Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте

Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте Кислород

— § 3. кислородные соединения азота

Для азота известны окислы, по составу формально
отвечающие всем валентностям от . единицы до пяти. Их формулы и названия
сопоставлены ниже:

N2 O – закись азота

NO – окись азота

N2 O3азотистый ангидрид

NO2 – двуокись азота

N2 O5
азотный ангидрид

Азотный
ангидрид
пpeдcтaвляeт собой твердое вещество, а остальные окислы при обычных
условиях газообразны.

1) За
исключением NO2 , все окислы
азота
ядовиты. При взаимодействии с раскаленной медью они полностью
разлагаются, образуя СuО и N2 . По количеству окиси меди и азота может
быть установлена формула исходного окисла.

Закись азота
может быть получена разложением азотнокислого аммония, протекающим около 200 °С
по уравнению:

NH4 NO3 = 2Н2 О
N2 O

Структура молекулы N2 O соответствует
формуле N≡N = O. 3акись азота представляет собой бесцветный газ (т. пл. –91
°С, т. кип. –89°С) со слабым приятным запахом. В воде она довольно хорошо
растворима, но химически с ней не взаимодействует. Выше 500°С закись азота
разлагается по реакции:

2N2 O = 2N2 О2

Поэтому при
повышенных температурах она действует как сильный окислитель. Например, тлеющая
лучина вспыхивает в ней.

Так как
температура человеческого тела далеко недостаточна Для разложения N2 O, этот газ, поддерживающий горение, дыхания
не поддерживает. Вдыхание закиси азота в смеси с воздухом вызывает характерное
состояние опьянения, сопровождающееся значительным ослаблением болевых
ощущений. На этом основано использование N2 O при операциях в качестве наркотика.

2) Молекула N2 O линейна [d(NN) = 1,13 А, d(N0) = 1,19 А].
Закись азота является постоянной составной частью воздуха (0,00005% по объему).
Один объем воды поглощает при 0°С около 1,3, а
при 25 °С – 0, 6 объема N2 O.

Образование
окиси азота из элементов при обычных условиях не происходит. Лишь примерно с
1200 °С начинает заметно протекать обратимая реакция:

N2 О2 43 ккал < = >2NO

Как видно из
рис. 117, около 1500°С равновесие еще почти нацело смещено влево.
Устанавливается оно при этих условиях чрезвычайно медленно: для достижения
равновесного состояния требуется30 часов.
Напротив, более высоким температурам отвечает не только большее содержание N0 в
газовой смеси, но и несравненно быстрейшее достижение равновесия, которое при
3000°С устанавливается за миллионные дбли секунды. По Этим причинам NO всегда образуется в атмосфере при грозовьц
разрядах.

Несмотря на
эндотерйичность окиси азота, при обычных условиях она вполне устойчива. В
лабораториях ее чаще всего получают по реакции:

3Cu 8HNO3 = 3Cu(NO3 )2
2NO 4Н2 О

Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте

 Окись азота
представляет собой бес цветный газ (т. пл. –164 °С, т. кип. –151°С),
сравнительно малорастворимый в воде и химически с ней не взаимодействующий.
Свой кислород она отдает лишь с трудом. Поэтому горящая лучина в атмосфере NO гаснет.

Наиболее
характерны для окиси азотареакции присоединения. Так, при взаимодействии ее с
хлором по реакции

2NO Сl2 = 2NOCl

образуется
хлористый нитрозил (Сl–N = O), представляющий собой желтый газ (т. пл. –
64°С, т. кип. –6°С). Непосредственно соединяется NO и с кислородом. Известен также ряд комплексных соединений,
содержащих NO во внутренней
сфере.

3) Молекула NO
характеризуется расстоянием d(NO) = 1,15 А и
очень малой полярностью (длина диполя 0,03 А). Сто объемов воды растворяют при
0°С около 7 объемов окиси азота. В жидком и твердом состояниях она имеет синий
цвет.

4) Если подсчитать
общее число внешних электронов в молекуле NO, то получается цифра 11 (5 у азота и 6 у кислорода). Так как
валентная связь осуществляется электронной парой, последняя должна быть
системой более устойчивой, чем неспаренный электрон. Можно поэтому ожидать, что
молекулы с нечетным числом электронов («нечетные» молекулы) будут склонны к
димеризации (т. е. попарному сочетанию). Как правило, это и наблюдается уже при обычных условиях. К очень немногочисленным исключениям
относится окись азота, проявляющая заметные признаки димеризации по схеме

NO NO < = > N2 O2

лишь при низких
температурах. В жидком состоянии при –163 °С содержание
молекул N2 O2 достигает 95, а
твердая окись азота состоит, по–видимому, уже только из таких молекул.

Спокойно протекающая реакция соединения NO с кислородомвоздуха ведет к образованию
двуокиси азота по уравнению:

2NO O2 = 2NO2 27 ккал

Двуокись азота представляет собой бурыйгаз, легко сгущающийся в жидкость, кипящую при 21 °С. Будучи охлаждена до –11
°С, жидкость эта застывает в бесцветную кристаллическую массу. Определение
молекулярного веса по плотности пара дает цифры, лежащие между простым (14 2 ·16 = 46) и удвоенным (92) его значениями,
причем цифры эти зависят от температуры опыта, уменьшаясь при ее повышении и увеличиваясь
при понижении.

5) Реакция
присоединения
кислорода к NO особенно
интересна тем, что она является одним из очень немногих известных случаев,
когда при повышении температуры химический процесс не только не ускоряется, но
даже несколько замедляется. Объяснение этой аномалии скорости исходит из того,
что в реакцию вступают лишь димерные молекулы N2 O2 , вероятность возникновения которых с повышением
температуры очень быстро уменьшается.

Такие результаты обусловлены наличием
равновесия между молекулами двуокиси азота (NO2 ) и азотноватой окиси (N2 O4 ).
Результаты определения
молекулярного веса около 140 °С показывают, что при этих условиях в газе
имеются только молекулы двуокиси азота, тогда как при более низких температурах
они частично соединяются попарно, образуя молекулы N2 O4 .
Так как процесс образования
из нейтральных молекул одного и того же вещества более сложных частиц с
удвоенным, утроенным и т. д. молекулярным весом называется полимеризацией,
можно сказать, что ниже 140 °С NO2 частично полимеризуется (точнее –
димеризуется) в N2 O4 . Это происходит тем в большей степени, чем
ниже температура, и вблизи точки замерзания (–11°С) вещество состоит уже
исключительно из молекул N2 O4 . Напротив, при нагревании азотноватой
окиси она диссоциирует на простые молекулы.

Каждой промежуточной между –11 °С и 140сС
температуре отвечает определенное состояние равновесия обратимой реакции:

полимеризация
–––––––––––––––––>>>

NO

2

NO

2

< = > N

2

O

4

13 ккал

<<<––––––––––––––––
диссоциация

Положения этого равновесия при различных
температурах показаны на рис. 118. Так как N2 O4 бесцветна, a NO2 имеет красно–бурый цвет, за
смещением равновесия при нагревании или охлаждении газовой смеси легко следить
по изменению ее окраски.

Склонность
молекул O = N = O к взаимодействию друг с другом
обусловлена наличием в каждой из них одного непарного электрона (при атомеазота). Сочетание двух таких электронов и создает связь N–N в молекуле N2 O4 . Неустойчивость
последней является следствием непрочности этой связи. Пространственное строение
молекул
NO2 и N2 O4 показано на
рис. 119.

Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте

Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте

Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте

Двуокись азота
является очень сильным окислителем. Уголь, сера, фосфор и т. п. энергично
сгорают в ней. С парами многих органических веществона дает взрывчатые смеси.

6) Молекула NO2 характеризуется малой полярностью (длина
диполя 0,08А). Выше 140 °С реакция образования двуокиси азота из N0 и кислорода
становится заметно обратимой. Положения ее равновесия при различных
температурах показаны на рис. 120. Как видно из последнего, выше 620 °С
двуокись азота под обычным давлением существовать уже не может.

Взаимодействие NO2 с NO по обратимой реакции

NO2 NO < = > N2 O3
10 ккал

ведет к
частичному образованию азотистого ангидрида (N2 O3 ), который при охлаждении системы может быть
получен в виде синей жидкости. Строение азотистого ангидрида выражается
формулой O = N–О–N = O. В обычных условиях он неустойчив и равновесие приведенной выше
реакции сильно смещено влево.

Растворение NO2 (или N2 O4 ) в воде сопровождается образованием азотной (HNO3 ) и азотистой (HNO2 ) кислот:

2NO2 Н2 О = HNO3 HNO2

Тогда как
азотная кислота в растворе вполне устойчива, азотистая легко распадается по
обратимой реакции:

2HNO2 < = > H2 O N2 O3 < = > H2 O NO NO2

поэтому
практически взаимодействие NO2 с водой идет по
уравнению:

3NO2 Н2 О = 2HNO3 NO

Если
растворение двуокиси азота вести в присутствии избытка кислорода, то
выделяющаяся NO окисляется им
до NO2 . При этих
условиях можно полностью перевести двуокись азота в азотную кислоту по суммарной
схеме:

4NO22 О O2 = 4HNO3

Подобным же
образом (с образованием солей HNO3 ) протекает
растворение NO2 в щелочах при
наличии избытка кислорода. Напротив, в отсутствие последнего по реакции,
например

2NO2 2NaOH = NaNO3 NaNO2 H2 O

образуется
смесь солей азотной и азотистой кислот (в отличие от самой HNO2соли ее в растворе устойчивы).

Солиазотистой
кислоты
называются азотистокислыми или нитритами. Подобно самому аниону NO2 , большинство их бесцветно. Почти все
нитриты хорошо растворимы в воде (труднее других – AgNO2 ). Чаще всего встречается в практике NaNO2 , который получают обычно из окислов азота
по реакции:

NO2 NO 2NaOH = 2NaNO2 Н2 O

Все солиазотистой кислоты весьма ядовиты.

Сама HNO2 известна только в разбавленных водных растворах.
По силе она лишь немного превышает уксусную кислоту.

Наиболее
характерны для азотистой кислоты сильно выраженные окислительные свойства,
причем восстанавливается она в большинстве случаев до NO. С другой стороны, действием сильных окислителейазотистая
кислота
может быть окислена до азотной. Типичные примеры характерных для нее
окислительно–восстановительных процессов приводятся ниже:

2HNO2 2HJ = J2 2NO 2Н2 О

2НМnО4
5HNO2 = 2Mn(NO3 )2 HNO3 ЗН2 О

Обе эти реакции
протекают в кислой среде.

7) Для азотистой
кислоты
(K = 5 ·104) вероятно
наличие двух способных переходить друг в друга структур:

Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте

Нитриты активных
металлов (например, NaNO2 ) построены,
по–видимому, в соответствии с первой из них, нитриты малоактивных (например, AgNO2 ) – со второй. Органические производные
известны для обеих форм HNO2 .

Основной
продукт взаимодействия NO2 с водой
азотная кислота является одним из важнейших химических соединений. Она
потребляется при выработке взрывчатых веществ, органических красителей, пластических
масс
и в ряде других производств. Для получения азотной кислоты могут быть
использованы три технических метода, причем исходными продуктами служат
соответственно: а) аммиак, б) воздух и в) селитра.

Сущность
первого метода заключается в каталитическом окисленииаммиакакислородомвоздуха. Как было выяснено еще в 1900 г., при быстром пропускании смеси NH3 с избытком воздуха над платиновым
катализатором (нагретым до 800 °С) по реакции

4NH32 = 6Н2 О 4NO 216 ккал

образуется
окись азота. Последняя переводится затем в NO2 и HNO3 . Каталитическое
окислениеаммиака является в настоящее время основным методом получения азотной
кислоты
.

8) Схема
установки для окисленияаммиака показана на рис. 121 (А –теплообменник).
Катализатор из сплаваплатины с 5–10% родия оформляют в виде тонкой сетки,
сквозь которую ‘ и продувается смесь исходных газов. На практике пользуются
смесью аммиака с воздухом, содержащей не более 12%

NH3 по объему. Максимальный выход окиси азота
составляет около 98% от теоретического.

Второй метод
(т. н. дуговой) – получение азотной кислоты «сжиганием воздуха»–был разработан в 1905 г. Как видно из
рис. 117, более или менее выгодное положение равновесия синтеза NO из элементов достигается лишь при очень высоких
температурах. С другой стороны, устанавливается оно при этих условиях
практически моментально. В связи с этим задача.технического осуществления
синтеза NO формулировалась следующим образом:
необходимо было изыскать способ нагреть воздух до возможно высокой температуры
и затем очень быстро охладить газовую смесь ниже 1200°С с тем, чтобы не дать
возможности образовавшейся окиси азота распасться обратно на азот и кислород.

 Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте

При разрешении
этой задачи в качестве нагревателя была использована электрическая дуга, дающая
температуры около 4000°С. Если такую дугу поместить между полюсами сильного электромагнита,
то пламя ее образует огненный диск. При быстром пропускании сквозь него струи
воздуха последний в момент соприкосновения с пламенем очень сильно нагревается,
а затем тотчас же охлаждается ниже 1200°С. В процессе дальнейшего охлаждения
газовой смеси N0 присоединяет кислород с образованием NO2 , из которой затем и может быть получена азотная
кислота
.

Хотя при
техническом осуществлении дугового метода выход NO составляет лишь около 2% по объему, однако это не играет особой
роли ввиду бесплатности исходного сырья – воздуха. Гораздо более важным
недостатком дугового метода является большой расход электроэнергии. Именно
поэтому его промышленное значение в настоящее время невелико.

Наконец, третий
способ получения азотной кислотыиз селитры
являлся в прошлом единственным, но теперь почти не имеет промышленного
значения. В его основе лежит взаимодействие селитры с концентрированной серной
кислотой
:

NaNO3 H2 SO4 = NaHSO4 HNO3

Реакция эта
легко протекает при нагревании.

9) Очень
концентрированная (98%) HNO3 может быть
получена взаимодействием воды или разбавленной кислоты с жидкой N2 O4 и кислородом под
давлением 50 ат. Этот «прямой синтез» осуществляют обычно при 70 °С. Получаемая
кислота находит использование в реактивной технике.

10) Строение
молекулы
азотной кислоты может быть сокращенно выражено формулой HONO2 . Значение d(NO) для связи с гидроксильным кислородом составляет 1,41 А, а для
связей с двумя другими кислородами–1,22 А. Угол ONO в группе NO2 равен 130 °С.
Ион NO3 имеет структуру плоского равностороннего треугольника с азотом в
центре [d(N0) = l,21 A].

Безводная
азотная кислота представляет собой бесцветную (при хранении быстро желтеющую)
жидкость, которая кипит при 86 °С. Кипение сопровождается частичным разложением
по реакции:

4HNO3 = 2Н2 О 4NO2 О2

Растворяясь в
перегнавшейся кислоте, двуокись азота сообщает ей желтую или красную (в
зависимости от количества NO2 ) окраску. Так
как NO2 постепенно
выделяется из раствора, подобная азотная кислота называется дымящей. Разложение
100%–ной HNO3 медленно идет
на свету уже при обычных температурах.

С водой HNO3 смешивается в любых соотношениях.
Применяемая в лабораторной практике концентрированная азотная кислота содержит
около 65% HNO3 и имеет
плотность 1,40. По составу она приблизительно соответствует формуле HNO 2H2 O.

С химической
стороны азотная кислота характеризуется прежде всего сильно выраженными
окислительными свойствами.

При этом
основным конечным продуктом восстановления не очень крепкой HNO3 является NO, а концентрированной – NO2 .

11) Основным
первоначальным продуктом восстановления крепкой НNО3 является, по–видимому, азотистая кислота. Если
процесс проводится в не очень крепких растворах, то из образующихся при ее
распаде газов выделяется только N0 (так как NO2 , реагируя с водой, дает НNО3 и NO). Однако при повышении концентрации большое
значение приобретает обратимость реакции

3NO2 H2 O < = > 2HNO3
NO 33 ккал

При
эквивалентных соотношениях –реагирующих веществравновесие ее смещено вправо,
но последовательное повышение концентрации HNO3 все более смещает его влево Поэтому основным конечным
продуктом восстановления концентрированной НNО2 и является на NO, a NO2 .

Все часто
встречающиеся в практике металлы, за исключением Au и Pt, переводятся крепкой азотной кислотой в окислы. Если последние
растворимы в HNO3 , то образуются
азотнокислые соли. По этой схеме азотная кислота растворяет и такие стоящие в
ряду напряжений правее водородаметаллы, как Сu, Hg и Ag.

Некоторые бурно
реагирующие с разбавленной азотной кислотойметаллы (например, Fe) практически не взаимодействуют с
концентрированной (и особенно – дымящей). Обусловлено это тем, что на их
поверхности образуется очень тонкий, но плотный защитный слой нерастворимого в
кислотеокисла. Благодаря такой «пассивности» железа концентрированную HNO3 можно перевозить в стальных цистернах.

Весьма
энергично действует крепкая (особенно – дымящая) азотная кислота на некоторые
металлоиды. Так, сера окисляется ею при кипячении до H2 SO4 , уголь – до СO2 и т. д.
Животные и растительные ткани при действии HNO3 разрушаются.

Для отличия
азотной кислоты от азотистой важно их отношение к йодистому водороду, В то
время как HNO3 тотчас окисляет
его до иода, разбавленная азотная кислота на HJ не действует. Напротив, концентрированная HNO3 окисляет не только HJ, но и НСl. Однако в последнем случае реакция обратима:

HNO3 3HCl < = >2H2 O NOCl Сl2

Смесь
концентрированной HNO3 с
концентрированной НСl называют обычно «царской водкой», Она действует
значительно энергичнее, чем каждая из этих кислот в отдельности. Так, даже Au и
Pt легко растворяются в царской водке с
образованием соответствующих хлористых соединений по схемам:

Au HNO3 3HCl = AuCl3 NO
2H2 O

3Pt 4HNO3 12HCl = 3PtCl4
4NO 8H2 O

Активным
действующим началом царской водки является, с одной стороны, хлор в момент
выделения с другой – легко отдающий его хлористый нитрозил.

Подобно
окислительной, очень сильно выражена у HNO3 и кислотная функция. Так как при разбавлении
раствора первая из них ослабляется, а вторая усиливается, реакции многих
металлов с разбавленной HNO3 протекают по
общему типу, т. е. с вытеснением водорода. Однако последний не выделяется, а
расходуется на восстановление избытка HNO3 до производных
более низкой валентностиазота, вплоть до NНз. Как правило, получается смесь различных продуктов
восстановления.

12) Характер
конечных продуктов восстановления HNO3 сильно зависит
от ряда факторов – концентрациикислоты, природы восстановителя, температуры и
т. д. Как влияет концентрация самой кислоты (при равных прочих услозиях),видно из
приводимого в качестве примера рис. 122. Кипячением в щелочной среде с порошкомалюминия нитраты могут быть количественно восстановлены до аммиака. Реакция
идет по уравнению, например:

8Al 3NaNO3 5NaOH 2H2 O = 8NaAlO2 3NH3 .

В качестве
очень сильной одноосновной кислоты HNO3 образует вполне
устойчивые при обычных условиях соли. Подобно самому иону NO3 , большинство нитратов бесцветно. Почти все
азотнокислые соли хорошо растворимы в воде. Многие из них находят разнообразное
практическое использование.

 Фосфид алюминия растворили в иодоводородной кислоте

При достаточном
нагревании нитратов они разлагаются, причем характер распада зависит от природы
катиона. Соли наиболее активных металлов (расположенных в ряду напряжения левее
Mg) с отщеплением кислорода переходят в
соответствующие нитриты, соли менее активных (Mg–Cu) распадаются с
образованием окислов и еще менее активных (правее Cu) – свободных
металлов. Примерами могут служить реакции:

2NaNO3 = 2NaNO2 O2

2Pb(NO3 )2 = 2PbO 4NO2
O2

2AgNO3 = 2Ag 2NO2 O2

Неодинаковый
характер протекания этих реакций обусловлен различной устойчивостью
соответствующих нитритов и окислов при температурах распада: в этих условиях
для Na еще устойчив нитрит, для Рb он уже неустойчив, но еще устойчив окисел, а
для Ag неустойчиво и то и другое соединение,
вследствие чего и происходит выделение свободного металла.

Ввиду легкости
отдачи нитратамикислорода при высоких температурах, смеси их с горючими
веществами сгорают чрезвычайно быстро. На этом основано применение нитратов в
пиротехнике и для изготовления черного пороха.

13) Черный порох
представляет собой тесную смесь КNО3 с
серой и углем, причем «нормальный» порох (68% KNO3 , 15% S и 17% С)
приблизительно отвечает составу
2KNO3 3C S. Горение его
протекает в основном по уравнению:

2KNO3 3C S = N2 3CO2 K2 S 169 ккал.

Отвечающий
азотной кислотеангидрид может быть получен взаимодействием NO2 с озоном:

2NO2
O3 = O2
N2 O5

Азотный
ангидрид
(N2 O5 ) представляет
собой бесцветные, очень летучие кристаллы (т. возг. 32 °С). Последние
образованы ионами NO2 и NO3 , а в парахазотный ангидрид состоит из
отдельных молекул, строение которых отвечает формуле O2 N–О–NO2 . Он крайне
неустойчив и уже при обычных условиях медленно распадается на двуокись азота и
кислород (иногда распад этот настолько ускоряется, что приобретает даже
взрывной характер). Будучи сильным окислителем, N2 O5 бурно реагирует со многими веществами. С водой
он образует азотную кислоту.

Оксид азота(ii), химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий