БИЛИМ БУЛАГЫ

Химия: Неметаллы — различия между версиями

Строка 58: Строка 58:
 
'''Рисунок. Взлет легкой ракеты'''
 
'''Рисунок. Взлет легкой ракеты'''
  
−
<br clear=all />
 
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
  
Строка 94: Строка 93:
  
 
'''Озон''' (О<sub>3</sub>) – аллотропное видоизменение  кислорода -  более сильный окислитель, чем кислород. Озон применяется для обеззараживания питьевой воды и сточных вод. А также в медицине как дезинфицирующее средство.   
 
'''Озон''' (О<sub>3</sub>) – аллотропное видоизменение  кислорода -  более сильный окислитель, чем кислород. Озон применяется для обеззараживания питьевой воды и сточных вод. А также в медицине как дезинфицирующее средство.   
−
<br clear=all />
 
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
  
Строка 126: Строка 124:
 
'''Нефть''' - смесь 150 водородных соединений углерода. При термической обработке получают: бензин, керосин, газойль, мазут. Попутные газы, растворенные в нефти, отделяют от нефти при выстаивании. Существуют самостоятельные месторождения природного газа, состоящие в основном из метана (95% - СН<sub>4</sub>).
 
'''Нефть''' - смесь 150 водородных соединений углерода. При термической обработке получают: бензин, керосин, газойль, мазут. Попутные газы, растворенные в нефти, отделяют от нефти при выстаивании. Существуют самостоятельные месторождения природного газа, состоящие в основном из метана (95% - СН<sub>4</sub>).
 
'''Углеводородн –  соединения – высококалорийное топливо.'''
 
'''Углеводородн –  соединения – высококалорийное топливо.'''
−
<br clear=all />
 
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
== Кремний и его соединения ==
 
== Кремний и его соединения ==
Строка 141: Строка 138:
  
 
Оксиду  кремния  соответствует  кремневая  очень слабая кислота (H<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub>). В воде она практически нерастворима, а  в смеси с NaCI известна как  конторский  или  силикатный  клей,  который  при длительном хранении выпадает в  осадок. Соли кремниевой  кислоты  силикаты натрия и калия  (Na<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub>, K<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub>)  называются жидкими стеклами, они растворимы в воде, используются для пропитки древесины и тканей для придания  им  негорючести. Силикаты  являются основой  строительных материалов.  Из  них  получают  стекло  и  цемент,  а  так же  керамику, фарфор и фаянс.  
 
Оксиду  кремния  соответствует  кремневая  очень слабая кислота (H<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub>). В воде она практически нерастворима, а  в смеси с NaCI известна как  конторский  или  силикатный  клей,  который  при длительном хранении выпадает в  осадок. Соли кремниевой  кислоты  силикаты натрия и калия  (Na<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub>, K<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub>)  называются жидкими стеклами, они растворимы в воде, используются для пропитки древесины и тканей для придания  им  негорючести. Силикаты  являются основой  строительных материалов.  Из  них  получают  стекло  и  цемент,  а  так же  керамику, фарфор и фаянс.  
−
<br clear=all />
 
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
== Азот ==
 
== Азот ==
Строка 170: Строка 166:
  
 
Реакции азотной кислоты с металлами всегда окислительно-восстановительные, с изменением степени окисления как металлов, так и азота в составе азотной кислоты и его оксидов.
 
Реакции азотной кислоты с металлами всегда окислительно-восстановительные, с изменением степени окисления как металлов, так и азота в составе азотной кислоты и его оксидов.
−
 
+
=== Азотная кислота ===
 
==== Взаимодействие '''HNO<sub>3</sub>''' с неметаллами: ====
 
==== Взаимодействие '''HNO<sub>3</sub>''' с неметаллами: ====
 
*4HNO<sub>3</sub><sub>(конц.)</sub> + C {{arrowleft}} CO<sub>2</sub> +4NO<sub>2</sub> +2H<sub>2</sub>O  
 
*4HNO<sub>3</sub><sub>(конц.)</sub> + C {{arrowleft}} CO<sub>2</sub> +4NO<sub>2</sub> +2H<sub>2</sub>O  
Строка 182: Строка 178:
  
 
<div class="textblock">Степень окисления азота в оксидах зависит от концентрации HNO<sub>3</sub>: концентрированная кислота дает выделение NO<sub>2</sub>, а разбавленная дает выделение NO ''(а иногда и ниже).''</div>
 
<div class="textblock">Степень окисления азота в оксидах зависит от концентрации HNO<sub>3</sub>: концентрированная кислота дает выделение NO<sub>2</sub>, а разбавленная дает выделение NO ''(а иногда и ниже).''</div>
−
=== Азотная кислота ===
+
 
 
==== Взаимодействие HNO<sub>3</sub> c металлами: ====
 
==== Взаимодействие HNO<sub>3</sub> c металлами: ====
 
#При реакции азотной кислоты с металлами никогда не выделяется водород (Н<sub>2</sub>).
 
#При реакции азотной кислоты с металлами никогда не выделяется водород (Н<sub>2</sub>).
Строка 223: Строка 219:
  
 
<div class="textblock">'''Меры безопасности:''' при попадании на кожу азотной кислоты - смыть большим количеством воды и нейтрализовать раствором соды, иначе растительные и животные ткани будут разъедаться, особенно концентрированной азотной кислотой (HNO3) и окрасятся в желтый цвет.</div>
 
<div class="textblock">'''Меры безопасности:''' при попадании на кожу азотной кислоты - смыть большим количеством воды и нейтрализовать раствором соды, иначе растительные и животные ткани будут разъедаться, особенно концентрированной азотной кислотой (HNO3) и окрасятся в желтый цвет.</div>
−
<br clear=all />
 
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
== Сера ==
 
== Сера ==
Строка 264: Строка 259:
 
*3Zn  +  H<sub>2</sub>SO<sub>4(50%)</sub> {{arrowleft}} 3ZnSO<sub>4</sub> + S{{arrowdown}} + 4H<sub>2</sub>O
 
*3Zn  +  H<sub>2</sub>SO<sub>4(50%)</sub> {{arrowleft}} 3ZnSO<sub>4</sub> + S{{arrowdown}} + 4H<sub>2</sub>O
 
*4Zn  +  5H<sub>2</sub>SO<sub>4(20%)</sub> {{arrowleft}} 4ZnSO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>S{{arrowUp}} + 4H<sub>2</sub>O
 
*4Zn  +  5H<sub>2</sub>SO<sub>4(20%)</sub> {{arrowleft}} 4ZnSO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>S{{arrowUp}} + 4H<sub>2</sub>O
−
*Zn  +  H<sub>2</sub>SO<sub>4(5-8%)</sub> {{arrowleft}} ZnSO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>{{arrowup}} [[Классификация неорганических соединений#Электроотрицательность химических элементов|(для металлов, стоящих до водорода)]]
+
*Zn  +  H<sub>2</sub>SO<sub>4(5-8%)</sub> {{arrowleft}} ZnSO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>{{arrowUp}} [[Классификация неорганических соединений#Электроотрицательность химических элементов|(для металлов, стоящих до водорода)]]
−
<br clear=all />
 
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<br clear=all /><div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
  

Версия 12:33, 6 ноября 2017

Щелочные
Щелочноземельные
Алюминий
Железо
Щелочные
Щелочноземельные
Алюминий
Железо

Водород

Водород выделен Г.Кавендишем в 1766 году. Наименование водорода произошло от латинского слова «Hidrogenium» (гидрогениум) - «рождающий воду», а М.В. Ломоносов перевел его как «водород». Отсюда химический символ – Н (аш). Относительная атомная масса, A(r) = 1,008 (1,0) а.е.m. Это элемент IА группы и во всех соединениях водород проявляет валентность равную 1.Молекула водорода состоит из двух атомов Н2.Водород горит в воздухе и в чистом кислороде.

Опыт № 98

Водород образует три изотопа: H11.png - легкий водород (Протий), H12.png - тяжелый водород (Дейтерий) и H13.png - сверхтяжелый водород (Тритий). Электроотрицательность водорода по Полингу – 2,1.

Мeталлы < Электроотрицательность (Н) 2,1< Неметаллы

На Земле водород находится в связанном виде в составе воды, нефти, минералов, живых существ. 95% всех химических веществ содержат водород. Как самый лёгкий газ обнаруживается в верхних слоях атмосферы, в космосе – 63%, в литосфере – 0,15%, в гидросфере – 4%.

Водород - газ без цвета, запаха. В 14,5 раз легче воздуха, температура кипения -252,8 оС, плохо растворим в воде. Обладает высокой теплопроводностью. Хорошо растворяется в некоторых металлах (Pt, Pd, Ni). Горит в воздухе.

Опыты № № 1, 8.

Смесь 2 объемов H2 + 1 объема O2 – взрывоопасна, называется «гремучий газ».

Опыт № 2

Водород входит в состав воды – H2O, сероводорода – H2S, галогеноводородов – HCl, HBr, HF, HJ, аммиака– NH3, метана – CH4, фосфина – PH3, гидридов металлов –NaH, CaH2. Все кислоты содержат водород. Водород проявляет себя как окислитель в реакциях образования гидридов металлов и как восстановитель в реакциях с неметаллами. Восстанавливает металлы из их оксидов при нагревании Cuh.png.

Опыт № 68

Водород реагирует с неметаллами серой, хлором Hcl.png, йодом, азотом. Получают водород в лаборатории взаимодействием металлов с кислотой Zncl.png.

Опыты № 81. 100

В промышленности водород получают из метана: Ch4.png, Ср42.png.

Применяют водород для заполнения аэростатов, зондов, как восстановитель для получения тугоплавких, редких и особо чистых металлов (Мо,W); в установках водородной сварки, водородных горелках.

Рисунки аэростата и зондов.

Рисунок сварки

Водород используется как сырьё для получения NH3-аммиака, HCl - хлороводорода, CH3OH - метанола. Жидкий водород используется как топливо для ракет.

Рисунок. Взлет легкой ракеты


В начало

Кислород

Химический символ О - (Oxigenium) - «рождающий кислоту», слово, переведенное на русский язык М.В.Ломоносовым - «кислород». Заряд ядра+8 A(r)=16 а.е.m. Электроотрицательность по Полингу 3,5. Валентность-всегда 2, хотя и стоит он в VIА группе ПСЭ; степени окисления: -2, -1, 0, +2. Молекула состоит из двух атомов - О2 . Образует аллотропное видоизменение - О3 (озон) с М (О3) = 48 г/моль.

Кислород -самый распространенный элемент на Земле - 49% (по массе). Атмосферный воздух содержит-21% кислорода по объему, литосфера-47,2%. В связанном виде кислород входит в состав воды, минералов, органических веществ: (50-85% массы растений или животных состоят из кислорода.) Состав воздуха: О2-21%, N2-78%, инертные газы -1%. (Средняя масса воздуха = 29г/моль). Кислород - газ без цвета, запаха, вкуса, тяжелее воздуха. Плотность 1,43 г/л, tкип -183°С. В воде кислород малорастворим - 0,04 г/л. Жидкий кислород голубоватого цвета, парамагнитен. Кислород образует соединения со всеми веществами, кроме гелия, неона, аргона. Не реагирует напрямую с фосфором, хлором, золотом, с платиновыми металлами. Кислород всегда окислитель. (Кроме вещества ОF2). Реагирует с металлами и неметаллами образуются оксиды (СаО, Р2О5).

Опыт № 67

С щелочными металлами образуются пероксиды (Na2O2). Все реакции элементов с кислородом - экзотермичны - идут с выделением тепла и света, Горят органические и неорганические вещества. Бурное окисление называется горением. В чистом кислороде вещества горят интенсивней, чем в воздухе, например в воздухе аммиак не горит, а горит только в кислороде Nh4О2.png

ОПЫТЫ №3,4,5,

Сероводород горит на воздухе (или при недостатке кислорода) по сравнению с чистым кислородом, образуя разные продукт реакции H2so2.png (в воздухе), H2so.png (в чистом кислороде). Органические вещества в кислороде сгорают до углекислого газа и воды (CO2 и H2O): Ch4o.png.

Опыты № 43,50, 58

В промышленности при восстановлении металлов для получения оксидов обжигают сульфиды: Feo.png.

В лаборатории кислород получают, разлагая богатые им вещества:

2KMnO4 ArrowleftT.png K2MnO2 + MnO2 + O2↑,

2KClO3 ArrowleftT.png 2KCl + 3O2↑,

2H2O2 Mn02.png 2H2O + O2↑ (MnO2 – катализатор).

Опыт № 97

В промышленности кислород получают разложением воды электрическим током: 2Н2О Electrolizarrow.png 2Н2↑+О2↑ или фракционной перегонкой жидкого воздуха.

Из жидкого воздуха в первую очередь будет испаряться азот, а затем кислород. При многократном проведении такого процесса в ректификационных колоннах – можно получить достаточно чистый кислород с незначительной примесью азота.

Озон (О3) – аллотропное видоизменение кислорода - более сильный окислитель, чем кислород. Озон применяется для обеззараживания питьевой воды и сточных вод. А также в медицине как дезинфицирующее средство.


В начало

Углерод

Углерод – (С) –Carbonium-(карбониум), по латыни первая буква читается «Ц». Углерод известен с древних времен, признан химическим элементом в 1775г. (Лавуазье, Франция). Является 13-м по распространенности на Земле, встречается как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Наиболее распространены неорганические соединения углерода – мел, известняк, мрамор - (CaCO3), доломит – (CaCO3 • MgCO3), сидерит – (FeCO3). В атмосфере углерод находится в виде CO2 (0,03%). Соединения углерода – основной компонент нефти, природного газа и каменного угля. Считается, что на Земле встречается 5-15 миллионов химических соединений, содержащих углерод.

В свободном состоянии углерод образует 5 аллотропных видоизменений, но наиболее известны алмаз и графит. Недавно открыт фуллерен. Аллотропные формы углерода различаются строением кристаллической решетки. Алмаз не проводит электрический ток. Кристаллы алмазов обладают сильным преломляющим свет свойством. Графит – серые кристаллы с металлическим блеском, имеет слоистое строение. Слои могут смещаться относительно друг друга. Графит проводит электрический ток. Фуллерен - представляет собой полые сферы состава С60, С70. Были получены искусственным путем, а позже обнаружены в саже.

Углерод - элемент IVА группы, проявляет валентности 2,4, и степени окисления от - 4 до +2, +4.

При низкой температуре все аллотропные виды углерода инертны. При нагревании углерод реагирует со многими простыми и сложными веществами. С металлами углерод образуют карбиды Al4C3, Mg2C, с кислородом два оксида CO, CO2, реагирует с серой и галогенами CS2 (сероуглерод), CCl4 (тетрахлорметан, четырехлористый углерод). Углерод является важнейшим восстановителем, отбирая кислород у оксидов металлов. C + CuO ArrowLeft.png Cu + CO, 2C + PbO2 ArrowLeft.png Pb + 2CO

При пропускании водяного пара над раскаленным углеродом образуется водяной газ- смесь угарного газа и водорода: C + H2O (пар) ArrowLeft.png CO + H2 (водянной газ).

CO2 - углекислый газ - оксид углерода (II), образуется в процессе дыхания любых живых существ. Углекислый газ не ядовит, однако, не поддерживая дыхания, может вызвать удушье.

Опыты №№ 45,67, 86,90

СО2 ассимилируется зелеными листьями растений и в процессе фотосинтеза превращается в глюкозу, при этом в атмосферу выделяется кислород 6СО2 + 6Н2О ArrowHV.png С6Н12О6 + 6О2.

Угольная кислота(Н2СО3) – образованная реакцией углекислого газа с водой (известна как газированная вода). Она образует два вида солей: карбонаты (средние соли) Na2CO3 – кальцинированная сода, – кристаллическая сода, К2СО3 – поташ и гидрокарбонаты (кислые соли) NaHCO3 – питьевая сода. Все органические вещества, содержащие углерод горят в воздухе, выделяя тепло, углекислый газ и воду.

Опыты №№ 54,57,58, 43

Богатством планеты является - углеродное топливо. Оно бывает: твердое – уголь, торф, сланцы, дрова, кизяк, кокс; жидкое – нефть, нефтепродукты; газы - природные, попутные.

Различают 3 вида углей: антрацит (сдержит 95% углерода ), каменный (90-70% С), бурый (65-70% С). При нагревании угля без доступа воздуха выделяются летучие соединения, аммиачная вода и остается твердый продукт - древесный уголь, содержащий систему пустот и каналов и обладающий способностью поглощать газы, яды, это сорбционные или сорбирующие способности древесного угля. Торф - это продукт первой стадии образования угля. При сухой перегонки из торфа получают торфяной кокс.

Нефть - смесь 150 водородных соединений углерода. При термической обработке получают: бензин, керосин, газойль, мазут. Попутные газы, растворенные в нефти, отделяют от нефти при выстаивании. Существуют самостоятельные месторождения природного газа, состоящие в основном из метана (95% - СН4). Углеводородн – соединения – высококалорийное топливо.


В начало

Кремний и его соединения

Si – кремний В земной коре содержится 26% кремния. 50% земной коры состоит из песка или кремнезема (SiO2), и алюмосиликатов: K2O •Al2O3 • 6SiO2 – ортоклаз (полевой шпат), Al2O3 • 2SiO2 •2H2O - каолинит (белая глина), K2O • Al2O3 • 6SiO2 • H2O – слюда.

Получают кремний при нагревании чистого песка с коксом SiO2 + 2C ArrowleftT.png Si +2CO, а в лаборатории восстановление кремния из оксида активными металлами: SiO2 + 2Mg ArrowLeft.png Si + 2MgO, 3SiO2 + 4Al ArrowLeft.png 3Si +2Al2O3

Полученный аморфный кремний очень реакционноспособен, проводит электрический ток. Это элемент IVА группы, проявляет валентности 2,4, а степени окисления от -4 до +2, +4.

При обычной температуре кремний реагирует только с фтором, при нагревании с хлором, бромом; при очень высоких температурах с азотом и углеродом с образованием карбида кремния или карборунда (SiC). В кислороде кремний сгорает. Кислоты на кремний не действуют. Кремний реагирует с водными растворами щелочей.

SiO2 – кислотный оксид, нерастворимый в воде. Оксид кремния реагирует только с плавиковой кислотой SiO2 + HF ArrowLeft.png SiF4 + H2O. Эта реакция используется для травления стекла (смотри метки на хим. посуде).

Оксиду кремния соответствует кремневая очень слабая кислота (H2SiO3). В воде она практически нерастворима, а в смеси с NaCI известна как конторский или силикатный клей, который при длительном хранении выпадает в осадок. Соли кремниевой кислоты силикаты натрия и калия (Na2SiO3, K2SiO3) называются жидкими стеклами, они растворимы в воде, используются для пропитки древесины и тканей для придания им негорючести. Силикаты являются основой строительных материалов. Из них получают стекло и цемент, а так же керамику, фарфор и фаянс.


В начало

Азот

Азот наименование от греческого азотикос - (безжизненный), так как не поддерживает дыхание; с латинского Nitrogenium –рождающий селитру. Открыт азот Джоном Резерфордом в 1772г. Д. Резерфорд обнаружил, что в воздухе есть газ, не поглощающийся щелочью. Идентифицирован азот Карлом Шееле. (Швеция, 1772г) Это элемент VIА группы, с валентностями 1,2,3,4,5. Степени окисления от -3 до 0, +1, +2, +3, +4, +5.

N2 – азот - газ без цвета, вкуса и запаха. tкип -196oС, tпл. -210oС. Входит в состав воздуха в количестве 78,1%. Инертен. Сгущается в жидкость при –140oС. Получают азот конденсацией из воздуха, в лаборатории разложением нитрита аммония: NH4NO2 ArrowleftT.png N2 + 2H2O

При обычных условиях азот реагирует только с литием , а при повышенной температуре реагирует с другими металлами (Mg,Ca). Может быть как окислителем (NH3), так и восстановителем (NO). С водородом образует аммиак NH3 - газ с характерным раздражающим запахом.

Опыт№ 35,36,

С водой аммиак образует NH4OH - гидроксид аммония – очень слабое основание, но растворимое в воде.

Опыт № 34

По принципу донорно-акцепторной связи аммиак образует соли аммония, чаще всего используемые как удобрения: NH4H2PO4, (NH4)2HPO4. При действии щелочи на любую соль аммония выделяется характерный запах аммиака.

Азот образует газообразные оксиды; N2O - «веселящий газ», вдыхание которого вызывает наркотическое состояние и используется при проведении хирургических операций , NO, NO2 - называемый «лисий хвост» по цвету газа.

Азот образует азотную кислоту (HNO3). Среди всех кислот – это самый сильный окислитель, бесцветная жидкость с резким запахом, легко испаряется, кипит при 86oС. При хранении приобретет желтый цвет, разлагаясь с образованием NO2 и O2. Пожароопасна. Тлеющая лучина возгорается над поверхностью азотной кислоты.

Опыты №№37,38,39,96.

В промышленности азотную кислоту получают окислением аммиака кислородом в присутствии катализатора с последующей гидратацией в присутствии кислорода. В лаборатории азотную кислоту можно получить из её солей действием концентрированной серной кислоты. Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются с выделением оксидов азота и кислорода, поэтому при их хранении следует соблюдать все правила противопожарной безопасности.

Азотная кислота весьма специфично реагирует с металлами и неметаллами, выделяя разнообразные продукты реакций.

Реакции азотной кислоты с металлами всегда окислительно-восстановительные, с изменением степени окисления как металлов, так и азота в составе азотной кислоты и его оксидов.

Азотная кислота

Взаимодействие HNO3 с неметаллами:

  • 4HNO3(конц.) + C ArrowLeft.png CO2 +4NO2 +2H2O
    • (с углеродом взаимодействует только концентрированная кислота и реакция идет с выделением NO2, т. к. у углерода очень крепкая кристаллическая решетка)
  • P + 5HNO3(конц) ArrowLeft.png HPO3 + 5NO2 + 2H2O
  • 3P +5HNO3(разб) ArrowLeft.png 3H3PO4 +5NO+ 2H2O
  • S +6HNO3 (конц) ArrowLeft.png H2SO4 +6NO2 +2H2O
  • 2S +2HNO3(разб) ArrowLeft.png H2SO4 +2NO
  • B + HNO3(конц) ArrowLeft.png H3BO3 +3NO2
    • (Бор реагирует только с концентрированной азотной кислотой)
Степень окисления азота в оксидах зависит от концентрации HNO3: концентрированная кислота дает выделение NO2, а разбавленная дает выделение NO (а иногда и ниже).

Взаимодействие HNO3 c металлами:

  1. При реакции азотной кислоты с металлами никогда не выделяется водород (Н2).
  2. Как газообразные продукты, выделяются оксиды азота с различными степенями окисления или аммиак.
  3. Степень окисления газообразных продуктов реакции зависит от концентрации кислоты.
  4. Степень окисления газообразных продуктов реакции зависит от плотности металла (тяжелые металла с плотность выше 5 г/см3 или легкие с плотностью ниже 5 г/ см3).


Закономерности взаимодействия азотной кислоты с металлами:

  • Металлы, образующие оксиды со степенью окисления равной +3 концентрированной азотной кислотой (HNO3) пассивируются, т. к. покрываются очень тонкой пленкой своего оксида, который предохраняет металл от действия кислоты: (Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Tl.)

3Al + 12HNO3 ArrowLeft.png Al(NO3)3 +Al2O3 +9NO2 +6H2O (толщина пленки Al2O3=10–5 метра).

  • Концентрированная HNO3 не действует на платиновые металлы (Pt, Au, Ir, Tl).
  • Тяжелые металлы с концентрированной HNO3 выделяют NO2

Cu + 4HNO3(конц) ArrowLeft.png Cu(NO3)2 +2NO2 + H2O

  • Тяжелые металлы с разбавленной HNO3 выделяют NO

3Cu +8HNO3(разб) ArrowLeft.png 3Cu(NO3)2 +2NO +4H2O

  • Легкие металлы с концентрированной HNO3 выделяют N2O, а иногда N2 - (в зависимости от концентрации азотной кислоты)

4Mg +10HNO3(конц) ArrowLeft.png 4Mg(NO3)2 +N2O +5H2O

5Mg +12HNO3(разб) ArrowLeft.png 5Mg(NO3)2 +N2 +6H2O (для Mg, Zn).

  • Легкие металлы с разбавленной HNO3 реагирует с выделением NH3, однако аммиак тут же взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата аммония:

NH3 + HNO3 ArrowLeft.png NH4NO3

4Mg +10HNO3(очень разб) ArrowLeft.png 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 +5H2O

4Zn +10HNO3(очень разб) ArrowLeft.png 4Zn(NO3)2 +NH4NO3 +5H2O

  • Легкий трехвалентный металл Al реагирует с сильно разбавленной HNO3, но с выделением NO

Al +4HNO3(разб) ArrowLeft.png Al(NO3)3 +NO +2H2O

  • Скандий ведет себя как типичный легкий металл, проявляя степень окисления равную +3.
8Sc +30HNO3(очень разб) ArrowLeft.png 8Sс(NO3)3 +3NH4NO3 +9H2O
  • Очень (ну, очень) разбавленные растворы HNO3 c Ca, Mg могут вытеснять водород (рассматривается как исключение).
Меры безопасности: при попадании на кожу азотной кислоты - смыть большим количеством воды и нейтрализовать раствором соды, иначе растительные и животные ткани будут разъедаться, особенно концентрированной азотной кислотой (HNO3) и окрасятся в желтый цвет.

В начало

Сера

Сера (S) – элемент VIA группы, типичный неметалл - аморфное вещество желтого цвета. Сера известна с древних времен. Еще в Египте серу применяли для лечения кожных заболеваний, из нее делали краски. В свободном виде сера образует несколько аллотропных модификаций, наиболее известны три вида: ромбическая (α-сера), имеющая состав (S8), моноклинная (β-сера), пластическая (каучукоподобная) с циклическими цепочками серы различной длины.

Рисунки

Добывают серу, закачивая по трубам перегретый пар воды в пласты месторождений. И уже в расплавленном виде сера поднимается по другой трубе, охлаждаясь, превращается в ромбическую серу. Любой минерал, содержащий серу, может стать источником ее получения. Сера входит в состав шерсти животных, перьев птиц, растительных и животных остатков, каменного угля.

В природе сера встречается в составе – пирита Fe2S (железный колчедан), медного блеска СuS, - серебряного блеска Ag2S, свинцового блеска PbS, а также в виде сульфатов CaSO4•2H2O - природный гипс, Na2SO4•10H2O - мирабилит, глауберова соль, MgSO4•7H2O - горькая (английская) соль, FeSO4•7H2O - железный купорос. Сера реагирует с металлами (Al, Fe) и неметаллами (C, P, H2) На воздухе и в чистом кислороде сера горит голубоватым пламенем S + O2 ArrowLeft.png SO2.

Опыт №71

Опыт № 3

Из сложных веществ сера реагирует с серной, азотной кислотами и щелочами.

Сера образует – сероводород (Н2S) – газ с запахом тухлых яиц. Этот устойчивый гидрид серы ядовит, плохо растворим в воде (2,5 объема на 1 литр воды), водный раствор H2S является кислотой.

  • Сера образует два оксида - SO2 - оксид серы (IV) - диоксид серы, сернистый газ - бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха в 2 раза, хорошо растворимый в воде (40V), при этом образуется слабая сернистая кислота (H2SO3).
  • Второй оксид (SO3) – оксид серы (VI) - бесцветная легкокипящая жидкость при .+17oC превращающаяся в белые, очень гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимые в воде и образующие сильную серную кислоту (H2SO4). SO3 способен растворяться в серной кислоте, образуя олеум H2SO4 + nSO3 ArrowLeft.png H2SO4 • nSO3 (олеум). Концентрированная серная кислота окисляет углерод до углекислого газа и обугливает органические вещества.

Опыты №№ 43, 93

Серная кислота применяется как осушитель газов в промышленности и в лаборатории, в производстве других кислот, для получения удобрений и красителей. Большинство солей серной кислоты - сульфаты являются кристаллогидратами: CuSO4•5H2O – медный купорос, FeSO4• 7H2SO4 – железный купорос.

Серная кислота

Взаимодействие H2SO4 с неметаллами:

С + H2SO4 ArrowLeft.png CO2↑ + SO2↑ + H2O

S + 2H2SO4 ArrowLeft.png 3SO2↑ + 2H2O

Взаимодействие серной кислоты с металлами:

  1. Концентрированная серная кислота пассивирует Fe, Cr и Al, поэтому ее перевозят в железных или алюминиевых цистернах.
  2. Малоактивные металлы (начиная с меди (Cu)) реагируют только с концентрированной серной кислотой и при нагревании, при этом в качестве газообразного продукта выделяется оксид серы (IV).

Cu + 2H2SO4(конц.) ArrowLeft.png CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

  1. Взависимости от концентрации H2SO4 при взаимодействии с активными металлами выделяются разные продукты реакции:

В начало

Полезные ссылки

Канал Thoisoi на YouTube где вы сможете увидеть необычные эксперименты и узнать еще больше о химических элементах

Глоссарий

Ассимилировать – усваивать.
Возгонка или сублимация - испарение из твердого состояния до газообразного, минуя жидкое состояние. Свойство характерно для иода - (I2).
Вулканизация – процесс превращения каучука в резину под действием серы.
Гидратация – присоединение воды.
Донорно-акцепторная связь – это такая связь, при которой один атом (донор) предоставляет неподеленную пару электронов, которая становится общей между этим и другим атомом (акцептором).
Идентификация – отождествление, установление совпадения.
Изотоп – атомы одного и того же химического элемента, ядра которых содержат одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.
Инертный – бездеятельный.
Инсектицид – средства борьбы с вредными насекомыми.
Парамагнетизм – свойство вещества намагничиваться в направлении, совпадающим с направлением поля.
Сфера – форма шара.
Электроотрицательность – свойство атомов оттягивать на себя электроны от атомов других элементов в соединениях.
Эндотермический – теплопоглощающий.

В начало

Библиография

  • А.А. Журин «Химические формулы». Москва «Аквариум» 1997г.
  • А.А. Карцова, А.А.Макаров, А.В.Трухин. Справочник школьника. Химия. Биология.Экология. Санкт-Петербург. «Сова». Москва.»ЭКСМО-ПРЕСС». 2002.
  • А.В. Мешельский. Химия в экзаменационных вопросах и ответах. Справочник для учителей , репетиторов и абитуриентов. Изд. 2. Минск, «Белорусская энциклопедия». 1999.
  • А.Г. Кульман. «Общая химия». Изд. 3. Москва «Колос». 1979.
  • А.Годмен «Иллюстрированный химический словарь» Москва «Мир» 1988.
  • А.И. Бусеев, И.П. Ефимов. Словарь химических терминов. Москва «Просвещение» 1971.
  • А.П. Крешков «Основы аналитической химии». Москва «Химия» 1976.
  • Большой справочник для школьников и поступающих в Вузы. «Химия». /Л.Л.Андреева, Д.Ю. Добротин, О.С. Габриелян и др./ «Дрофа», Москва, 2004
  • В.А. Волков, Е.В. Вонский, Г.И. Кузнецова. «Химики» Биографический справочник. Киев «наукова Думка» 1984.
  • В.А. Рабинович. З.Я.Хавин. «Краткий химический справочник» изд. 3 Ленинград. «Химия». 1991г.
  • В.В Писаренко. Справочник химика – лаборанта. Изд. 2 Москва. «Высшая школа» 1974.
  • В. Рич. «В поисках элементов». Москва «Химия» 1985г.
  • В. Рич «Охота за элементами». Москва «Химия» 1982г.
  • Г.Е. Рудзитис. Ф.Г. Фельдман «Химия 8». Учебник для 8 класса средней школы. Изд.2 Москва «Просвещение». 1991.
  • Г.П. Хомченко «Химия для поступающих в ВУЗы». Изд. 2. Москва «Высшая школа» 1994г.
  • Д. Верзейм. К. Ослейд. Д. Ватерхаус «Химия». Школьный иллюстрированный справочник. (перевод с латинского) РОСМЭН. First published. Лондон 1986г.
  • Д.И. Менделеев «Основы химии» Изд. 13. 1947г., 2 тома Москва - Ленинград. (Санкт – Петербург, 1872)
  • Д.М. Кирюшкин. В.С. Полосин «Методика обучения химии». Москва «Просвещение» 1970г.
  • Дж.А. Кемпбел «Современная общая химия» в 3 т. (перевод с английского). Москва «Мир» 1975г.
  • З. Энгельс, А. Новок «По следам элементов» (пер с нем.) Москва «Металлургия» 1983г.
  • И.В. Кузьменко, В.В. Ерёмин, В.А. Попков «Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы» 2 т. Москва 1-я книготорговая компания. 1979г.
  • И.В. Кузьменко. В.В. Ерёмин. В.А. Попков. «Химия для школьников старших классов и поступающих в ВУЗы» Москва «Дрофа» 1985 г.
  • И.В. Шиманович. М.Л. Павлович. В.Ф. Тикавый. П.М. Малашко. (ред. В.Ф. Тикавого). Общая химия в формулах, определениях, схемах. Минск «Унiверсiтэцкае» 1996г.
  • И.Т. Гороновский. Ю.П. Назаренко. Е.Ф. Некряч «Краткий справочник по химии». Изд. 4. Киев «Наукова Думка» 1974.
  • К.Я. Парменов «Химический эксперимент в средней школе». Изд. Академии педагогических наук РСФСР. Москва 1959г.
  • Книга для чтения по химии. Часть I (сост. К.Я. Парменов, Л.М. Сморгонский). Изд. 3. Государственное учебно-педагогическое издательство министерства просвещения РСФСР. Москва 1961г.
  • Л.М. Монастырский «Физика за 2 года». Ростов-на-Дону «Феникс» 1995г.
  • Л.Полинг «Химия» (перевод с английского). Москва «Мир» 1968г.
  • М. Колтун «Мир химии» Москва «Детская литература». 1988.
  • М. Колтун «Превращения черного дракона» Москва. «Детская литература» 1990.
  • М. Льис Химия. Школьный курс в 100 таблицах. Москва. Аст-Пресс 1997.
  • М.М. Петров, М.А. Михелев, Ю.Н. Кукушкин. «Неорганическая химия». Изд 2 Ленинград «Химия» 1976 г.
  • М. Фримант «Химия в действии» в 2х частях. (пер. с английского) Москва «Мир» 1991.
  • М.И. Гельфман, В.П. Юстратов «Химия». Санкт – Петербург. Издательство «Лань» 2000 г.
  • Н.И. Кошкин. М.Г. Ширкевич. «Справочник по элементарной физике» Москва «Наука» 1966.
  • Н.С. Ахметов «Неорганическая химия», в 2-х частях, изд. III, Москва «просвещение». 1992г.
  • Общая и педагогическая химия. Методические указания. Москва. «Высшая школа» 1990г.
  • П.И Воскресенский «Техника лабораторных работ». Изд. 10е. Москва «Химия» 1973г.
  • П.Р. Таубе «От водорода, до …?» Москва «Высшая школа» 1964 г.
  • Популярная библиотека химических элементов (сост. В.В. Станцо, М.В. Черченко) Москва «Наука» 1983.
  • Р.А. Лизин «Справочник по общей и неорганической химии». Москва «Просвещение» 1997г.
  • Р.П. Суровцева. Л.С. Гузей Н.И. Останний, А.О. Тамур. «Тесты. Химия». 8-9 класс. Москва. Издательский дом «Дрофа» 1997.
  • С.Б. Шустов. Л.В. Шустова. Химические основы экологии». Москва «Просвещение» 1995.
  • Н.А.Варкентина, Р.Х.Дженлода «Химические элементы в школьном курсе химии». Бишкек, «Азия Технографика», 2010 г.
  • Урок окончен – занятие продолжаются. (ред. Э.Г. Злотникова) Москва «Просвещение» 1992 г.
  • Учебный справочник школьника «Дрофа». Москва. 2002. 4-е издание. Ред.Н.Е. Рудомазина и др.
  • Ф.Г. Фельдман, Г.Е. Рудзитис «Химия 9» учебник для 9 класса средней школы. Москва «Просвещение».
  • Физика и химия. «Универсальная энциклопедия школьника». Минск. «Валев». 1995г.(сост. А.А.Воротников).
  • Химическая энциклопедия том 1-2. (ред. И.Л. Кнунянц) Москва. Издательство «Советская энциклопедия». 1988.
  • Химия в формулах. Справочное пособие. 8-11 класс. Состав В.В. Ерёмин. Москва. Издательский дом «Дрофа».
  • Химия. (пер. с немецкого В.А. Молочко. С.В. Крынкиной). Москва «Химия» 1989.
  • Химия. Пособие – репетитор. (ред. А.Ф. Егоров) изд. 2 Ростов-на-Дону «Феникс» 2000г.
  • Химия. Справочник школьника (научная разработка и составление М. Кременчугской и С. Васильева) Филологическое общество «Слово» Компания «Ключ-С». ТКОАСТ. Центр гуманитарных наук при факультете журналистики МГУ им. Ломоносова. Москва 1997.
  • Химия. Справочное руководство (пер. с немецкого) оед. Ф.Г. Гаврюченкова, М.И. Курочкиной, А.А. Потехина. В.А Рабиновича). Ленинград «Химия»
  • Химия: справочные материалы ( под ред. Ю.Д. Третьякова I-III изд. Москва «Просвещение» 1984, 1988, 19993 г.
  • Э. Гроссе. Х. Вайсмантель «Химия для любознательных». Изд.2 Ленинград «Химия».1985г.
  • Энциклопедический словарь юного химика. (ред. М.А. Прокофьев) Москва «Педагогика» 1990 г.
  • Энциклопедия для детей «Аванта». Москва. 2000г. Гл. ред. В.А. Володин
  • Ю.Ю. Лурье. «Справочник по аналитической химии». Изд. 4. Москва «Химия» 1971.
  • Я.А. Угай. «Общая и неорганическая химия». Изд. 2. Москва «Высшая школа» 2000г.
  • Я познаю мир. Детская энциклопедия. Химия. (Авт.-сост.Л.А.Савина). Москва. АСТ. 1995г.
  • В.А. Волков, Е.В.Вонский, Г.И. Кузнецова «Химики». Изд. «Наукова думка». Киев. 1984 г.
Интересное
о водороде
  • Водород – самый распространенный элемент во Вселенной.
  • На Земле общее количество водорода- 1% от веса земной коры.
  • Во Вселенной водород играет роль «космического топлива», дающим энергию звездам, в том числе нашему Солнцу.
  • Водород не ядовит.
  • В свободном виде водород выделяется с вулканическими газами.
  • На 5000 атомов Протия приходится 1 атом Дейтерия.
  • 1 атом Трития приходится на миллиард миллиардов Протия.
  • Тяжелая вода, содержащая Дейтерий замерзает при температуре 3,8 градуса, а кипит при101,4 градуса.
  • Высокая температура горения водорода в кислороде используется для плавления кварца, тугоплавких металлов, разрезания стальных плит.
  • При огромных давлениях был получен металлический водород.
Пять интересных фактов
о кислороде
  • Благодаря реакции регенерации воздуха 2Na2O2 + 2CO2 ArrowLeft.png 2Na2CO3 + O2 ↑, люди могут длительное время находиться в ограниченных пространствах, например на подводных лодках.
  • В случаях снижения окислительных процессов в организме, озон в малых дозах приносит пользу, например лечение в барокамерах воздухом под давлением, обогащенным озоном.
  • Озоновый слой задерживает ультрафиолетовое излучение, опасное для живых организмов, хотя общее его содержание соответствует слою газа толщиной всего 3 миллиметра.
  • Если бы озон задерживал все ультрафиолетовое излучение, у организмов бы не вырабатывался витамин D и развитие было бы невозможным.
  • Изобретателем резки металла кислородно-водородным пламенем явился взломщик несгораемых сейфов в 1890 году.
Интересное
о углероде
  • Атомы углерода могут неограниченно соединяться в цепи: линейные, разветвленные, циклические
  • Алмазы полируются только собственным порошком.
  • При t=3000 oС и давлении 1010Па графит превращается в алмаз.
  • Карбин – аллотропная форма углерода, найден в кратерах вулканов, образованных при падении метеоритов.
  • Все карбиды гидролизуются с образованием оснований и углеродосодержащих газов:

Al4C3 + 3H2O ArrowLeft.png Al(OH)3 + 3CH4

Полупромышленный способ получения ацетилена происходит по реакции:

CaC2 + 2H2O ArrowLeft.png Ca(OH)2 + C2H2.

Ацетилен используется для газовой сварки металлов, потому, что он дает наивысшую температуру при сгорании в кислороде среди химических реакций – 3000oС.

Способ получения карбида кальция обжигом известняка происходит в две стадии:

CaCO3 ArrowleftT.png CaO + CO2

CaO + 3C ArrowleftT.png CaC2 + CO

  • Активные металлы могут гореть в углекислом газе 2Mg + CO2 ArrowLeft.png 2MgO + C
Лайфхак


В этом видео вы узнаете как сварить яйца без огня.

Химия в лицах

Академик
Курнаков Николай Семенович

Kurnakov.jpg
6.12.1860, Нолинск Вятской губ. – 19.03.1941, Барвиха Московской обл.


Советский химик. Разработал физико-химический анализ растворов и сплавов металлов. Для анализа состава сплавов он создал новые методы и приборы.

Чернов
Дмитрий Константинович

Chernov.jpg
Заслуги Д. К. Чернова перед наукой огромны. Он выражал новые, передовые идеи в области металлургии.


Русский металлург. Разработал в 1868 году наилучшие условия отливки, ковки и термической обработки стали. С тех пор стальные орудия вытеснили бронзовые. Предсказал преимущества применения кислородного дутья в конвекторном процессе.

Аносов
Павел Петрович

Anosov.jpg
Павел Петрович Аносов в чине генерал-майора. Портрет 1851 года.


Русский металлург, горный инженер. Он был первым исследователем, применившим еще в 1831 году микроскоп для изучения структуры стали. Изобрел способ закалки стальных изделий в струе сжатого воздуха. Получил литую сталь и усовершенствовал многие заводские механизмы.

Источник — «https://bb.edu.gov.kg/index.php?title=Химия:_Неметаллы&oldid=5091»