Главная страница / Неорганическая химияКарта сайта | Контакты

Неорганическая химия

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 =…

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.

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…

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…

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…

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…

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↑,…

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…

Место водорода в периодической системе

Место водорода в периодической системе

Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1). Он имеет простейшее строение атома: ядро атома окружено электронным облаком. Электронная конфигурация 1s1. В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других — неметаллические (принимает электрон). Однако по свойствам он более сходен с галогенами, чем со щелочными металлами. Поэтому водород помещают в VII группу…

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)…