Главная страница / Неорганическая химияКарта сайта | Контакты

Неорганическая химия

Получение и применение

Получение и применение

В лабораторных условиях  водород получают следующими способами. 1. Взаимодействием  металла (цинка) с растворами соляной и серной кислот (реакция проводится в аппарате Киппа):  Zn + 2Н+ = Zn2+ + Н2↑ 2. Электролизом воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н2SO4 или Na2SO4. На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде — 1 объем кислорода. В промышленности водород получают…

Фосфорные кислоты

Фосфорные кислоты

Из трех фосфорных кислот наиболь­шее практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н3РО4 (часто ее называют просто фосфорной) — белое твердое вещество, хорошо растворимое в воде. В водном растворе она диссоциирует ступенчато. Как трехосновная, фос­форная кислота образует три типа солей: дигидрофосфаты (NаН2РО4); гидрофосфаты (Nа2НРО4); фосфаты (Na3РО4). Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфа­тов в воде растворимы только соли щелочных металлов и аммо­ния. Соли фосфорной кислоты являются ценными минеральными удобрениями. Наиболее распространенные среди них — суперфосфат, преципитат и фосфоритная мука. Простой суперфосфат — смесь дигидрофосфата кальция Са(Н2РО4)2 и «балласта» СаSО4. Его получают, обрабатывая фосфориты и апатиты серной кислотой. При обработке минеральных фосфатов фосфорной кис­лотой получают двойной суперфосфат Са(Н2РО4)2. При гашении фосфорной кислоты известью получают преципитат СаНРО4.2Н2О. Важное значение имеют сложные удобрения (т.е. содержащие одновременно азот и фосфор; или азот, фосфор и калий). Из них наиболее известен аммофос — смесь NН4Н2РО4 и (NН4)2НРО4.

Общая характеристика

Общая характеристика

Вода — наиболее распространенное соединение на Земле. Ее количество достигает 1018 т, и она покрывает приблизительно четыре пятых земной поверх­ности. Это единственное химиче­ское соединение, которое в природных условиях существует в виде жидкости, твердого вещества (лед) и газа (пары воды). Вода играет жизненно важную роль в промышленности, быту и в лабо­раторной практике; она совершенно необходима для поддержания жизни. Приблизительно две трети человеческого тела приходятся на долю воды, и многие пищевые продукты состоят преимущественно из воды.  Содержание воды в некоторых пищевых продуктах Пищевые продукты Содержание воды, масс. % Помидоры Грибы Молоко Апельсины Яблоки Рыба Картофель Яйца Мясо (говядина) 95 92 87 86 84 82 76 75 64…

Оксид углерода (II) и оксид кремния (II)

Оксид углерода (II) и оксид кремния (II)

Оба оксида получают неполным окислением простых веществ или по реакциям: С + СО2 = 2СО, Si + SiO2 = 2SiO. Они оба не реагируют при обычных условиях ни с кислотами, ни со щелочами. Оксид кремния (II) мало доступен и очень редко используется, в отличие от угарного газа СО, на свойствах которого мы остановимся ниже. Оксид…

Пероксид водорода

Пероксид водорода

Пероксид водорода (перекись водорода) Н2О2 — тяжелая по­лярная жидкость голубоватого цвета, строение которой показано на . В жидком состоянии молекулы пероксида водорода сильно ас­социированы благодаря водородным связям. Поскольку пероксид водорода имеет больше возможностей к образованию таких свя­зей (ввиду большего числа атомов кислорода на один атом водо­рода), чем вода, то он имеет большие плотность, вязкость и температуру кипения (150,2°С). Пероксид водорода смешивается с водой во всех отношениях, чистый Н2О2 и весьма концентриро­ванные растворы взрываются на свету; 30%-ный раствор пероксида водорода в воде имеет техническое название «пергидроль». Пероксид водорода каталитически разлагается при комнатной температуре, выделяя в первый момент атомарный кислород. На этом основано использование 3%-ного раствора Н2О2 в медицине. Пероксид водорода вступает в реакции трех типов: без изменения пероксидной группировки: Ва(ОН)2 + Н2О2 = ВаО2 + 2Н2О, в качестве восстановителя: 2KMnО4 + 5Н2О2 + ЗН2SО4 = 2MnSО4 + К2SО4 + 5О2 + 8Н2O,…

Оксид углерода (IV), Угольная кислота и ее соли

Оксид углерода (IV), Угольная кислота и ее соли

Оксид углерода (IV) (диоксид углерода, углекислый газ) — газ без цвета и запаха, не поддерживающий дыхания и горения, тяжелее воздуха. Он растворим в воде (88 объемов СО2 в 100 объемах Н2О при 20°С). При обычных давлениях твердый диоксид углерода перехо­дит в газообразное состояние (сублимируется), минуя жидкое со­стояние. При обычной температуре под давлением 60 атм пере­ходит…

Общая характеристика

Общая характеристика

В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (ас­тат — радиоактивный элемент, изучен мало). Это р—элементы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева. На внешнем энергетичес­ком уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств. Свойства элементов подгруппы галогенов Свойства F Cl Br I At 1. Порядковый номер 9 17 35 53 85 2. Валентные электроны 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 6s26p5 3. Энергия ионизации атома, эВ 17,42 12,97 11,84 10,45 9,2 4. Относительная электроотрицательность 4,1 2,83…

Оксид кремния (IV) и кремниевые кислоты

Оксид кремния (IV) и кремниевые кислоты

Оксид крем­ния SiO2 — твердое, очень тугоплавкое вещество (температура плавления более 1700 °С), широко распространенное в природе, где оно встречается главным образом в виде минерала кварца, а также кристобалита и тридимита. При обычных температурах устойчивой модификацией яв­ляется кварц, с ростом температуры наблюдаются полиморфные превращения: Кремнезем всех модификаций в виде мономера не существу­ет; он всегда полимерен…

Химические свойства

Химические свойства

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например: 2Аl + 3F2 = 2АlF3 + 2989 кДж, 2Fе + 3F2 = 2FеF3 + 1974 кДж. Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:  Н2 + F2 = 2НF + 547 кДж,   Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж. При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме Hal2 + F2 = 2НаlF где Наl = Сl, Вr,…

Получение

Получение

Промышленное получение фтора и хлора связано с электро­литическими процессами. Ввиду высокой окислитель­ной активности фтора его получают исключительно электролизом расплавов фторидов металлов (в том числе и в лабораториях); хлор получают электролизом как расплавов, так и растворов хлоридов. Бром и йод получают химическим способом. При электролизе расплава хлорида натрия (Тпл = 801°С) на катоде выделяется металлический натрий, а на аноде — газооб­разный хлор. Электролитическая ванна (электролизер) представляет собой футерованный огнеупорным кирпичом стальной сосуд. В ка­честве анода используют графитовые стержни, в качестве катода — стальной цилиндр. В верхней части ванны имеется устройство для сбора хлора (колокол). Выделяющийся в катодном про­странстве металлический натрий собирают в коллектор (устройство для сбора натрия без доступа воздуха). Таким обра­зом, электролиз расплава NaCl — способ одновременного полу­чения хлора и металлического натрия. Электролизом водного раствора NаСl получают одновремен­но Н2, Сl2 и гидроксид натрия NаОН. Обычно электролизу под­вергают насыщенный водный раствор NaCl (рассол), подаваемый в электролизер сверху. Электролиз протекает по следующей схеме: NaCl Na+ + Сl— Н2О Н+ + ОН— ↓ ↓ ↓ (-) Катод (+) Анод 2Н+ + 2е =…