БИЛИМ БУЛАГЫ

Суутек Кычкылтек Көмүртек Кремний Азот Күкүрт Галогендер Фосфор

Химиялык элементтердин мезгилдик системасында бордон астатка чейин диогнал сызыгын жүргүзсөк, таблицанын оң жактагы жогору бурчун ээлеген 20–25 элемент металл эместер болуп саналат. Алардын көпчүлүгү р элементтер, суутек менен гелий гана s элементи болуп саналат. Металл эместер 3 төн 8ге чейинки валенттүүлүктү жана –4 төн + 8 чейинки кычкылдануу даражаларын көрсөтөт. Алар 2ден 4 электрон–вольтко чейинки жогорку терс электрдүүлүккө ээ болгондуктан, күчтүү кычкылдандыргыч болуп саналат. Бирок, молекулаларынын курамына жараша химиялык реакцияга киргенде металл эместер кычкылдандыргыч да, калыбына–келтиргич да болушу мүмкүн. Элементтердин металл эместик касиети мезгилдерде солдон оңду карай, ал эми группаларда жогортон төмөн карай күчөйт. Металл эместер жаратылышта чоң мааниге ээ, алар топурактын 84%, өсүмдүктөрдүн 98,5% жана адамдардын денесинин 97,6% түзүп турат. Ошондой эле көмүртек, кычкылтек, суутек, азот, фосфор жана күкүрт элементтери белоктордун, нуклеин кислоталарынын, майлардын, углеводдордун жана витаминдердин курамына кирет. Абанын курамын карасак, ал азоттон, кычкылтектен жана асыл газдардан турат.

Суу да эки металл эместен: суутектен жана кычкылтектен турат. Металл эместердин арасынан бир гана атомдон турган–асыл газдарды жана эки атомдон турган газ абалындагы заттар – суутек, азот, кычкылтек, фтор, хлорду белгилөөгө болот. Металл эместердин арасында ар түрдүү агрегаттык абалдагы заттар бар. Аларга, суюк абалдагы–бромду, аморфтук абалдагы – кызыл жана ак фосфорду жана кристаллдык заттар – көмүртекти, кремнийди жана иодду киргизүүгө болот. Ошону менен катар эле металл эместер жөнөкөй заттардын аллотропиясын (түр өзгөрүшү) пайда кылуу жөндөмдүүлүгүнө ээ болушат.Мисалы, алмаз–графитти, кычкылтек–озонду ж.б. пайда кылат. Металл эместер электр тогун жана жылуулукту начар өткөрүшөт. Демек, заттардын касиети алардын курамын түзгөн металл эместерден көз каранды болот.

Суутек

Суутек 1766–жылы Г. Кавендиш тарабынан ачылган. «Hidrogenium» (гидрогениум) латын тилинен которгондо «суу пайда кылуучу» деген маанини билдирет, М.В. Ломоносов аны «суутек» деп атаган. Суутек Н (аш) деген белги менен белгиленет. Салыштырмалуу атомдук массасы A(r) = 1,008 (1,0) м.а.б. барабар. Бул IА группанын элементи жана бардык бирикмелеринде валенттүүлүгү 1ге барабар. Суутектин молекуласы эки атомдон турат Н₂. Суутек абада жана таза кычкылтекте күйөт.

Суутек үч изотопту пайда кылат: – жеңил суутек (Протий), – оор суутек (Дейтерий) и – өтө оор суутек (Тритий). Суутектин терс электрдүүлүгү Полингдин таблицасында – 2,1 барабар.

Мeталлдар < Терс электрдүүлүгү (Н) 2,1 < Металл эместер

Жер катмарында суутек суунун, нефттин, минералдардын жана жандуу организмдин курамында кездешет. Бардык химиялык заттардын 95% өзүнө суутекти кармап жүрөт. Эң жеңил газ катары атмосферанын жогорку катмарында космос мейкиндигинин – 63%, литосферанын – 0,15%, гидросферанын – 4% түзүп турат.

Суутек – өңсүз, түссүз, жытсыз газ. Абадан 14,5 эсеге жеңил, кайноо температурасы –252,8 ^оС, сууда начар эрийт. Электр тогун жакшы өткөрөт. Кээ бир металлдарда балкып эрийт (Pt, Pd, Ni), абада күйөт.

2 көлөм суутек H₂ жана 1 көлөм кычкылтек O₂ аралашса, «күркүрөк газ» деген жарылгыч затты пайда кылат.

Суутек суунун – H₂O, күкүрттүү суутектин – H₂S, галоген суутектердин – HCl, HBr, HF, HJ, аммиактын – NH₃, метандын – CH₄, фосфиндин – PH₃, металлдардын гидриддеринин –NaH, CaH₂ курамдарына кирет. Суутек бардык кислоталардын да курамдарында болот. Суутектин эң негизги бирикмеси суу болуп эсептелет. Суутек металлдар менен реакциялашып, гидриддерди пайда кылууда өзүн кычкылдандыргыч катары, ал эми металл эместер менен аракеттенишкенде өзүн калыбына келтиргич катары алып жүрөт. Ысытканда металлдарды оксиддеринен калыбына келтирет.

.

Жездин оксидинин (II) суутек менен калыбына келиши.

Суутек металл эместерден күкүрт, хлор, иод жана азот менен реакцияга кирет: . Лабораторияда суутек металлдар менен кислотанын өз ара аракеттенишүүсүнөн алынат:

Zn + 2HCl ZnCl₂ + H₂↑.

Өнөр жайда суутек метандан алынат: , .

Суутек аэростаттарды, зонддорду толтурууда, калыбына келтиргич катары сейрек кездешүүчү өтө таза металлдарды молибденди, вольфрамды (Мо,W) алууда, ширетүү жана ысытуу иштеринде колдонулат.

Суутек NH₃ – аммиакты, HCl – хлордуу суутекти жана CH₃OH – метанолду алууда сырье катары да колдонулат.

• 

  Метеозонддор суутек менен толтурулат

• 

  Ракета куруу иштеринде суутек күйүүчү отун катары колдонулат

• 

  Суутекти жеңилдиги үчүн аэросүзүүдө да колдонушат

• 

  Суутек күйгөндө жылуулук көп бөлүнүп чыккандыктан, ширетүүдө да колдонулат

В начало

Кычкылтек

Химиялык белгиси – О – (Oxigenium) – «кислотаны пайда кылуучу» деген маанини түшүндүрөт, М.В.Ломоносов тарабынан – «кычкылтек» деп аталган.

Ядросунун заряды +8, салыштырмалуу атомдук массасы A(r)=16 м.а.б. терс электрдүүлүгү Полингдин таблицасы боюнча 3,5, химиялык элементтердин мезгилдик системасында VIА группада жайгашса да валенттүүлүгү 2 ни көрсөтөт. Кычкылдануу даражасы: –2, –1, 0, +2.

Молекуласы кычкылтектин эки атомунан турат – О₂. Аллотропиялык түр өзгөрүшү О₃ – озон, молдук массасы М (О₃) = 48 г/моль барабар болот.

Кычкылтек – эң кеңири таралган элемент, ал жер катмарынын 49% түзөт. Көлөмү боюнча атмосфералык абанын – 21%, литосферанын – 47,2% түзөт. Кычкылтек суунун, минералдардын жана органикалык заттардын курамына кирет (өсүмдүктөрдүн же жаныбарлардын 50–85% кычкылтектен турат).

Абанын курамы: О₂ – 21%, N₂ – 78%, инерттүү газдар – 1%. (Абанын орточо массасы = 29 г/моль). Кычкылтек – өңсүз, түссүз, жытсыз газ, абадан бир аз оорураак. Тыгыздыгы 1,43 г/л, tкайн. –183 ^оС. Сууда аз эрийт – 0,04 г/л. Суюк кычкылтек көгүш түстө болот, магнитке тартылат. Кычкылтек бардык заттар менен реакцияга кирет (гелий, неон, аргондон башка). Ал фосфор, хлор, алтын жана платина менен түздөн–түз реакцияга кирбейт.

Кычкылтек дайыма кычкылдандыруучу болот. (ОF₂ башкасын). Металлдар жана металл эместер менен аракеттенишип, оксиддерди (СаО, Р₂О₅) пайда кылат.

Щелочтуу металлдар менен реакцияга кирип, өтө кычкылдарды (Na₂O₂) пайда кылат. Химиялык элементтердин кычкылтек менен болгон реакциясы экзотермикалык – жылуулукту жана жарыкты бөлүп чыгаруу менен жүрөт. Кычкылдануунун кубаттуу жүрүшү күйүү деп аталат. Бардык органикалык жана органикалык эмес заттар күйүүгө жөндөмдүү болушат Алар абага караганда кычкылтекте жакшы күйүшөт, мисалы, аммиак абада күйбөйт, ал эми кычкылтекте күйөт.

Күкүрттүү суутек абада да кычкылтекте да күйөт, бирок, бул учурда эки башка зат пайда болот. 2H₂S + O₂ 2S↓ + 2H₂O (абада), (кычкылтектев). Бардык органикалык заттар кычкылтекте күйгөндө көмүр кычкыл газы жана суу пайда болот (CO₂ и H₂O): CH₄ + 2O₂ CO₂↑ + 2H₂O.

Оксиддер өнөр жайда сульфиддерди күйгүзүү жолу менен алынат .

Кычкылтекти лабораторияда татаал заттарды ажыратуу менен алууга болот:

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑,

2KClO₃ 2KCl + 3O₂↑,

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

Өнөр жайда кычкылтекти сууну электр тогунун таасири астында ажыратуу менен же суюк абаны фракцияларга буулантып айдоо менен алышат: 2Н₂О 2Н₂↑+О₂↑ или фракционной перегонкой жидкого воздуха.

Суюк абадан адегенде азот, андан кийин кычкылтек бууланат. Бул процессти ректификациялык колоннада бир нече жолу кайталагандан кийин бир аз гана азоттун аралашмасы бар таза кычкылтекти алууга болот.

Озон (О₃) – кычкылтектин аллотропиялык түр өзгөрүшү – кычкылтекке караган күчтүү кычкылдандыргыч болуп саналат. Озон тамак–аш содасын, агын сууларды тазалоо үчүн жана медицинада дезинфекциялоочу каражат катары колдонулат.

В начало

Көмүртек

Көмүртек – (С) – Carbonium–(карбониум), латынча аталышынын биринчи тамгасы менен «Цэ» деп окулат. Көмүртек байыртадан бери белгилүү болгон, химиялык элемент катары 1775–жылы таанылган. (Лавуазье, Франция). Жер кыртышында таралышы боюнда 13 – орунда турат, эркин түрдө жана бирикмелердин курамында кездешет. Көмүртектин органикалык эмес бирикмелери – бор, акиташ, мрамор – (CaCO₃), доломит – (CaCO₃ • MgCO₃), сидерит – (FeCO₃) өзгөчө көп таралган. Ал эми атмосферада көмүртек көмүр кычкыл газынын курамында болот CO₂ (0,03%). Көмүртектин бирикмелери кеңири таралган, аларга нефтини, жаратылыш газын, таш көмүрдү ж.б. заттарды киргизүүгө болот. Жер шарында көмүртектин бирикмелеринин саны 5–15 миллионго чейин болоору да белгилүү.

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 Cu + CO, 2C + PbO₂ Pb + 2CO

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

Все органические вещества, содержащие углерод горят в воздухе, выделяя тепло, углекислый газ и воду.

Соединения углерода

CO₂ - углекислый газ

Угольная кислота (Н₂СО₃)

Углеродное топливо

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

• Магний сгорает в углекислом газе
• Удивительный сухой лед

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

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). Углеводородные 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 Si +2CO, а в лаборатории восстановлением кремния из оксида активными металлами: SiO₂ + 2Mg Si + 2MgO, 3SiO₂ + 4Al 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 + 4HF SiF₄ + 2H₂O. 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. t_кип -196^oС, t_пл. -210^oС. Входит в состав воздуха в количестве 78,1%. Инертен. Сгущается в жидкость при –140^oС. Получают азот конденсацией из воздуха, в лаборатории разложением нитрита аммония: NH₄NO₂ 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.

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

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).

Азотная кислота

Общие свойства

Взаимодействие с неметаллами

Взаимодействие c металлами

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

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.

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.

Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами:

• 4HNO_3(конц.) + C CO₂ +4NO₂ +2H₂O
  • (с углеродом взаимодействует только концентрированная кислота и реакция идет с выделением NO₂, т. к. у углерода очень крепкая кристаллическая решетка)
• P + 5HNO_3(конц) HPO₃ + 5NO₂ + 2H₂O
• 3P +5HNO_3(разб) 3H₃PO₄ +5NO+ 2H₂O
• S +6HNO_{3 (конц)} H₂SO₄ +6NO₂ +2H₂O
• S +2HNO_3(разб) H₂SO₄ +2NO
• B + 3HNO_3(конц) 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 азотной кислоты c металлами:

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

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 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 + 4HNO_3(конц) Cu(NO₃)₂ +2NO₂↑ + H₂O

• Тяжелые металлы с разбавленной HNO₃ выделяют NO

3Cu +8HNO_3(разб) 3Cu(NO₃)₂ +2NO↑ +4H₂O

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

4Mg +10HNO_3(конц) 4Mg(NO₃)₂ +N₂O +5H₂O

5Mg +12HNO_3(разб) 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 NH₄NO₃

4Mg +10HNO_{3(очень разб)} 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

4Zn +10HNO_{3(очень разб)} 4Zn(NO₃)₂ +NH₄NO₃ + 3H₂O

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

Al +4HNO_3(разб) Al(NO₃)₃ +NO +2H₂O

• Скандий ведет себя как типичный легкий металл, проявляя степень окисления равную +3.

8Sc +30HNO_{3(очень разб)} 8Sс(NO₃)₃ +3NH₄NO₃ +9H₂O

• Очень (ну, очень) разбавленные растворы HNO₃ c Ca, Mg могут вытеснять водород (рассматривается как исключение).

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.

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 SO₂.

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 .+17^oC 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 H₂SO₄ • nSO₃ (олеум). Концентрированная серная кислота окисляет углерод до углекислого газа и обугливает органические вещества.

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 с неметаллами

Взаимодействие c металлами

Взаимодействие серной кислоты с неметаллами:

• С + 2H₂SO₄ CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O
  S + 2H₂SO₄ 3SO₂↑ + 2H₂O
  Пример реакции показан на видео

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 + 2H₂SO_4(конц.) CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

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

• Zn + 2H₂SO_4(конц.) ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
• 3Zn + 4H₂SO_4(50%) 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O
• 4Zn + 5H₂SO_4(20%) 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O
• Zn + H₂SO_4(5-8%) ZnSO₄ + H₂↑ (для металлов, стоящих до водорода)

В начало

Галогены

F, Cl, Br, I, At – галогены, (солероды), элементы VII A группы.

Фтор (F) – самый сильный окислитель, проявляет валентность 1 и степень окисления -1.

Все остальные галогены (солероды) являются как окислителями, так и восстановителями.

Хлор (Cl) – представитель элементов VII A группы – Галогенов – сильный окислитель, электроотрицательность которого равна 3,0 и имеющий 7 электронов на внешней электронной оболочке. Поэтому валентности хлора 1,3,5,7. Хлор выделен Шееле (Швеция) в1774 году. Одиннадцатый элемент по распространенности. Входит в состав морской воды, в состав растений, в хлорофилл, находится в тканях животных – в составе плазмы крови, желудочного сока. В земной коре его 0,05%.

Желто – зеленый газ хлор (Cl₂) реакционноспособен и ядовит, в 2,5 раза тяжелее воздуха, образует хлороводород, при растворении в воде которого получается соляная кислота (HCl). В природе хлор встречается только в виде солей в каменной соли, галите - (NaCl, сильвините – (KCl • NaCl), карнаилите - (KCl • MgCl • H₂O), каините – (KCl • MgSO₄ • H₂O). Хлор реагирует с серой, фосфором, натрием.

Кислотные соединения хлора

Хлороводородная (соляная) кислота

Хлоросодержащие кислоты

Хлороводородная (соляная) кислота проявляет свойства типичной кислоты и реагирует с металлами, основными оксидами, солями. Применяют хлор для обеззараживания питьевой воды, отбеливания тканей, бумаги, соломки, получения хлорной извести CaCl(OСl)

1. Фтор вытесняет хлор, бром, йод из их солей и кислот; хлор вытесняет бром, йод, а бром только йод. (пример: Cl₂ +2KI 2KCl +I₂ ↓), так как более сильные по электроотрицательности элементы вытесняют менее сильные из кислот и солей.
2. Фтор самый сильный окислитель, реагирует с соединениями кремния.
3. Астат - радиоактивный, нестабильный изотоп, изучен мало.
4. Все галогеноводороды газообразны, легко растворимы в воде.
5. Водные растворы галогеноводородов являются кислотами.
6. Вдыхание даже небольших доз хлора вызывает раздражение дыхательных путей, першение и кашель.
7. В 1 объеме воды растворятся 2,5 объема хлора с образованием хлорной воды (7,9 г/л). Cl₂ + H₂O HCl + HClO
8. Сжиженный газ хлор хранят в стальных баллонах при давлении 600 кПа. В лаборатории хлор получают по реакции: 2KMnO₄ +16HCl 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O + 5Cl₂ ↑­
9. В промышленности хлор получают электролизом водного концентрата раствора поваренной соли NaCl: 2NaCl 2Na + Cl₂ ↑ ­
10. В организме человека содержится до 200 граммов хлорида натрия.
11. Соляная кислота применяется для получения солей, травления металлов, в пищевой промышленности, медицине, химическом анализе.
12. Хлор - сырье для химического синтеза органических соединений

---

Хлоросодержащие кислоты:

HCl – хлороводородная, соляная, кислотный остаток - (-Cl – хлорид)

HСlO – хлорноватистая, кислотный остаток (-ClO – гипохлорит)

HСlO₂ – хлористая, кислотный остаток (-ClO₂ – хлорит)

HСlO₃ – хлорноватая, кислотный остаток (-ClO₃ – хлорат)

HСlO₄ – хлорная, кислотный остаток (-ClO₄ – перхлорат)

---

Йод (I₂) – черно-фиолетовые кристаллы. При нагревании испаряются, минуя жидкое состояние. Это свойство называется возгонка или сублимация.

В начало

Фосфор

Фосфор – (P) от греч. Phosphorus - (светонесущий). Фосфор открыт Брандтом в 1669 г. в опытах по поиску «философского камня» в остатках мочи после ее выпаривания. В природе встречается только в составе минералов, в виде солей. В животных и растительных организмах фосфор входит в состав костей, зубов, каменистых клеток растений. В земной коре фосфора всего 0,12%. Основной минерал, содержащий фосфор – это фосфорит Са₂(РО₄)₃, он образует крупные месторождения, еще встречается апатит – это смесь Са₂(РО₄)₃ с СаСl₂ или CaF₂.

Фосфор как простое вещество образует три аллотропные модификации: белый, красный, черный фосфор – все это твердые, кристаллические или аморфные вещества. Красный фосфор проявляет чисто неметаллические свойства. Черный фосфор похож на графит, жирен на ощупь, является полупроводником, проявляет металлические свойства. Белый фосфор – активный неметалл, реагирует с фтором, хлором, серой, кислородом.

При нагревании фосфор реагирует с активными металлами – натрием, кальцием. Белый фосфор используется для получения красного фосфора. Красный фосфор используется в производстве спичек. Фосфор расходуется на производство фосфорной кислоты, из которой получают удобрения.

Свободный фосфор получают из фосфата кальция Ca₃(PO₄)₂. Фосфор образует фосфин (PH₃) – газ без цвета, с запахом гниющей рыбы, очень ядовит и два оксида: Р₂О₃ – оксид фосфора(III) – белое кристаллическое вещество, сильно ядовитое, ему соответствует Н₃РО₃ – фосфористая кислота и Р₂О₅ – оксид фосфора (V) – белые гигроскопичные (жадно поглощающие пары воды) кристаллы. Этому оксиду соответствуют две кислоты - метафосфорная кислота (НРО₃) и ортофосфорная кислота или Фосфорная кислота (Н₃РО₄), – это – бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при +42^оС., не ядовита, хорошо растворима в воде, В промышленности фосфорную кислоту получают экстракционным методом, обрабатывая фосфориты и апатиты концентрированной серной кислотой.

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ 3CaSO₄ ↓ + 2H₃PO₄.

Соли фосфорной кислоты используются как удобрения.

В начало

Полезные ссылки

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

На канале Химия - просто на YouTube вы найдете увлекательные эксперименты и узнаете много необычного о самых обыкновенных химических элементах

В начало

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.

Эксикатор – сосуд, в котором поддерживается определённая влажность воздуха (обычно близкая к нулю), изготовленный из толстого стекла или пластика.

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. Фримантл «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. Лидин «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.

Несколько фактов
о водороде

Водород, являющийся s-элементом, в различных вариантах периодической системы помещают то вместе с щелочными металлами, то с галогенами, а иногда даже рассматривают отдельно. Действительно, он сходен с щелочными металлами, так как образует положительный ион Н⁺ и играет роль восстановителя в реакциях. Сродство к электрону и электроотрицательность у водорода меньше, чем у галогенов. Тем не менее водород имеет гораздо больше сходства с галогенами, чем с щелочными металлами. В гидридах активных металлов (NaH. СаН₂) содержится ион Н⁺, подобный ионам в галидах (NaCl, СаСI₂). Молекулы водорода и галогенов двухатомны. Для водорода, как для фтора или хлора, характерны газообразное состояние и неметаллические свойства. Первые потенциалы ионизации водорода и галогенов довольно близки. Атомы водорода легко замещают атомами галогенов в органических соединениях .

Кроме того, водород имеет ряд индивидуальных особенностей, связанных с тем, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра (без промежуточного электронного слоя). Например, протон не образует соединений с ионной связью. Особенностями строения атома водорода обусловлено также существование водородной связи.

• Водород – самый распространенный элемент во Вселенной.
• На Земле общее количество водорода- 1% от веса земной коры.
• Во Вселенной водород играет роль «космического топлива», дающего 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 при 101,4 градуса.
• Высокая температура горения водорода в кислороде используется для плавления кварца, тугоплавких металлов, разрезания стальных плит.
• При огромных давлениях был получен металлический водород.

Несколько фактов
о кислороде

• Благодаря реакции регенерации воздуха 2Na₂O₂ + 2CO₂ 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.

Несколько фактов
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 + 12H₂O 4Al(OH)₃ + 3CH₄

• Полупромышленный способ получения ацетилена происходит по реакции:

CaC₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + C₂H₂.

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

• Способ получения карбида кальция обжигом известняка происходит в две стадии:

CaCO₃ CaO + CO₂

CaO + 3C CaC₂ + CO

• Активные металлы могут гореть в углекислом газе

2Mg + CO₂ 2MgO + C

Кремний и его соединения

• Природный силикаты альмандин (3FeO•Al₂O₃ • 3SiO₂) и ортоклаз - основные минералы Тянь – Шанских гор.
• Природные силикаты в чистом виде являются драгоценными камнями: аквамарин, изумруд, топаз.
• Полудрагоценные камни: агат, аметист, яшма также содержат оксид кремния - SiO₂.
• SiO₂ в очень чистом виде известен как горный хрусталь или кварц.
• Песок красно-желтого цвета окрашен солями Fe(III), а зеленовато-серый солями Cr(III),(IV).

---

• Все способы получения кремния приводят к образованию аморфного кремния – бурого порошка с t_(пл) =1420^оС.
• Кристаллический кремний получают перекристаллизацией аморфного кремния.
• Кристаллический Si довольно инертен, т. к. его структура, аналогичная алмазу.
• При освещении, нагревании электропроводность кремния возрастает
• Кремний часто употребляется в технике как полупроводник.
• Оксидная пленка SiO₂ растворяется только в плавиковой кислоте (HF).
• C галогеноводородами кремний в реакции не вступает, но в присутствии азотной

кислоты реагирует: 3Si +12HF + 4HNO₃ 4NО + 3SiF₄ + 8H₂O

• Как восстановитель кремний используются для получения некоторых металлов из их оксидов 2MgO + Si 2Mg + SiО₂.
• С водородом образует ядовитый газ силан (SiH₄), который самовоспламеняется на воздухе:
• Сплав кремния с железом называется ферросилиций.
• При содержании кремния в стали до 0,15% сплав становится кислотоустойчивым, из него делают химическое оборудование.

---

• Карборунд (SiС) имеет алмазоподобную кристаллическую решетку, поэтому по твердости близок к алмазу.
• Получают карборунд в электропечах из смеси песка и кокса SiO₂ + 3C SiC + 2CO­ ↑
• В технике карборунд применяют для изготовления точильных камней, шлифовальных кругов, буров.
• SiO - аморфный порошок желтого цвета, получен искусственно, входит в состав краски для пола – желто-коричневого цвета.

---

• Кремниевая кислота (H₂SiO₃) при хранении переходит в поликремниевую кислоту в виде студенистого осадка.
• Получают H₂SiO₃ действием сильных кислот на жидкие стекла – соли кремневой кислоты и щелочных металлов.
• Все силикаты тугоплавки и нерастворимы в воде (кроме солей Na, K)
• Сырьем для производства стекла является сода - Na₂CО₃, известняк или мел - СaCO₃ и песок SiO₂.
• Формула обычного оконного стекла Na₂O •CaO • 6SiO₂
• В стекла особого назначения (огнеупорных, особой прочности) при варке добавляют оксиды бария, свинца, бора.
• Окрашенные стекла получают добавлением оксидов кобальта (синее стекло), оксида хрома (зеленое стекло).
• Добавлением оксида свинца (РbО) получают хрустальное стекло, обладающее повышенной преломляемость световых лучей.
• Стекла красного цвета образуются при добавлении очень мелко измельченного (10^-5 м) золота.

---

• Цемент – представляет собой смесь силикатов, из которых образуется смесь: CaO, SiO₂, Al₂O₃, Fe₂O₃.

В промышленности цемент получают спеканием глины и известняка (СаСО₃). Если порошок цемента смешать с водой, то получается масса, постепенно твердеющая на воздухе.

• При добавлении к цементу песка или щебня (дробленная галька) в качестве наполнителя получают бетон, который широко используется в строительстве.
• Прочность бетона возрастает, если в него вводится каркас из железных стержней.
• Из обожженной глины получают изделия из керамики («керамон» переводится с греческого языка как глина).
• Из каолинита или «белой глины» производят фарфоровые и фаянсовые изделия.

Несколько фактов об Азоте

• В нормальных условиях азот бесцветный газ без запаха и вкуса.
• Азот составляет около 78% воздуха, которым мы дышим.
• Азот присутствует во всех живых организмах, включая человеческое тело и растения.

• Газообразный азот используется в пищевых хранилищах, чтобы сохранить свежесть продуктов. Он также используется при изготовлении электронных деталей для промышленных целей и имеет много других полезных применений.
• Азот часто используется в качестве альтернативы двуокиси углерода для хранения пива в бочках под давлением. Меньшие пузырьки, которые он образует, предпочтительны для некоторых типов пива.
• Титан, самая большая луна Сатурна, имеет атмосферу, почти полностью состоящую из азота (более 98%). Известно, что это единственная луна в нашей солнечной системе с плотной атмосферой.

• Азот находится в жидком состоянии при очень низкой температуре. Жидкий азот кипит при t_(кип)-196 ^оC. Он легко транспортируется и имеет множество полезных свойств, в области криогеники (наука о том, как ведут себя материалы при очень низких температурах), в качестве компьютерного хладагента (жидкости, используемой для предотвращения перегрева), удаления бородавок и многого другого.
• Декомпрессионная болезнь (также известная как кессонная болезнь) это образование пузырьков азота, в кровотоке и других важных областях тела, когда люди слишком быстро снижают давление после глубоководного погружения. Аналогичные ситуации могут произойти с космонавтами и пилотами негерметичных самолетов.
• Закись азота (также известная как веселящий газ (N₂O)) используется в больницах и стоматологических клиниках в качестве анестезирующего средства (устранение или уменьшение боли во время операций).
• Закись азота также используется в автоспорте для увеличения мощности двигателя и скорости автомобиля.
• Нитроглицерин – это жидкость, используемая для создания взрывчатых веществ, таких как динамит. Это соединение часто используется в промышленности, а так же в военных целях.

Несколько фактов о Сере

Сера имеет жуткий запах и обладает удушающим действием на человека. Жрецы использовали ее для проведения разных обрядов и священных курений, а военные добавляли в состав различных горючих смесей.

Функции серы в организме

Ни один процесс в организме не может обойтись без серы. Она является одним из главных составляющих всех существующих белков. Функции, которые возлагаются на работу серы в человеческом организме огромны. Начиная от стабильной работы нервных клеток, уравновешивания сахара в крови и общего повышения иммунитета, заканчивая ранозаживляющими и противовоспалительными действиями.

"Чудо"-сера входит в состав лекарств и используется в чистом виде для лечения.

Питание

Кому-то покажется странным, а кто-то об этом давным давно знает, однако сера содержится в массе продуктов, которые мы используем ежедневно, даже на подозревая об этом. К этому числу относятся: все бобовые, злаки и крупы, а также хлебобулочные изделия (!); лук, чеснок и капуста; яблоки, виноград и крыжовник; молочные продукты; рыба.

Неудивительно, что до сегодняшнего дня зафиксированных случаев с дефицитом серы, ничтожно мало. Ведь что-то из перечисленного мы в любом случае употребляем в рацион питания.

• Когда мы режем лук и "плачем", мы должны сказать "спасибо" именно сере, которая впитывается в почву, где он растет.
• В одной из провинций Индонезии существует вулкан, полностью заполненный серой, который носит название Кава Иджен. Сера оседает на трубах, после чего рабочие сбивают ее арматурой и несут на взвешивание. Таким образом они зарабатывают себе на жизнь.

• Гигиенические "продукты" на основе серы созданы специально для чистки проблемной кожи от угрей и сыпи.
• Ушная сера, которую нас приучили удалять еще с детства ватными тампонами, "отравляет" нашу жизнь с благородными намерениями. В ней содержатся особые ферменты лизозимы; именно они "не пускают" в наш организм все инородно - бактериальное.

Как видим, сера присутствует в человеческой жизни и его организме непосредственно постоянно. Дефицит, как и избыток, всегда плохо. Следите за своим образом жизни и тогда, такой макроэлемент, как "сульфур", т е сера будет идти вам на пользу, как внешне, так и внутренне.

Несколько фактов об открытии и применении отдельных представителей галогенов

В 1811 году французский химик-технолог и фармацевт Бернар Куртуа открыл йод. У него был любимый кот, который во время обеда сидел обычно на плече своего хозяина.

Куртуа часто обедал в лаборатории. В один из дней во время обеда кот, чего-то испугавшись, прыгнул на пол, но попал на бутылки, стоявшие около лабораторного стола. В одной бутылке Куртуа приготовил для опыта суспензию золы водорослей (содержащей йодид натрия) в этаноле, а в другой находилась концентрированная серная кислота.

Бутылки разбились и жидкости смешались. С пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, которые оседали на окружающих предметах в виде мельчайших черно-фиолетовых кристалликов с металлическим блеском и едким запахом. Это и был новый химический элемент йод.

---

Однажды английский химик Гемфри Дэви, забыв, что сосуд уже заполнен угарным газом — веществом без цвета и запаха, — впустил в этот сосуд хлор, чтобы сохранить его для опытов, намеченных на следующий день. Закрытый сосуд остался стоять на лабораторном столе около окна. День был ясный и солнечный. На следующий день утром Дэви увидел, что хлор в сосуде потерял свою желтовато-зеленую окраску. Приоткрыв кран сосуда, ученый почувствовал своеобразный запах, напоминающий запах яблок, сена или разлагающейся листвы. Дэви исследовал содержимое сосуда и установил присутствие нового газообразного вещества, которому дал название «фосген», что в переводе с греческого означает «рожденный светом». Так в 1811 г. было открыто сильное отравляющее вещество удушающего действия, широко использовавшееся во время Первой мировой войны.

---

Открытие фтора было одной из труднейших задач. Первыми жертвами фтора были два члена Ирландской Академии наук братья: Томас Нокс скончался от отравления фтороводородом, а Георг стал инвалидом. Следующей жертвой стал бельгийский химик П. Лайет. Мученическую смерть при проведении опытов по выделению фтора принял французский химик Джером Никлес. Отравились, надышавшись небольшими количествами фтороводорода, а также получили серьезные ожоги французские химики Жозеф Гей-Люссак, Луи Тенар и английский химик Гемфри Дэви. При попытках выделить фтор при помощи электролиза его соединений нанесли ущерб своему здоровью французский химик Эдмон Фреми и английский электрохимик Георг Гор. Только в 1886 году французскому химику Анри Муассану сравнительно безболезненно удалось получить фтор. Муассан случайно обнаружил, что при электролизе смеси жидкого безводного HF и гидродифторида калия (KHF₂) в платиновом сосуде на аноде выделяется светло-желтый газ со специфическим резким запахом. Однако, когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз ученого был закрыт черной повязкой. Нобелевская премия по химии была присуждена Муассану в 1906 г "в признание большого объема исследований - получения элемента фтора и введения в лабораторную и промышленную практику электрической печи, названной его именем".

Несколько фактов о Фосфоре

• В воде фосфор нерастворим, поэтому его хранят в воде для защиты от окисления.
• На воздухе белый фосфор быстро окисляется и при этом светится в темноте, отсюда его название – (фос - свет, фор - несу).
• Белый фосфор сильно ядовит. Десятые доли грамма белого фосфора при попадании внутрь действуют смертельно.
• Белый фосфор легко воспламеняется, на коже оставляет долго незаживающие ожоги.

---

• Красный фосфор получают из белого фосфора при нагревании до 250^оС под давлением без доступа воздуха.
• При нагревании красный фосфор не плавится, а сразу сублимирует (испаряется из твердого состояния, минуя жидкую фазу).
• При охлаждении красный фосфор переходит в белый фосфор.
• При нагревании белого и красного фосфора > 200 ⁰С под высоким давлением образуется черный фосфор.
• Кристаллы оксида фосфора (V) - (Р₂О₅) применяются для осушения воздуха в эксикаторах.
• При осторожном прокаливании фосфорной кислоты образуется двуфосфорная (дифосфорная), пирофосфорная кислота

2Н₃РО₄ Н₄Р₂О₇ +Н₂О

• Фосфорную кислоту используют для изготовления реактивов, органических веществ, для получения катализаторов, для создания защитных покрытий на металлах, в фармацевтической промышленности.