26.Промисловий синтез аміаку

Амоніак у промисловості одержують із простих речовин — азоту й водню:

N2+3H2 є 2NH2

Ця реакція відбувається лише при дуже високих тисках (кілька сот атмосфер), високій температурі і наявності каталізатора.

На сучасних заводах синтез проводять у більшості випадків при тисках 250—350 атм, а інколи навіть при 700—1000 атм. Чим більший тиск, тим більше рівновага реакції зміщується в бік утворення NH3, тобто в бік збільшення виходу аміаку. Але процес при дуже високих тисках дуже дорогий і економічно невигідний. Температуру підтримують близько 400—450°С. Нижче 400°С реакція відбувається дуже повільно, а вище 450— 500°С аміак помітно розкладається на азот і водень. Каталізатором служить губчасте залізо з домішками оксидів калію, алюмінію й інших речовин.

27.Характеристика Карбону за місцем його у періодичній системі.

Карбон розташований в 2-му періоді Періодичної системи, в IV групі,отже на зовнішньому енергетичному рівні атомів розташовано 4 електрони.

Електронна конфігурація атома Карбону:

1s22s22p2

Характерні ступені окиснення Карбону в сполуках: –4, +2, +4.

28.Застосування сульфатної кислоти

Сірчана кислота є дуже важливим товаром хімічної промисловості

Найбільша кількість її витрачається для одержання фосфатних і нітратних добрив. Сульфатну кислоту використовують для одержання інших кислот — хлоридної, флуороводневої, фосфатної, оцтової. Вона застосовується для очищення нафтопродуктів.

Близько 20% використовується в хімічній промисловості для виробництва миючих засобів, синтетичних смол, барвників, фармацевтичних препаратів, інсектицидів, антифризу, а також для різних технічних процесів. Близько 6% використовують для виробництва пігментів, фарб, емалей, типографських фарб.Використовується також як осушувач газів.

29.Характеристика Силіцію за місцем його у періодичній системі.

Силіцій знаходиться 4-му періоді Періодичної системи, елемент розташовані в IV групі, отже, на зовнішньому енергетичному рівні атомів розташовано 4 електрони.

Валентність Силіцію дорівнює II.

Характерна ступінь окиснення Силіцію в сполуках: –4,+4, рідко +2.

Електронна конфігурація атома Силіцію:

1s22s2p63s23p2

30.Алотропія Карбону

Алмаз — найтвердіша речовина з природних твердих речовин. Має вигляд безбарвних, прозорих кристалів, що сильно заломлюють світло.

Графіт — м’який мінерал, має вигляд сірої, непрозорої, масної на доторк маси, добре проводить електричний струм, але тільки в певних напрямках.

Карбін — кристалічний порошок чорного кольору.

Фулерени — кристалічні речовини чорного кольору з металевим блиском, що мають властивості напівпровідників. До фулеренів відносять речовини з парним числом атомів Карбону в молекулі.Ці молекули складаються з атомів Карбону, об’єднаних у п’яти- і шестикутники зі спільними ребрами.

Карбон(IІ) оксид (чадний газ) — газ без кольору і запаху. Погано розчиняється у воді, скраплюється при атмосферному тиску і температурі . Надзвичайно отруйний, викликає ядуху.

Карбон(IV) оксид є компонентом атмосферного повітря (0,02 %). Використовується зеленими рослинами для фотосинтезу.

31.Характеристика Брому за місцем його у періодичній системі.

Бром знаходиться в VII групі, IV періоді.

Електронна конфігурація Брому:

1s22s22p63s23p63d104s24p5

Завдяки наявності незаповненого d-рівня бром може в кисневмісних сполуках виявляти валентність +1, +3, +5 та +7

На зовнішньому рівні його атома є 7 електронів (s2р5), тому він легко приєднує електрон, утворюючи іон Вr‾

32.Фізичні властивості йоду

Йод малорастворим у воді. При кімнатній температурі в 100 г води розчиняється близько 0,03 г йоду, з підвищенням температури розчинність йоду трохи збільшується. Набагато краще йод розчиняється в органічних розчинниках. У гліцерині розчинність йоду становить 0,97 г йоду, в чотирихлористому вуглеці - 2,9 г , В спирті, ефірі і сірковуглеці - близько 20 г йоду на 100 г розчинника. При розчиненні йоду в безкисневих органічних розчинниках (чотирихлористий вуглець, сірковуглець, бензол) утворюються фіолетові розчини; з кислородсодержащими розчинниками йод дає розчини, що мають бурого забарвлення. У фіолетових розчинах йод знаходиться у вигляді молекул I2, в бурих - у вигляді нестійких сполук зі слабкими донорно-акцепторними зв'язками [Неніцеску, 1968]. Йод добре розчиняється у водних розчинах йодидів, при цьому утворюється комплексний трийодид-іон, що знаходиться в рівновазі з вихідними речовинами та продуктами гідролізу. Трийодид-іон бере участь в хімічних реакціях як еквімолярної суміш молекулярного йоду і йодид-іона.

33.Характеристтика Хлору за місцем його й періодичній системі

Хлор має порядковий номер 17,знаходиться в VII групі,3 періоді.

Електронна конфігурація:

ls22s22p63s23p5

Радіус атома невеликий, отже, притягання 7-ми зовнішніх (3s23p5) електронів збільшується, і атом легко приєднує на свою електронну оболонку один електрон, якого не вистачає до завершення зовнішнього рівня. Тому Хлор виявляє високу електронегативність. Він має яскраво виражені неметалічні властивості.

34.Фізичні властивості Брому.

При звичайних умовах бром - червоно-бура рідина з різким неприємним запахом, отруйний, при зіткненні з шкірою утворюються опіки. Бром - одне з двох простих речовин (і єдине з неметалів), разом із ртуттю, яке при кімнатній температурі є рідким. Щільність при 0 C - 3,19 г / см . Температура плавлення (затвердіння) брому -7,2 C, кипіння 58,8 C, при кипінні бром перетворюється з рідини в буро-коричневі пари, при вдиханні дратівливі дихальні шляхи.

35.Характеристика Іоду за місцем його у періодичній системі

36.Фізичні властивості Хлору

Хлор — важкий газ жовтувато-зеленого кольору з різким, задушливим запахом. При вдиханні дуже подразнює слизову оболонку і викликає гострий кашель, а у великих кількостях — навіть смерть. Під тиском близько 6 атмосфер хлор вже при звичайній температурі скраплюється у жовту важку рідину, яка під нормальним тиском кипить при -34°С, а при -102,4°С замерзає в жовтувату кристалічну масу. Скраплений хлор зберігають і транспортують у стальних балонах.

У воді хлор розчиняється добре. В одному об'ємі води при звичайній температурі розчиняється понад два об'єми хлору. Розчин хлору в воді називають хлорною водою.

37.Хімічні властивості Карбону

Хімічна активність різних алотропних видозмін вуглецю різна. Алмаз і графіт майже не вступають в хімічні реакції. Вони можуть реагувати лише з чистим киснем і тільки за дуже високої температури.

Аморфний вуглець, а також вугілля за звичайної температури досить інертні, але при сильному нагріванні їх активність різко зростає і вуглець безпосередньо сполучається з багатьма елементами. Так, при нагріванні на повітрі вугілля горить, утворюючи діоксид вуглецю:

C + O2 = CO2

При недостатньому доступі кисню повітря він частково згоряє до монооксиду вуглецю CO, в якому вуглець двовалентний:

2C + O2 = 2CO

Коли через розжарене вугілля пропускати пари сірки, то утворюється сірковуглець:

C + 2S = CS2

При високій температурі вугілля досить сильний відновник. Воно віднімає кисень від оксидів багатьох металів. Наприклад:

2CuO + C = 2Cu + CO2↑

Через цю здатність, вугілля широко застосовують у металургії для добування металів із руд.

Ступені окислення +4, −4, рідко +2

38.Застосування карбон оксидів

Карбон(IV) оксид є компонентом атмосферного повітря (0,02 %). Використовується зеленими рослинами для фотосинтезу.

Вуглекислий газ застосовують у виробництві соди, цукру, для газування води, гасіння пожеж (у вогнегасниках), «сухий лід» (твердий ) використовується для збереження продуктів, які швидко псуються.

Карбон(IІ) оксид (чадний газ) — газ без кольору і запаху. Погано розчиняється у воді, скраплюється при атмосферному тиску і температурі . Надзвичайно отруйний, викликає ядуху.

39.Хімічні властивості Силіцію

Силіцій, як і вуглець, належить до головної підгрупи четвертої групи періодичної системи Менделєєва. У його зовнішньому електронному шарі чотири електрони, тому атоми силіцію при хімічних реакціях можуть прилучати недостаючі їм до завершення шару чотири електрони або віддавати іншим елементам свої чотири валентні електрони. Тому силіцій проявляє ступінь окиснення або -4, або +4. Типовішим для нього є позитивний ступінь окиснення.

При звичайній температурі силіцій досить пасивний і взаємодіє лише з фтором:

Si + 2F2 = SiF4

Але при нагріванні він стає активнішим і безпосередньо сполучається з киснем, галогенами і навіть з вуглецем. При цьому аморфний силіцій виявляє значно більшу активність, ніж кристалічний

Si + O2 = SiO2

Si + 2Cl2 = SiCl4

Si + С = SiC

При нагріванні він сполучається також з багатьма металами, утворюючи так звані силіциди, наприклад:

Si + 2Mg = Mg2Si

З воднем силіцій безпосередньо не реагує, але його водневі сполуки — силани — можна одержати посередньо. Найпростішою з водневих сполук силіцію є моносилан SiH4, аналогічний метану. Його можна одержати при дії хлоридної кислоти на силіцид магнію:

Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4↑

З кислотами силіцій не взаємодіє, але з їдкими лугами реагує досить енергійно, особливо аморфний, з утворенням солі силікатної кислоти та виділенням водню:

Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2 ↑