Главная страница / Неорганическая химияКарта сайта | Контакты

Неорганическая химия

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…

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…

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)…