 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.
^
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 — 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.
^ 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.
^ (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 медно-электролитных 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;
^ (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 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 3H-тритий (Т) (радиоактивен)
^ 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.
^ 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.
^
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.
|
