БИЛИМ БУЛАГЫ

К неметаллам относятся 20–25 элементов расположенных в Периодической системе химических элементов справа вверх от диагонали бор–астат. Большинство из них p – элементы, только водород и гелий относятся к s – элементам. Им характерны валентности от 3 до 8 и степени окисления от –4 до + 8. Все они сильные окислители, имеющие высокие показатели электроотрицательности от 2 до 4 электрон – вольт. Однако при взаимодействии неметаллы могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от состава молекул. Свойства неметалличности элементов усиливаются слева направо в пределах периода и уменьшаются сверху вниз в пределах группы. Роль неметаллов в природе очень велика: 84 % в составе почвы, 98,5 % в составе растений и 97,6 % в составе тела человека. Такие элементы как углерод, кислород, водород, азот, фосфор и сера входят в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и витаминов. Воздух также состоит из неметаллов – азота, кислорода, благородных газов.

Вода – производное двух неметаллов: водорода и кислорода. Среди неметаллов есть газообразные вещества, молекулы простых веществ которых состоят из одного атома – это благородные газы, из двух атомов – водород, азот, кислород, фтор и хлор. Среди неметаллов есть жидкость – молекулы брома из двух атомов и твердые вещества аморфного состояния – красный и белый фосфор, сера, а также кристаллические вещества – углерод, кремний, йод. Они могут образовывать аллотропные модификации в простых веществах, например: алмаз – графит; кислород – озон и т.д. Неметаллы плохо проводят тепло и электрический ток. Таким образом, многие свойства природных объектов зависят от свойств неметаллов.

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.

Водород образует три изотопа: - легкий водород (Протий), - тяжелый водород (Дейтерий) и - 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.

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

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 .

Реакция восстановления оксида меди II водородом.

Водород реагирует с неметаллами серой, хлором , йодом, азотом. Получают водород в лаборатории взаимодействием металлов с кислотой Zn + 2HCl ZnCl₂ + H₂↑.

В промышленности водород получают из метана: , .

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

Водород используется как сырьё для получения NH₃-аммиака, HCl - хлороводорода, CH₃OH - метанола.

Жидкий водород используется как топливо для ракет.

• 

  Метеозонды накачивают водородом

• 

  В ракетостроении водород используют в качестве топлива

• 

  Подъемная сила водорода используется и в аэроплавании

• 

  Водород горит с большим выделением тепла, его используют в качестве сварки

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 = 29 г/моль). Кислород - газ без цвета, запаха, вкуса, тяжелее воздуха. Плотность 1,43 г/л, t_кип -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). В реакциях с металлами и неметаллами образуются оксиды (СаО, Р₂О₅).

С щелочными металлами кислород образует 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

Сероводород горит на воздухе (или при недостатке кислорода) по сравнению с чистым кислородом, образуя разные продукт реакции 2H₂S + O₂ 2S↓ + 2H₂O (в воздухе), (в чистом кислороде). Органические вещества в кислороде сгорают до углекислого газа и воды (CO₂ и H₂O): CH₄ + 2O₂ CO₂↑ + 2H₂O.

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

В лаборатории кислород получают, разлагая богатые им вещества:

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑,

2KClO₃ 2KCl + 3O₂↑,

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

В промышленности кислород получают разложением воды электрическим током: 2Н₂О 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 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
об 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

• Природные 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 преломляемостью 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.