Главная страница / Неорганическая химияКарта сайта | Контакты

Неорганическая химия

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 =…

Соединения галогенов.

Соединения галогенов.

Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных условиях газооб­разны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF — НСl — НВr — НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить 400 объемов НСl, 530 объемов НВr и около 400 HI. Свойства галогеноводородов Галогено-водород Температура плавления оС Температура кипения оС Энергия связи кДж/моль Константа диссоциации кислоты НF —80 20 562 6,7∙10—4 НСl -115 -85 431 1.107 НВr -89 -67 366…

Химические свойства

Химические свойства

Кислород — второй по электроотрицательности элемент после фтора, поэтому он проявляет сильные окислительные свойства. С большинством металлов он реагирует уже при комнатной темпе­ратуре, образуя основные оксиды. С неметаллами (за исключением гелия, неона, аргона) кислород реагирует, как пра­вило, при нагревании. Так, с фосфором он реагирует при темпе­ратуре ~ 60 °С, образуя Р2О5, с серой — при температуре около 250 °С:  S + О2 = SO2.   С графитом кислород реагирует при 700 °С  С + О2 = СО2.  Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде  N2 + О2 2NО — Q.  Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например с оксидом азота (II) он реагирует уже при комнатной температуре:   2NО + О2…

Получение и применение

Получение и применение

В промышленности кислород получают: 1) фракционной перегонкой жидкого воздуха (азот, обладаю­щий более низкой температурой кипения, испаряется, а жидкий кислород остается); 2) электролизом воды. Ежегодно во всем мире получают свы­ше 80 млн. т кислорода. В лабораторных условиях кислород получают разложением ряда солей, оксидов и пероксидов:  2КМnО4 К2MnО4 + МnО2 + О2↑,  4К2Сr2О7 4К2CrO4 + 2Сr2О3 + 3O2↑,   2КNО3 2КNО2 + О2↑,  2Pb3О4 6PbО + О2↑,…

Аммиак

Аммиак

В обычных условиях — бесцветный газ, с резким запахом (запахом «нашатыря»); сжижается при -33,4 °С и затвер­девает при -77,7 °С. Молекула аммиака имеет форму пирамиды, в жидком аммиаке молекулы NН3 связаны водородными связями, обусловливая тем самым аномально высокую температуру кипе­ния. Полярные молекулы NH3 очень хорошо растворимы в воде (700 объемов NН3 в одном объеме Н2О)…

Галогениды фосфора

Галогениды фосфора

Фосфор образует два хлорида: трихлорид фосфора PCl3 и пентахлорид фосфора РCl5. Трихлорид фосфора получают, пропуская хлор над поверхностью белого фосфора. При этом фосфор горит бледно-зеленым пламенем, а образующийся хлорид фосфо­ра конденсируется в виде бесцветной жидкости. Трихлорид фосфора  гидролизуется водой с образованием фосфористой кислоты и хлороводорода: РCl3 + ЗН2О = Н3РО3 + ЗНСl. Пентахлорид фосфора можно получить в лабораторных усло­виях…

Оксиды азота

Оксиды азота

В оксидах степень окисления азота меняется от +1 до +5. Оксиды N2О и NO — бесцветные газы, оксид азот (IV) NO2 — бурый газ, получивший в промышленности название «лисий хвост». Оксид азота (III) N2О3 — синяя жидкость, оксид азота (V) N2O5 при обычных условиях — прозрачные бесцветные кристаллы. Часто используется тривиальное название оксида азота (I)…