Главная Случайная страница


Категории:

ДомЗдоровьеЗоологияИнформатикаИскусствоИскусствоКомпьютерыКулинарияМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОбразованиеПедагогикаПитомцыПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРазноеРелигияСоциологияСпортСтатистикаТранспортФизикаФилософияФинансыХимияХоббиЭкологияЭкономикаЭлектроника






Загальна характеристика s-елементів 1-А групи

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.

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.

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.

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 = S2-. 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 S2- 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.

Одержання і застосування

Елементарну сірку одержують звичайно з природної самородної сірки. Для відокремлення сірки від сторонніх домішок її виплавляють в автоклавах. Автоклави — це залізні циліндри, в які завантажують руду і нагрівають перегрітим водяним паром до 150°С під тиском 6 атм.. Розплавлена сірка стікає вниз, а пуста порода залишається. Виплавлена з руди сірка ще містить певну кількість домішок.

Цілком чисту сірку одержують перегонкою у спеціальних печах, сполучених з великими камерами. Пари сірки в холодній камері відразу переходять в твердий стан і осідають на стінках у вигляді дуже тонкого порошку ясно-жовтого кольору. Коли ж камера нагрівається до 120°С, то пари сірки перетворюються в рідину. Розплавлену сірку розливають у дерев'яні циліндричні форми, де вона і застигає. Таку сірку називають черенковою.

Сірка широко застосовується у різних галузях народного господарства, переважно у хімічній промисловості для виробництва сульфатної кислоти H2SO4, сірковуглецю CS2, деяких барвників і інших хімічних продуктів.

Оксиген — «той, що породжує кислоту» (грец.)[1]. Атомний номер оксигену — 8; атомна маса — 15,9994. Оксиген утворює сполуки з усіма елементами, крім гелію, аргону та неону. Принормальний умовах кисень — газ, що складається з двоатомних молекул. При 90,18 К кисеньконденсується в блідо-блакитну рідину, при 54,36 К твердне.

Густина рідкого кисню — 1,142; температура плавлення становить −218 °C, температура кипінняскладає −183 °C.

З деякими металами кисень утворює пероксиди Ме2О2, надпероксиди МеО2, озоніди МеО3, згорючими газами — вибухові суміші.

Елемент оксиген займає 3-є місце після гідрогену і гелію за поширеністю у Всесвіті. Він — найпоширеніший хімічний елемент на Землі — 47% маси земної кори, 85,7% маси гідросфери, 23,15% маси атмосфери, 79% і 65% маси рослин і тварин відповідно. За об'ємом оксиген займає 92% об’єму земної кори. Відомо біля 1400 мінералів, які містять оксиген, головні з них — кварц,польові шпати, слюда, глинисті мінерали, карбонати. Понад 99,9% оксигену Землі знаходиться у зв'язаному стані. Оксиген — головний чинник, який регулює розподіл елементів у планетарному масштабі. Вміст його з глибиною закономірно меншає. Кількість оксигену в магматичних породах змінюється від 49% в кислих ефузивах і гранітах до 38-42% в дунітах і кімберлітах. Вміст оксигену вметаморфічних породах відповідає глибині їхнього формування: від 44% в еклогітах до 48% в кристалічних сланцях. Максимум оксигену — в осадових породах — 49-51%. Виключну роль в геохімічних процесах відіграє вільний оксиген — молекулярний кисень, значення якого визначається його високою хімічною активністю, великою міграційною здатністю і постійним, відносно високим вмістом у біосфері, де він не тільки витрачається, але й відтворюється. Вважають, що вільний кисень з’явився у протерозої внаслідок фотосинтезу.

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 каталізаторівазот утворює сполуки з воднем, металами, киснем та ін. 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.

Добування

У лабораторних умовах чистий азот зазвичай одержують шляхом розкладу при нагріванні розчину нітриту амонію за реакцією:

· NH4NO2 = N2↑ + 2H2O

У промисловості азот у великих кількостях добувають з повітря за допомогою азотних станцій.

Ще один з лабораторних способів — пропускання аміаку над оксидом міді (II) при температурі ~700 °C:

2NH3 + 3CuO → N2↑ + 3H2O + 3Cu

Аміак беруть з його насиченого розчину при нагріванні. Кількість CuO в 2 рази більше розрахункового. Безпосередньо перед застосуванням азот очищають від домішок кисню та аміаку пропусканням над міддю та її оксидом (II) (теж ~ 700 °C), потім сушать концентрованою сірчаною кислотою і сухим лугом. Процес відбувається досить повільно, але газ виходить досить чистий.

Застосування

Рідкий азот застосовується як холодоагент і для кріотерапії.

Промислові застосування газоподібного азоту обумовлені його інертними властивостями. Газоподібний азот пожежо- і вибухобезпечний, перешкоджає окисленню, гниттю. У нафтохімії азот застосовується для продування резервуарів і трубопроводів, перевірки роботи трубопроводів під тиском, збільшення вироблення родовищ. У гірничодобувній справі азот може використовуватися для створення в шахтах вибухобезпечного середовища, для розпирання пластів породи. У виробництві електроніки азот застосовується для продування областей, що не допускають наявності кисню. Якщо в процесі, традиційно проходить з використанням повітря, окислення або гниття є негативними факторами — азот може успішно замістити повітря.

Велика частина одержуваного в техніці азоту застосовується на виробництво аміаку.

Хімічна рівновага - стан хімічної системи, в якому оборотно протікає одна або кілька хімічних реакцій, причому швидкості в кожній парі пряма-зворотна реакція рівні між собою. Для системи, що перебуває в хімічному рівновазі, концентрації реагентів, температура і інші параметри системи не змінюються з часом.

А 2 + В 2 ⇄ 2AB

Константа рівноваги (рос. константа равновесия, равновесное отношение; англ. equilibrium constant, equilibrium ratio; нім. Gleichgewichtskonstante f) –

1) Відношення пружності пари індивідуального вуглеводню Q до тиску суміші вуглеводнів рс:

k = Q/pc.

2) Відношення молярної частки уі і-ого компонента багатокомпонентної системи в паровій (газовій) фазі до молярної частки хі цього ж компонента в рідинній фазі при даних тиску і температурі або відношення тиску насиченої пари рі і-ого компонента багатокомпонентної системи при заданій температурі до тиску р в багатокомпонентній системі при цій же температурі, тобто . Визначена таким чином константа рівноваги зберігає свою величину до тисків у декілька десятих МПа.

Іонний хімічний зв'язок, також йонний хімічний зв'язок — це тип зв'язку, при якому електрони переходять із одного атома до іншого, й основний вклад в притягання вноситься електростатичною взаємодією.

Утворюється між атомами або групами атомів зі значною різницею в електронегативностях.

Характерний для сполук металів з найтиповішими неметалами.

Кристалічні тверді тіла, утворені завдяки йонному зв'язку, називаються іонними кристалами. Прикладом такого кристалу є кам'яна сіль NaCl. До йонних кристалів належать також численні оксиди (MgO).

На відміну від ковалентного, іонний зв'язок не є направленим, тому валентні кути в сполуках з іонними зв'язками можуть коливатися в широких межах. Йонні зв'язки не характеризуються властивістю насичення, а кулонівські сили, які в них відіграють основну роль, діють на далеких віддалях, спадаючи дуже повільно. Тому при розрахунках енергії взаємодії неможливо обмежитися найближчими сусідами атомів. Будова йонних сполук.Усі йонні сполуки за звичайних умов є,як правило кристалічними речовинами. Йони сполучаються один з одним досить міцно.Для того щоб зруйнувати йонний звязок необхідно затратити чималу енергію.Під час плавлення кристали руйнуються,звязки між йонами відокремлюються один від одного і вилітають із рідини.

Розчинністю речовини називають здатність її розчинятися в тому чи іншому середовищі. Мірою розчинності або коефіцієнтом розчинності служить кількість грамів речовини, яка при даній температурі розчиняється в 100 г води з утворенням насиченого розчину.

 

Осмос (рос. осмос, англ. osmosis, нім. Osmose f) — спонтанний перехід, однобічна дифузія через напівпроникну перегородку (мембрану), яка відокремлює розчин від чистого розчинника або розчину меншої концентрації. Зумовлений прагненням системи до термодинамічної рівноваги і вирівнювання концентрацій розчину з обох боків мембрани. Характеризується осмотичним тиском, що дорівнює надлишковому зовнішньому тискові, який треба докласти з боку розчину, щоб припинити осмос. Відіграє важливу роль у фізіологічних процесах, використовується при дослідженні полімерів, біологічних структур.

Осомос є одним із прикладів колігативних властивостей розчинів, тобто такий які залежать тільки від кількості розчинених частинок, але не залежать від їх природи.

Осмоти́чний ти́ск (або дифу́зний ти́ск) — термодинамічний параметр, що характеризує прагнення розчину понизити свою концентрацію при зіткненні з чистим розчинником внаслідок зустрічної дифузії молекул розчинника та розчиненої речовини.

Якщо розчин відділений від чистого розчинника напівпроникною мембраною, то можлива лише одностороння дифузія — осмотичне всмоктування розчинника крізь мембрану в розчин. У цьому випадку осмотичний тиск стає доступною для прямого вимірювання величиною, що дорівнює надлишковому тиску, що треба прикласти з боку розчину для вирівнювання кількості розчинника з обох боків напівпроникної мембрани при осмотичній рівновазі. Осмотичний тиск зумовлений зниженням хімічного потенціалу розчинника в присутності розчиненої речовини.

Тенденція системи вирівнювати хімічні потенціали у всіх частинах свого об'єму та переходити до стану з нижчим рівнемвільної енергії викликає осмотичний (дифузійний) перенос речовин.

Осмотичний тиск в ідеальних та сильно розбавлених розчинах не залежить від природи розчинника та розчинених речовин; при постійній температурі він визначається тільки числом «кінетичних елементів» — іонів, молекул, асоціатів або колоїдних часток — в одиниці об'єму розчину.

Осмоти́чний ти́ск (або дифу́зний ти́ск) — термодинамічний параметр, що характеризує прагнення розчину понизити свою концентрацію при зіткненні з чистим розчинником внаслідок зустрічної дифузії молекул розчинника та розчиненої речовини.

Якщо розчин відділений від чистого розчинника напівпроникною мембраною, то можлива лише одностороння дифузія — осмотичне всмоктування розчинника крізь мембрану в розчин. У цьому випадку осмотичний тиск стає доступною для прямого вимірювання величиною, що дорівнює надлишковому тиску, що треба прикласти з боку розчину для вирівнювання кількості розчинника з обох боків напівпроникної мембрани при осмотичній рівновазі. Осмотичний тиск зумовлений зниженням хімічного потенціалу розчинника в присутності розчиненої речовини.

Тенденція системи вирівнювати хімічні потенціали у всіх частинах свого об'єму та переходити до стану з нижчим рівнемвільної енергії викликає осмотичний (дифузійний) перенос речовин.

Осмотичний тиск в ідеальних та сильно розбавлених розчинах не залежить від природи розчинника та розчинених речовин; при постійній температурі він визначається тільки числом «кінетичних елементів» — іонів, молекул, асоціатів або колоїдних часток — в одиниці об'єму розчину.

 

Водневий зв'язок — різновид хімічного зв'язку, що реалізується за донорно-акцепторним механізмом між двома ковалентно зв'язаними атомами з великим значенням електронегативності (О, N, F) за посередництвом атома Гідрогену Н.

Водневий зв'язок є прикладом трицентрового чотириелектронного зв'язку.

Прослідковується певна аналогія між водневим та ковалентним зв'язком. Зокрема, водневий зв'язок є направленим та насичуваним, що вказує на його резонансну природу (на противагу електростатичній природі йонного зв'язку). Висувається припущення, що йон H+ завдяки своїм унікальним властивостям (він фактично є єдиною частинкою - протоном) виступає аналогом електронної пари в класичному ковалентному зв'язку, тільки з протилежним знаком.

Закон Оствальда

Де К — константа дисоціації електроліту, с — концентрація, λ і λ∞ — значення еквівалентної електропровідності відповідно при концентрації і при нескінченному розведенні. Це співвідношення є наслідком закону діючих мас і рівності

де α — ступінь дисоціації.

Закон розбавлення Оствальда виведений В. Оствальдом у 1888 і ним же підтверджений дослідним шляхом. Експериментальне встановлення правильності закону розведення Оствальда мало велике значення для обгрунтування теорії електролітичної дисоціації.

Іо́нний хімі́чний зв'язо́к, також йонний хімічний зв'язок — це тип зв'язку, при якому електрони переходять із одного атома до іншого, й основний вклад в притягання вноситься електростатичною взаємодією.

Утворюється між атомами або групами атомів зі значною різницею в електронегативностях.

Характерний для сполук металів з найтиповішими неметалами.

Кристалічні тверді тіла, утворені завдяки йонному зв'язку, називаються іонними кристалами. Прикладом такого кристалу є кам'яна сіль NaCl. До йонних кристалів належать також численні оксиди (MgO).

На відміну від ковалентного, іонний зв'язок не є направленим, тому валентні кути в сполуках з іонними зв'язками можуть коливатися в широких межах. Йонні зв'язки не характеризуються властивістю насичення, а кулонівські сили, які в них відіграють основну роль, діють на далеких віддалях, спадаючи дуже повільно. Тому при розрахунках енергії взаємодії неможливо обмежитися найближчими сусідами атомів. Будова йонних сполук.Усі йонні сполуки за звичайних умов є,як правило кристалічними речовинами. Йони сполучаються один з одним досить міцно.Для того щоб зруйнувати йонний звязок необхідно затратити чималу енергію.Під час плавлення кристали руйнуються,звязки між йонами відокремлюються один від одного і вилітають із рідини.

· Ковалентний зв'язок

· Металічний зв'язок

 

Гідроліз — реакція обмінного розкладу між речовиною й водою, один із видів сольволізу. При гідролізі солей утворюються кислоти та луги. Органічні сполуки гідролізуються в присутності кислот (кислотний гідроліз) або лугів (лужний гідроліз). Гідролізу піддаються частіше за все з'єднання вуглецю з галогенами.

 

Кислотність

1. Кислотність сполук — властивість хімічної сполуки виступати донором протонів і кількісно характеризується константою дисоціації в даному середовищі(Див.:Водневий показник)

2. Кислотність середовища — здатність протонувати стандартні основи. Кількісно виражається функцією кислотності.

Окисно-відновна реакція — хімічна реакція, яка відбувається зі зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагентів, і реалізується перерозподілом електронів між атомом-окисником та атомом-відновником.

 

 

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.

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.

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.

Последнее изменение этой страницы: 2016-08-11

lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда...