Общая характеристика неметаллов.

Неметаллы ― химические элементы, которые образуют простые тела, не обладающие свойствами, характерными для металлов. Качественной характеристикой неметаллов является электроотрицательность.

К неметаллам относят 22 элемента. Неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы.

Строение атомов неметаллов

Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп.

Строения молекул неметаллов. Физические свойства неметаллов

В газообразном состоянии при комнатной температуре находятся: водород ― H₂; азот ― N₂; кислород ― O₂; фтор ― F₂;хлор ― CI₂.

И инертные газы: гелий ― He; неон ― Ne; аргон ― Ar; криптон ― Kr; ксенон ― Xe; радон ― Rn).

В жидком ― бром ― Br.

В твердом: бор ― B; углерод ― C; кремний ― Si; фосфор ― P; сера ― S; мышьяк ― As; селен ― Se; теллур ― Te; йод ― I; астат ― At.

Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный ― у фосфора, бурый ― у брома, желтый ― у серы, желто-зеленый ― у хлора, фиолетовый ― у паров йода и т. д.

Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные ― немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств.

Состав и свойства простых веществ - неметаллов

Неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы. К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в VIII группе периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.

Химические свойства неметаллов

В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Неметаллы как окислители

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии:

• с металлами: 2Na + Cl₂ = 2NaCl;

• с водородом: H₂ + F₂ = 2HF;

• с неметаллами, которые имеют более низкую электроотрицательность: 2Р + 5S = Р₂S₅;

• с некоторыми сложными веществами: 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O,

2FeCl₂ + Cl₂ = 2 FeCl₃.

Неметаллы как восстановители

1. Все неметаллы (кроме фтора) проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом:

S + O₂ = SO₂, 2H₂ + O₂ = 2H₂О.

Кислород в соединении с фтором может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем. Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₂), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера.

2. Многие неметаллы проявляют восстановительные свойства при взаимодействии со сложными веществами:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO_{3 конц} = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂О.

3. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем и восстановителем:

Cl₂ + H₂О = HCl + HClO.

4. Фтор ― самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Соединения неметаллов

Неметаллы могут образовывать соединения с разными внутримолекулярными связями.

Виды соединений неметаллов

13. Водород. Вода.

При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Физические свойства водорода: бесцветный газ, без запаха, легче воздуха.

Водород вступает в реакции с простыми и сложными веществами:

- Взаимодействие водорода с металлами приводит к образованию сложных веществ - гидридов, в химических формулах которых атом металла всегда стоит на первом месте.

При высокой температуре Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя белые кристаллические вещества - гидриды металлов (LiН, NaН, КН, СаН2 и др.):

Н2 + 2Li = 2LiH

Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

СаH2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2↑

- При взаимодействии водорода с неметаллами образуются летучие водородные соединения. В химической формуле летучего водородного соединения, атом водорода может стоять как на первом так и на втором месте, в зависимости от местонахождения в ПСХЭ (см. табличку в слайде):

1). С кислородом Водород образует воду:

2Н2 + О2 = 2Н2О + Q

При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом (смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 называется гремучим газом).

2). С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н2 + Cl2 = 2НСl

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

3). С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН2 + N2 = 2NН3 лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях.

4). При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н2 + S = H2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром.

5). С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан)

- Водород вступает в реакцию замещения с оксидами металлов, при этом образуются в продуктах вода и восстанавливается металл. Водород - проявляет свойства восстановителя:

Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:

CuO + H2 = Cu + H2O,

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4Н2О, и т. д.

Применение водорода. В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней.

Водород используется для превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов (германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.). Практическое применение водорода многообразно: им обычно заполняют шары-зонды, в химической промышленности он служит сырьём для получения многих весьма важных продуктов (аммиака и др.), в пищевой - для выработки из растительных масел твёрдых жиров и т. д. Высокая температура (до 2600 °С), получающаяся при горении водорода в кислороде, используется для плавления тугоплавких металлов, кварца и т. п. Жидкий водород является одним из наиболее эффективных реактивных топлив. Ежегодное мировое потребление водорода превышает 1 млн. т.

Вода H2O. Вода является самым распространенным соединением водорода. Много воды находится в земной коре, а в виде паров - в атмосфере. Вода может находиться в твердом, жидком и газообразном состоянии. Переход из одного состояния в другое обусловливается температурой и давлением. Чистая вода во всех агрегатных состояниях бесцветна. Водяные пары невидимы. При атмосферном давлении вода кипит при 100оС [1], tпл=0оС. Плотность чистой воды при +4оС и атмосферном давлении принимают за единицу. Плотность льда равна 0,92 г/см3 [2]. С химической точки зрения вода является весьма реакционно-способным веществом. Она соединяется со многими оксидами металлов, энергично взаимодействует с наиболее активными металлами и вступает в различные другие реакции самого разнообразного характера. Чистая вода почти не проводит электрический ток. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25оС равна 548,1 Cм.см2/моль [4]. Вода образуется при соединении водорода с кислородом под действием электрического разряда. Можно получить при нагревании веществ, содержащих кристаллизационную воду, в качестве побочного продукта она образуется при реакциях нейтрализации, окислительно-восстановительных и других реакциях. Для получения больших количеств химически чистой воды не пользуются ни одним из перечисленных способов, а прибегают к очистке различными способами очень распространенной природной воды.

14. Галогены

К галогенам относятся элементы VIII группы периодической системы, атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов и до его завершения им недостает только одного электрона, поэтому галогены проявляют яркие окислительные свойства.

Характеризуя простые вещества ― галогены, необходимо вспомнить основные теоретические сведения о типах химической связи и кристаллическом строении вещества. В двухатомных молекулах галогенов атомы связаны ковалентной неполярной связью Г· ·Г или Г―Г и имеют молекулярную кристаллическую решетку.

При обычных условиях F₂ ― ярко-желтый, с оранжевым оттенком газ, Cl₂ ― желто-зеленый ядовитый газ с характерным удушливым запахом, Br₂ ― легколетучая бурая жидкость (пары брома сильно ядовиты, ожоги бромом очень болезненны и долго не заживают), а I₂ ― твердое кристаллическое вещество, способное к возгонке. В ряду F_2, Сl₂, Br₂, I₂ ― плотность простых веществ растет, а интенсивность окраски увеличивается. Следовательно, в изменении свойств атомов и простых веществ ― галогенов проявляется одинаковая закономерность: с увеличением порядкового номера неметаллические свойства ослабевают, а металлические ― усиливаются.

Химические свойства галогенов

1. Взаимодействие галогенов с металлами с образованием галогенидов:

2Al + 3I₂ = 2Аl⁺³I₃^-1 (иодид алюминия);

2Al + 3Br₂ = 2Al⁺³Br₃^-1 (бромид алюминия).

2. Взаимодействие галогенов с водородом с образованием галогеноводородов (тип связи ― ковалентная полярная, тип решетки ― молекулярная). Сравнение скорости химических реакций разных галогенов с водородом позволяет повторить зависимость ее от природы реагирующих веществ. Так, фтор имеет настолько большую скорость реакции, что взаимодействует с водородом с взрывом даже в темноте. Реакция хлора с водородом при обычных условиях идет медленно и лишь при поджигании или освещении скорость ее растет во много раз (происходит взрыв). Еще медленнее взаимодействуют с водородом бром и йод, причем последняя реакция приобретает уже эндотермический характер:

Только фтор взаимодействует с водородом необратимо, остальные галогены в зависимости от условий могут давать и обратимую реакцию.

Водные растворы галогеноводородов являются кислотами: HF ― фтороводородная (плавиковая), HCl ― хлороводородная (соляная), HBr ― бромоводородная, HI ― йодоводородная.

3. Галогены взаимодействуют с водой:

2F₂ + 2Н₂O = 4HF + O₂

Вода во фторе горит, кислород является не причиной, а следствием горения, выступая в непривычной для него роли восстановителя.

4. Для характеристики способности одних галогенов (не атомов галогенов, а простых веществ) к вытеснению других из растворов их соединений можно использовать «ряд активности» галогенов, который записывается так:

F₂ > Сl₂ > Вr₂ > I₂,

т. е. окислительные свойства уменьшаются.

Фтор играет очень важную роль в жизни растений, животных и человека. Без фтора невозможно развитие костного скелета и особенно зубов. Содержание фтора в костях составляет 80-100 мг на 100 г сухого вещества. В эмали фтор присутствует в виде соединения Ca₄F₂(PO₄)₂ и придает ей твердость и белизну. При недостатке фтора в организме человека происходит поражение зубной ткани (кариес), а избыток его способствует заболеванию зубов флюорозом. Суточная потребность человека во фторе – 2-3 мг. Хлор (хлор-ион) более важен для жизнедеятельности животных и человека, чем для растений. Он входит в состав почек, легких, селезенки, крови, слюны, хрящей, волос. Ионы хлора регулируют буферную систему крови. Хлорид натрия является составной частью плазмы крови и спинномозговой жидкости и участвует в регуляции водного обмена в организме. Свободная соляная кислота входит в состав желудочного сока всех млекопитающих и активно участвует в пищеварении. У здорового человека содержится в желудке 0,2-0,3% соляной кислоты. Недостаток хлора в организме приводит к тахикардии, снижению артериального давления, судорогам. Достаточное количество хлора содержится в таких овощах как сельдерей, редис, огурцы, капуста белокочанная, укроп, перец, лук, артишок. Бром также входит в число необходимых микроэлементов и больше всего его содержится в гипофизе, крови. Щитовидной железе, надпочечниках. Бромиды в небольших дозах (0,1-0,3 взрослого человека) положительно действуют не центральную нервную систему как усилители процессов торможения в коре головного мозга. В природе бромиды накапливаются в таких растениях, как рожь, пшеница, ячмень, картофель, морковь, черешня, яблоки. Много брома содержится в голландском сыре. Йод в организме человека начинает накапливаться еще в утробе матери. В гормоне щитовидной железы человека ― тироксине ― содержится 60% связанного йода. Этот гормон с током крови поступает в печень, почки, молочные железы, желудочно-кишечный тракт. Недостаток йода в организме человека вызывает такие заболевания, как эндемический зоб и кретинизм, при котором замедляется рост и развивается умственная отсталость. В сочетании с другими элементами йод способствует росту и упитанности животных, улучшает их здоровье и плодовитость. Основными поставщиками йода для человека служат злаки, баклажаны, фасоль, капуста белокочанная и цветная, картофель, лук, морковь, огурцы, тыква, салат, морская капуста, кальмары.

15. 1. Кислород. Озон

В соединениях кислород обычно двухвалентен

Нахождения в природе. Кислород - самый распространенный химический элемент в земной коре. Кислород входит в состав почти всех окружающих нас веществ. Так, например, вода, песок, многие горные породы и минералы, составляющие земную кору, содержат кислород. Кислород является также важной частью многих органических соединений, например, белков, жиров и углеводов, имеющих исключительно большое значение в жизни растений, животных и человека.

Получение кислорода

Получение в лаборатории. В лаборатории кислород получают при разложение некоторых сложных кислород содержащих веществ:

2H2Oпостоянный ток>2H2 + O2

2H2O2оксид магнезий>2H2O + O2

2HgO t >2Hg + O2

Кислород, выделяющийся в этих реакциях, можно собрать методом вытеснения воздуха или над водой.

Получение в промышленности. В промышленности кислород получают из воздуха, который представляет собой смесь различных газов; основные компоненты в нем - азот и кислород. Для получения кислорода воздух под давлением сжижают. Так как температура кипения жидкого азота (-196oC) ниже температуры кипения жидкого кислорода (-183oC), то азот испаряется, а жидкий кислород остается. Газообразный кислород хранят в стальных баллонах под давлением 15 МПа.

Озо́н— состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.

Молекулярная масса — 48 а.е.м.

Плотность газа при нормальных условиях — 2,1445 г/дм³. Относительная плотность газа по кислороду 1,5; по воздуху — 1,62 (1,658[6]).

Плотность жидкости при −183 °C — 1,71 г/см³

Температура кипения — −111,9 °C. Жидкий озон — тёмно-фиолетового цвета.

Температура плавления — −197,2 ± 0,2 °С (приводимая обычно т.пл. −251,4 °C ошибочна, так как при её определении не учитывалась большая способность озона к переохлаждению)[7]. В твёрдом состоянии — чёрного цвета с фиолетовым отблеском.

Растворимость в воде при 0 °С — 0,394 кг/м³ (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом.

В газообразном состоянии озон диамагнитен, в жидком — слабопарамагнитен.

Запах — резкий, специфический «металлический» (по Менделееву — «запах раков»). При больших концентрациях напоминает запах хлора. Запах ощутим даже при разбавлении 1 : 100000.

Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п.

В промышленности его получают из воздуха или кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и потому их несложно разделить. Озон для озонотерапии в медицине получают только из чистого кислорода. При облучении воздуха жёстким ультрафиолетовым излучением образуется озон. Тот же процесс протекает в верхних слоях атмосферы, где под действием солнечного излучения образуется и поддерживается озоновый слой.

В лаборатории озон можно получить взаимодействием охлаждённой концентрированной серной кислоты с пероксидом бария.

Применение озона обусловлено его свойствами:

сильного окисляющего реагента:

для стерилизации изделий медицинского назначения

при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике

для отбеливания бумаги

для очистки масел

сильного дезинфицирующего средства:

для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование)

для дезинфекции помещений и одежды

для озонирования растворов, применяемых в медицине (как для внутривенного, так и для контактного применения).

15.2. Сера. Оксид серы. Серная кислота

Нахождение в природе: Самородная сера; сульфиды: свинцовый блеск PbS, медный блеск Сu₂S, пирит FeS₂, сероводород H₂S; сульфаты: гипс CaSO₄∙2H₂O, горькая соль MgSO₄∙7H₂O, белки

Физические свойства: S-ромбическая ― желтые хрупкие кристаллы без запаха, не растворима в воде, ρ = 2 г/см³; S-пластическая ― коричнево-желтая, резиноподобная

Химические свойства: И окислительные, и восстановительные свойства

Получение: В промышленности: из самородных руд. В лаборатории: окислением сероводорода, сульфидов

Применение: Для получения серной кислоты; в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями; производство спичек; вулканизация каучука, в производстве черного пороха.

Оксид серы. При обычных условиях SO2 - газ, SO3 - твёрдое вещество.

Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя с водой:

SO2 + H2OH2SO3, SO3 + H2O = H2SO4

щелочами:

SO2 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O, SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

основными оксидами: SO3 + CaO = CaSO4

Получение:

1) оксида серы (IV) в промышленности:

горение серы: S + O2 = SO2

обжиг пирита: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3

в лаборатории: Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O

2) оксида серы (VI) в промышленности: каталитическое окисление оксида серы (IV):

2SO2 + O2 = 2SO3

Серная кислота 1. При обычных условиях бесцветная тяжёлая жидкость (p ~ 2 г/см3), неограниченно растворимая в воде.

2. Сильная двухосновная кислота: H2SO4 = H+ + HSO4 2H+ + SO42-

3. Взаимодействует с металлами: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 В концентрированной кислоте пассивируются Al и Fe.

4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O

3H2SO4 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 6H2O

5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O

H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O

Получение в промышленности в соответствии со схемой: FeS2 (или S) O2 SO2 O2 SO3 H2O H2SO4

16.1. Азот. Аммиак. Азотная кислота

Азот бесцветный и нетоксичный, без запаха и вкуса. Азот существует в природе как невоспламеняющийся газ при нормальных температурах и давлении. Этот газ (азот) несколько легче воздуха, поэтому его концентрация с высотой повышается. При охлаждении до точки кипения азот превращается в бесцветную жидкость, которая при определенных давлении и температуре становится твердым бесцветным кристаллическим веществом. Азот слаборастворим в воде и большинстве других жидкостей, является плохим проводником электричества и тепла.

Большинство использований азота объясняется его инертными свойствами. Однако при высоких давлениях и температурах азот реагирует с некоторыми активными металлами, например с литием и магнием, образуя нитриды, а также с некоторыми газами, такими как кислород и водород.

При нормальных условиях это газ, не имеющий цвета, запаха и вкуса, тяжелее воздуха и практически инертный. При температуре -195,8 °C он переходит в жидкое состояние; при -209,9 °C – кристаллизуется, напоминая снег.

Области применения азот. В настоящее время, азот нашел широкое применение во всех сферах человеческой деятельности. Так, нефтегазовая промышленность использует его с целью регуляции уровня и давления в нефтяных скважинах, вытеснения кислорода из ёмкостей для хранения природного газа, продувки и тестирования трубопроводов. Химическая промышленность нуждается в нём для получения удобрений и синтеза аммиака, металлургия – для ряда технологических процессов. Благодаря тому, что азот вытесняет кислород, но не поддерживает горение, его применяют в пожаротушении. В пищевой промышленности упаковка продуктов в азотной атмосфере заменяет использование консервантов, препятствует окислению жиров и развитию микроорганизмов. Кроме того, это вещество используется в фармацевтике для получения различных препаратов и в лабораторной диагностике – для проведения ряда анализов. Жидкий азот способен за считанные секунды заморозить всё, что угодно, без образования кристалликов льда. Поэтому медики применяют его в криотерапии для удаления отмерших клеток, а также в криосохранении сперматозоидов, яйцеклеток и образцов тканей.

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+.

Физические свойства аммиака

При нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

Получение аммиака

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O

(NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3↑ + CaSO4 + 2H2O

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж

Условия: катализатор – пористое железо, температура – 450 – 500 ˚С, давление – 25 – 30 МПа

Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

N-3 → N0 → N+2, NH3 – сильный восстановитель.

1. Горение аммиака (при нагревании) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20

2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O

с сильными окислителями

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (при нагревании)

аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается2NH3↔ N2 + 3H2

Огромные количества аммиака используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

Аммиак используется также для получения синтетических волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.

Азотная кислота HNO3 – одноосновная сильная кислота, при нормальных условиях бесцветная жидкость, является одним из важнейших продуктов химической промышленности.

Используется в производстве минеральных удобрений; в военной промышленности; в фотографии — подкисление некоторых тонирующих растворов; в станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише), а также в производстве взрывчатых и отравляющих веществ.

Химические свойства

Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией. HNO3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

б) с основаниями: KOH + HNO3 = KNO3 + H2O

в) вытесняет слабые кислоты из их солей

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается.

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до -3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты

16.2 фосфор

Фосфор — аналог азота. Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречается степень окисления -3 и чаще +5.

Физические свойства. Фосфор — один из распространенных элементов в земной коре. В свободном состоянии в природе фосфор не встречается из-за высокой химической активности. Уменьшение неметалличности элемента фосфора по сравнению с азотом сказывается на свойствах его простых веществ. Так, фосфор в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный и др.

Белый фосфор — бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный.

Красный фосфор — порошок красно-бурого цвета, не ядовит. Нерастворим в воде и сероуглероде. Установлено, что красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом (от алого до фиолетового) и некоторыми другими свойствами. Свойства красного фосфора во многом зависят от условий его получения.

Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большом давлении (200° С и 1200 МПа).Красный и черный фосфор при сильном нагревании возгоняются.

Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов, главным образом апатитов 3Ca3(РО4)2Ч СаF2 и фосфатов Са3(РO4)2.

Получение. Обычно белый фосфор получают из фосфата кальция при нагревании его в смеси с песком и углем в электрической печи без доступа воздуха:

Красный фосфор можно получить при нагревании жидкого белого фосфора без доступа воздуха при температуре около 300 °С при небольшом давлении. При нагревании белого фосфора при большом давлении можно получить и черный фосфор Поскольку красный и черный фосфор являются полимерными модификациями, по сравнению с белым у них следует ожидать повышения температур плавления и температур кипения. Действительно, для красного фосфора Тпл составляет 600 °С (под давлением).

Применение. Красный фосфор применяется для производства спичек. Из красного фосфора, сульфида сурьмы (III), железного сурика [природного оксида железа (III) с примесью кварца] и клея приготовляют смесь, которую наносят на боковые поверхности спичечной коробки. Головка спичек состоит главным образом из бертолетовой соли, молотого стекла, серы и клея. При трении головки о намазку спичечной коробки красный фосфор воспламеняется, поджигает состав головки, а от него загорается дерево.

Белый фосфор широкого применения не имеет. Обычно его используют для образования дымовых завес. Черный фосфор применяется очень редко.

Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного. Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240° С. При окислении белый фосфор светится в темноте — происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800° С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800° С молекулы диссоциируют: P4 « 2P2. Последние при температуре выше 2000°С распадаются на атомы: P2« 2P. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р2, Р4 и в полимерные вещества. Очевидно, молекула P4, где атомы связаны между собой тремя s -связями, прочнее молекулы Р2, в которой атомы связаны одной s - и двумя p -связями. Уже при обычной температуре молекула P2.

Фосфор химически активен и непосредственно взаимодействует с большинством простых веществ. Электронная конфигурация внешнего слоя фосфора 3s23p3, поэтому для фосфора наиболее характерны степени окисления 5+ (Н3РO), 3+ (РСl3) и 3- (РН3).

Из трех аллотропных модификаций наиболее активным является белый фосфор. При обычных условиях на воздухе тонко измельченный фосфор самовоспламеняется:

При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III):

Поскольку температура плавления фосфора мала (44 °С), то давление насыщенных паров фосфора над твердым фосфором при обычных условиях достаточно велико — это и является причиной того, что белый фосфор “светится” в темноте. Молекулы P4 присутствующие в парах над поверхностью, окисляются кислородом с выделением света.

Красный и черный фосфор вступают в химические реакции при более высоких температурах. Аналогично азоту фосфор может взаимодействовать с металлами, образуя фосфиды, например:

Фосфор соединяется со многими простыми веществами — кислородом, галогенами, серой, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

При взаимодействии фосфидов с водой выделяется фосфин РН3:

Фосфин. РН3 — чрезвычайно ядовитый газ с чесночным запахом. По своим химическим свойствам он напоминает аммиак, однако, по сравнению с аммиаком является более сильным восстановителем.

Так же легко, как с кислородом, протекает взаимодействие фосфора с хлором, и в зависимости от условий образуется либо РСl3, либо PCl5.

17.1. Углерод. Оксид углерода. Угольная кислота

Углерод – основа органических, биоорганических соединений и многих полимеров.

Физические свойства.

Здесь в первую очередь, конечно, следует отметить высокую прочность простых соединений углерода.

Энергия связи между атомами углерода в простых и сложных веществах, в том числе и в алмазе, и в графите очень велика. О твердости алмаза уже говорили. Прочна связь между атомами и в графитовой сетке.

Например, прочность графита на разрыв волокна значительно превышает прочность железа и технической стали.

Тугоплавкость – еще одно уникальное свойство графита, т.к. температура плавления графита tпл выше 3500° С. В природе графит – самое тугоплавкое простое вещество.

Большая электрическая проводимость графита объясняется отсутствием на его поверхности каких-либо продуктов взаимодействия с окружающей средой, таких как оксиды на металлах.

Кроме того графит обладает способностью оказывать смазывающее действие на трущиеся поверхности. Объясняется это тем, что в кристалле графита атомы углерода прочно связаны между собой в плоских сетках, а связь между сетками слабая и имеет межмолекулярную природу (как в веществах с молекулярными решетками). Вследствие чего уже небольшие механические усилия вызывают смещение сеток относительно друг друга. Это обусловливает действие графита, как смазки.

Химические свойства углерода и его соединений.

Одно из главных химических свойств углерода – это сильные восстановительные свойства. Только при сравнительно низких температурах, углерод химически инертен.

химические свойства углерода: - горение в кислороде С+О2=СО2+Q;

- взаимодействие с оксидом углерода С+СО2=2СО;

- восстановление металлов из оксидов 3С+Fe2O3=3CO2+4Fe.

Оксид углерода.

Оксид углерода является продуктом полного сгорания углерода и содержащих его веществ. В соединениях с кислородом углерод, в зависимости от условий, проявляет валентности +2 и +4. При температуре обычного пламени при горении углеродосодержащих веществ (дрова, уголь, природный газ метан, спирт и др.) протекает реакция: С + О2 = СО2

Если же создать условия для повышения температуры , к примеру, уменьшить теплоотвод (внутри толстого слоя горящего угля, в том числе в доменной печи), то протекают реакции:

С +О2 = 2СО, СО2 + С = 2СО

Так же образуется в случаях:

- окисления биохимических процессов, дыхания, гниения,

- сгорания метана CH4+O2=CO2+2H2O

- взаимодействия кислот с карбонатами CaCO3+2HCI=CaCI2+CO2+H2O

- термического разложения карбонатов и гидрокарбонатов:

CaCO3=CaO+CO2, 2NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O

Оксид углерода – тяжелее воздуха, это газ без запаха, цвета и вкуса.

1.При растворении взаимодействует с водой, образуя уксусную кислоту: СО2+Н2О=Н2СО3

2.Реагирует с основными оксидами: CO2+CaO=CaCO3

3. Реагирует с основаниями: CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O

Угольная кислота - слабая двухосновная кислота, которая образуется при растворении оксида углерода СО2 в воде.

Угольная кислота дает два ряда солей:

- водорастворимые гидрокарбонаты (NaHCO 3 – питьевая сода, Na 2 CO 3 – сода, K 2 CO 3 – поташ),

- нерастворимые (MgCO 3 , CaCO 3 ).

Реакции образования гидрокарбонатов и карбонатов:

CO2+NaOH=NaHCO3

CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O

Соли угольной кислоты подвергаются гидролизу.

Угольная кислота вытесняется из солей более сильными кислотами:

CaCO3+2HCI=CaCI2+CO2+H2O

Применение углерода и его соединений.

В промышленности углерод (графит) часто используется в качестве смазки.

Кроме того на основе графита изготавливают так называемые композиционные материалы, в частности углепластики, в которых волокна графита находятся на матрице из эпоксидной смолы.

Коррозионная стойкость графита используется в судостроении.

Эти композиционные материалы широко применяются в авиационной и космической технике. И, конечно, всем известно, что алмазы используются в ювелирной промышленности для изготовления всевозможных украшений, а так же широко применяются в различных отраслях промышленности, где используется их свойство высокой прочности.

17.2. Кремний. Оксид кремния. Кремниевая кислота

Второй по распространённости элемент в земной коре после кислорода (27,6% по массе). Встречается в соединениях.

Известен аморфный и кристаллический кремний.

Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; ρ = 2,33 г/см3, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.

Имеет алмазоподобную структуру и образует прочные ковалентные связи. Инертен.

Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, ρ = 2 г/см3, более реакционноспособен.

Получение кремния

1) Промышленность – нагревание угля с песком: 2C + SiO2 t˚→ Si + 2CO

2) Лаборатория – нагревание песка с магнием: 2Mg + SiO2 t˚→ Si + 2MgO Опыт

Химические свойства

Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

1) С кислородом Si0 + O2 t˚→ Si+4O2

2) С фтором (без нагревания) Si0 + 2F2 → SiF4

3) С углеродом Si0 + C t˚→ Si+4C

(SiC - карборунд - твёрдый; используется для точки и шлифовки)

4) С водородом не взаимодействует.

Силан (SiH4) получают разложением силицидов металлов кислотой:

Mg2Si + 2H2SO4 → SiH4 + 2MgSO4

5) С кислотами не реагирует (только с плавиковой кислотой Si+4HF=SiF4+2H2)

Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O

6) Со щелочами (при нагревании):

Si0 + 2NaOH + H2O t˚→ Na2Si+4O3+ 2H2

Как окислитель:

7) С металлами (образуются силициды):

Si0 + 2Mg t˚→ Mg2Si-4

Применение кремния

Кремний широко используется в электронике как полупроводник. Добавки кремния к сплавам повышают их коррозионную стойкость. Силикаты, алюмосиликаты и кремнезем – основное сырье для производства стекла и керамики, а также для строительной промышленности.

Оксид кремния (IV) - (SiO2)n

SiO2 - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма, опал, кремнезём (основная часть песка):Кристаллическая решётка оксида кремния (IV) – атомная

Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O - каолинит (основная часть глины)

K2O • Al2O3 • 6SiO2 - ортоклаз (полевой шпат)

Физические свойства: Твёрдое, кристаллическое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C

Химические свойства:

Кислотный оксид. При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

Изучение свойств оксида кремния (IV)

1) С основными оксидами: SiO2 + CaO t˚→ CaSiO3

2) Со щелочами:SiO2 + 2NaOH t˚→ Na2SiO3 + H2O

3) С водой не реагирует

4) С солями: SiO2 + CaCO3 t˚→ CaSiO3 + CO2

SiO2 + K2CO3 t˚→ K2SiO3 + CO2

5) С плавиковой кислотой:

SiO2 + 4HF t˚→ SiF4 + 2H2O

SiO2 + 6HF t˚→ H2[SiF6] (гексафторкремниевая кислота) + 2H2O

(реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Применение:

1. Изготовление силикатного кирпича

2. Изготовление керамических изделий

3. Получение стекла

Кремниевые кислоты

x • SiO2 • y H2O

x = 1, y = 1 H2SiO3 - метакремниевая кислота

x = 1, y = 2 H4SiO4 - ортокремниевая кислота и т.д.

Физические свойства: H2SiO3 - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение:

Получение геля кремниевой кислоты

Получение кремниевой кислоты

Действие сильных кислот на силикаты - Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3↓

Химические свойства:

При нагревании разлагается: H2SiO3 t˚→ H2O + SiO2

Соли кремниевой кислоты - силикаты.

1) с кислотами Na2SiO3+H2O+CO2=Na2CO3+H2SiO3

2) с солями Na2SiO3+CaCl2=2NaCl+CaSiO3↓

3) Силикаты, входящие в состав минералов, в природных условиях разрушаются под действием воды и оксида углерода (IV) - выветривание горных пород:

(K2O • Al2O3 • 6SiO2)(полевой шпат) + CO2 + 2H2O → (Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O)(каолинит (глина)) + 4SiO2(кремнезём (песок)) + K2CO3

18. Общий обзор металлов

Из 114 элементов, известных в настоящее время, 96 являются металлами. Металлы и их соединения играют важную роль в минеральной и органической жизни Земли. Атомы и ионы металлов входят в состав важнейших соединений, участвующих в жизнедеятельности растений, животных и человека.

По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое, от 1 до 3, число электронов на внешнем энергетическом уровне, исключения составляют только германий, олово, свинец (4 электрона), сурьма, висмут (5 электронов) и полоний (6 электронов). Для атомов металлов характерны низкие значения электороотрицательности и восстановительные свойства.

В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева металлы располагаются ниже диагонали бериллий – астат. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Металлы располагаются в начале периодов, к ним относятся s-элементы 1 и 2 групп, р-элементы 13 группы, все, кроме бора, 14 группы: германий, олово, свинец, 15 группы: сурьма, висмут, а также все d- и f- элементы.

В природе металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. Все металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности различают металлы легкие (ρ < 5) и тяжелые (ρ > 5). Примером легких металлов служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура плавления металлов также различна: от -38.9 °С (ртуть) до 3380 °С (вольфрам). Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми – никель, вольфрам, хром (последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим – ртуть.

В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге, образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют собой смеси свободных металлов с их химическими соединениями. В состав сплавов могут входить также и неметаллы (чугун – сплав железа с углеродом). Свойства металлов существенно отличаются от свойств составляющих их элементов.

Металлы непосредственно реагируют с галогенами. Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом (исключая золото, платину, серебро), образуя оксиды и пероксиды; взаимодействуют с серой с образованием сульфидов. Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой с образованием растворимых в ней щелочей. Металлы средней активности реагируют с водой только при нагревании. Малоактивные металлы с водой вообще не реагируют. Большинство металлов растворяется в кислотах. Однако химическая активность различных металлов различна. Она определяется легкостью атомов металла отдавать валентные электроны.

Натрий - элемент I группы третьего периода периодической системы элементов Д.И.Менделеева, щелочной металл. В соединениях проявляет степень окисления +1 (имеет на внешнем электронном уровне один свободный электрон).

Натрий входит в состав человеческого организма, в крови содержится около 0.6% КаС1. Осмотическое давление крови поддерживается на необходимом уровне в основном за счет хлорида натрия.

Получение:

Электролизом расплава гидроксида или хлорида натрия, к которому добавляют хлорид кальция для снижения температуры плавления.

Физические свойства:

Натрий — мягкий серебристо-белый легкоплавкий металл (температура плавления 97.9°С), хорошо проводящий электричество. Натрий легче воды (плотность 0.968 г/см3). Ввиду высокой активности натрий (как и все щелочные металлы) следует держать в инертной атмосфере или под слоем минерального масла (керосина).

Химические свойства:

Все щелочные металлы являются сильными восстановителями.

1. Энергично взаимодействуют со многими неметаллами:

2Nа + Cl2 = 2NaCl (хлорид натрия) 2Na+ S = Na2S (сульфид натрия) 2Na + Н2 = 2NаН (гидрид натрия)

2. С ртутью образует амальгаму натрия, которая используется как более мягкий восстановитель вместо чистого металла.

3. При взаимодействии с кислородом натрий, в отличие от других щелочных металлов, образует пероксид натрия: 2Na+О2 = Nа2О2

Пероксид натрия — сильный окислитель, при соприкосновении с которым многие органические вещества воспламеняются.

4. Бурно взаимодействует с водой:

2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2

NаОН — едкий натр (техническое название — каустическая сода).

Реально процесс образования гидроксида натрия при растворении натрия в воде протекает более сложно.

Гидроксид натрия в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия NaCl.

Едкий натр NаОН — твердые белые гигроскопические кристаллы, разъедающие кожу, ткани, бумагу и другие органические вещества. При растворении в воде выделяют большое количество тепла.

Гидроксид натрия поглощает углекислый газ на воздухе и превращается в карбонат натрия:

2NаОН + СO2 = Na2СО3 + Н2О

Поэтому гидроксид натрия необходимо хранить в хорошо закупоренной посуде.

5. Натрий растворяется почти во всех кислотах с образованием большого количества солей:

2Nа + 2НСl = 2MаСl + Н2

2Nа + Н2SО4 = Na2SО4 + Н2

Кальций Щелоземельный металл II группы первой группы периодической системы Менделеева. Кальций — легкий серебристо-белый металл.

По химическим свойствам кальций близок к соседним с ним элементам главной подгруппы I группы — щелочным металлам.

При нагревании кальция он загорается и горит с образованием белого дыма, окрашивая пламя в кирпично-красный цвет. Дым состоит из мельчайших твердых частичек оксида кальция:

2Са + O2 = 2СаО + Q

Кальций реагирует с водой, превращаясь в гидроксид кальция и вытесняя из воды водород:

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2 + Q

Фенолфталеин в полученном растворе окрашивается в малиновый цвет. Это доказывает сходство кальция с щелочными металлами: как и щелочные металлы, кальций взаимодействует с холодной водой с выделением водорода. Однако реакция кальция с водой протекает значительно медленнее, чем, например,

натрия или калия, это связано стем, что на внешнем электронном слое атома кальция находятся два спаренных s-электрона. Гидроксид кальция растворим в воде, т. е. представляет собой щелочь. Растворимость гидроксида кальция значительно выше, чем гидроксида магния, но ниже, чем гидроксидов щелочных металлов — натрия или калия.

Кальций хранят под слоем керосина, так как этот металл реагирует с водяными парами, содержащимися в воздухе.

2Са + О2 = 2СаО

С холодной водой с образованием гидроксида кальция (с горячей водой реакция протекает более энергично)

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

При нагревании реагирует со многими неметаллами — водородом, азотом, серой, фосфором, углеродом и др.

Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция)

3Са + N2 = Са3N2 (нитрид кальция)

Са + S = СаS (сульфид кальция)

Восстанавливает менее активные металлы из их оксидов и галогенидов

2Са + ТiO2 = 2СаО + Тi

Нахождение в природе: Соединения кальция содержатся в почве и в природных водах, в животных и растительных организмах.

Содержание кальция в земной коре — 4.1%, в океане — 4.1 • 10~2%, в человеческом организме: в мышечной ткани — 0.14%, в костной ткани — 17%, в крови — 60.5мг/л. Среднесуточная потребность человека в кальции составляет около 1 г. Около 99% всего количества кальция в организме приходится на костную и зубную ткань. Содержание ионов кальция в крови играет важнейшую роль в возбуждении и регулировании работы сердца, а также выполняет защитную роль в животном организме: лишенная ионов кальция кровь не свертывается на воздухе.

Много кальция потребляют растения, от его недостатка прежде всего страдает корневая система растений.

Кальций входит в состав осадочных горных пород, различных минералов, наиболее распространенными из которых являются: известняк, мрамор, мел СаСО3, гипс СаSO4 • 2Н2O,фосфориты и апатиты Са3(РO4)2,доломит СаСО3 • МgСО3

Алюминий— металл III группы второго периода в периодической системе эле¬ментов Д.И.Менделеева.

Алюминий в соединениях проявляет степень окисления +3, т.к. имеет на внешней электронной оболочке 3 электрона.

В свободном виде алюминий не встречается.

Получение:

1. Впервые был получен восстановлением хлорида алюми¬ния металлическим калием или натрием без доступа воздуха: АlС13 + ЗNа = Аl + 3NaСl

2. В промышленности получают электролизом раствора глинозема (техн. Аl2О3) в расплаве криолита Na3АlFб с добавкой СаF2. Криолит используется как растворитель оксида алюминия, а добавка СаF2 позволяет поддерживать температуру плавления в электролитической ванне не выше 10000 С.

Физические свойства:

Чистый алюминий — серебристо-белый легкий металл с температурой плавления 660°С. Пластичен, легко вытя¬гивается в проволоку и раскатывается в листы и фольгу. Является хорошим проводником электричества и тепла (после серебра и меди).

Сплавы алюминия с различными металлами обладают высокой прочностью и легкостью.

Химические свойства:

Алюминий обладает высокой химической активностью (в ряду напряжений металлов занимает место между магнием и цинком).

Алюминий легко окисляется кислородом воздуха, покрываясь прочной защитной пленкой оксида алюминия Аl2О3, которая препятствует дальнейшему окислению и взаимодействию с другими веществами, что обуславливает его высокую коррозионную стойкость. 4Аl + 3О2 = 2Аl2О3

Если пленку оксида алюминия разрушить, то алюминий активно взаимодействует с водой при обычной температуре: 2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + ЗН2

1. Лишенный окисной пленки алюминий легко растворяется в:

— щелочах с образованием алюминатов 2Аl + 2NаОН + 2Н2О = 2NаАlО2 + 3Н2

— разбавленных кислотах с выделением водорода 2А1 + 6НС1 = 2АlСl3 + ЗН2

— сильно разбавленная и концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий, поэтому для хранения и перевозки азотной кислоты используются алю¬миниевые емкости. Но при нагревании алюминий растворяется в азотной кислоте: Аl + 6НNO3(конц.) = Аl(NО3)3 + ЗNО2 + ЗН2О

2. Алюминий взаимодействует с:

— галогенам 2Аl + ЗВr2 = 2АlВr3

— при высоких температурах с другими неметаллами (серой, азотом, углеродом)

2Аl + 3S = Аl2S3 (сульфид алюминия)

2Аl + N2 = 2АlN (нитрид алюминия)

4Аl + 3С = А14С3 (карбид алюминия)

Реакции протекают с выделением большого количества тепла.

3. Для алюминия характерны реакции алюминотермии —

восстановления металлов из их оксидов алюминием.

Алюминотермия используется для получения редких металлов, образующих прочную связь с кислородом: нио¬бия Nb, тантала Та, молибдена Мо, вольфрама W и др.

2Аl + 3W3 = 3W + А12О3

Смесь мелкого порошка Аl и магнитного железняка Fе3O4 называется термитом, при поджоге которого выделяется большое количество тепла, и температура смеси повышается до 3500°С. Этот процесс используется при термитной сварке.

8Аl + ЗFе3О4 = 9Fе + 4Аl2О3

Применение:

— в электротехнике

— для производства легких сплавов (дюралюмин, силумин) в самолето- и автомобилестроении

— для алитирования чугунных и стальных изделий с целью повышения их коррозионной стойкости

— для термической сварки

— для получения редких металлов в свободном виде

— в строительной промышленности

— для изготовления контейнеров, фольги и т.п.

Железо - элемент XVIII группы четвертого периода периодической системы Менделеева, металл Степень окисления +2,+3, иногда +6.

Один из наиболее распростаненных элементов в природе. Особено важен для живых организмов: является основным катализатором дыхательных процессов. Железо входит в состав гемоглобина крови (477 мг/л), учавствует в процессе переноса кислорода от легких к тканям. Железо встречается в природе в основном в виде руд.

Основные руды железа:

— магнетит (магнитный железняк) FезО4 (содержит до 72% железа), основные месторождения находятся на Урале.

— гематит (красный железняк) Fe2О3 (содержит до 65% железа), основное месторождение — Криворожское.

— лимонит (бурый железняк) Fe2О3 • nH2O (содержит до 60% Ре), крупные месторождения в Крыму и на Урале.

— пирит (железный колчедан) FeS2 (содержит около 46% железа), — сидерит (шпатовый железняк) FeСО3 (содержит до 35% Железа).

Получение:

1. Чистое железо можно получить электролитическим восстановлением солей железа.

FeCl2 = Fe2+ + 2Cl-

2. Восстановление оксидов железа Fe2O3 и Fe3O4 при алюминотермии:

8Al + 3Fe3O4 = 9Fe + 4Al2O3

3. Основная масса железа используется не в чистом виде, а виде сплавов с углеродом (чугуна и стали) и другими элементами. Основная масса железа вырабатывается в доменных печах. Процесс, протекающий в доменной печи при получении сплавов железа, основан на восстановлении оксидов железа при нагревании:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2

FeO + CO = Fe + CO2

FeO + C = Fe + CO

Физические свойства:

Чистое железо — серебристо-белый металл, быстро тускнеющий (ржавеющий) на влажном воздухе или в воде, содержащей кислород. Железо пластично, легко подвергается ковке и прокатке, температура плавления 1539°С. Обладает сильными магнитными свойствами (ферромагнетик), хорошей тепло- и электропроводностью.

Химические свойства:

Железо — активный металл.

1. На воздухе образуется защитная оксидная пленка, препятствующая ржавению металла. 3Fe + 2O2 = Fe2O3 • FeO (Феррит железа)

2. Во влажном воздухе железо окисляется и покрывается ржавчиной, которая частично состоит из гидратированного оксида железа (III). 4Fe + 3О2 + 6Н2О = 4Fe(ОН)3 3. Взаимодействует с хлором, углеродом и другими неметаллами при нагревании: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

4.Железо вытесняет из растворов солей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений правее железа: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

5. Растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах c выделением водорода:

Fe + 2Cl = FeCl2 + H2