիակը (NH₃) կարևոր նյութ է` օգտագործվում է հիմնականում ազոտական թթու ստանալու համար:

Թթվածնի հետ փոխազդելիս առաջացնում են  օքսիդներ: Ազոտը +1-ից մինչև +5  օքսիդացման աստիճանով, որոնցից N₂O-ն և NO-ն աղ առաջացնող, իսկ մյուսները (N₂O₃, NO₂ և N₂O₅) թթվային օքսիդներ են: Հանդես են բերում +1-ից մինչև +4 օքսիդացման աստիճանով միացություններ, որոնցից առավել բնորոշ են +3 և +5 օքսիդացման աստիճանները:

Ազոտն առաջացնում է երկու թթվածնավոր թթուներ` ազոտային (HNO<sub>2</sub>) և ազոտական `(HNO₃):

Մնացած տարրերը հիմնականում առաջացնում են +3 և +5 օքսիդացման աստիճանով օքսիդներ են: Ֆոսֆորի (V) օքսիդը` P<sub>2</sub>O<sub>5</sub> հիգրոսկոպիկ նյութ է և առաջացնում է մի քանի ֆոսֆորական թթուներ` HPO₃-մետա, H₄P₂O₇-պիրո և H₃PO₄-օրթոֆոսֆորական թթուներ: Ֆոսֆորական թթվի աղերը պարարտանյութեր են` Ca₃(PO₄)₂-ֆոսֆորական այլուր,

 -հասարակ սուպերֆոսֆատ, Ca(H₂PO₄)₂-կրկնակի  սուպերֆոսֆատ, պրոցիպտատ`  ամոֆոսներ` NH₄H₂PO₄  և (NH₄) ₂HPO₄:

Վանադիումը, նատրիումը և տանտալը մետաղներ են, քանի որ հինգ վալենտական էլեկտրոններից երկուսն արտաքին շերտում են(նիրբիումի ատոմում` մեկը), իսկ երեքը` նախավերջին d-ենթաշերտում (Nb- համար` չորսը): Սրանք դժվարահալ մետաղներ են: Հանդես են բերում +1–ից մինչև +4 օքսիդացման աստիճաններով միացություններ, որոնց առավել բնորոշ են+3 և+5 օքսիդացման աստիճանները: Ցածր օքսիդացման աստիճանի օքսիդներն ունեն հիմնային բնույթ և հիդրօքսիդները հիմքեր են, միջին օքսիդացման աստիճանի օքսիդներն ու հիդրօքսիդներն ամֆոտեր են, իսկ բարձր օքսիդացման աստիճանի օքսիդները թթվային են:     

Վանադիումի թթուներն են HVO₄-մետավանադական, H₂V₄O₉-տետրավանադիումական  և H₃VO₄-օրթովանանդական թթուները: Այս մետաղները հիմնականում կիրառվում են կոռոզիակային կայուն, առանձգական պողպատների ստացման համար:

                >>

 

 

Սովորելու նպատակը

Այս բաժինը սովորելուց հետո դուք պետք է կարողանաք.

 

1 . Տալ հինգերորդ խմբի ընդհանուր բնութագիրը` ելնելով խմբի մեջ մտնող տարրերի ատոմների էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքից, պատճառաբանել խումբը, ենթախմբերի բաժանելը, ազոտի ենթախմբի տարրերի ոչ մետաղական և վանադիումի ենթախմբի տարրերի մետաղական հատկություններ ունենալը:

2. Ելնելով ազոտի ենթախմբի տարրերի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքից` արտածել դրանց քիմիական հատկությունները, այն բաժանելով երկու հիմնական       մասերի.

      ա) երբ փոխազդում են իրենցից փոքր էլեկտրաբացասականություն ունեցող տարրերի( ջրածին, մետաղներ) հետ,

       բ) երբ փոխարինում են իրենցից մեծ էլեկտրաբացականություն ունեցող տարրերի (թթվածին, հալոգեններ) հետ:

3. Համեմատել տարրերի հատկությունները   շարքում, բացատրել հատկությունների փոփոխման պառճառները, առաջացրած միացությունների կայունությունն ու      բնույթը:

4. Ելնելով վանադիումի ենթախմբի տարրերի ատոմների էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքից` արտածել այդ տարրերի հատկությունները և V-Ta  շարքում դրանց փոփոխման օրինաչափությունները:

 

 

Հիմնական հասկացությունները և միացությունները

Ազոտն անգույն, անհոտ գազ է: Ֆոսֆորը պինդ նյութ է, ունի երեք ազոտրոպ ձևափոխություններ` սպիտակ կարմիր և սև: Արսենը, անտիմոնը և բիսմութը պինդ նյութեր են:NH<sub>3</sub>-ը` ամոնիակը, գազ է ունի հիմնային բնույթ, ջրում լուծվում է, առաջացնելով ամոնիումի հիդրօքսիդ` NH<sub>4</sub>OH: Ազոտային թթուն` HNO₂-թույլ թթու է: HNO₂-ազոտական թթուն ուժեղ թթու  է, աղերը` KNO₃, Ca(NO₃)₂  կոչվում են նիտրատներ:

Օրթոֆոսֆորական թթուն` H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> աղերը պարարտանյութեր են`  -հասարակ սուպերֆոսֆատ, Ca(H₂PO₄)₂-կրկնակի սուպերֆոսֆատ:

Արսենի կարևորագույն ազոտրոպ ձևափոխությունը մետաղական արսենն է: Արսենը, անտիմոնը և բասմութը փխրուն պինդ բյուրեղային նյութեր են: Կարևորագույն օքսիդացման աստիճաններն են -3, +3, և +5: Ջրածնական միացությունները` AsH<sub>3</sub>, SbH<sub>3</sub>, և BrH<sub>3</sub>, անդուր հոտով թունավոր գազեր են: H<sub>3</sub>AsO<sub>4</sub>-արսենական թթուն բյուրեղային նյութ է, աղերը` (K₃AsO₄) կոչվում են արսենիտներ:

Վանադիումը, նիոբիումը և տանտալը մետաղներ են:

HVO₃-մետավանադական թթու, աղերը` KVO<sub>2</sub> կալիումի մետավանադատ, H<sub>2</sub>V<sub>4</sub>O<sub>9</sub>-տետրավանդական թթու, աղերը`K₂V₄O₉-կալիումի տետրավանդատ:

H₃VO₄-օրթովանադական թթու, աղերը` օրթովանդատներ (K₃VO₄-կալիումի տետրավանդատ): V, Nb, Ta կիրառվում են հատուկ, կոռոզիա կայուն պողպատների ստացման համար:

                        >>

Արմեն Շահենի Գրիգորյան

 

ՊԱՐԲԵՐԱԿԱՆ ՀԱՄԱԿԱՐԳԻ ՀԻՆԳԵՐՈՐԴ ԽՈՒՄԲ

 

Ուսումնական ձեռնարկ

Խմբագիր` Ն.Ա. Խաչատրյան