Закон Рауля  — парціальні тиски р_і пари кожного з компонентів ідеального розчину при постійній температурі є пропорційними до молярних часток цих компонентів в рідкій фазі  :

,

де   — пружність пари чистого розчинника.

Залежність зниження тиску пари розчинів від їхньої концентрації виражається першим законом Рауля (1887р.): відносне зниження тиску насиченої пари над розчином прямопропорційне мольній частці розчиненої речовини.

Другий закон Рауля: підвищення температури кипіння, або зниження температури замерзання розчину прямопропорційне молярній концентрації розчиненої речовини. Коефіцієнти пропорційності називають відповідно ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі. Значення коефіцієнтів залежать лише від природи розчинника.

Застосування 

На основі закону Рауля можна визначати молекулярну масу речовин (неелектролітів). Розчини електролітів не підлягають закону Рауля внаслідок електролітичної дисоціації (через збільшення кількості часточок у розчині).

Кисневі сполуки азоту

Азот — газ без кольору, запаху, смаку; складається з двоатомних молекул N₂. Малорозчинний у воді. При звичайних умовах азот хімічно малоактивний. У природі азот існує як головна складова частина повітря (75,5 % за вагою), у формі нітратів і солей амонію; входить до складу вугілля, нафти, алкалоїдів, білкових речовин. Азот повітря використовують у виробництві аміаку, азотної кислоти,добрив, а також як інертний газ.

1. Список оксидів

Азот утворює кілька з'єднань з киснем:

2. N ₂ O

Оксид азоту N ₂ O (оксид діазоту) - безбарвний газ із слабким запахом, розчинний у воді. Не взаємодіє з водою, розчинами кислот і лугів. При нагріванні розкладається на азот і кисень. При високих концентраціях N ₂ O збуджує нервову систему (" звеселяючий газ "). У медицині N ₂ O застосовують як слабке засіб для наркозу.

3. NO

Оксид азоту NO (монооксид азоту) - безбарвний газ, незначно розчинний у воді. Не взаємодіє з водою, розчинами кислот і лугів. Оксид азоту (II) - дуже реакційний з'єднання, може вступати в реакції приєднання з низкою солей (нітрозосолі), з галогенами (напр., нітрозілхлорід NOCl), органічними сполуками. При звичайній температурі NO з'єднується з киснем з утворенням NO _2. Оксид NO отримують каталітичним окисленням при виробництві азотної кислоти.

4. N ₂ O ₃ (III)

Оксид N ₂ O ₃ (триоксид діазоту, азотистий ангідрид) - темно-синя рідина, нестійка при звичайних умовах, взаємодіє з водою, утворюючи азотисту кислотуHNO _2.

5. NO _2, N ₂ O ₄ (IV)

Оксид азоту NO ₂ (діоксид азоту) - бурий газ, токсичний, важчий за повітря, легко зріджується. При кімнатній температурі NO ₂ знаходиться в суміші з його безбарвним димерів N ₂ O _4, приблизно 1:1. Взаємодіє з водою:

2NO ₂ + Н ₂ О = HNO ₃ + HNO ₂

і розчинами лугів:

2NO ₂ + 2NaOH = NaNO ₃ + NaNO ₂ + H ₂ О

Сильний окислювач. Багато речовин ( вугілля, сірка, фосфор, органічні сполуки) можуть горіти в NO _2. Цей оксид окисляє SO ₂ до SO _3, на цій реакції заснований нітрозних метод отримання сірчаної кислоти. Подразнює дихальні шляхи, при великих концентраціях з'являється набряк легенів.

6. N ₂ O ₅ (V)

Оксид азоту N ₂ O ₅ (пентаоксид діазоту, азотний ангідрид) - безбарвна кристалічна речовина, легко розкладається на NO ₂ і О _2. Сильний окислювач. У воді легко розчиняється з утворенням азотної кислоти HNO _3.

N ₂ O ₅ + HNO ₃ = NH ₄ NO ₃

7. N (NO _{2) 3}

Трінітрамід відкритий в 2010. Є перспективним кандидатом на роль високоефективного ракетного палива, проте на даний момент невідомо, чи є стійкою тверда фаза речовини.

Азотна кислота, нітратна кислота (HNO₃) — сильна одноосновна кислота. Висококорозійна кислота, реагує з більшістю металів, сильний окисник.

Одержання

У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем [повітря] (метод І. І. Андрєєва) при 700—900 °C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. Каталізатор — платинова сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора аміак окиснюється до вільного азоту):

• 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Одержуваний монооксид азоту охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту:

• 2NO + O₂ = 2NO₂(N₂O₄)

Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот:

• N₂O₄ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

Нітритна кислота нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду:

• 2HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O

Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

У лабораторних умовах нітратну кислоту можна одержати взаємодією нітратів з концентрованою сульфатною кислотою при легкому нагріванні, наприклад:

• NaNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃↑ +NaHSO₄

Застосування

Нітратна кислота є одним з найважливіших продуктів хімічної промисловості. Вона виробляється у дуже великих кількостях, використовується для виробництва азотних добрив, укольоровій металургії для розділення металів, а також хімічній промисловості для виробництва пластмас, вибухових речовин, целулоїду і фотокіноплівки, штучного волокна, органічних барвників, лікувальних речовин тощо.

Загальна характеристика s-елементів 1-а групи

Лу́жні мета́ли — елементи групи 1 періодичної системи, за старою класифікацією головної підгрупи I групи. Назва пов'язана з тим, що при взаємодії лужних металів з водою утворюється їдкий луг. До лужних металів належать (у порядку збільшення атомного номера) літій (Li), натрій (Na), калій (K), рубідій (Rb), цезій (Cs) ,францій (Fr).

Характерною рисою будови атомів лужних металів, є наявність одного електрона на зовнішньому електронному рівні. Завдяки цьому всі вони з легкістю віддають електрон, переходячи до закінченої електронної оболонки попереднього рівня і є дуже сильними відновниками.

Отримання лужних металів

1. Для отримання лужних металів використовують в основному електроліз розплавів їх галогенідів, найчастіше - хлоридів, що утворюють природні мінерали :

катод : Li ⁺ + e → Li

анод : 2Cl ^{- -} ​​2 e → Cl ₂

2. Іноді для отримання лужних металів проводять електроліз розплавів їх гідроксидів :

катод : Na ⁺ + e → Na

анод : 4OH ^{- -} 4 e → 2H ₂ O + O ₂

3. Лужний метал може бути відновлений з відповідного хлориду або броміду кальцієм, магнієм, кремнієм та ін восстановителями при нагріванні під вакуумом до 600-900 C:

Щоб реакція пішла в потрібну сторону, що утворюється вільний лужної метал (M) повинен видалятися шляхом відгону. Аналогічно можливе відновленняцирконієм з хромату. Відомий спосіб отримання натрію відновленням з карбонату вугіллям при 1000 C у присутності вапняку.

Оскільки лужні метали в електрохімічному ряду напружень лівіше знаходяться водню, то електролітичне отримання їх з розчинів солей неможливо; в цьому випадку утворюються відповідні луги і водень.

Загальна характеристика неметалів

Елементи з неметалевими властивостями знаходяться в IIIA-VIIA — групах Періодичної системи.

Зазвичай серед неметалів розглядають також водень Н, хоча це не зовсім точно, оскільки водню притаманні як неметалеві, так і металеві хімічні властивості.

Загальна електронна формула атомів неметалів ns2np1-5, цьому відповідає велика різноманітність ступенів окислення неметалів у з’єднаннях. Характерною особливістю неметалів є більший (в порівнянні з металами) число електронів на зовнішньому енергетичному рівні їх атомів. Це визначає їх велику здатність до приєднання додаткових електронів і прояву високою окисної активності. Ось чому значення електронегативності у них великі. Звідси різноманіття в хімічних властивостях і способах отримання неметалів.

Інша характерна особливість неметалів — прагнення утворювати ковалентні зв’язки з атомами інших неметалів і амфотерних елементів. Тому і прості речовини і сполуки неметалів мають ковалентное будова.

У вільному вигляді зустрічаються газоподібні речовини — F2, Cl2, O2, N2 і Н2, тверді — I2, At, S, Te, P, As, C, Si і В, при кімнатній температурі відомий один рідкий неметал — бром Br2.

Електроліз – розклад речовин (напр., води, розчинів кислот, лугів, розчинених або розплавлених солей тощо) постійним електричним струмом.

Електроліз полягає в електрохімічних процесах окиснення та відновлення на електродах. При електролізі позитивно заряджені йони (катіони) рухаються до катода, на якому електрохімічно відновлюються. Негативно заряджені йони (аніони) рухаються до анода, де електрохімічно окиснюються. В результаті електролізу на електродах виділяються речовини в кількостях, пропорційних кількості пропущеного струму. Електроліз застосовується для одержання багатьох речовин (металів, водню, хлору та ін.), при гальваностегії (нанесенні металічних покриттів), гальванопластиці (відтворенні форми предметів), а також у хімічному аналізі (полярографія).

Неметали VI групи Періодичної системи елементів. Оксиген. Сульфур.

Сульфур (S)

Сірка — досить поширений елемент, на неї припадає близько 0,1% маси земної кори. В природі вона зустрічається як у вільному стані — так звана самородна сірка, але значно частіше сірка зустрічається в зв'язаному вигляді, тобто у вигляді різних сполук. Найважливіші з них — залізний колчедан, або піритFeS₂, цинкова обманка ZnS, свинцевий блиск PbS, мідний блиск Cu₂S, гіпс CaSO₄ · 2H₂O, мірабілітNa₂SO₄ · 10H₂O тощо. В невеликих кількостях сірка міститься в кам'яному вугіллі і нафті, а також в усіх рослинних і тваринних організмах, оскільки входить до складу білків. 

Фізичні властивості

Сірка — кристалічна речовина жовтого кольору. Вона дуже крихка і легко розтирається в дрібнесенький порошок. Зустрічається в трьох алотропних формах: дві кристалічні (ромбічна і моноклінна, за способом сполучення атомів у кристалі) і аморфна. Електричного струму і тепла майже не проводить. Плавиться при 112,8°С, кипить при 444,6°С. Пари сірки при дуже швидкому охолодженні переходять у твердий стан у вигляді дуже тонкого порошку (сіркового цвіту), минаючи рідкий стан. У воді сірка не розчиняється і не змочується водою, але в бензолі C₆H₆ і особливо в сірковуглеці CS₂ розчиняється добре.

Хімічні властивості

Сірка належить до головної підгрупи шостої групи періодичної системи Менделєєва. Порядковий номер її 16. Маючи в зовнішньому шарі шість електронів: ( + 16), 2,8,6 — атоми сірки проявляють властивості окисника і, приєднуючи від атомів Інших елементів два недостаючі їм електрони, перетворюються в негативно двовалентні іони: S⁰ + 2е = S^2-. Але сірка — менш активний окисник, ніж кисень, оскільки її валентні електрони більш віддалені від ядра атома і слабіше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів кисню. На відміну від кисню сірка може проявляти властивості і відновника: S⁰ — 6e = S⁶⁺ або S⁰ — 4e = S⁴⁺. Відновні властивості сірки виявляються при взаємодії її з сильнішим від неї окисником, тобто з речовинами, атоми яких мають більшу силу до прилучення електронів.

Сірка може безпосередньо реагувати майже з усіма металами (за винятком благородних), але переважно при нагріванні. Так, якщо суміш порошків сірки й заліза нагріти хоч в одному місці, щоб почалася реакція, то далі уся суміш сама собою розжариться (за рахунок теплоти реакції) і перетвориться в чорну крихку речовину — моносульфід заліза:

• Fe + S = FeS

Суміш порощків сірки й цинку при підпаленні реагує дуже бурхливо, із спалахом. Внаслідок реакції утворюється сульфід цинку:

• Zn + S = ZnS

Із ртуттю сірка реагує навіть при звичайній температурі. Так, при розтиранні ртуті з порошком сірки виникає чорна речовина — сульфід ртуті:

• Hg + S = HgS

При високій температурі сірка реагує також з воднем з утворенням сірководню:

• H₂ + S = H₂S

При взаємодії з металами і воднем сірка відіграє роль окисника, а сама відновлюється до іонів S^2- Тому в усіх сульфідах сірка негативно двовалентна. Сірка порівняно легко реагує і з киснем. Так, підпалена сірка горить на повітрі з утворенням діоксиду сірки SO₂ (сульфітного ангідриду) і в дуже незначній кількості триоксиду сірки SO₃ (сульфатного ангідриду).

• S + O₂ = SO₂

• 2S + 3O₂ = 2SO₃

При цьому окисником є кисень, а сірка — відновником. У першій реакції атом сірки втрачає чотири, а в другій — шість валентних електронів, внаслідок чого сірка в сполуці SO₂ позитивно чотиривалентна, а в SO₃ — позитивно шестивалентна.