Азот. N – достаточно инертный при нормальных условиях

Азот.
N – достаточно инертный при нормальных условиях двухатомный газ без
цвета, вкуса и запаха. В жидком состоянии – бесцветная, подвижная, как
вода, жидкость. При контакте с воздухом поглощает из него кислород.
Хим.св-ва:1) при обыч-х усл-х реагирует только с литием 6Li + N2 → 2Li3N
2) 3Mg + N2 → Mg3N2
2B + N2 →2BN
Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной
температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов,
например, со ртутью.
Получение: лаб.методы: 1) NH4NO2 → N2↑ + 2H2O
2)2NH3 + 3CuO → N2↑ + 3H2O + 3Cu
Применение: индустрия удобрений, взрывчатых веществ, красителей,
медикаментов и т.д.
Наиболее распространён аммиачный способ связывания атмосферного азота.
Обратимая реакция синтеза аммиака: 3H2 + N2 ↔ 2NH3 Процесс ведут при
температуре 400—600°С и давлении 1000 атмосфер в присутствии
катализаторов(железа с примесями оксидов алюминия и калия).
Существует и ещё один, менее распространённый способ промышленного
связывания атмосферного азота — цианамидный метод, основанный на
реакции карбида кальция с азотом при 1000 °C. Реакция происходит по
уравнению: CaC2 + N2 → CaCN2 + C.
Азотная кислота.
Азо́тная кислота́ (HNO3), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная
кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и
ромбической решётками. Смешивается с водой в любых соотношениях. В
водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.
Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие
происходящего на свету процесса разложения:4HNO3=4NO2+2H2O+O2
Хим.св-ва: 1)Cu+4HNO3(конц)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O
2) Cu+8HNO3(разб)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O
Некоторые металлы (железо, хром, алюминий), реагирующие с разбавленной
азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и
устойчивы к её воздействию.
Получение: 1) 4NH3 + 5O2 (Pt) → 4NO + 6H2O
2NO + O2 → 2NO2
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3.
2) KNO3 + H2SO4(конц.) (t°) → KHSO4 + HNO3↑
Проиенение: в производстве минеральных удобрений;в военной
промышленности;в фотографии — подкисление некоторых тонирующих
растворов;в станковой графике — для травления печатных форм.
Нитраты — получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды
или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Их растворы
обладают незначительными окислительными свойствами.
1)При нагревании нитраты разлагаются, нитраты щелочных металлов
превращаются в нитриты:2KNO3=2KNO2+O2
2)Соли др.металлов образ-т оксиды: 2Cd(NO3)2=2CdO+4NO2+O2
3)При разложении нитратов металлов, оксиды которых нестабильны,
выделяется свободный металл:2AgNO3=2Ag+2NO2+O2
Нитраты — широко используются как удобрения.
Азотные удобрения
Азотные удобрения — неорганические и органические азотосодержащие
вещества, которые вносят в почву для повышения урожайности. К
минеральным азотным удобрениям относят амидные, аммиачные и
нитратные. Азотные удобрения получают главным образом из
синтетического аммиака. Из-за высокой мобильности соединений азота его
низкое содержание в почве часто лимитирует развитие культурных растений,
поэтому внесение азотных удобрений вызывает большой положительный
эффект. Из всех типов удобрений азотные наиболее подвержены
воздействию со стороны почвенных микроорганизмов. В первую неделю
после внесения до 70 % массы удобрения потребляется бактериями и
грибами (иммобилизуются), лишь после их гибели входящий в их состав азот
может использоваться растениями.
Алюминий
Простое вещество— лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета,
легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий
обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за
счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих
поверхность от дальнейшего взаимодействия. Наиболее распространённый
металл и третий по распространённости (после кислорода и кремния)
химический элемент в земной коре.
Хим.св-ва: 1) 4Al + 3O2 = 2Al2O3
2) 2Al + 3Br2 = 2AlBr3
3) 2Al + 3S = Al2S3
4) 2Al + N2 = 2AlN
5) 4Al + 3С = Al4С3
6) 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
7) 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
8) 2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
9) 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
Применение: Широко применяется как конструкционный материал. Широко
распространён в тепловом оборудовании. Алюминий и его сплавы сохраняют
прочность при сверхнизких температурах. Благодаря этому он широко
используется в криогенной технике. Сульфид алюминия используется для
производства сероводорода.
Сплавы на основе алюминия: Алюминиево-магниевые сплавы обладают
высокой коррозионной стойкостью и хорошо свариваются; из них делают,
например, корпуса быстроходных судов. Алюминиево-марганцевые сплавы
во многом аналогичны алюминиево-магниевым. Алюминиево-медные
сплавы (в частности, дюралюминий) можно подвергать термообработке, что
намного повышает их прочность. К сожалению, термообработанные
материалы нельзя сваривать, поэтому детали самолётов до сих пор
соединяют заклёпками. Сплав с бо́льшим содержанием меди по цвету внешне
очень похож на золото, и его иногда применяют для имитации последнего.
Алюминиево-кремниевые сплавы (силумины) лучше всего подходят для
литья. Из них часто отливают корпуса разных механизмов.
Алюминиевые квасцы(двойные соли), соли, образуемые сульфатом
алюминия с сульфатами некоторых одновалентных металлов общей формулы
R2SO4·Al2(SO4)3·24H2O (где R — K, Na, NH4 и др.). Поскольку А. к. —
комплексные соединения, их формулы часто пишут в виде
R[AI(SO4)2]·12H2O. А. к. — бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в
воде. Наиболее важны алюмокалиевые квасцы. Их получают, обрабатывая
боксит или глину горячей серной кислотой и добавляя затем к раствору
K2SO4. В промышленности А. к. применяют как протраву при крашении
тканей, для «белого» дубления кож, при проклеивании бумаги; в медицине —
для остановки кровотечения при мелких порезах
Селен.
Селе́н — химический элемент с атомным номером 34 в периодической
системе, обозначается символом Se, хрупкий блестящий на изломе неметалл
чёрного цвета.
Содержание селена в земной коре около 500 мг/т. Образует минералы:
ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, хастит CoSe2. В природе
существует 6 изотопов селена.
Хим.св-ва: как у серы
Получение: Значительные количества селена получают из шлама медноэлектролитных производств, в котором селен присутствует в виде селенида
серебра. Применяют несколько способов получения: окислительный обжиг с
возгонкой SeO2; нагревание шлама с концентрированной серной кислотой
Применение: в произ-ве полупроводников.
Аммиак.
Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный
газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое
легче воздуха, ядовит. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика —
около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в
вершине.
Хим.св-ва: 1) NH3 + H2O → NH4OH
2) NH3 + HNO3 → NH4NO3
3) 2NH3 + 2К = 2KNH2 (амид калия) + Н2
4) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20
Получение: 1)N2+3H2=2NH3
2) NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.
Применение: В основном используется для производства азотных удобрений,
взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды и других продуктов
химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве
растворителя. В холодильной технике используется в качестве холодильного
агента
Соли: Со́ли аммо́ния — соли, содержащие одновалентный ион аммония
NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на
соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде,
полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют
общие свойства солей. При действии щелочи выделяется газообразный
аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при
взаимодействии NH3 или NH4OH с кислотами.
Применение: Нитрат аммония NH4NO3 применяют как азотное удобрение и
для изготовления взрывчатых веществ;
Сульфат аммония (NH4)2SO4 — как дешевое азотное удобрение;
Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 — в
пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий
в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве
витаминов, в медицине;Хлорид аммония NH4Cl — в гальванических
элементах при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как
удобрение, в ветеринарии.
Бор
В свободном состоянии бор — бесцветное, серое или красное
кристаллическое либо тёмное аморфное вещество. Чрезвычайно твёрдое
вещество. Известно более 10 аллотропных модификаций бора, образование и
взаимные переходы которых определяются температурой, при которой бор
был получен.
Хим.св-ва: 1) 2B+3F2=2BF3
2) 4B+3O2=2B2O3
3) С водородом бор напрямую не взаимодействует, хотя известно довольно
большое число бороводородов (боранов) различного состава, получаемых
при обработке боридов щелочных или щелочноземельных металлов с
кислотой: Mg3B2+6HCl=B2H6+3MgCl2
4)3SiO2+4B=(t)3Si+2B2O3
Применение: Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих
композиционных материалов.Также бор часто используют в электронике для
изменения типа проводимости кремния.Бор применяется в металлургии в
качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего
прокаливаемость сталей. На основе перборатов производят отбеливатели, «не
содержащие хлор». Борная кислота применяется в атомной энергетике в
качестве поглотителя нейтронов в ядерных реакторах
Получение: 1)B2O3+3Mg=3MgO+2B
2)KBF4+3Na=3NaF+KF+B
Борная кислота
Борная кислота проявляет очень слабые кислотные свойства. Она
сравнительно мало растворима в воде. Ее кислотные свойства обусловлены
не отщеплением протона Н+, а присоденением гидроксильного аниона:
Хим.св-ва: 1) Со спиртами в присутствии концентрированной серной
кислоты образует эфиры:Н3ВО3 + 3CH3OH → 3H2O + B(OCH3)3
2) 2NaOH + 4Н3ВО3 → Na2B4O7 + 7Н2О
Применение: Борное удобрениеВ лабораториях применяют для
приготовления буферных растворов. В медицине — как самостоятельное
дезинфицирующее средство. В фотографии — в составе мелкозернистых
проявителей и кислых фиксажей для создания слабой кислотной среды.
В быту раньше использовалась для борьбы с тараканами.
Вода.
Аномалии: Вода обладает рядом необычных особенностей:
При таянии льда его плотность увеличивается (с 0,9 до 1 г/см³). Почти у всех
остальных веществ при плавлении плотность уменьшается.
При нагревании от 0 °C до 4 °C вода сжимается. Благодаря этому могут жить
рыбы в замерзающих водоёмах: когда температура падает ниже 4 °C, более
холодная вода как менее плотная остаётся на поверхности и замерзает, а подо
льдом сохраняется положительная температура.
Высокая теплоёмкость жидкой воды. Высокая вязкость. Высокое
поверхностное натяжение.Отрицательный электрический потенциал
поверхности воды.
Хим.св-ва:
1) 2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH
3Fe + 4H2O = 4H2 + Fe3O4
2) C + H2O = H2 + CO
CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2
3) 2H2O=2H2+O2
4) SO3+H2O=H2SO4
5) CaO+H2O=Ca(OH)2
Водород.
Водоро́д-первый элемент периодической системы элементов. Три изотопа
водорода имеют собственные названия: 1H-протий (Н), 2H- дейтерий (D) и 3Hтритий (Т) (радиоактивен)
Во Вселенной: Водород-самый распространённый элемент во Вселенной. На
его долю приходится около 92 % всех атомов (8 % составляют атомы гелия,
доля всех остальных вместе взятых элементов - менее 0,1 %). Таким образом,
водород -основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях
звёздных температур водород существует в виде плазмы, в межзвёздном
пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и
ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно
различающиеся по размерам, плотности и температуре.
Земная кора и живые организмы: Массовая доля водорода в земной коре
составляет 1 % - это десятый по распространённости элемент. Практически
весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень
незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в
атмосфере (0,00005 % по объёму).
Физ.св-ва: Водород-самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Без цвета
и запаха. Обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных
веществ(в 7 раз выше воздуха). Водород может существовать в двух формах
(модификациях) - в виде орто- и пара- водорода. Жидкий водород-это бесцв.
жидкость, очень лёгкая и текучая. В жидком состоянии равновесный водород
состоит из 99,79 % пара-Н2, 0,21 % орто-Н2. Твердый водород-это
снегоподобная масса.
Хим.св-ва: 1) Ca + Н2 = СаН2
2) F2 + H2 = 2HF
3) CuO + Н2 = Cu + Н2O
4) N2 + 3H2 → 2NH3
5) C + 2H2 → CH4
Применение: Атомарный водород используется для атомно-водородной
сварки; Химическая промышленность:при производстве аммиака, метанола,
мыла и пластмасс; Пищевая промышленность:при производстве маргарина из
жидких растительных масел, зарегистрирован в качестве пищевой добавки
E949 (упаковочный газ);Топливо:водород используют в качестве ракетного
топлива.
Галлий
Простое вещество галлий— мягкий пластичный металл серебристо-белого
цвета с синеватым оттенком. Среднее содержание галлия в земной коре 19
г/т. Это рассеянный ме.
Хим.св-ва:1) 2Ga + 4H2O =(t,p) 2GaOOH + 3H2↑.
2) 2Ga + 6HCl = 2GaCl3 + 3H2↑
Применение: Арсенид галлия GaAs — перспективный материал для
полупроводниковой электроники. Нитрид галлия используется в создании
полупроводниковых лазеров и светодиодов синего и ультрафиолетового
диапазона. Галлий — превосходный смазочный материал. На основе галлия и
никеля, галлия и скандия созданы практически очень важные металлические
клеи. Металлическим галлием также заполняют кварцевые термометры
(вместо ртути) для измерения высоких температур. Это связано с тем, что
галлий имеет значительно более высокую температуру кипения по
сравнению с ртутью.
Галогеноводороды.
Дымят на воздухе, раздражают дых.пути. Полярные=>хорохо растовряются в
воде.
Получение:CaF2+2HCl=2HF+CaCl2
H2+Cl2=2HCl
NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4
Гидролизом: PBr3+H2O=HBr+H3PO3
Физ.св-ва:Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом,
хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы
дымят вследствие выделения галогеноводородов.
Хим.св-ва:1) HF + H2SO4 ≠ реакция не идёт
2) HCl + H2SO4 ≠ реакция не идёт
3) 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
4) 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O
HF HCl HBr HI
Сила и восст.св-ва увеличивается
Галогены.
Галоге́ны - химические элементы главной подгруппы VII группы таблицы
Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме
некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому
встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением
порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается.
Распространение галогенов в прир-е:
Встречаются в природе обычно в виде соединений. Их распространенность в
земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду.
В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за
исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или
калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие
хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют
в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является
фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных
породах (как флюорит CaF2).
Получение:Основным способом получения простых веществ является
окисление галогенидов. В промышленности применяется только
электролитическое окисление. Бром получают химическим окислением
бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется
и для получения иода из природных рассолов, богатых I-. В качестве
окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными
окислительными свойствами, а образующиеся Br2 и I2 удаляются из раствора
потоком воздуха.
Хим.св-ва: 1) 2Аl + 3F2 = 2АlF3
2) 3F2 + ЗН2О = F2О↑ + 4НF + Н2О2
3) 2Fе + ЗСl2 = 2FeСl3
Si + 2Сl2 = SiCl4
4) Сl2 + Н2О = НСl + НсlO
5) ЗСl2 + 6КОН = 2КСl + КClO3 + ЗН2О (при нагрев.)
6) Н2 + I2 = 2НI
Физ.св-ва: Фтор — зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и
реакционоспособен, в воде не раств.
Хлор — зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет
характерный неприятный запах (запах хлорки), в воде раств.
Бром — красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв.
Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах. в воде раств.
Иод — фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется (пары
фиолетового цвета). Ядовит, раств.в орг.растворителях
Астат — очень радиоактивен, поэтому о нём мало известно.
С ростом r, заряда ядра летучесть галогенов умельш-я, увелич-я сила
межмолек-го взам-, поэтому агрег.сост. переходит г/ж/тв.
Жесткость воды
Временная жёсткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов
кальция и магния (Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2). Постоянная жесткость воды
обусловлена присутствием в воде сульфатов, хлоридов Са и Mg
(CaSO4,CaCl2,MgSO4,MgCl2). Методы устранения:
Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через
полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями
жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки
может достигать 99,9 %. Электродиализ. Основан на удалении из воды солей
под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ
происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании
технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо
ионов жёсткости. Термический способ. Основан на нагреве воды, устраняет
только временную (карбонатную) жёсткость. Реагентное умягчение. Метод
основан на добавлении в воду соды или гашеной извести. При этом соли
кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие,
выпадают в осадок. Этот метод оправдан при относительно больших
расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем:
фильтрации осадка, точной дозировки реагента.
КОРРОЗИЯ.ОСНОВНЫЕ ВИДЫ:
Коррозия-самопроизвольный процесс разрушения ме вследстие физикохим.взаимодействия с окр.средой.
Это О-В процесс.В рез-те коррозии ме переходит в окисленное ионное
состояние с образованием соответствующих соед-й.В зависимости от пути
переход ме в окисленное сост-е различают 2 мех-ма коррозии: химический и
электрохимический.
Виды коррозии:в зависимости от скорости разруш-я ме различ-т 7видов
1)равномерная 2)пятна 3)точечная 4)питтинг 5)межкриисталлитная
6)растрескивающаяся 7)селективная
Скорость коррозии хар-т несколько показателей:
1)массовый-хар-т потерю массы(г,кг)за ед.времени(с,ч,год)отнесенную к
ед.площади образца. Ед.измерения:г/ч*м2, г/год*м2
2)глубинный-выражается уменьшенем толщины ме в
ед.времени.Ед.измерения:мм/год
3)балльный-все ме хар-т по 10балльный шкале прочности.
Механизм газовой коррозии.Коэф.Бедворда.
ХИМИЧЕСКАЯ Коррозия-разруш-е ме окислением его в окр.среде без
возникновения эл.тока.
При хим.коррозии происходит переход ме в ионное сост-е и восстановление
агрессивного сост-я одновременно.
Хим.коррозию различают по условиям протекания:
1)газовая-в газах и парах происходит без конденсации влаги на поверх-ти
ме.(при выс.тем-ре).
2)коррозия в неэл-литах-(нефть,толуол)процесс хар-й для эксплуатации
хим.оборудования.
Газовая коррозия зависит от св-в ме.На поверхности ме образуется оксидная
пленка.Признаки: потускнение,потемнение.По мере утолщения пленки
затрудняется доступ О2 и коррозия замедляется. Скорость утолщения пленки
зависит от скорости диффузии ионов ме и О2 через толщу оксидной пленки,
а не от скорости коррозии.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ Коррозия-разруш-е ме в рез-те образ-я микро- и
макрогальванопар на поверхности ме, она сопровождается возникновением
эл.тока. При ЭХК происходит анодное растворение ме и катодное
восстановление окислителя.Протекает в эл-литах,в атмосфере,в почве.
Окислителем при коррозии служат:О2,Cl2,H+,Fe3+,NO3-.
1)Коррозия Al-Cu в р-ре H2SO4:
(-)анод: Al -3e=Al3+
(+)катод:2H+ +2e=H2
(-)Al0|Al3+||2H+|H2,Cu(+)
продукт коррозии Al2(SO4)3
Коррозия железа в атмосфере влажного газа:
(-)анод: Fe -2e=Fe2+
(+)катод:2H2O + O2 +4e=4OH(-)Fe|Fe2+||H2O,O2|4OH-(+)
Кислород.
Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким
элементом из группы халькогенов. При нормальных условиях — газ без
цвета, вкуса и запаха. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет.
Кислород - самый распространенный на Земле элемент, на его долю
приходится около 47,4 % массы твердой земной коры. Морские и пресные
воды содержат огромное количество связанного кислорода-88,8 % в
атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 %. Более 1500
соединений земной коры в своем составе содержат кислород.
Хим.св-ва: 1) 4Li + O2 → 2Li2O
2) 2NO + O2 → 2NO2
3) CH3CH2OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
4) CH3CH2OH + O2 → CH3COOH + H2O
5) 2Na + O2 → Na2O2
6) 2BaO + O2 → 2BaO2
7) H2 + O2 → H2O2
8) Na2O2 + O2 → 2NaO2
Получение: 1) 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑
2) в лаборатории: 2Н2О2 → 2Н2О + О2↑
3) в промышленности: 2H2O=2H2+O2
Применение: В металлургии: конвертерный способ производства стали
связан с применением кислорода; Сварка и резка металлов; В качестве
окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород; В
медицине: кислород используется для обогащения дыхательных газовых
смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных
коктейлей,
Кислородные соединения Cr, Mo, W
Хим.св-ва: 1)Cr+O2=2Cr2O3
Mo,W+O2=Mo,WO3
2) Cr+S=CrS
Mo,W+S=Mo,WS2
3)Cr+H2O≠
Cr+H2O=(t)Cr(OH)3+H2
4)Cr+HCl(раз)=CrCl3+H2
Cr+H2SO4(раз)=CrSO4+H2
5)Mo+4HF+H2O=MoOF4+3H2
6)Cr+H2SO4(к)=(t)Cr2(SO4)3+H2O+SO2
Cr+HNO3=(t)Cr(NO3)3+NO2+H2O
Mo,W+HF+HNO3=H2[Mo,WF8]+NO+H2O
7)Cr+KOH+H2O=(t)KCrO2+H2
Оксиды: CrO-черный(осн); Cr2O3(амфотер)-темно-зеленый(не раств.ни в ктах, ни в щелочах); CrO2-серый;CrO3(кислотн)-темно-коричневый; MoO3светло-зеленый; MoO2,WO2,WO3-желтый;
Хим.св-ва: Cr2O3+NaOH=(t,сплав)NaCrO2+H2O
2) CrO3+H2O=H2CrO4(хромовая к-та)
Пол-е Cr2O3: «Вулкан»: (NH4)2Cr2O4=(t)Cr2O3+N2+H2O
Переход хромата в дихромат и обратно:
CrO42-(желт)+2H+=Cr2O72-(оранж)+H2O
Cr2O7(оранж)+2OH-=CrO4(желт)+H2O
Кислородные соединения углерода
Оксид углерода II
CO(монооксид,угарный газ) - бесцветный газ без вкуса и запаха.
Получение: промыш-й сп: 2C + O2 → 2CO
Лаб.сп: HCOOH →(t, H2SO4) H2O + CO
Применение: Моноксид углерода применяется для обработки мяса животных
и рыбы, придает им ярко красный цвет и вид свежести, не изменяя вкуса
Карбонилы металлов — химические соединения, координационные
комплексы монооксида углерода СО с переходными металлами общей
формулой Mem(CO)n, например, карбонил железа — Fe(CO)5.
Физ.св-ва Карбонилы никеля, железа, осмия, рутения — жидкости;
большинство других — кристаллические вещества. Карбонилы диамагнитны,
весьма летучи, чрезвычайно токсичны, хорошо растворимы в органических
растворителях, но, как правило, плохо растворимы в воде. При нагревании
выше определённой температуры карбонилы разлагаются с выделением
угарного газа и металла в мелкодисперсном состоянии.
Получение: Общий способ получения карбонилов металлов заключается во
взаимодействии окиси углерода с металлами или их солями при повышенных
температурах и давлении.
Применение: Карбонилы применяют для получения чистых металлов,
образующихся при их термическом разложении. Термическое разложение
карбонилов кобальта, никеля и хрома используется для нанесения
металлических покрытий, особенно на поверхности сложной формы.
Карбонилы кобальта и никеля применяются в качестве катализаторов важных
химических процессов, используют при синтезе карбоновых кислот и их
производных из олефинов, акриловой кислоты из ацетилена, при
гидроформилировании. Карбонилы металлов — хорошие антидетонаторы
моторного топлива.
Кислородные соед-я хлора
Оксиды: Cl2O – желто-корич.газ. Получ-е: HgO+Cl2=HgCl2+Cl2O
ClO2 – зелено-желтый газ. Пол-е: Cl2+AgClO3=AgCl+ClO2+O2
Cl2O6 – . дымящая жид-ь тёмно-красного цвета. Пол-е:
2Cl2O4=Cl2O6+Cl2+O2 ; 2ClO2+2O3=Cl2O6+2O2
Cl2O7 – бесцв.,маслян.жид-ь. Пол-е: 2HClO4+P2O5=Cl2O7+2HPO3
Cl2O8 — промежуточный продукт при электролизе хлорной кислоты и её
солей. В индивидуальном состоянии не выделен. Помимо перечисленных
кислородных соединений хлора в литературе упоминается Cl2O4,
отвечающее структуре перхлорита хлора ClOClO3.
Кислоты: HClO – хлорноватистая(слабая). Сущ-т толь в вод.р-ре. Пол-е:
Cl2+H2O=HCl+HClO
HClO2 – хлористая(слабая). Сущ-т в вод.р-ре. Пол-е:
Ba(ClO2)+H2So4=BaSo4+2HClO2
HClO3 – хлорноватая(сильная). Сущ-т в вод.р-ре. Пол-е:
Ba(ClO3)2+H2SO4=2HClO3+BaSO4
HClO4 – хлорная(сильная). Пол-е: 1) Cl2O7+H2O=2HClO4 ;
2) KClO4+H2SO4=KHSO4+HClO4 ;
Соли: 1)гипохлориты: Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
2)хлориты: 2ClO2+BaO2=Ba(ClO2)+O2
3)хлораты(устойчивые,ядовиты): 6KOH(гор)+3Cl2=KClO3+5KCl+3H2O
2KOH(хол)+Cl2=KCl+KClO+H2O
4)перхлораты: KClO3+H2O=(эл-лиз)KClO4+H2
Кремний
Физ.св-ва: Кристаллическая решетка кремния кубическая
гранецентрированная типа алмаза, но из-за большей длины связи между
атомами Si—Si по сравнению с длиной связи С—С твердость кремния
значительно меньше, чем алмаза. Кремний хрупок, только при нагревании
выше 800 °C он становится пластичным веществом. Интересно, что кремний
прозрачен к инфракрасному излучению.
Хим.св-ва: Химически кремний малоактивен.
1) С водородом кремний непосредственно не реагирует, соединения кремния
с водородом — силаны получают косвенным путем:
Ca2Si + 4HCl → 2CaCl2 + SiH4
2) Si+2HNO3=SiO2+NO+NO2+H2O
3) Si+2KOH+H2O=K2SiO3+2H2↑
Применение: компонентов сплавов в металлургии (при выплавке чугуна,
сталей, бронз, силумина и др.); сырье для производства более чистого
поликристаллического кремния, силанов, кремниевой кислоты;
Кремниевые кислоты — очень слабые, малорастворимые в воде кислоты.
Известны соли метакремниевой кислоты Н2SiO3— силикаты,
ортокремниевой кислоты H4SiO4— ортосиликаты. В воде кремниевые
кислоты образуют коллоидные растворы. Соли кремниевых кислот
применяют в производстве бумаги, в текстильной промышленности, для
обработки воды, как связующие материалы. Гели кремниевых кислот
(силикагели) используют как адсорбенты и как отбеливающие материалы.
Соли кремниевых кислот называют силикатами.
Получение: 1) SiO2+Na2CO3=CO2+Na2SiO3
2) Na2SiO3+Н2O+СО2=Na2CO3+H2SiO3
Стекло:Состав обычного оконного стекла примерно выражают формулой
Na2O•СаО•6SiO2. Стекло получают сплавлением в специальных печах смеси
соды Na2CO3, известняка СаСО3 и белого песка SiO2:
SiO2+Na2CO3=Na2SiO3+CO2
SiO2+CaCO3=CaSiO3+CO2
Na2SiO3+CaSiO3+4SiO2=Na2O•CaO•6SiO2
Цемент:Обычный силикатный цемент, или портландцемент, представляет
собой зеленовато-серый порошок, который при смешении с водой
затвердевает на воздухе (или в воде) в камнеподобную массу. Обычно его
получают обжигом до спекания сырьевой смеси, сост. из известняка и глины.
Ситаллы — стеклокристаллические материалы, полученные объёмной
кристаллизацией стекол и состоящие из одной или нескольких
кристаллических фаз, равномерно распределённых в стекловидной фазе.
Св-ва: Ситаллы обладают малой плотностью (они легче алюминия), высокой
механической прочностью, особенно на сжатие, твердостью,
жаропрочностью, термической стойкостью, химической устойчивостью.
Лантаноиды. Актиноиды.
Лантано́иды-семейство из 14 химических элементов с порядковыми
номерами 58-71, расположенных в VI периоде системы Менделеева за
лантаном и сходных с ним по свойствам. В атоме лантаноидов заполняется
глубоко лежащий четвертый слой 4f14. Поэтому лантаноидов может быть
только 14. Поскольку по мере увеличения заряда ядра структура двух
внешних электронных оболочек не меняется, все лантаноиды имеют сходные
химические свойства. Включают в себя: церий, празеодим, неодим,
прометий, самарий, европий, гадолиний, тербий, диспрозий, гольмий, эрбий,
тулий, иттербий, лютеций. Вместе с лантаном, скандием и иттрием входят в
состав редкоземельных элементов. Лантаноиды условно разделяются на 2
подгруппы: цериевую, включающую элементы от церия до европия, и
иттриевую, включающую элементы от гадолиния до лютеция. Выделение
отдельных элементов химическими способами является очень трудной
задачей ввиду большого сходства их свойств.
Св-ва: Все лантаноиды и лантан — металлы серебристо-белого цвета,
пластичны и легко поддаются ковке, прокатке. Лантаноиды химически
активны, они образуют прочные оксиды, галогениды, сульфиды, реагируют с
водородом, углеродом, азотом, фосфором. Разлагают воду, растворяются в
соляной, серной и азотной кислотах. В плавиковой и фосфорной кислотах
лантаноиды устойчивы, так как покрываются защитными пленками
малорастворимых солей. С рядом органических соединений лантаноиды
образуют комплексные соединения. Важное значение для разделения
лантаноидов имеют комплексы с лимонной и этилендиаминтетрауксусной
кислотой.
Получение: В промышленности лантаноиды и лантан получают
восстановлением соответствующих галогенидов чистым кальцием или
электролизом расплавов.
Применение: Лантаноиды и лантан применяют как добавки к сталям, чугунам
и другим сплавам для улучшения механической стойкости, коррозионной
устойчивости и жаропрочности. Используют лантаноиды и лантан для
получения специальных сортов стекла, в атомной технике. Соединения
лантан, а также лантаноидов используют для изготовления лаков и красок,
светящихся составов, в производстве кожи, в текстильной промышленности,
в радиоэлектронике для изготовления катодов. Соединения лантаноидов
применяются в лазерах.
Хим.св: 1)2Э+6H2O=2Э(OH)3+3H2 2)2Ce(OH)4+8HCl=2CeCl3+Cl2+8H2O
3)2SmCl2+2H2O=2Sm+OHCl2+H2 4)Э2O3+3H2O=2Э(OH)3
АКТИНОИДЫ - семейство радиоактивных химических элементов, состоящее
из актиния и 14 подобных ему по своим химическим свойствам. Все 15
элементов занимают одну клетку в периодической системе элементов (III-я
группа, 7-й период). Семейство включает в себя: торий Th, протактиний Pa,
уран U, нептуний Np, плутоний Pu, америций Am, кюрий Cm, берклий Bk,
калифорний Cf, эйнштейний Es, фермий Fm, менделевий Md, нобелий No и
лоуренсий Lr.
Все актиноиды в той или иной степени радиоактивны. Из них только торий и
уран встречаются в природе в заметных количествах.
Радиоакти́вность - свойство атомных ядер самопроизвольно (спонтанно)
изменять свой состав (заряд Z, массовое число A) путём испускания
элементарных частиц или ядерных фрагментов. Соответствующее явление
называется радиоакти́вным распа́дом. Установлено, что радиоактивны все
химические элементы с порядковым номером, большим 82 (то есть, начиная
с висмута). Естественная рад-ть — самопроизвольный распад ядер
элементов, встречающихся в природе. Искусственная рад-тьсамопроизвольный распад ядер элементов, полученных искусственным путем
через соответствующие ядерные реакции.
Типы распада: Распад, сопровождающийся испусканием альфа-частиц,
назвали альфа-распадом; распад, сопровождающийся испусканием бетачастиц, был назван бета-распадом. Термин «гамма-распад» применяется
редко; испускание ядром гамма-квантов называют обычно изомерным
переходом. В настоящее время, кроме альфа-, бета- и гамма-распадов,
обнаружены распады с эмиссией нейтрона, протона (а также двух протонов),
кластерная радиоактивность, спонтанное деление. Электронный захват,
позитронный распад (или β + -распад), а также двойной бета-распад (и его
виды) обычно считаются различными типами бета-распада.
Образовавшееся в результате радиоактивного распада дочернее ядро
иногда оказывается также радиоактивным и через некоторое время тоже
распадается. Процесс радиоактивного распада будет происходить до тех пор,
пока не появится стабильное, то есть нерадиоактивное ядро, а
последовательность возникающих при этом нуклидов называется
радиоактивным рядом.
Закон радиоактивного распада — закон, открытый Фредериком Содди и
Эрнестом Резерфордом экспериментальным путём и сформулированный в
𝑑𝑁
1903 году. Современная формулировка закона:
= − 𝜆𝑁 что означает, что
𝑑𝑡
число распадов за интервал времени в произвольном веществе
пропорциональна числу имеющихся в образце атомов. Этот закон считается
основным законом радиоактивности, из него было извлечено несколько
важных следствий, среди которых формулировки характеристик распада —
среднее время жизни атома и период полураспада.
Период полураспада - время, в течение которого система распадается с
вероятностью 1/2. Каждый период полураспада уменьшает число выживших
частиц вдвое.
4
Закон смещения Содди: 1)Для альфа-распада: 𝐴𝑧𝑋 → 𝐴−4
𝑧−2𝑌 + 2𝐻𝑒
2)Для бета-распада: 𝐴𝑧𝑋 → 𝑧+1𝐴𝑌 + −10𝑒 + 𝜈𝑒
Общая хар-ка металлов
Эл-ты I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: щелочные. Щелочные металлы имеют
серебристо-белый цвет, а цезий - золотисто-желтый. Хранят щелочные
металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Cs
самопроизвольно загораются на воздухе. Самые активные из всех металлов.
Эл-ты главной IIA группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: щелочноземельные.
Металлы от кальция до радия могут взаимодействовать с водой, давая
гидроксиды, растворимые в воде (т.е. щелочи), поэтому их называют
щелочноземельными. Щелочноземельные металлы самые активные после
щелочных металлов. Хранят Са, Sr, Ва под слоем керосина, так как при
обычной температуре они окисляются кислородом воздуха.
Переходные металлы:расположены в Периодической системе в рядах с 4 по
7. Те переходные элементы, символы которых расположены в самой таблице,
называют d-переходными элементами, а те элементы, символы которых
расположены в низу таблицы, называют лантаноидами и актиноидами или fпереходными элементами.
Благородные металлы: Au,Ag,Pt
Методы получения металлов: Al-Электролиз при 950 ° С расплава,
содержащего боксит и криолит. W-шеелит CaWO4 после извлечения
кислотным или щелочным способом полученный порошок WO3
восстанавливают водородом. Fe-из Fe2O3 в доменных печах при 1200-1400
°С идет восстановление железа углеродом (кокс). Mg-Электролиз расплава
MgCl2 при 750-780 °С. Cr-Алюмотермия (восстановление алюминием) при
500-600 °С. Дальнейшая очистка хрома – электролизом.
Сплавы: латунь(Cu,Zn), чугун,сталь(Fe,C), бронза(Cu,Sn).
Общая хар-ка d-элементов
К d-элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные
электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ)
подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными sметаллами (IА, IIА) и p-элементами. Из 109 элементов периодической
системы 37 относятся к d-элементам; из них последние 7 радиоактивны и
входят в незавершенный седьмой период. Атомы d-элементов
характеризуются общей электронной формулой (n – 1)d1–10ns0–2. Вследствие
незаполненности d-оболочек и наличия близких по энергии незаполненных
ns- и np-уровней, d-элементы склонны к комплексообразованию; их
комплексные соединения, как правило, окрашены. d-Элементы чаще, чем
элементы главных подгрупп, образуют соединения переменного состава.
Общая хар-ка элементов подгруппы мышьяка
В ряду As, Sb и Bi радиусы атомов и ионов планомерно нарастают сверху
вниз. Следовательно, также последовательно должны усиливаться
металлические свойства. Небольшие различия в величинах энергии
электронов в первом случае и s- и орбиталей во втором позволяют этим
элементам проявлять валентность, равную пяти и трем; Заполнение рорбиталей определяет склонность элементов этой подгруппы проявлять
свойства неметаллов и состояние со степенью окисления - 3.
Общая хар-ка элементов IV А группы
Олово:
При нормальных условиях простое вещество олово — пластичный, ковкий и
легкоплавкий блестящий металл серебристо-белого цвета. Олово образует
несколько аллотропных модификаций: ниже 13,2 °С устойчиво α-олово
(серое олово) с кубической решёткой типа алмаза, выше 13,2 °С устойчиво βолово (белое олово) с тетрагональной кристаллической решеткой. Олово —
редкий рассеянный элемент, по распространенности в земной коре олово
занимает 47-е место.
Применение: Олово используется в основном как безопасное, нетоксичное,
коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими
металлами; Двуокись олова — очень эффективный абразивный материал;
Используется для создания сверхпроводящих проводов на основе
интерметаллического соединения Nb3Sn.
Хим.св-ва: 1)Sn+O2=SnO2
2)Sn+H2S=SnS+H2Sn+2HCl=SnCl2+H2
3)Sn+NaOH+2H2O=Na[Sn(OH)3]+H2
4)Sn+2H2SO4(конц)=SnSo4+SO2+H2O
Свинец:
Простое вещ-во - ковкий, сравнительно легкоплавкий металл серого цвета.
Один из самых тяжелых ме. В земной коре свинца немного — 0,0016 % по
массе. Свинец имеет довольно низкую теплопроводность. Металл мягкий,
легко режется ножом. На поверхности он обычно покрыт толстой плёнкой
оксидов, при разрезании открывается блестящая поверхность, которая на
воздухе со временем тускнеет.
Хим.св-ва: 1) Pb+2HF=PbF2+H2
2)Pb+NaNO3=PbO+NaNO2
3)Pb+2NaOH+2H2O=Na2[Pb(OH)4]+H2
4)Pb+H2SO4=PbSO4+SO2+H2O
Применение: Нитрат свинца применяется для производства мощных
смесевых взрывчатых веществ. PbO2 исп. в свинцовом аккумуляторе.
Pb(CH3COO)2·3H2O, или свинцовая вода, исп.в медицине для примочек от
ссадин.
Общая хар-ка элементов V группы.
В ряду - N - P - As - Sb - Bi увеличиваются размеры атомов, ослабляется
притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические
свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается.
N, P - типичные неметаллы;As, Sb - проявляют неметаллические и
металлические свойства;Bi - типичный металл;P, As и Bi существуют в
твердом состоянии в нескольких модификациях.
Хим.св-ва: 1) Основной характер оксидов R2O5 увеличивается, а кислотный ослабевает с увеличением порядкового номера.2)Гидроксиды всех элементов
в пятивалентном состоянии имеют кислотный характер.3)Основной характер
гидроксидов R(OH)3 увеличивается, а кислотный - ослабевает с увеличением
порядкого номера. 4)Восстановительные свойства водородных соединений
RH3 усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкого
номера.
Общая хар-ка элементов побочной VI-группы
Металлы побочной подгруппы VI группы твердые, хрупкие; для них
характерна очень высокая температура плавления; при взаимодействии с
кислородом они образуют кислоты, соли которых называют хроматы,
молибдаты и т. д.Благодаря защитной пленке оксида хром чрезвычайно
коррозионно стоек, поэтому его применяют для получения защитных и
декоративных покрытий. Хром и молибден относятся к важнейшим
компонентам сплавов и легированных сталей, которым они придают
высокую коррозионную стойкость и механическую прочность. Молибден и
вольфрам плавятся при 2600 и 3370 °С соответственно; поэтому из них
изготовляют нити накаливания и их держатели в лампах, а также сетки и
аноды в электронных трубках. Наконец, уран нашел применение в качестве
ядерного горючего в атомных реакторах. Металлы этой подгруппы могут
проявлять в соединениях самую различную степень окисления, но самые
важные, конечно, +III и +VI
Технология получения,хим.физ.св-ва хрома,молибдена,вольфрама,урана
Хром: твёрдый металл голубовато-белого цвета. Хром (с примесями)
является самым твердым металлом. Очень чистый хром достаточно хорошо
поддаётся механической обработке. Устойчив на воздухе. При 2000 °C
сгорает с образованием зелёного оксида хрома(III) Cr2O3, обладающего
амфотерными свойствами. Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:
Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O.Непрокаленный оксид хрома(III) легко
растворяется в щелочных растворах и в кислотах:
Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3Н2О. При взаимодействии концентрированной
серной кислоты с растворами дихроматов образуются красные или
фиолетово-красные кристаллы оксида хрома(VI) CrO3. Типичный кислотный
оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые
хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и другие.
Получение: 1) Fe(CrO2)2 (хромит железа)+4С= Fe + 2Cr + 4CO↑
2) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём:
Na2Cr2O7 + 2C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO↑
3) Cr2O3+ 2Al =Al2O3 + 2Cr
Молибден: светло-серый металл. Механические свойства, как и у
большинства металлов, определяются чистотой металла и предшествующей
механической и термической обработкой (чем чище металл, тем он мягче).
Обладает крайне низким коэффициентом теплового расширения. Молибден
является тугоплавким металлом
Хим.св-ва: При комнатной температуре на воздухе Mo устойчив. Начинает
окисляться при 400 °C. Выше 600 °C быстро окисляется до триоксида МоО3.
2)Mo+F2=MoF6
3)Mo+S=MoS2
4)Mo+C=MoC
Получение: В 2 ступени: 1)MoS2+O2=MoO3+SO2
2)MoO3+H2=Mo+H2O
Вольфрам: твёрдый серый переходный металл.
Хим.св-ва: Валентность от 2 до 6. Наиболее устойчив 6-валентный вольфрам.
3- и 2-валентные соединения вольфрама неустойчивы и практического
значения не имеют. Вольфрам имеет высокую коррозионную стойкость: при
комнатной температуре не изменяется на воздухе; при температуре красного
каления медленно окисляется в оксид вольфрама VI; в соляной, серной и
плавиковой кислотах почти не растворим.
Получение: Процесс получения вольфрама проходит через подстадию
выделения триоксида WO3 из рудных концентратов и последующем
восстановлении до металлического порошка водородом при температуре ок.
700 °C. Из-за высокой температуры плавления вольфрама для получения
компактной формы используются методы порошковой металлургии:
полученный порошок прессуют, спекают в атмосфере водорода при
температуре 1200—1300 °C, затем пропускают через него электрический ток.
Металл нагревается до 3000 °C, при этом происходит спекание в монолитный
материал.
Уран: Уран — очень тяжёлый, серебристо-белый глянцеватый металл. В
чистом виде он немного мягче стали, ковкий, гибкий, обладает небольшими
парамагнитными свойствами. Уран имеет три аллотропные формы: α,β,γ.
Относится к семейству актиноидов.
Хим.св-ва: Хим-ки уран очень активный металл. Быстро окисляясь на
воздухе, он покрывается радужной пленкой оксида. Мелкий порошок урана
самовоспламеняется на воздухе, образуя U3O8. При 1000 °C уран
соединяется с азотом, образуя желтый нитрид урана. Вода способна
разъедать металл, медленно при низкой температуре, и быстро при высокой,
а также при мелком измельчении порошка урана. Уран растворяется в
соляной, азотной и других кислотах, образуя четырёхвалентные соли, зато не
взаимодействует с щелочами.
Озон.
Озо́н - состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация
кислорода. При нормальных условиях- голубой газ. При сжижении
превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой
тёмно-синие, практически чёрные кристаллы. В воде в 10 раз лчше
растворяется чем О2. Запах- резкий,«металлический».
Хим.св-ва: 1) NO + O3 → NO2 + O2
2) NO2 + O3 → NO3 + O2
3) C + 2 O3 → CO2 + 2 O2
4) 2 NH3 + 4 O3 → NH4NO3 + 4 O2 + H2O
5) S + H2O + O3 → H2SO4
6) H2S + O3 → SO2 + H2O
7) KO2 + O3 → KO3 + O2
Получение: Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся
выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей,
окислении фосфора и т. п. В промышленности его получают из воздуха или
кислорода в озонаторах действием электрического разряда.
Образование: Образование озона проходит по обратимой реакции:
3O2 + 68 ккал (285 кДж) ←→ 2O3.
Применение: в кач-ве сильного окисляющего агента;для стерилизации
изделий медицинского назначения;при получении многих веществ в
лабораторной и промышленной практике;для отбеливания бумаги;
для очистки масел; сильного дезинфицирующего средства;
для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование);
для дезинфекции помещений и одежды;
Окислительно-восстановительные реакции
ОВР-р.идущие с изменением степени окисления эл-в.
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ-условный заряд ионов вычисленный из
предположения электронейтральности молекулы.
Типы ОВР:
1)межмолек-е(о-ль и в-ль разные эл-ты в разн-х вещвах):2Na+2H2O=2NaOH+H2
2)внутримолек-е(о-ль и в-ль разные эл-ты, но в одном и том же вещве):KClO3=KCl+O2
3)диспрапорционир-е(о-ль и в-ль один и тот же эл-т в одном и том же вещве):Cl2+H2O=HClO+HCl
МЕТОДЫ СОСТ-я ОВР:
1)эл.баланс:число принятых и отданных е равно.
2)полуреакции:учитывает ионы реально сущ-ие в р-ре,а также его среду.
ВАЖНЕЙШИЕ ВОССТ-ЛИ:металлы,водород,углерод,Н2S,галогены
ВАЖНЕЙШИЕ ОК-ЛИ:СО,HNO3,O2,K2MnO4,K2MnO4,MnO2
Оксиды азота.
Оксиды азота — неорганические бинарные соединения азота с кислородом.
1) N2O: Оксид азота N2O (оксид диазота) — бесцветный газ со слабым
запахом, растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и
щелочей. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких
концентрациях N2O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В
медицине N2O применяют как слабое средство для наркоза.
2)NO: Оксид азота NO (монооксид азота) — бесцветный газ, незначительно
растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и
щелочей. Оксид азота (II) — очень реакционноспособное соединение, может
вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с
галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями.
При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием
NO2. Оксид NO получают каталитическим окислением при производстве
азотной кислоты.
3)N2O3: Оксид N2O3 (триоксид диазота, азотистый ангидрид) неустойчив
при обыч-х ус-х, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO2.
4)NО2: Оксид азота NО2—бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха, легко
сжижается.
2NO2 + Н2О = HNO3 + HNO2 и растворами щелочей:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2О
Сильный окислитель. Многие вещества (уголь, сера, фосфор, органические
соединения) могут гореть в NО2. Этот оксид окисляет SО2 до SO3, на этой
реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты. Раздражает
дыхательные пути, при больших концентрациях появляется отёк легких.
5)N2O5: Оксид азота N2O5 (азотный ангидрид) — бесцветное
кристаллическое вещество, легко разлаг-ся на NО2 и О2. Сильный ок-ль. В
воде легко раств-ся с образованием азотной кислоты HNO3. Все оксиды азота
физиологически активны, относятся к третьему классу опасности.
Оксид азота(III). Азотистая кислота.
Оксид азота(III) N2O3 — бесцветный газ (при н. у.), в твёрдом виде-синего
цвета.
Получение: Если капать 50%-ю азотную кислоту на твёрдый оксид
мышьяка(III):2HNO3 + As2O3 → NO2↑ + NO↑ + HAsO3.
N2O3 образуется при охлаждении получающейся смеси газов
2)Также N2O3 можно получить действием 50%-ой азотной кислоты на
крахмал.
Хим.св-ва: 1) N2O3 ↔(t) NO2 + NO
2) N2O3 + 2KOH → 2KNO2 + H2O
Применение:Применяется в лаборатории для получения азотистой кислоты и
её солей: N2O3 + H2O ↔ 2HNO2
Азо́тистая кислота HNO2 — слабая одноосновная кислота, существует
только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой
цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами.
Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO2, все они токсичны.
Хим.св-ва: 1) 3HNO2 ↔(t) HNO3 + 2NO↑ + H2O
2) 2HNO2 + 2HI → 2NO↑ + I2↓ + 2H2O
3) HNO2 + Cl2 + H2O → HNO3 + 2HCl
Получение: 1)N2O3+H2O=2HNO2
2)2NO2+H2O=HNO3+HNO2
Применение: Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных
ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются
в органическом синтезе при производстве органических красителей.
Оксид серы IV.
Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, серни́стый газ, серни́стый ангидри́д) — SO2.
В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным
резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при
комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой
сернистой кислоты.
Хим.св-ва: 1) SO2 + H2O ↔ H2SO3.
2) SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O.
3) SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr,
4) 2SO2 + O2 → 2SO3 (требуется катализатор V2O5 и температура 450°),
5) SO2 + 2CO → 2CO2 + S↓.
Получение: 1)Промышленный способ: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
2)Лабораторный сп: Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3. Образующаяся
сернистая кислота сразу разлагается на SO2 и H2O:
Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2↑.
Применение:В пищевой промышленности диоксид серы используется как
консервант и обозначается на упаковке под кодом Е220.Применяется он
также и в качестве растворителя в лабораториях.
Серни́стая кислота H2SO3 — неустойчивая двухосновная кислота средней
силы, существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном
состоянии не выделена).
Хим.св-ва: 1)H2SO3+NaOH=NaHSO3+H2O (при недостатке щелочи)
H2SO3+NaOH=Na2SO3+2H2O (при избытке щелочи)
2)H2SO3+2H2S=3S+3H2O
3)H2SO3+Br2+H2O=H2SO4+2HBr
Применение: Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители,
для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают
отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистую кислоту
применяют при консервировании плодов и овощей. Гидросульфит кальция
Са(HSO3)2 (сульфитный щелок) используют для переработки древесины в
так называемую сульфитную целлюлозу (раствор гидросульфита кальция
растворяет лигнин — вещество, связывающее волокна целлюлозы, в
результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким
образом древесину используют для получения бумаги).
Оксид серы VI
Окси́д се́ры(VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO3 —
высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная
химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с
удушающим запахом.
Хим.св-ва: 1) SO3 + H2O → H2SO4.
2) 2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O,
3) CaO + SO3 → CaSO4,
4) 3SO3 + Al2O3 → Al2(SO4)3.
5) 3SO3 + H2S → 4SO2 + H2O
6) При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая
кислота:SO3 + HCl → HSO3Cl
Получение:
2SO2 + O2 → 2SO3
SO2 + NO2 → SO3 + NO
Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3
Применение: используют в основном в производстве серной кислоты.
Квасцы:
CuSO4∙5H2O – медный купорос FeSO4∙7H2O – железный купорос
Двойные соли кристаллогидратов называются квасцами.
(NH4)2∙Fe(SO4)2∙12H2O- железно-аммонийный квасец
СЕРНАЯ КИСЛОТА-сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей
степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная
серная кислота- тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.
H2SO4
моногидратная
олеум
SO3∙H2O
SO3∙H2SO4
100% H2SO4
2SO3+H2O=H2S2O7 – дисерная к.
3SO3+H2O=H2S3O10 – трисерная к
Получение: контактным способом(в 3 стадии): 1)4FeS2+11O2=8SO2+2Fe2O3
2)SO2+O2=SO3(каталитическое окисление)
3)SO3+H2O=H2SO4 (абсорбция)
нитрозным способом: 1) 4FeS2+11O2=8SO2+2Fe2O3
2) В специальной окислительной башне смешивают окись азота NO и NO2 с
воздухом. Она подается в башни орошаемые 75%-й серной кислотой. Здесь
смесь окислов азота поглощается с образованием нитрозиллерной кислоты:
NO + NO2 + 2H2SO4=2NO(HSO4) + H2O
3) Раствор нитрозиллерной кислоты в серной кислоте, называемый
нитрозой, орошает башни куда противотоком поступает SO2 и добавляется
вода. В результате гидролиза нитрозиллерной кислоты образуется азотная
кислота:NO(HSO4) + H2O=H2SO4 + HNO2
Она - то и окисляет SO2 по уравнению:SO2 + 2HNO2=H2SO4 + 2NO
Недостаток метода в том, что полученная H2SO4 имеет конц-ю лишь 75%
Хим.св-ва: 1)Na+H2SO4=Na2SO4+H2S+H2O
2)2H2SO4+C=CO2+2SO2+2H2O
3)2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O
H2SO4+Zn=1)ZnSO4+SO2+H2O=2)ZnSO4+H2S+H2O=3)ZnSO4+S+H2O
Оксид углерода IV
СO2(диоксид, углекислый газ) - бесцветный газ, без запаха, со слегка
кисловатым вкусом.
Физ.св-ва: При атмосферном давлении диоксид углерода не существует в
жидком состоянии, переходя непосредственно из твёрдого состояния в
газообразное. Твёрдый диоксид углерода называют сухим льдом. При
повышенном давлении и обычных температурах углекислый газ переходит в
жидкость, что используется для его хранения. Углекислый газ легко
пропускает ультрафиолетовые лучи и лучи видимой части спектра, которые
поступают на Землю от Солнца и обогревают её. В то же время он поглощает
испускаемые Землёй инфракрасные лучи и является одним из парниковых
газов, вследствие чего принимает участие в процессе глобального
потепления.
Хим.св-ва: о химическим свойствам диоксид углерода относится к кислотным
оксидам. При растворении в воде образует угольную кислоту. Реагирует со
щёлочами с образованием карбонатов и гидрокарбонатов.
Получение: В промышленности получают из печных газов, из продуктов
разложения природных карбонатов (известняк, доломит). В лабораторных
условиях небольшие количества получают взаимодействием карбонатов и
гидрокарбонатов с кислотами, например мрамора, мела или соды с соляной
кислотой.
Применение: В пищевой промышленности диоксид углерода используется
как консервант, а также в качестве разрыхлителя теста. При выпуске жидкой
углекислоты из баллона в атмосферу часть её испаряется, а другая часть
образует хлопья сухого льда. Баллоны с жидкой углекислотой широко
применяются в качестве огнетушителей и для производства газированной
воды и лимонада.
У́гольная кислота́ — слабая двухосновная кислота с химической формулой
H2CO3. Проявляет все свойства кислот. Кислая на вкус. При нормальных
условиях существует только в разбавленных водных растворах. Угольная
кислота образуется при растворении в воде двуокиси углерода:
CO2+H2O=H2CO3. Соли угольной кислоты называются карбонатами.
Большинство карбонатов обычно малорастворимо в воде. Хорошо
растворяются в воде карбонаты Na, К, Rb, Cs, Tl+ и карбонат аммония. При
нагревании карбонаты разлагаются, образуя оксид металла и диоксид
углерода. Чем сильнее выражены металлические свойства катиона, тем более
устойчив карбонат. Временная жесткость воды
Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды,
связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных
металлов, главным образом, кальция и магния. Вода с большим содержанием
таких солей называется жёсткой, с малым содержанием — мягкой. Различают
временную жёсткость (карбонатную), образованную гидрокарбонатами и
постоянную жёсткость (некарбонатную), вызванную присутствием других
солей. Временная жёсткость обусловлена присутствием в воде
гидрокарбонатов кальция и магния (Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2).
Пероксид водорода.Получение.ФИз.Хим.св-ва.Применение.
Перокси́д водоро́да H2O2- Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом,
неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные
водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим
растворителем.
Хим.св-ва: 1) 2Н2O2 → 2H2O + O2
2) Н2O2 + 2NaOH → Na2O2 + 2H2O
H2O2 обладает окислительными и восстановительными свойствами.
Окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов. Пероксид
водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при
реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде:
Н2О2 + 2КI + Н2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Получение: в промышленности каталитическим окислением изопропилового
спирта:(CH3)2СН(ОН) + O2 → (CH3)2CO + H2O2
В лабораторных условиях: BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4
Применение: Используется в аналитической химии, в медицине(как
антисептическое средство). В качестве пенообразователя при производстве
пористых материалов, в производстве дезинфицирующих и отбеливающих
средств. В промышленности применяется в качестве катализатора.
Платиновые металлы
Платиновые ме(платиноиды) – коллективное обозначение шести
переходных металлических элементов (рутений, родий, палладий, осмий,
иридий, платина), имеющих схожие физические и химические свойства, и,
как правило, встречающихся в одних и тех же месторождениях. В связи с
этим, имеют схожую историю открытия и изучения, добычу, производство и
применение. Металлы платиновой группы являются благородными и
драгоценными металлами. В природе, чаще всего встречаются, в
полиметаллических (медно-никелевых) рудах, а также в месторождениях
золота и платины. Иногда, металлы платиновой группы подразделяют на две
триады: рутений, родий и палладий — лёгкие платиновые металлы и
платина, иридий и осмий — тяжёлые платиновые металлы.
Физ.св-ва: Все платиновые металлы светло-серые и тугоплавкие, платина и
палладий пластичны, осмий и рутений хрупкие. Красивый внешний вид
благородных металлов обусловлен их инертностью.
Хим.св:1) Все платиновые металлы химически довольно инертны, особенно
платина. Они растворяются лишь в «царской водке» с образованием
хлоридных комплексов: 3Pt+4HNO3+18HCl=3H2[PtCl6]+4NO+8H2O
2) Os+2O2=OsO4 Ru+2O2=RuO4 2Pt+O2=2PtO 2Pd+O2=2PdO
3) При нагревании все платиновые металлы реагируют с хлором и фтором:
Pt+Cl2=PtCl2 Os+2Cl2=OsCl4 2Ru+3Cl2=2RuCl3
В растворах платиновые металлы существуют только в виде комплексных
соединений.
Комп-е соед-я: Pt+2Cl2+NaCl=Na2[PtCl6] ; Pt(OH)2+NaOH=Na2[Pt(OH)4] ;
Производство: В настоящее время, почти 90 % всего объема производства
металлов платиновой группы разделено между платиной и палладием,
остальные добываются и продаются в небольших количествах. 95 % запасов
и 90 % производства МПГ сосредоточены в двух крупных месторождениях
— Бушвельдском комплексе, находящемся на территории ЮжноАфриканской Республики, и в Норильском рудном районе, расположенном в
России. В рудах Бушвельда содержание платины втрое выше, чем палладия, в
то время как в Норильске наблюдается обратное соотношение. Поэтому,
ЮАР является крупнейшим мировым производителем платины, а Россия —
палладия Применение: Металлы платиновой группы иногда используют для
изготовления монет; Платина, и другие металлы платиновой группы,
используются частным лицам и компаниям в кач-ве накоплений; В электротехнической промышленности из металлов платиновой группы изготовляют
контакты с большой степенью надёжности; Металлы платиновой группы
идут на изготовление деталей, работающих в агрессивных средах —
технологические аппараты, реакторы, электрические нагреватели, высокотемпературные печи; Сплавы иридия с осмием, а также золота с платиной и
палладием используют для изготовления компасных игл; в кач-ве
катализаторов; В некоторых странах ме платиновой гр-ы исп. в медицине, в
том числе и в кач-ве небольших добавок к лекарственным препаратам.
Подгруппа германия
Содержание элементов этой подгруппы в земной коре по ряду германий
(2·10–4 %) – олово (6·10–4 %) – свинец (1·10–4 %) изменяется лишь
незначительно. Германий принадлежит к весьма рассеянным элементам.
Основной формой природного нахождения олова является минерал
касситерит (SnO2 ), а свинца – галенит (PbS). Твердость и хрупкость
рассматриваемых элементов быстро уменьшаются по ряду Ge–Sn–Pb: в то
время как германий довольно тверд и очень хрупок, свинец царапается
ногтем и прокатывается в тонкие листы. Олово занимает промежуточное
положение. Все элементы подгруппы германия дают сплавы между собой и
со многими другими металлами. Металлический германий находит важное,
но ограниченное по объему применение в радиотехнике. Олово используется
главным образом для лужения железа с целью предохранения его от
ржавления («белая жесть» консерзной промышленности). Свинец
применяется для изготовления аккумуляторных пластин, обкладок
электрических кабелей, пуль и дроби, для защиты от рентгеновского
излучения и гамма–лучей, а также как коррозионностойкий материал в
химической промышленности (трубопроводы и т. д.). Очень большие
количества олова и свинца расходуются на изготовление ряда технически
важных сплавов. Под действием кислорода воздуха германий и олово не
изменяются, а свинец окисляется. Поэтому свинцовые предметы не имеют
блестящего металлического вида. Вода не действует на германий и олово. Со
свинца она постепенно снимает окисную пленку и тем способствует его
дальнейшему окислению. Гидрооксиды выделяются в виде осадков белого –
Sn(OH)4 , коричневого – Ge(OH)2 и бурого – Pb(OH)2 цветов. Все они
амфотерны.
Подгруппа железа
Fe - 3d64s2
Co -3d74s2
Ni - 3d8 4s2
Получение металлов подгруппы железа восстановлением из оксидов углём
или оксидом углерода (II)
1)ЭO + C=Э + CO
2) Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2
Железо: Металл средней активности, восстановитель. Основные степени
окисления - +2, +3. ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой
химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при
высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. Один из
самых распространённых в земной коре металлов (второе место после
алюминия).
Хим.св: 1) Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑;
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑.
2Fe + 6H2SO4(к) → Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O.
2) 4Fe + 3O2 + 6H2 O 4Fe(OH)3(ржавление
3) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из
растворов их солей: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
Соединения железа: Гидроксид (II): Образ-я при действии р-ров щелочей на
соли железа (II):FeCl + 2KOH 2KCl + Fе(OH)2
Хим.св: 1) Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O
2) Fe(OH)2 FeO + H2O 3) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3
Оксид железа (III): Образуется при сжигании сульфидов железа, например,
при обжиге пирита: 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 или при прокаливании
солей железа: 2FeSO4Fe2O3 + SO2 + SO3
Хим.св: 1) Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O
2) Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Fe(OH)4]
Гидроксид железа (III): Образ-я при действии р-ров щелочей на соли
железа(III): Fe(NO3)3 + 3KOH Fe(OH)3+ 3KNO3
Хим.св: 1) Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O 2)Fe(OH)3 + NaOH Na[Fe(OH)3]
Нержавеющая сталь — сложнолегированная сталь, стойкая против
коррозии в атмосфере и агрессивных средах.
Легирование - добавление в состав материалов примесей для изменения
(улучшения) физических и химических свойств основного материала.
Основной легирующий элемент нержавеющей стали — хром Cr (12-20 %);
помимо хрома, нержавеющая сталь содержит элементы, сопутствующие
железу в его сплавах (С, Si, Mn, S, Р), а также элементы, вводимые в сталь
для придания ей необходимых физико-механических свойств и коррозионной
стойкости (Ni, Mn, Ti, Nb, Co, Mo).
Доменный процесс получ-я железа: Первый этап производства — восст-е
железа углеродом в доменной печи при температуре 2000 °C. В доменной
печи углерод в виде кокса, железная руда в виде агломерата подаются сверху,
а снизу их встречает поток нагнетаемого горячего воздуха. В печи углерод
кокса окисляется до монооксида углерода (угарного газа) кислородом
воздуха: 2C + O2 → 2CO↑. В свою очередь, угарный газ восстанавливает
железо из руды: 3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2↑.
Приен-н железа: Железо является основным компонентом сталей и чугунов
— важнейших конструкционных материалов. Ультрадисперсный порошок
магнетита используется в черно-белых лазерных принтерах в качестве
тонера. Железо применяется в качестве анода в железо-никелевых
аккумуляторах, железо-воздушных аккумуляторах. Семиводный сульфат
железа (железный купорос) в смеси с медным купоросом используется для
борьбы с вредными грибками в садоводстве и строительстве.
Получение кобальта: Кобальт получают в основном из никелевых руд,
обрабатывая их растворами серной кислоты или аммиака. Также
используется методы пирометаллургии. Для отделения от близкого по
свойствам никеля используется хлор, хлорат кобальта (Co(ClO3)2) выпадает
в осадок, а соединения никеля остаются в растворе.
Приен-н кобальта: Легирование кобальтом стали повышает её
жаропрочность, улучшает механические свойства. Из сплавов с применением
кобальта создают обрабатывающий инструмент: свёрла, резцы, и.т.п.
Магнитные свойства сплавов кобальта находят применение в аппаратуре
магнитной записи, а также сердечниках электромоторов и трансформаторов.
Получ-е никеля: Основную массу никеля получают из гарниерита и
магнитного колчедана. 1)Силикатную руду восстанавливают угольной
пылью во вращающихся трубчатых печах до железо-никелевых окатышей (58 % Ni), которые затем очищают от серы, прокаливают и обрабатывают
раствором аммиака. После подкисления раствора из него электролитически
получают металл. 2)Карбонильный способ (метод Монда). Вначале из
сульфидной руды получают медно-никелевый штейн, над которым
пропускают СО под высоким давлением. Образуется легколетучий
тетракарбонилникель [Ni(CO)4], термическим разложением которого
выделяют особо чистый металл. 3)Алюминотермический способ
восстановления никеля из оксидной руды: 3NiO + 2Al = 3Ni +Al2O3
Примен-е никеля: Никель является основой большинства суперсплавов —
жаропрочных материалов, применяемых в аэрокосмической промыш-ти для
деталей силовых установок. Примен-ся при никелировании, произв-ве
аккумуляторов, в медицине(при изготовлении брекет-систем, протезир-е)
Подгруппа марганца(технеций, рений)
Из элементов данной подгруппы технеций (Тс) – в земной коре не
содержится. Очень малые его количества были получены искусственно,
причем установлено, что по химическим свойствам он в общем гораздо
ближе к рению, чем к марганцу. Однако детальное изучение самого элемента
и его соединений пока не осуществлено. Марганец принадлежит к
распространенным элементам, составляя 0,03% от общего числа атомов
земной коры. Небольшие количества Мn содержат многие горные породы.
Вместе с тем встречаются и скопления его кислородных соединений,
главным образом в виде минерала пиролюзита – МnО2 ·xН2 О. Чистый
марганец может быть получен электролизом растворов его солей. Однако
90% всей добычи Мn потребляется при изготовлении различных сплавов на
основе железа. Содержание рения в земной коре весьма мало (9 ·10–9 %).
Элемент этот является чрезвычайно рассеянныйм.
Марганец: металл серебристо-белого цвета. Известны пять аллотропных
модификаций марганца — четыре с кубической и одна с тетрагональной
кристаллической решёткой.
Хим.св: 1) Mn + 2H2SO4(конц.) → MnSO4 + SO2↑ + 2H2O
2) 3Mn + 8HNO3(разб.) → 3Mn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
3) При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в
присут-и O2 образ-ся манганаты: 2MnO2 + 4KOH + O2 → 2K2MnO4 + 2H2O
Получение: 1)4MnO2=2Mn2O3+O2 ; Mn2O3+2Al=2Mn+Al2O3
2)Чистый металлический марганец получ-т электролизом.
Технеций: радиоактивный переходный металл серебристо-серого цвета.
Самый лёгкий элемент, не имеющий стабильных изотопов.
Хим.св: 1)Tc + 3F2 = TcF6 2)Tc + 2Cl2 = TcCl4
3) Tc + 7HNO3(конц,) = HTcO4 + 7NO2↑ + 3H2O 4) 4Tc + 7O2 = 2Tc2O7
5)3Tc + 18HCl(конц.) + 4HNO3(конц.) = 3H2[TcCl6] + 4NO↑ + 8H
Получение: Технеций получают из радиоактивных отходов химическим
способом. Кроме того, технеций образуется при делении нуклидов 232Th, 233U,
238
U, 239Pu и может накапливаться в реакторах килограммами за год.
Рений: При стандартных условиях представляет собой плотный, серебристобелый, тугоплавкий тяжёлый металл, по внешнему виду напоминает сталь.
Хим.св: 1) Re + 3F2 = ReF6 2) 2Re + 7H2O2(конц.) = 2HReO4 + 6H2O
3) 4Re + 4NaOH(конц.) + 7O2 = 4NaReO4 + 2H2O
4) 2Re + 7H2SO4(конц.) = 2HReO4 + 7SO2↑ + 6H2O
5) 4Re + 7O2 = 2Re2O7
Подгруппа меди
Подгруппа меди, или побочная подгруппа I группы Периодической системы
химических элементов Д. И. Менделеева, включает в себя элементы: медь,
серебро и золото. Для всех металлов характерны высокие значения
плотности, температур плавления и кипения, высокая тепло- и
электропроводность. Особенностью элементов подгруппы меди является
наличие заполненного предвнешнего (n-1)d-подуровня, достигаемое за счёт
перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в
высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта
особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их
химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют
благородными металлами.
Медь: представляет собой довольно мягкий металл красно-жёлтого цвета. В
электрохимическом ряду напряжений металлов она стоит правее водорода,
поэтому растворяется только в кислотах-окислителях (в азотной кислоте
любой концентрации и в концентрированной серной кислоте):
Cu+H2SO4=CuSO4+SO2+H2O
Cu+HNO3(р)=Cu(NO3)2+NO2+H2O
Cu+HNO3(к)=Cu(NO3)2+NO+H2O
В отличие от серебра и золота, медь окисляется с поверхности кислородом
воздуха уже при комнатной температуре. В присутствии углекислого газа и
паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим
собой основной карбонат меди(II).
Оксид меди(II) CuO — вещество чёрного цвета. Под действием
восстановителей при нагревании он превращается в металлическую медь:
CuO+CO=Cu+CO2 CuO+H2=Cu+H2O
Гидроксид меди(II) Cu(OH)2 образуется при действии щелочей на соли
меди(II):CuSo4+NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4
Гидроксид меди(II) — амфотерный гидроксид с преобладанием основных
свойств. 1)При нагревании разлагается. Cu(OH)2=CuO+H2O
2)Cu(OH)2+NH3=[Cu(NH3)4](OH)2(ярко-синий)
Серебро: 1)Серебро более инертно, чем медь , но при хранении на воздухе
оно чернеет из-за образования сульфида серебра: 2Ag + H2S= Ag2S + H2
2) 2Ag + 2H2SO4(к) = Ag2SO4↓ + SO2↑ + 2H2O
3) Ag + 2HNO3(к) = AgNO3 + NO2↑ + H2O
3Ag + 4HNO3(р) = 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O
При добавлении к раствору AgNO3 раствора щёлочи образуется тёмнокоричневый малорастворимый осадок оксида серебра Ag2O:
2AgNO3 + 2NaOH(разб.) = Ag2O↓ + H2O + 2NaNO3
Многие малорастворимые соединения серебра растворяются в веществахкомплексообразователях, например, аммиаке и тиосульфате натрия:
Ag2O+H2O+NH3=[Ag(NH3)2]OH
AgBr+Na2S2O3=Na3[Ag(S2O3)2]+NaBr
Золото: представляет собой металл, сочетающий высокую химическую
инертность и красивый внешний вид, что делает его незаменимым в
производстве ювелирных украшений.
1) В отличие от меди и серебра, золото крайне инертно по отношению к
кислороду и сере, но реагирует с галогенами при нагревании:
Au+Cl2=AuCl3
2) Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O
Подгруппа скандия, титана и ванадия
Подгруппа скандия: Кроме непосредственных членов этой подгруппы –
скандия, иттрия, лантана и актиния, к ней примыкают элементы номеров 58–
71, объединяемые под названием лантанидов, а также элементы номеров 90 и
выше – актиниды. Содержание в земной коре членов подгруппы скандия
изменяется следующим образом: Sc – 2·10–4%, Y – 5·10–4%, La – 2·10–4%,
Ас – 5·10–15%. Богатые каким–либо одним из них минералы встречаются
крайне редко. Отдельные элементы подгруппы скандия и их производные
еще не находят применения, а соединения актиния даже почти не изучены.
Немногие имеющиеся данные указывают на его большое сходство с
лантаном. Химическая активность лантана очень велика. Он медленно
разлагает воду с выделением водорода, легко растворяется в кислотах и при
нагревании энергично реагирует со всеми металлоидами. Свойства Sc и Y
похожи на свойства лантана. В своих соединениях скандий и его аналоги
исключительно трехвалентны. Окиси Sc, Y и La представляют собой весьма
тугоплавкие белые порошки. В воде они практически нерастворимы, но легко
соединяются с ней, образуя белые гидроокиси Э(ОН)3. По химическим
свойствам элементов и их соединений подгруппа скандия во многом похожа
на подгруппу титана.
Подгруппа титана: Титан явл.одним из весьма распространенных в природе
элементов. В свободном состоянии элементы подгруппы титана обычно
получают путем восстановления их хлоридов магнием по схеме:
ЭСl4 + 2Mg = 2MgCl2 + Э. Чистые металлы хорошо поддаются механической
обработке. Однако даже следы поглощенных газов сообщают им хрупкость.
В обычных условиях элементы подгруппы титана вполне устойчивы по
отношению к воздуху и воде. С соляной, серной и азотной кислотами
взаимодействует только титан, тогда как HF и царская водка растворяют все
три металла. При высоких температурах Ti, Zr и Hf химически очень
активны. В этих условиях они энергично соединяются не только с галоидами,
кислородом и серой, но и с углеродом и азотом. Для элементов подгруппы
титана характерны перекисные соединения легко образующиеся при
действии Н2 О2 и щелочей на растворы соответствующих солей. Во всех
своих важнейших и наиболее характерных производных элементы
подгруппы титана четырехвалентны.
Подгруппа ванадия: Ванадий довольно широко распространен в природе и
составляет около 0,005% от общего числа атомов земной коры. Однако
богатые месторождения его минералов встречаются весьма редко. Помимо
подобных месторождений, важным источником сырья для промышленного
получения ванадия являются некоторые железные руды, содержащие
примеси соединений этого элемента. Технологическая переработка руд V, Nb
и Та довольно сложна. Для получения свободных элементов может быть
использовано взаимодействие их окислов Э2 О5 с алюминием по схеме:
ЗЭ2 О5 + 10Al = 5Аl2 О3 + 6Э
Реакция начинается при нагревании исходной смеси и протекает с большим
выделением тепла. Ванадий, ниобий и тантал представляют собой не
изменяющиеся на воздухе серые блестящиеметаллы, хорошо поддающиеся
механической обработке. В компактном состоянии все три металла весьма
устойчивы по отношению к различным химическим воздействиям. Особенно
характерно это для Nb и Та, которые нерастворимы во всех обычных
кислотах и их смесях. Исключением является смесь HF + HNO3 , раств-ая оба
металла по схеме: ЗЭ + 5HNO3 + 21HF = 3H2 [ЭF7 ] + 5NO + 10H2O
Наибольшее промышленное значение имеет ванадий, причем основной
областью его применения является металлургия специальных сталей.
Подгруппа цинка
К подгруппе цинка относ-я цинк, кадмий, ртуть:
Цинк: хрупкий, пластичный переходный металл голубовато-белого цвета
(тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). Примеси,
даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка.
Хим.св: 1) 2Zn + O2 = 2ZnO
2) ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
3) ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О,
4) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑;
Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑
5) Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑,
Применение: Цинкование — 45-60 % В медицине (оксид цинка как
антисептик) — 10 % Производство сплавов — 10 %
Производство резиновых шин — 10 % Масляные краски — 10 %
Получ-е: Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих 1-4 % Zn в
виде сульфида, а также Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Руды обогащают селективной
флотацией, получая цинковые концентраты (50-60 % Zn) и одновременно
свинцовые, медные. Цинковые концентраты обжигают в печах в кипящем
слое, переводя сульфид цинка в оксид ZnO; образующийся при этом
сернистый газ SO2 расходуется на производство серной кислоты, а сам цинк
получ-т восстановлением из оксида.
Кадмий: мягкий ковкий тягучий переходный металл серебристо-белого
цвета. Устойчив в сухом воздухе, во влажном на его поверхности образуется
плёнка оксида, препятствующая дальнейшему окислению металла.
Поучение: Единственный минерал, который представляет интерес в
получении кадмия — гринокит, так называемая «кадмиевая обманка». Его
добывают вместе с фаеритом при разработке цинковых руд. В ходе
переработки кадмий концентрируется в побочных продуктах процесса,
откуда его потом извлекают.
Хим.св: 1) Cd + H2O(пар) = CdO + H2 2) Cd + 2HCl(разб.) = CdCl2 + H2↑
3) 2Cd + O2 = 2CdO 4) Cd + CuSO4(разб.) = CdSO4 + Cu↓
5) Cd + I2= CdI2 6) Cd + 4HNO3(к) = Cd(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
С углеродом кадмий не взаимодействует, отсюда следует, что кадмий
карбидов не образует.
Применение: Кадмий используется как компонент твёрдых припоев (сплавов
на основе серебра, меди, цинка) для снижения их температуры плавления.
Около 10 % производимого кадмия — компонент ювелирных и легкоплавких
сплавов. 40 % производимого кадмия используется для нанесения
антикоррозионных покрытий на металлы. Около 20 % кадмия идет на
изготовление кадмиевых электродов, применяемых в аккумуляторах. Около
20 % кадмия используется для производства неорганических красящих
веществ.
Ядовит: Пары кадмия, все его соединения токсичны. Кадмий-кумулятивный
яд (способен накапливаться в организме).
Ртуть: переходный металл, при комнатной температуре представляет собой
тяжёлую серебристо-белую заметно летучую жидкость, пары которой
чрезвычайно ядовиты. Ртуть — один из двух химических элементов (и
единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях
находятся в жидком агрегатном состоянии (второй элемент — бром). В
природе находится как в самородном виде, так и образует ряд минералов.
Обладает свойствами диамагнетика. Образует со многими металлами жидкие
сплавы — амальгамы. Не амальгамируются лишь Fe, Mn, Ni.
Хим.св: Ртуть — малоактивный металл.
1) 2Hg + O2 →(t=3000C) 2HgO 2) HgO=(t>3400C)Hg+O2
3) Hg + S = HgS 4) Hg + Cl2 = HgCl2 5) Hg + HgCl2 = Hg2Cl2(каломель)
6) Hg + 4HNO3(к) = Hg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
7) Hg + 2H2SO4(к) = HgSO4 + SO2↑ + H2O
Применение: Ртуть применяется в изготовлении термометров, парами ртути
наполняются ртутно-кварцевые и люминесцентные лампы. Сплав ртути с
таллием используется для низкотемпературных термометров. Кроме того,
металлическая ртуть применяется для получения целого ряда важнейших
сплавов. Металлическая ртуть служит катодом для электролитического
получения ряда активных металлов, хлора и щелочей, в некоторых
химических источниках тока. Исп.в амальгамной металлургии (переработкиа
вторичного алюминия и добычи золота). Иодид ртути используется как
полупроводниковый детектор радиоактивного излучения.
Комлексные соед-я: 1)Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ + 2OH- Кадмий
образует аналогич-й ион;
2)4NaCN+Zn2+=Na2Zn(CN)4+2Na+
Сера. Получение.Аллотропия.Физ.Хим.св-ва.
Сера S – химический элемент VI группы период-й системы Мендеева,
атомный номер 16, атомная масса 32,064. Твёрдое хрупкое вещество жёлтого
цвета. Сера совершенно не проводит тока и при трении заряжается
отрицательным электричеством. Очень плохо проводит тепло. В природе
встречается в самородном состоянии и в виде соединений.
Аллотропия:Сера – это порошок желтого цвета. Для нее характерно
несколько модификаций, отличающихся друг от друга строением молекул и
некоторыми свойствами. Так, ромбическая и моноклиническая сера всегда
состоит из восьмиатомных кольцевидных молекул S8. Различие в свойствах
кристаллических модификаций серы обусловлено не числом атомов в
молекуле, как например в молекулах кислорода и озона, а неодинаковой
структурой кристаллов. Третья модификация серы пластическая. Она состоит
из нерегулярно расположенных зигзагообразных цепочек Sn, где п достигает
нескольких тысяч. Другие модификации серы построены из молекул S 2
(пурпурная) и S 6 (оранжево-желтая). Сколько бы аллотропных
видоизменений ни образовывал химический элемент, при определенных
заданных условиях абсолютно устойчивым из них, как правило, оказывается
лишь какое-то одно. Для серы самой устойчивой аллотропной модификацией
при обычных условиях при нормальном давлении и температуре не выше
95,6°С является ромбическая сера. В нее при комнатной температуре (или
близкой к комнатной) превращаются все другие формы.
Хим.св-ва: 1) при нагреве
H2+S=H2S
2) 2S+Cl2 = S2Cl2
3) 3S+6КОН=2К2S + К2SО4+ЗH2O
4) S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 ↑ + 2H2O
S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 ↑ + 2H2O
5) Сера, так же как и кислород, взаимодействует со всеми металлами, кроме
золота, платины, иридия, с образованием сульфидов. Так, с ртутью сера
вступает в реакцию в обычных условиях при простом соприкосновении
веществ. Если в лаборатории разлили ртуть ее сначала собирают, а те
участки, где ртутные капли нельзя извлечь, засыпают порошкообразной
серой. Происходит реакция с образованием безвредного сульфида ртути (II),
или киновари:
Hg+S=HgS
Получение: При открытом способе добычи серы шагающий экскаватор
снимает пласты пород, под которыми залегает руда. Рудные пласты дробят
взрывами и далее глыбы руды отправляют на сероплавильный завод, где из
них извлекают серу. Если сера залегает глубоко и в значительном количестве,
то ее получают по методу Фраша. В этом случае серу расплавляют под
землей и через скважину, подобно нефти, выкачивают на поверхность, т. е.
этот способ основан на легкоплавкости серы и ее сравнительно небольшой
плотности
Промышленный способ: при недостатке кислорода: 2H2S + O2 = 2S + 2H2O.
Применение: Сера применяется в первую очередь для получения серной
кислоты; в бумажной промышленности (для получения сульфитцеллюлозы);
в сельском хозяйстве (для борьбы с болезнями растений, главным образом
винограда и хлопчатника); в резиновой промышленности (вулканизующий
агент); в производстве красителей и светящихся составов; для получения
черного (охотничьего) пороха; в производстве спичек.
В медицинской практике применение Серы основано на ее способности при
взаимодействии с органических веществами организма образовывать
сульфиды и пентатионовую кислоту, от присутствия которых зависят
противомикробные и противопаразитарные эффекты. Сера входит в состав
мази Вилькинсона и других препаратов, применяемых для лечения чесотки.
Соед-е серы с водородом.Св-ва.Получение.Применение
Сероводоро́д (сернистый водород, сульфид водорода) — бесцветный газ с
запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H2S.
Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших
концентрациях разъедает металл. Взрывчатая смесь с воздухом 4,5 — 45 %.
В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа.
Входит в состав вулканического пепла. Сероводород используют в лечебных
целях, например, в сероводородных ваннах.
Физ.св-ва: Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C
разлагается на простые вещества — S и H2). Раствор сероводорода в воде —
очень слабая сероводородная кислота.
Хим.св-ва: 1)H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (обычная соль, при изб.NaOH)
H2S + NaOH = NaHS + H2O (кислая соль, при отношении 1:1)
2)Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим
пламенем: 2H2S + ЗО2 = 2Н2О + 2SO2
3) при недостатке кислорода:2H2S + O2 = 2S + 2H2O
4) 3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl
2H2S + SO2 = 2Н2О + 3S
H2S + I2 = 2HI + S
Поучение: FeS+2HCl=FeCl2+H2S
Al2S3+3H2O=2Al(OH)3+3H2S
Пименение: В аналитической химии сероводород и сероводородная вода
используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды
которых очень слабо растворимы.В медицине — в составе природных и
искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых
минеральных вод.Сероводород применяют для получения серной кислоты,
элементной серы, сульфидов.Используют в органическом синтезе для
получения тиофена и меркаптанов.В последние годы рассматривается
возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного
моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического
сырья.
Соляная кислота.Физ.Хим.св-ва.Получение.Применение.
Соля́ная (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, укр. номенклатура хлори́дная) кислота́ — HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная
одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая
из-за примесей Fe, Cl2 и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость.
Хим.св-ва:1)2Na+2HCl=2NaCl+H2
2) Na2O+2HCl=2NaCl+H2O
3)NaOH+HCl=NaCl+H2O
4)Na2CO3+HCl=2NaCl+H2O+CO2
Получение: Соляную кислоту получают растворением газообразного
хлороводорода в воде. Хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре.
В лабораторных условиях используется разработанный ещё алхимиками
способ, заключающийся в действии крепкой серной кислоты на поваренную
соль:NaCl + H2SO4(конц.) → NaHSO4 + HCl↑
Применение: Промышленность
Применяют в гидрометаллургии и гальванопластике (травление,
декапирование), для очистки поверхности металлов при паянии и лужении,
для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов.
В пищевой промышленности зарегистрирована в качестве регулятора
кислотности, пищевой добавки E507. Медицина:разведенную соляную
кислоту ранее назначали внутрь главным образом при заболеваниях,
связанных с недостаточной кислотностью желудочного сока.
Тиосерная к-та. Тиосульфат натрия.
H2S2O3 – тиосерная кислота(серноватистая), неустойчивая, сущ-т только в
водном р-ре.
Получение: Свободная тиосерная кислота может быть получена при
взаимодействии хлорсульфоновой кислоты с сероводородом при низкой
температуре:HSO3Cl + H2S → H2S2O3 + HCl.
Тиосульфа́т на́трия (антихлор, гипосульфит, сульфидотриоксосульфат
натрия) — Na2S2O3, соль натрия и тиосерной кислоты. В обычных условиях
существует в виде пентагидрата Na2S2O3·5H2O.
Физ.св-ва: Бесцветные моноклинные кристаллы. Растворим в воде.
Хим.св-ва: Тиосульфат натрия сильный восстановитель:
1) Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2H2SO4 + 2NaCl + 6HCl
2) 2Na2S2O3 + I2 → 2NaI + Na2S4O6.
Получение: 1) S + Na2SO3 →(t) Na2S2O3;
2) 4SO2 + 2H2S + 6NaOH → 3Na2S2O3 + 5H2O;
Применение: фотографии, аналит.и орг.химия, горнорудная, текстильная,
бумажная, пищевая промыш-ь, медицина.
Политионовые кислоты — соединения серы с общей формулой H2SnO6, где
n>=2. Их соли называются политионатами.
Углерод
Физ.св-ва: Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с
очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций
обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного
типа.
Аллотропии: 1)Графит и алмаз: При нормальных условиях
термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы
метастабильны. При атмосферном давлении и температуре выше 1200 K
алмаз начинает переходить в графит, выше 2100 K превращение совершается
за секунды. 2)Карбин: представляет собой мелкокристаллический порошок
чёрного цвета, обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в
искусственных условиях путем окислительной дегидрополиконденсацией
ацетилена и действием лазерного излучения на графит. 3)Аморфный углерод
В основе строения аморфного углерода лежит разупорядоченная структура
монокристаллического (всегда содержит примеси) графита. Это кокс, бурые
и каменные угли, техуглерод, сажа, активный уголь.
Хим.св-ва: При обычных температурах углерод химически инертен, при
достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные
восстановительные свойства.
Карбиды — соединения металлов и неметаллов с углеродом
Физ.св-ва: Карбиды — тугоплавкие твердые вещества, нерастворимы ни в
одном из известных растворителей. Карбиды бора и кремния (В4С и SiC),
титана, вольфрама, циркония (TiC, WC, ZrC) обладают высокой твердостью,
жаростойкостью, химической инертностью.
Применение:применяют в производстве чугунов и сталей, керамики,
различных сплавов, как абразивные и шлифующие материалы, как
восстановители, раскислители, катализаторы и др. WC и TiC входят в состав
твердых сплавов, из которых готовят режущий инструмент; карбид кальция
СаС2 используют для получения ацетилена; из карбида кремния SiC
(карборунд) готовят шлифовальные круги и другие абразивы; карбид железа
Fe3C (цементит) входит в состав чугунов и сталей, из карбида вольфрама и
карбида хрома производят порошки, используемые при газотермическом
напылениии.
Фосфин
Фосфин - бесцветный, очень ядовитый, довольно неустойчивый газ со
специфическим запахом гнилой рыбы; Молекула фосфина имеет форму
тригональной пирамиды. Фосфин сильно отличается от его аналога аммиака.
Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде,
как основание значительно слабее аммиака.
Хим.св-ва: 1) PH3 + 2O2 = H3PO4
2) При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может
давать соли фосфония: PH3 + HBr = PH4Br
Получение: 1) Получают фосфин при взаимодействии белого фосфора с
горячей щёлочью: 8P + 3Ca(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ca(H2PO2)2
2) Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑
3) Mg3P2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2PH3↑
Фосфи́ды — бинарные соединения фосфора с другими менее
электроотрицательными химическими элементами, в которых фосфор
проявляет отрицательную степень окисления.
Хим.св-ва: 1)Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3
2) Ca3P2 + 6HCl → 3CaCl2 + 2PH3
При умеренном нагревании большинство фосфидов разлагаются.
Получение: 1)Na + P(красн.) → Na3P + Na2P5 (200 °C)
2) BCl3 + AlP → BP + AlCl3 (950 °C)
Фосфор.
Фосфор — один из самых распространённых элементов земной коры, его
содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. В свободном состоянии не
встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190
минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH)
фосфорит Ca3(PO4)2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных
растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных
тканях, входит в состав белков и других важнейших органических
соединений, является элементом жизни.
Хим.св-ва: 1) 4P + 5O2 → 2P2O5
4P + 3O2 → 2P2O3
2) 2P + 3Ca → Ca3P2
3) 2P + 3S → P2S3
2P + 3Cl2 → 2PCl3
4) 4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО4
5) 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
6) 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5 (реакция зажигания спичек)
Аллотроп-е мод-и: 1) Белый: Белый фосфор представляет собой белое
вещество, по внешнему виду он очень похож на очищенный воск или
парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.
Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Медленно окисляется
кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится. Явление
такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется
хемилюминесценцией. Белый фосфор не только активен химически, но и
весьма ядовит. 2)Желтый: Неочищенный белый фосфор обычно называют
«жёлтый фосфор». Сильноядовитое, огнеопасное кристаллическое вещество
от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. В воде не растворяется, на воздухе
легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым
пламенем с выделением густого белого дыма. 3) Красный: Красный фосфор,
также называемый фиолетовым фосфором, — это более термодинамически
стабильная модификация элементарного фосфора. Красный фосфор имеет
формулу (Р4)n и представляет собой полимер со сложной структурой.
Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется
гораздо шире, например, в производстве спичек. 4) Черный: Чёрный фосфор
— это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее
активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор представляет собой
чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма
похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде
или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только
предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С.
Удивительным свойством чёрного фосфора является его способность
проводить электрический ток и свойства полупроводника. 5) Металлический:
При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и
инертную металлическую фазу. Металлический фосфор очень хорошо
проводит электрический ток.
Получение: Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате
взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под
водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие
соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.
Применение:Красный фосфор применяют в производстве спичек. Наиболее
активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, поэтому он
очень часто применяется в зажигательных бомбах и пр. Большая часть
фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений-суперфосфата.
Соединения фосфора входят в составе пассиваторов поверхности металлов.
Фосфористая кислота H3PO3
При нагревании до 250°С безводная фосфористая кислота разлагается на
фосфорную кислоту и фосфин: 4H3РО3 → 3H3PO4 + РH3
Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до
фосфорной кислоты.Соли фосфористой ксилоты называются фосфитами.
Большинство фосфитов мало растворимо в воде. Известны одно- и
двузамещённые фосфиты. Фосфористая кислота и её соли являются
сильными восстановителями. Однако активные металлы в кислом растворе
восстанавливают H3РО3 до РH3.
Получение: 1) P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3
2) PCl3 + 3 H2O → H3PO3+ 3HCl
3) K2HPO3 + 2 HCl → 2 KCl + H3PO3
Фосфористый ангидрид – P2O3
Фосфорноватистая кислота - сильная одноосновная кислота
Получение: В две стадии:
1) 2Р4(белый) + 3Ва(ОН)2 + 6H2O → 2РH3 + 3Ва(Н2PO2)2
2) Ва(Н2PO2)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2H3PO2
Соли фосфорноватистой кислоты называются гипофосфитами. Они хорошо
растворимы в воде. Гипофосфиты и фосфорноватистая кислота являются
энергичными восстановителями, особенно в кислой среде.
Фосфорноватая кислота Н4Р2О6
Фосфорный ангидрит может иметь состав Р2О4. Кислота отвечающая этому
составу назыв-я фосфорноватой.
Фосфорный ангидрид P2O5
Физ.св-ва: Существует в аморфном стекловидном состоянии и
кристаллическом.
Хим.св-ва: 1) 2P2O5 + 6H2O (ж) → 4H3PO4
2) Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя
собой сильное дегидратирующее средство:
2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + N2O5;
4HClO4 + 2P2O5 → (НРО3)4 + 2Cl2O7.
Получение: 2P2 + 5O2 → 2P2O5
Применение: P2O5 применяют как осушитель газов и жидкостей. Также он
является промежуточным продуктом в производстве ортофосфорной кислоты
H3PO4 термическим способом.
Фосфорные удобрения — минеральные удобрения, содержащие фосфор. К
ним относятся суперфосфат, двойной суперфосфат, аммофос, диаммофос,
ортофосфат, метафосфат калия, преципитат, томасшлак, фосфоритная мука,
костяная мука и др. Сырьем для фосфорных удобрений служат апатиты и
фосфориты. Фосфорное голодание проявляется в изменении окраски листьев
на пурпурную, бронзовую и задержке цветения и созревания. Фосфор играет
важную роль в жизни плодовых и ягодных культур. Он входит в состав
сложных белков, участвующих в процессе деления клеточного ядра и в
образовании новых органов растения, в созревании плодов и ягод,
способствует накоплению крахмала, сахара, жира. Фосфор значительно
повышает зимостойкость растений. Он играет большую роль в ускорении
созревания плодов.
Моющие средства: Для усиления действия моющих средств применяют
фосфаты. Но они очень вредны для кожи и поэтому применяются в
бесконтактном мытье.
Строение фосфорных кислот.
Фосфорные кислоты, кислородные кислоты фосфора, представляющие
собой продукты гидратации фосфорного ангидрида. Ортофосфорная кислота
— бесцветные гидроскопические кристаллы, трехосновная, средней силы.
Важнейший полупродукт для производства фосфорных удобрений.
Конденсированные (полимерные) Фосфорные кислоты подразделяются на
полифосфорные с линейным строением фосфат-аниона общей формулы
Hn+2PnO3n+1, метафосфорные с циклическим строением фосфат-аниона общей
формулы (HPO3) n и ультрафосфорные кислоты, имеющие разветвленную,
сетчатую структуру.
Фтороводород.
Фтороводород – бесцв. газ с резким запахом, при комнатн. температуре сущт преимущ-но в виде димера H2F2, ниже 19,9°C – бесцв. подвижная жид-ть.
Хорошо раств-м в воде в любом отношении с образ-м плавиковой кислоты.
Хим.св-ва: 1) HF+SiO2=SiF4+2H2O 2) BF3 + 2HF → FH2+ + BF4−
Получение: Фтор со взрывом взаимодействует с водородом даже при низких
температурах и (в отличие от хлора) в темноте с образованием
фтороводорода:Н2 + F2 → 2HF.
В промышленности фтороводород получают при взаимодействии
плавикового шпата и сильных кислот:CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4
Процесс проводят в стальных печах при 120—300 °C. Части установки,
служащие для поглощения фтороводорода, делаются из свинца.
Плавиковая к-та –это водный р-р фтороводорода. Соли плавиковой к-ты
называются фторидами.
Хлорная известь.Получения.Свойства.Применение.
Хло́рная и́звесть Ca(Cl)OCl — смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида
кальция. Относится к т. н. смешанным солям.
Получение: Получают взаимодействием хлора с гашеной известью
(гидроксидом кальция): 2Cl+2Ca(OH)2=Ca(OCl)2+CaCl2+H2O
Свойства: На воздухе хлорная известь медленно разлагается по схеме:
2Ca(Cl)OCl+CO2=CaCl2+CaCO3+Cl2O
2Ca(Cl)OCl=2CaCl2+O2 –термическое разложение
CaCl(OCl)+H2SO4=CaSO4+HCl+HOCl
Применение: Широко используется для отбеливания и дезинфекции.
Закон-ти измен-я кислотно-осн.и окис-восст св-в кислородных к-т хлора
1) С увеличением степени окисления галогенов устойчивость к-т возрастает
2) В ряду
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
a)термич.устойчивость – увелич-ся(все большее кол-во неподел.пар
участвуют в связывании)
б)кислотные св-ва – увелич-ся
в)окислительные св-ва – увелич-ся
Царская водка.
Ца́рская во́дка — смесь концентрированных кислот — азотной (1 объём) и
соляной (3 объёма).Представляет собой жидкость жёлтого цвета, пахнущую
хлором и окислами азота. Сильнейший окислитель, благодаря хлористому
нитрозилу (NOCl), распадающемуся с выделением атомарного хлора:
3HCl+HNO3=Cl2+NOCl+2H2O
2NOCl=2NO+Cl2
За счёт выделения атомарного хлора растворяет большинство металлов, в
том числе золото. Применяется как реактив в химических лабораториях, при
аффинаже золота (Au) и платины (Pt), получении хлоридов металлов,
выделения плутония из урана и другого. Например, реакция царской водки с
золотом и платиной проходит при комнатной температуре по следующей
схеме: Au+4HCl+HNO3=H[AuCl4]+NO+2H2O
3Pt+18HCl+4HNO3=3H2[PtCl6]+4NO+8H2O
Щелочноземельные металлы
Все щелочноземельные металлы, кроме бериллия, обладают ярко
выраженными металлическими свойствами. В свободном состоянии
представляют собой серебристо-белые вещества, более твердые, чем
щелочные металлы, с довольно высокими температурами плавлениями. При
сжигании всегда образуются оксиды. Во всех соединениях имеют степень
окисленности +2. Аналогично щелочным металлам, соединяясь с водородом,
образуют гидриды. Склонность соединяться с азотом возрастает по мере
увеличения атомной массы элемента. Уже при комнатной температуре
щелочноземельные металлы медленно соединяются с азотом, образуя
нитриды. В отличии от солей щелочных металлов, многие соли
щелочноземельных металлов мало растворимы в воде.
Бериллий: Мало распространен в земной коре(0,0004%). Очень твердый,
хрупкий, легкий, белый металл. Обладает амфотерными свойствами. На
предвнешнем уровне имеет лишь 2 электрона, в то время, как у остальных
щелочноземельных металлов по 8 электронов. В воде не растворяется из-за
образования оксидной пленки.
Хим.св-ва: 1) Be+2NaOH+2H2O  Na2[Be(OH)4] +H2↑
2) Be+H2SO4  BeSO4 +H2↑
3) Be + S  BeS
4) 3Be+N2 Be3N2
Магний: Серебристо-белый, очень легкий металл. В природе встречается в
минералах таких как магнезит MgCO3 , доломит MgCO3 •CaCO3, карналлит
KCl •MgCL2 •6H2O. На воздухе быстро покрывается тонким слоем оксидной
пленки. Щелочи не действуют на магний, но в кислотах легко растворяется с
выделением водорода. В холодной воде не растворяется, но в горячей
реакция идет хоть и медленно.
Хим.св-ва: 1) Mg + H2O(гор) Mg(OH)2 ↓ +H2↑ 2) Mg + С12 (влаж.)  MgCl2
3) 4Mg + SiO2  Mg2Si + 2MgO
4) 3Be+N2 Be3N2
Кальций: Один из самых распространенных в природе элементов. В земной
коре содержится ≈ 3%. Ковкий, довольно твердый белый металл. На воздухе
быстро покрывается тонким слоем оксида. Обладает высокой химической
активностью. Сильный восстановитель. Используется для восстановления из
соединений урана, хрома, циркония, цезия, рубидия и др. Пламя горелки
окрашивает в красный цвет.
Хим.св-ва: 1) Са + 2Н2О  Са(ОН)2 +H2↑
2) Ca + H2O(пар) CaO + CaH2
3) 3Ca+ 2P  Ca3P2
4) 3Ca+N2 Ca3N2
Стронций и барий: Встречаются в природе главным образом в виде
сульфатов и карбонатов, образуя минералы целестин SrSO4, стронцианит
SrCO3, барит BaSO4 и витерит BaCO3. Содержание стронция и бария в
земной коре соответственно равны 0,04 и 0,05%. Металлические Sr и Ba
очень активны, быстро окисляются на воздухе, довольно энергично
взаимодействуют с водой и со многими элементами. Оксиды стронция и
бария SrO и BaO при нагревании до 500˚С на воздухе образуют пероксиды:
2ЭO + O2  2ЭO2. При нагревании выше 800˚С они снова разлагаются на
оксид и кислород: 2ЭO2 2ЭO + O2. Гидрооксиды стронция и бария
представляют собой сильные основания, лучше растворимые в воде, чем
гидрооксид кальция: 1л воды при 20˚С растворяет 8г Sr(OH)2 и 38г Ba(OH)2.
Э+ 2H2O Э(OH)2 +H2↑. Стронций и барий получают из оксидов
алюмотермическим способом: 3ЭO + 2Al 3Э +Al2O3
Радий: Серебристо-белый блестящий металл; Химически очень активен.
Изотоп 226Ra в смеси с бериллием идет на приготовление простейших
лабораторных источников нейтронов.
Хим.св-ва: 1) Ra + H2O  Ra(OH)2 + H2↑ 2) Ra + HCl  RaCl2 + H2↑
3) Ra + H2SO4  RaSO4↓ + H2↑
4) Ra + O2  RaO
5) 3Ra + N2  Ra3N2
6) Ra + S  RaS
Щелочные металлы
Щелочны́е мета́ллы — элементы главной подгруппы I группы
Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li,
натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Эти металлы
получили название щелочных, потому что большинство их соединений
растворимо в воде. При растворении щелочных металлов в воде образуются
растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.
Общ.хар-ка: В Периодической системе они следуют сразу за инертными
газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов
заключается в том, что они содержат один электрон на новом энергетическом
уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные
электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому
энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию
инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны
восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их
потенциалов ионизации. Все металлы этой подгруппы имеют серебристобелый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно
резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её
поверхности, реагируя с ней. Щелочные металлы встречаются в природе в
форме соединений, содержащих однозарядные катионы.
Хим.св-ва: 1) 2Li+2H2O=2LiOH+H2
2) 4Li+O2=2Li2O
2Na+O2=Na2O2
K+O2=KO2
3)Li2O+H2O=2LiOH
K2O+SO3=K2SO4
4)Na2O+2HNO3=2NaNO3+H2O
5)2Na+H2=2NaH 2Na+Cl2=2NaCl 2K+s=K2S 6Li+N2=2Li3N
Получение: NaCl=Na+Cl2
NaOH=Na+O2+H2O
Гидрооксиды: NaCl+H2O=(электролиз)H2+Cl2+NaOH Гидроксид натрия
используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств,
искусственного волокна, органических соединений, например фенола.
Карбонаты: NaHCO3=Na2CO3(сода)+CO2+H2O
KOH+CO2=K2CO3+H2O Поташ используют в производстве стекла и
жидкого мыла.