Фізичні та хімічні властивості простих речовин

У компактному кристалічному стані залізо, кобальт і нікель – це сріблясто-білі метали, стійкі на повітрі вннаслідок утворення захисної плівки. У дрібнодисперсному стані ці метали пірофорні – самозаймаються на повітрі. Всі три метали – феромагнетики, вони притягуються магнітом.

На механічні та фізико-хімічні властивості Fe, Со, Nі значний вплив мають

домішки інших елементів. Тому при розгляді їх хімічних властивостей мають на увазі властивості чистих металів.

У електрохімічному ряді напруг залізо, кобальт і нікель розташовані ліворуч від водню (між Zn і Sn), тож вони легко взаємодіють з розчинами кислот неокисників з виділенням водню:

Fe + 2Н₃О¹⁺ + 4Н₂О = [Fe(ОН₂)₆]²⁺ + Н₂.

Концентровані Н₂SО₄ та НNО₃ пасивують поверхню металів, що дає змогу зберігати і перевозити ці кислоти у залізній тарі.

При нагріванні у концентрованій сульфатній кислоті залізо розчиняється і утворює сполуки зі ступенем окиснення +3:

2Fe + 6Н₂SО_4(конц)^t°= Fe₂(SО₄)₃ + 3SО₂ + 6Н₂О

Розведена нітратна кислота окиснює залізо до Fe²⁺:

4Fe + 10НNО_3(р) = 4Fe(NО₃)₂ + NН₄NО₃ + 3Н₂О.

Залізо, кобальт і нікель належать до небагатьох металів, стійких розчинів і розплавів лугів. Це пов’язано з тим, що їх оксиди майже не виявляють амфотерні властивості.

Чисті метали в компактному стані при кімнатній температурі стійкі по відношенню до води, але у вологому повітрі в нейтральному середовищі відбувається реакція:

2Fe + 4Н₂О = 2FeО(ОН) + 3Н₂

У кислих розчинах (наприклад, у присутності СО₂ і води) утворюється двовалентний Ферум:

Fe + 2Н¹⁺ = Fe²⁺ + Н₂

Ці реакції відбуваються на поверхні виробів, виготовлених із заліза, та обумовлюють процес корозії. Внаслідок корозії щорічно втрачається до 20% добутого заліза.

При значному нагріванні метали тріади Феруму активно реагують з водою:

500°С

3Fe + 4Н₂О = Fе₃О₄ + 4Н₂

600°С

Nі + Н₂О = NіО + Н₂.

З Гідрогеном Fe, Со, Nі не утворюють стехіометричних сполук, але поглинають його в значній кількості. Найбільш активно поглинає водень дрібнодисперсний нікель, який використовують як каталізатор у реакціях гідрування.

При нагріванні елементи тріади Феруму досить активні по відношенню до багатьох неметалів: кисню, галогенів, азоту, сірки і багатьох інших. Особливо легко залізо взаємодіє з хлором: 2Fe + 3СІ₂ = 2FeСІ₃, оскільки отриманий FeСІ₃ при нагріванні леткий і не утворює на поверхні металу захисної плівки.

Ферум(ІІ) хлорид FeСІ₂ одержують внаслідок взаємодії заліза з хлоридною кислотою:

Fe + 2НСІ = FeСІ₂ + Н₂,

або відновленням FeСІ₃:

Fe + 2FeСІ₃ = 3FeСІ₂,

Н₂ + 2FeСІ₃ = 2FeСІ₂ + 2НСІ.

Фториди даних металів, на відміну від хлоридів, нелеткі, тому Fe, Со і особливо Nі стійкі до дії фтору. Нікель не руйнується фтором навіть при температурі до кольору жару, тому з нього виготовляють хімічну апаратуру, яка стійка в атмосфері фтору.

У нульовому ступені окиснення Ферум, Кобальт і Нікол з карбон(ІІ) оксидом утворюють карбоніли: [Fe(СО)₅], [Со₂(СО)₈] і [Nі(СО)₄].

Карбоніли [Fe(СО)₅] та [Со₂(СО)₈] одержують дією СО на дрібнодисперсні метали при підвищеному тиску і нагріванні до 100–200°С. Дрібнодисперсний нікель вступає в реакцію вже при кімнатній температурі, хоча оптимальною умовою є нагрівання реакційної суміші до 50°С.

Пентакарбонілферум [Fe(СО)₅] – жовта летка рідина (t_пл = – 20°С, t_кип = +103°С). Як ліганд сильного поля, СО спарює валентні електрони атома Феруму, і як акцептор у стані dsр³–гібридизації АО, утворює п’ять δ-зв’язків з неподіленими електронними парами молекули СО і чотири π-зв’язки з молекулами СО як донор неподілених електронних пар.

Нікель у нульовому ступені окиснення утворює тетракарбонілніколь [Nі(СО)₄]. У межах теорії валентних зв’язків атомні орбіталі Nі(0) знаходяться у стані sр³–гібридизації і є акцепторами чотирьох неподілених електронних пар, які утворюють р-зв’язки з молекулами СО.

[Nі(СО)₄] – безбарвна рідина t_пл = – 19,3°С, t_кип = +43°С). Тетракарбонілнікель одержують дією СО на порошок нікелю при 60 – 80°С:

60–80°С 180°С

Nі + 4СО = [Nі(СО)₄] = Nі_(чист) + 4СО

При подальшому нагріванні тетракарбонілнікель розкладається, що використовують для одержання чистого нікелю і його покриття на металах.

36 Сі́рка, або Су́льфур (S), хімічний елемент VI групи періодичної системи елементів, атомова вага 32,064; неметал; жовта кристалічна субстанція. Виступає в природі у самородному стані та у вигляді сульфідів важких металів (піриту та ін.). Сірку застосовують переважно у хімічній промисловості для виробництва сірчаної кислоти, синтетичного волокна, сірчистих барвників, димного пороху, у ґумовій промисловості, також у сільському господарстві, фармацевтиці тощо.

Поширення в природі

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 пірит FeS₂, цинкова обманка ZnS, свинцевий блиск PbS, мідний блиск Cu₂S, гіпс CaSO₄ · 2H₂O, мірабіліт Na₂SO₄ · 10H₂O тощо. В невеликих кількостях сірка міститься в кам'яному вугіллі і нафті, а також в усіх рослинних і тваринних організмах, оскільки вона входить до складу білків

Фізичні властивості

Кристали сірки.

Кристали сірки.

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 порошків 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.

ОКСИДИ СУЛЬФУРУ Сульфур утворює два кислотні оксиди: оксид сульфуру (IV) SO2 і оксид сульфуру(VІ) SO3. Різний кількісний склад молекул (і різна їхня будова) зумовлюють відмінні властивості цих речовин. Оксид сульфуру (ІV) SO2 (діоксид сульфуру, сірчистий газ) -це безбарвний важкий газ (у 2,2 раза важчий за повітря), з різким запахом, що викликає кашель. Негорючий. Дуже легко розчиняється у воді ( в 1л води при 20 °С розчиняється 43 л SO2 ). Поряд з "фізичним" розчиненням одночасно відбувається хімічна взаємодія Невеликої частини молекул оксиду сульфуру (ІV) SO2 з водою, внаслідок чого утворюється сульфітна кислота: SO2 + H2O Н2SO3 Сульфітна кислота Н2SO3 -дуже нетривка сполука. Існує тільки у водних розчинах. За спроб виділити її розкладається на оксид сульфуру (ІV) і воду. Легко поглинає з повітря кисень і повільно окиснюється у сульфатну кислоту: 2H2SO3 + O2 = 2H2SO4 Сульфітна кислота Н2SO3 двохосновна. Належить до кислот середньої сили. У водному розчині дисоціює ступінчасте, в основному за першим ступенем: І ступінь Н2SO3 H+ + HSO-3 гідросульфіт-іон ІІ ступінь НSO-3 H+ + HSO2-3 сульфіт-іон За другим ступенем дисоціація відбувається незначною мірою. Як двохосновна сульфітна кислота Н2SO3 може утворювати два ряди солей: а) середні солі -сульфіти і б) кислі солі - гідросульфіти (продукти неповного заміщення Гідрогену кислоти на метал). Якщо в розчин їдкого натру NаОН пропускати сірчистий газ SO2, то залежно від співвідношення речовин, що реагують, утвориться або середня, або кисла сіль: NаОН + SО2 = NаНSO3 1 моль 1 моль гідросульфіт натрію 2NаОН + SO2 = Nа2SO3 +H2O 2 моль 1 моль сульфіт натрію Це слід брати до уваги під час виконання дослідів та розв'язування задач. Усі сульфіти-нерозчинні солі, за винятком сульфітів лужних металів і амонію. Добування. Оксид сульфуру (IV) добувають спалюванням сірки, а також як побічний продукт випалювання сульфідних руд кольорових металів, наприклад: S + O2 = SO2 2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2 У лабораторних умовах оксид сульфуру (IV) добувають дією кислот на сульфіти. При цьому замість нетривкої сульфітної кислоти виділяється оксид сульфуру (ІV): Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 H2O SO2

35

Феруму(ІІІ) гідроксид – слабка основа. Але в зв’язку з тим, що аніонні комплекси Fe(ІІІ) стійкіші і легше утворюються, ніж аналогічні комплекси Fe(ІІ), свіжприготований Fe(ОН)₃ розчиняється в концентрованих лугах, виявляючи тим самим амфотерні властивості:

Fe(ОН)₃ + 3NаОН = Nа₃[Fe(ОН)₆].

Ферум(ІІІ) гідроксид Fe(OH)₃ є нерозчинною речовиною бурого кольору. Його можна добути реакцією обміну між солями трьохвалентного Феруму і лугами у розчині:

FeCl₃ + 3NaOH → 3NaCl + Fe(OH)₃↓.

Ферум(ІІІ) гідроксид проявляє амфотерні властивості і може взаємодіяти з кислотами і лугами.

У сухому повітрі за звичайної температури залізо досить стійке, але у вологому швидко іржавіє, вкриваючись товстим шаром іржі. Іржа є сумішшю оксидів і гідроксидів феруму. Основну частину іржі складає сесквіоксид заліза Fe₂O₃ і тригідроксид заліза Fe(OH)₃. Крім того, до її складу входить монооксид заліза FeO, дигідроксид заліза Fe(OH)₂ та інші сполуки. Процес ржавіння заліза можна зобразити такими приблизними рівняннями:

• 2Fe + O₂ + 2Н₂О = 2Fe(OH)₂

• 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2Н₂О = 4Fe(OH)₃

• Fe(OH)₂ = FeO + H₂O

• 2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

34 Галоге́ни (рос.галогены, англ. halogens, нім. Halogene n pl) — хімічні елементи групи 17 або, за старою класифікацією, VII групи головної підгрупи періодичної системи елементів: Флуор F, Хлор Cl, Бром Br, Йод I,і Астат At.

Молекули їхніх простих речовин двоатомні. Назви простих речовин галогенів відповідають назвам елементів, окрім фтору. За звичайних умов фтор і хлор - гази, бром рідина, йод і астат - тверді речовини.

Галогени реагують з більшістю елементів, утворюючи галогеніди. Вони мають окиснювальні властивості, які зменшуються від Флуору до Астату. Неметалічний характер елементів і хімічна активність галогенів посилюється знизу догори.

До головної підгрупи VII групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва входять: фтор F Хлор Cl Бром Br Йод J та Астат At. Загальна назва цієї групи елементів - галогени, що в перекладі означає "солеродні”. Атоми галогенів мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns2np5. Розподіл електронів останнього енергетичного рівня за орбіталями такий: 3 17Cl s p d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 3 В атомі Хлору можливі три збуджені стани: +3 І ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ІІ ↓↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ +5 ІІІ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ +7 У збуджених станах атом Хлору може утворювати 3,5 або 7 спільних електронних пар з іншими атомами. Таке число зв'язків характерне для сполук Хлору з киснем. Збуджені стани можливі і для атомів Брому, Йоду, Астату. Для атома Фтору досягнення збудженого стану неможливе: електрони зовнішнього шару атома F перебувають на другому енергетичному рівні, на якому не має вільних орбіталей: 2 9F s р ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ Всі галогени відносяться до р-елемнтів. З підвищенням порядкового номера у ряді F - At збільшуються радіуси атомів, зменшується електронегативність, слабшають неметалічні властивості й окислювальна здатність елементів. Найбільш виражені неметалічні властивості у Фтору (ст. о.-1), найменш - у Йоду. У вільному стані галогени утворюють прості речовини, що складаються з двохатомних молекул: F2, Cl2, Br2, J2 зв'язки між атомами - ковалентні неполярні . Кристалічна решітка галогенів молекулярного типу. Поширення в природі. З галогенів у земній корі найпоширеніші хлор і фтор. Масові части у земній корі становлять, %: Cl - 0,045; F - 0,027; Br - 1,6х10-4, J - 3x10-5. Астат трапляється у дуже незначних кількостях у продуктах розпаду природних радіоактивних речовин. Галогени у природі поширені виключно у зв'язаному стані - в основному у вигляді солей: CaF2 - плавиковий шпат; Na3 [AlF6] - кріоліт; Ca5 (PO4)3F - фторапатит; NaCl - кам'яна сіль; KCl - сильвін; КСl•MgCl2•6H2O - карналіт. Основними природними джерелами Br i J є морська вода, бурова вода, вода озер. Йод міститься у водоростях. Трапляється у вигляді солей - KJO3 i KJO4 , які є супутніми покладів NaNО3 (селітри в Чілі і Болівії). Фізичні властивості. Фтор - газ світло-зеленого кольору і дуже отруйний (ρ = 1,11 г/см3). Фтор не може бути розчинений у воді через те, що він взаємодіє з нею. Хлор - газ жовто-зеленого кольору з різким, неприємним запахом. Хлор тяжчий за повітря, розчинний у воді (в 1 V води 2 V хлору), утворює хлорну воду Cl2аg. (ρ = 1,568 г/см3). Бром - рідина червоно-бурого забарвлення з неприємним запахом, у воді розчиняється погано, утворюючи бромну воду Br2 аg. Розчиняється в органічних розчинниках - бензолі, хлороформі. Якщо до бромної води додати бензолу і добре збовтати, то після розшарування рідин можна помітити, як бензол з Br2 забарвлюється в яскраво-оранжевий колір. Це пояснюється тим, що бром краще розчиняється у бензолі, ніж у воді. Бром тяжчий від води (ρ = 3,12 г/см3). Йод - кристалічна речовина, темно-сірого кольору, у парах - фіолетового. При нагріванні він з твердого стану зразу переходить в рідкий стан (сублімація). Йод погано розчиняється у воді (світло-жовта йодна вода), але добре розчиняється у спирту. Це використовують для приготування 5-10% розчину йоду в спирту (йодна настойка). Йод дуже добре розчиняється в розчині власних солей, наприклад в розчині калію йодиу. Цей розчин називається розчином Люголя, застосовується в медичній практиці. Якщо до J2 аg. додати трохи бензолу і добре збовтати, то на поверхні утворюється кільце малинового кольору. Цим користуються для вилучення брому і йоду з водних розчинів. Фізіологічна дія галогенів. Всі галогени дуже отруйні. Вдихання їхньої пари викликає подразнення органів дихання, а у великих кількостях вони викликають задуху. Особливо отруйним є фтор: при вдиханні невеликих кількостях він викликає набряк легень, у великих - руйнування легеневої тканини і смерть. Хлор є менш отруйний, ніж фтор. Хронічне отруєння хлором викликає зміну кольору обличчя, легеневі і бронхіальні захворювання. Як протиотруту застосовують пари спирту з ефіром, а також водяні пари з нашатирним спиртом. Рідкий бром при попаданні на шкіру викликає сильні опіки. При попаданні на шкіру бром необхідно змити органічним розчином (бензолом, CCl4), протираючи ватою, змоченою цим розчином. Йод найменш отруйний з усіх галогенів. При попаданні на шкіру кристалічний йод залишає жовті плями. Всі роботи з галогенами слід проводити під витяжкою.

Хлор досить поширений елемент. На нього припадає 0,04% маси земної кори. У вільному стані в природі він не зустрічається, оскільки в хімічному відношенні хлор дуже активний. Найбільш поширеною природною сполукою хлору є хлорид натрію NaCl, величезні кількості якого розчинені у воді морів, океанів і деяких озер. У багатьох місцях хлорид натрію у вигляді мінералу галіту (або кам'яної солі) утворює потужні поклади. Багаті поклади дуже чистої кам'яної солі розташовані в районах м. Соль-Ілецька на південному Уралі і м. Артемівська на Донбасі.

Крім того, дуже поширеними сполуками хлору є хлорид калію KCl і хлорид магнію MgCl₂. Хлорид калію і хлорид натрію утворюють мінерал сільвініт KCl · NaCl, потужні родовища якого розташовані в Україні (міста Калуш і Стебник), а хлорид калію і хлорид магнію утворюють мінерал карналіт KCl · MgCl₂ · 6H₂O, великі поклади якого є на Уралі (м. Солікамськ).

У лабораторних умовах хлор звичайно одержують взаємодією хлоридної кислоти HCl з двоокисом марганцю MnO₂ (Це також і перший промисловий метод одержання):

4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ ↑ + 2H₂O

Також застововують інші окисники:

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Фізичні властивості

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.

Хімічні властивості

Хлор належить до головної підгрупи сьомої групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва. Маючи в зовнішньому електронному шарі сім електронів,, його атоми легко віднімають валентні електрони від атомів інших елементів і перетворюються в негативно одновалентні іони Сl^-. Цим самим проявляються його різко виражені окисні властивості. За своїми окисними властивостями хлор поступається лише перед фтором і приблизно рівноцінний кисню. Завдяки великому спорідненню його атомів до електрона, хлор безпосередньо сполучається з усіма металами і більшістю неметалів. Причому з багатьма металами він реагує дуже енергійно з виділенням тепла і світла. Наприклад, якщо в наповнений хлором циліндр внести розтертий в порошок стибій, він спалахує і згоряє, утворюючи густий білий дим трихлориду стибію (сурми) SbCl₃:

• 2Sb + 3Cl₂=2SbCl₃

Попередньо нагріті кальцій, залізо, мідь і інші метали теж енергійно згоряють в атмосфері хлору, утворюючи відповідні хлориди. Наприклад:

• Cu + Cl₂ = CuCl₂

Запалений на повітрі червоний фосфор продовжує енергійно горіти в атмосфері хлору:

• 2Р + 3Cl₂ = 2PCl₃

З воднем хлор теж реагує. Але при звичайній температурі реакція йде дуже повільно, а при нагріванні і під впливом сонячного світла — досить швидко і навіть з вибухом:

• Cl₂+Н₂=2HCl

33 Фтор або флуо́р (лат. Fluor, хімічний символ F) — хімічний елемент з атомним номером 9, галоген. Також назву «фтор» (флуор) має відповідна проста речовина, що є отруйним та хімічно-активним жовто-зеленим газом.

Поширення в природі

Фтор досить поширений у природі. Процентний вміст його в земній корі наближається до вмісту таких елементів, як азот, сірка, хром, марганець і фосфор. Промислове значення мають, однак, тільки два фтористих мінерали — плавиковий шпат і кріоліт. Крім того, фтор входить в порівняно невеликій кількості до складу апатитів. При переробці природних фосфатів на штучні добрива в якості побічних продуктів одержують фтористі сполуки. Вміст фтору в атомних відсотках в природі показано в таблиці:

Об'єкт	Вміст,
Ґрунт	0,02
Води рік	0,00002
Води океанів	0,0001
Зуби людини[1]	0,01

Відносно багаті фтором рослини сочевиця і цибуля

Вмістом у ґрунті фтор зобов'язаний вулканічним газам, за рахунок того, що в їх склад зазвичай входить велика кількість фтороводню.

Отримання

Джерелом для виробництва фтору служить флуористий водень HF, що виходить в основному або при дії сірчаної кислоти H₂SO₄ на флюорит CaF₂, або при переробці апатитів і фосфоритів.

Виробництво фтору здійснюється електролізом розплаву кислого флюориту калію KF·3HF, який утворюється при насиченні розплаву KF·3HF фтористим воднем до вмісту 40-41% HF.

Хімічні властивості

Фтор утворює сполуки, прямо або побічно, з усіма іншими елементами, включаючи деякі інертні гази. З воднем фтор з'єднується навіть при −252 °C. При цій температурі водень перетворюється в рідину, а фтор твердне, та все ж реакція іде з таким сильним виділенням тепла, що відбувається вибух. Довгий час не було відомо з'єднання фтору з киснем, але в 1927 р. французьким хімікам вдалося отримати дифторид кисню, що утворюється при дії фтору на слабкий розчин лугу: 2F₂ + 2NаОН = 2NаF + OF₂ + H₂O

Зберігання

Флуор зберігають в газоподібному стані (під тиском) і в рідкому вигляді (при охолоджуванні рідким азотом) в апаратах з нікелю і сплавів на його основі (монель-метал), з міді, алюмінію і його сплавів, латуні, неіржавіючої сталі.

Фтор має унікальну здатність виявлятися по запаху при концентрації 0,02 мг/м³, яка в 7,5 раза нижче прийнятої гранично допустимої.

Застосування

Газоподібний флуор служить для флуорування UF₄ в UF₆, вживаного для розділення ізотопів урану, а також для отримання трифлуористого хлору ClF₃ (флуоруючий агент і потужний окислювач ракетного палива), шестифлуористої сірки SF₆ (газоподібний ізолятор в електротехнічній промисловості), флюоритів металів (наприклад, W і V).

Рідкий флуор, і рідкий оксид флуору (він ефективніший) використовують в якості окиснювача ракетного палива. Те саме відноситься до вироблюваних — тетрафлуоргідразину і трифлуористого азоту (причому останній дозволяє при спалюванні в його атмосфері різних палив отримувати дуже високі температури).

32

Халькогеніди — бінарні сполуки металів з халькогенами. Халькогени — це елементи 6 групи головної підгрупи (S, Se, Te, Po). До халькогенів, крім кисню (O), відноситься сірка (S), селен (Se), телур (Te), полоній (Po) та синтетично отриманий Унунгексій(Ununhexium, Uuh). Традиційно кисень та оксиди не називають халькогенами. За новою номенклатурою IUPAC ці елементи відносяться до 16 групи. Назва «халькоген» походить з грецької мови χαλκός («chalkos») - мідь та γεννώ («genos») – народжувати, утворювати. Така назва обумовлена тим, що у природі вони зустрічаються у вигляді з’єднань міді – сульфідів, оксидів, селенідів і т. п.

Сірководень — хімічна сполука з формулою H₂S.Це безбарвний, дуже отруйний, горючий газ з характерним неприємним запахом протухлих яєць,запах відчувається при таких низьких концентраціях, як 0,00047 часток на мільйон. Цей газ утворюється в результаті вулканічної активності, входить до складу природного газу, і деяких вод. Людське тіло виробляє невелика кількість H₂S в якості сигнальної молекули.

Знаходження в природі

Сірководень зустрічається у вулканічних газах, а також у воді деяких мінеральних джерел — П'ятигорська і Мацести (на Кавказі), Любеня-Великого (Львівська область) і інших. Природні сірководневі води використовуються для лікування. Сірководень завжди утворюється при гнитті залишків рослинних і тваринних організмів і розкладі інших органічних речовин, до яких входить сірка. Тому неприємний запах сірководню поширюється від вигрібних ям, стічних вод і особливо від тухлих яєць. Але у великих кількостях у природі сірководень не накопичується, бо він легко окиснюється киснем повітря і розкладається.

Властивості

Сірководень трохи важчий за повітря, суміш H₂S і повітря — вибухонебезпечна. Сірководень у кисні горить синім полум'ям, з утвореннм SO₂ і води.Загалом сірководень діє як відновник.При високій температурі або в присутності каталізатора, сірководень розкладається на елементарну сірку та воду. Ця реакція відома процес Клауса, основний спосіб перетворення сірководню в елементарну сірку.Сірководень мало розчинний у воді і діє як слабка кислота, дисоціюючи на гідросульфід іон HS^- і сульфід іон S^-.Сірководень реагує з іонами металів з утворенням сульфідів, які можуть бути розглянуті як солі сірководню. Деякі руди є сульфідами. Сульфіди металів частіше за все мають чорний колір. Папір з ацетату свинцю використовується для виявлення сірководню, оскільки він реагує з сіркою в присутності газу з утворенням сульфіду свинцю. Сульфіди металів реагуючи з сильною кислотою утворюють сірководень. Сірководень реагує зі спиртами з утворенням тіолів.

Одержання

Хоч сірководень і утворюється при взаємодії водню із сіркою при нагріванні, але його зручніше добувати при дії хлоридної кислоти на сульфід заліза:

• Взаимодією сульфіду алюмінію з водою (ця реакція відрізняється чистотою отриманого сірководню):

Хімічні властивості

Хімічний зв'язок сірки з воднем у молекулі сірководню ковалентний. Спільні електронні пари зміщені від атомів водню до атомів сірки, тому сірка виявляє негативну валентність. У водному розчині це зміщення є ще більшим. У хімічному відношенні сірководень — сильний відновник. Відновні властивості його обумовлюються тим, що іон сірки S^2- порівняно легко втрачає два електрони і перетворюється в нейтральний атом сірки S⁰, а під впливом сильних окисників втрачає шість електронів і перетворюється в позитивно заряджені іони S⁴⁺. Так, при достатньому доступі кисню сірководень горить на повітрі з утворенням двоокису сірки і водяної пари:

• 

При недостатньому доступі кисню, або при охолодженні його полум'я він згоряє з утворенням води і виділенням вільної сірки:

• 

За цією самою реакцією сірководень повільно окиснюється у водному розчині.Тому коли сірководневу воду залишити на тривалий час в дотику з повітрям, то H₂S повністю окислиться і вільна сірка виділиться у вигляді осаду. У водному розчині сірководень легко окиснюється також галогенами й іншими окиснювачами. Наприклад:

• 

Фізіологічні властивості

Сірководень утворюється в невеликих кількостях в деяких клітинах ссавців і має ряд біологічних сигнальних функцій. (Тільки два інших гази мають таку ж функцію: оксид азоту (NO) і оксид вуглецю (СО). Газ утворюється з цистеїну під впливом ферменті: цістатіонін бета-синтази і цістатіонін гамма-ліази. Він діє як розслаблювач гладких м'язів і, як судинорозширювач,0 також бере активну участь в роботі мозку, де він збільшує реакцію рецепторів NMDA, ^[3] і полегшує довгострокове потенціювання, яке бере участь у формуванні пам'яті. Сульфати виводяться із сечею. Завдяки своїм ефектам близький до окису азоту, сірководень в наш час^[Коли?] визнаний як потенційний захисник від серцево-судинних захворювань . Хоча обидва оксиду азоту і сірководень, як було сказано розслабляють кровоносні судини, їх механізми дії різні: в той час як NO активує фермент гуанілін-циклазу, H₂S активує АТФ-чутливі калієві канальці у клітинах гладкої мускулатури. Як оксид азоту, сірководень бере участь в розслаблення гладких м'язів, що викликає ерекцію статевого члена, це дає нові можливості для терапії еректильної дисфункції. При хворобі Альцгеймера кількість сірководню в мозку сильно знижується. У трисомії 21 (найбільш поширена форма синдрому Дауна) організм виробляє надлишок сірководню. Сірководень також бере участь в процесі 1 типу діабету. Бета-клітин підшлункової залози при цукровому діабеті 1 типу виробляють надлишок сірководню, що призводить до загибелі бета-клітин і зниження вироблення інсуліну тими, які залишились.

Участь у кругообігу сірки

Сірководень є центральним учасником сірчаного циклу, біогеохімічного циклу сірки на Землі. У відсутність кисню, сіркобактерії та сульфат-відновлюючі мікроорганізми отримують енергію з окиснення водню або органічних молекул з елементарної сірки або сульфатів до сірководню. Інші бактерії звільняють сірководень з сірковмісних амінокислот, це призводить до виникнення запаху тухлих яєць і запаху продуктів метеоризму.

В результаті органічного розпаду речовини при низькому вмісті кисню (гіпоксичні умови) (наприклад, в болотах, евтрофних озерах або мертвих зонах океанів), сульфатредукуючі бактерії використовують сульфати, які містяться у воді для окиснення органічних речовин, утворюючи сірководень як побічний продукт. Деякі молекули сірководню вступають в реакцію з іонами металів розчинених у воді з утворенням сульфідів металів, які не розчиняються у воді. Ці сульфіди металів, такі як сірчисте залізо FeS, часто мають чорний або коричневий колір, що призводить утворення темного мулу на дні водойм. Кілька груп бактерій можуть використовувати сірководень як паливо, окислюючи його до елементарної сірки або сульфатів за допомогою розчиненого у воді кисню, або використовувати оксиди металів (наприклад, Fe гідроксиди і оксиди Mn) та селітру в якості окислювача. ^[4] Пурпурні сірчані бактерії та зелені сірчані бактерії використовують сірководень, як донор електронів в фотосинтезі, таким чином утворюючи елементарну сірку. (Насправді, цей фотосинтезу старше ніж фотосинтези ціанобактерій, водоростей та рослин, які використовують воду в якості донора електронів з утворенням вільного кисню.)

31

Нітроге́н (лат. Nitrogenium, N) — хімічний елемент V групи періодичної системи з атомним порядковим номером 7 та атомною масою 14.008. Два атоми нітрогену, об'єднюючись складають молекулу хімічної речовини азоту.

Азот — газ без кольору, запаху, смаку; складається з двоатомних молекул N₂. За нормальних умов 1 л азоту важить 1.25046 г, критична t° дорівнює —147,16°, малорозчинний у воді. При звичайних умовах азот хімічно малоактивний; при високих температурах і тиску, при наявності каталізаторів азот утворює сполуки з воднем, металами, киснем та ін. В 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.