Азотная кислота (hno3)
Способы получения азотной кислоты:
- Промышленный синтез в 3 стадии по схеме:
NH3 → NO → NO2 → HNO3
1 стадия. Каталитическое окисление аммиака:
4NH3 5O2 → 4NO 6H2O
2 стадия. Окисление NO до NO2 кислородом воздуха:
2NO O2 → 2NO2
3 стадия.Поглощение NO2 водой
в избытке кислорода:
4NO2 2H2O O2 → 4HNO3
- Лабораторный способ — длительное нагревание твердых нитратов металлов (селитры) с
концентрированной H2SO4:
2NaNO3(тв.) H2SO4(конц.) = 2HNO3 Na2SO4
Ba(NO3)2(тв) H2SO4(конц.) = 2HNO3 BaSO4
Физические свойства и строениеазотной кислоты
Молекулярная
формула: HNO3, B(N) = IV, С.О. (N) = 5 Структурная формула:
Атом азота образует 3 обменные связи с атомами кислорода и 1 донорно-акцепторную связь. Делокализованные электроны равномерно распределены (пунктирные линии
При
комнатной температуре безводная HNO3 — бесцветная
летучая жидкость со специфическим запахом (т. кип. 82,6’С).
Концентрированная
(«дымящая») HNO3 имеет красноватый или желтый
цвет, так как разлагается с выделением NO2, придающим
окраску кислоте.
С
водой смешивается неограниченно.
Химические свойства азотной кислоты
HNO3 — Сильная кислота
- Молекулы HNO3 разлагаются на свету и при нагревании за счет внутримолекулярного окисления-восстановления:
4HNO3 = 4NO2↑ O2↑ 2H2O
Выделяющийся красно-бурый ядовитый газ
NO2 усиливает окислительные свойства HNO3
- HNO3 — очень реакционно способна. В химических реакциях проявляет себя как сильная кислота и как сильный окислитель. В водном растворе практически полностью диссоциирует:
HNO3 → H NO3—
Общие свойства кислот
HNO3 взаимодействует:
2HNO3 CuO = Cu(NO3)2 H2O
- с основаниями и амфотерными гидроксидами:
2HNO3 Cu(OH)2 = Cu(NO3)2 2H2O
2HNO3 СaСO3 = Ca(NO3)2 СO2↑ H2O
HNO3 NH3 = NH4NO3
Отличительные свойстваазотной кислоты
При взаимодействии HNO3 с металлами окисляющее действие оказывают анионы NO3—, а не ионы H , поэтому в этих реакциях практически никогда не выделяется Н2.
HNO3 растворяет не только активные металлы (расположенные в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода), но и такие малоактивные металлы, как Сu, Аg, Нg.
Смесь 1 части HNO3 и 3 частей HCl (царская водка) растворяет даже Au, Pt:
HNO3 3HCl Au → AuCl3 NO 2H2O
- Пассивация металлов. Приобычной температуре сильноконцентрированная HNO3 пассивирует некоторые металлы из-за образования на их поверхности труднорастворимой оксидной пленки, например, Fe, Al, Cr
HNO3 окисляет Р, S, С, I до их высших степеней окисления, сама кислота при этом восстанавливается до NO (если HNO3 разбавленная) или до NO2 (если HNO3 концентрированная).
6HNO3 S → H2SO4 6NO2 2H2O
5HNO3 P → H3PO4 5NO2 H2O
5HNO3 3P 2H2O → 3H3PO4 5NO
4HNO3 C → CO2 4NO2 2H2O
10HNO3 I2 → 2HIO3 10NO2 4H2O
- Окисление сложных веществ
Концентрированная азотная кислота может окислять сложные вещества (в которых присутствуют элементы в отрицательной или промежуточной степени окисления), такие как сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. Особенное значение имеют реакции окисления сульфидов некоторых металлов, не растворимые в других кислотах.
При
этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например:
2HNO3 SO2 → H2SO4 2NO2
6HNO3 HI → HIO3 6NO2 3H2O
8HNO3 CuS → CuSO4 8NO2 4H2O
4HNO3 FeS → Fe(NO3)3 NO S 2H2O
8HNO3 PbS = 8NO2↑ PbSO4 4H2O
22HNO3 ЗСu2S = 10NO↑
6Cu(NO3)2 3H2SO4 8H2O
2HNO3(конц.) H2S → S 2NO2 2H2O
8HNО3(разб.) 3H2S = 3H2SO4 8NO 4Н2О
При нагревании:
8HNO3(конц.) H2S → H2SO4 8NO2 4H2O
- «Ксантопротеиновая реакция» — реакция взаимодействия азотной кислоты с белками, в результате которой происходит окрашивание белков в желто — оранжевый цвет. Эта реакция является качественной на белки.
ВидеоОбнаружение белков с помощью азотной кислоты
- HNO3 – нитрующий агент в реакциях органического синтеза.
R-Н НО-NO2 → R-NO2 H2O
С2Н6 HNO3 → C2H5NO2 H2O нитроэтан
С6Н5СН3 3HNO3 → С6Н2(NO2)3СН3 ЗH2O тринитротолуол
С6Н5ОН 3HNO3 → С6Н5(NO2)3OH ЗH2O тринитрофенол
- Реакции этерификации спиртов:
R-ОН НO-NO2 → R-O-NO2 H2O
С3Н5(ОН)3 3HNO3 → С3Н5(ONO2)3 ЗH2O тринитроглицерин
Аммиак (nh3)
Способы получения аммиака
Промышленный синтез — один из важнейших процессов в химическом производстве.
В промышленности аммиак получают прямым синтезом из водорода и азота. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении (до 1000 атм.) и высокой температуре (500-550оС):
N2 ЗН2 ⇄ 2NH3 Q
Лабораторный способ
- В лабораторных условиях аммиак получают при воздействии твердых щелочей на твердые соли аммония:
2NH4Cl Са(ОН)2 = 2NH3↑ CaCl2 2Н2О
Ca3N2 6H2O → ЗСа(OH)2 2NH3
Физические свойства аммиака
При обычной
температуре NH3 — бесцветный газ с резким
запахом, легче воздуха в 1,7 раза.
Очень легко
сжижается (т. кип. -ЗЗ’С); жидкий NH3 — хороший
полярный растворитель.
Аммиак очень
хорошо растворяется в воде (при 20ºС в 1 л Н2О растворяется ~
700 л NH3).
25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».
Связь между N и H — сильно полярная, поэтому в жидкой фазе между молекулами аммиака возникают водородные связи.
Химические свойства аммиака
NH3— очень химически активен. NH3 как сильный восстановитель аммиак реагирует с различными окислителями.
Газообразный аммиак вступает в реакции с:
- кислородом (без
катализатора):
4NH3 3О2 = 2N2 6Н2О
(в присутствии
катализаторов Pt):
4NH3 5О2 = 4NO 6Н2О
8NH3 3Cl2 =N2 6NH4Cl
- оксидами малоактивных металлов
2NH3 ЗСuО = N2 ЗСu ЗН2О
- Растворенный в воде аммиак окисляется сильными окислителями:
10NH3 6KMnO4 9H2SO4 = 5N2↑ 6MnSO4 3K2SO4 24Н2О
2NH3 NaOCl = N2H4 NaCl Н2О
Водный раствор NH3 – слабое основание
- При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака, который частично диссоциирует:
NH3 Н2О → NH3 · НОН → NH4 ОН—
Комплексный катион NH4 — является продуктом присоединения ионов Н к молекуле NH3 по донорно-акцепторному механизму. За счет ионов ОН— раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.
- Как слабое основание аммиак взаимодействует с кислотами:
NH3 HNO3 = NH4NO3
2NH3 H2SO4 = (NH4)2SO4
NH3 H2SO4 = NH4HSO4
- Взаимодействует с растворами солей тяжелых металлов с образованием нерастворимых гидроксидов:
FeSO4 2NH3 2H2O → Fe(OH)2 (NH4)2SO4
- Молекулы NH3 способны образовывать донорно — акцепторные
связи с катионами многих переходных металлов (Аg , Сu2 , Сr3 , Со2 и др.). При этом образуются комплексные ионы такие
как [Аg(NH3)2], [Cu(NH3)4], [Cr(NH3)6], входящие в
состав комплексных соединений — аммиакатов.
Образуемые аммиакаты растворимы
воде, поэтому в водном растворе аммиака могут растворяться оксиды, гидроксиды и
соли металлов-комплексообразователей, которые нерастворимы в воде.
Так, в аммиаке легко растворяются Аg2О, Cu2O, Cu(OH)2, AgCl:
Аg2О 4NH3 Н2О = 2 [Аg(NH3)2]OH гидроксид
диамминсеребра (I)
Cu(OH)2 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 гидроксид тетраамминмеди (II)
AgCl 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl хлорид диамминсеребра (I)
NH3 выступает в качестве лиганда в комплексных соединениях (аммиакатах)
Аммиачные растворы Ag2O, Cu2O, Си(ОН)2 применяют в качественном анализе при обнаружении альдегидов, многоатомных спиртов.
- В реакциях
с активными металлами аммиак (жидкий) может выступать в роли окислителя:
2NH3 2Na → 2NaNH2 H2
Кроме NaNH2 возможно образованиеNa2NH, Na3N.
2NH3 2Al → 2AlN 3H2
- NH3 является амминирующим агентом в органическом синтезе. Аммиак используют для получения алкиламинов, аминокислот и амидов:
2NH3 С2Н5Вr → С2Н5NH2 NH4Br этиламин
2NH3 CH2ClCOOH → H2N-CH2-COOH NH4Cl глицин
Глава 5
Контактное окисление аммиака.
В настоящее время практически единственным способом получения азотной кислоты является контактное окисление аммиака кислородом воздуха с последующим поглощением оксидов азота водой. Стадия конверсии аммиака во многом определяет показатели всего производства азотной кислоты.
Окисление аммиака кислородом воздуха до оксида азота (II) является первой стадией процесса получения азотной кислоты. Наряду с основной реакцией окисления аммиака до оксида азота (II)
4NH3 5O2 =4NO 6H2O Q (5.1.)
происходит окисление аммиака до элементарного азота и оксида азота (I):
4NH3 3O2 =2N2 6H2O Q (5.2.)
4NH3 4O2 = 2N2O 6H2O Q (5.3.)
При определенных условиях возможна диссоциация аммиака:
2NH3
N2 3H2 -Q (5.4.)
Таким образом, процесс окисления аммиака является сложным. О равновесном состоянии реакций можно судить по величине констант равновесия. Известно, что для обратимых реакций константы равновесия имеют значения в пределах 10-2-102.
Константы равновесия реакций (5.1.)-(5.3.) имеют значения 1053 (5.1.), 1067 (5.2.) и 1041, все эти реакции необратимы.
Так как процесс окисления аммиака сложный, то выбор условий проведения процесса будет определяться необходимостью направить взаимодействие исходных веществ по пути образования оксида азота (II). Учитывая, что рассматриваемые реакции необратимые, этого можно достичь только путем создания условий, при которых скорость основной реакции будет значительно превышать скорости побочных реакций. И чем значительней эта разность скоростей, тем выше практический выход оксида азота (II).
Окисление аммиака до оксида азота (II) не происходит в газовой фазе даже при очень высоких температурах из-за высокой энергии активации. Для ее снижения необходимы катализаторы, активно адсорбирующие кислород.
В промышленности чаще всего применяют платиново-родиевые катализаторы в виде сеток.
Окисление аммиака на этом катализаторе протекает очень быстро, при времени контактирования порядка 10-4 с., а выход NO составляет 98%.
Неплатиновые катализаторы из оксидов железа и хрома, дают также высокие выходы 96%, но скорость процесса снижается в 100 раз.
Таким образом, процесс окисления аммиака до оксида азота (II) является сложным, необратимым, экзотермическим, гетерогенно-каталитическим.
Так как химическое превращение аммиака протекает очень быстро, скорость всего процесса будет определяться скоростью диффузии реагирующих веществ из объема к поверхности катализатора. Т.е. процесс идет во внешнедиффузионной области.
Поскольку, процесс в промышленности осуществляют с избытком кислорода, скорость процесса определяется скоростью диффузии аммиака к поверхности катализатора.
Окисление аммиака на платиновом катализаторе протекает в несколько стадий:
1) диффузия реагирующих веществ из газового объема к поверхности катализатора,
2) активированная абсорбция кислорода на активных центрах катализатора с образованием перекисного комплекса (катализатор-кислород), который затем образует новый переходный комплекс (катализатор-кислород-аммиак),
3) распад переходного комплекса с образованием оксида азота (II) и воды,
4) десорбция продуктов реакции с поверхности катализатора,
5) диффузия продуктов реакции в газовый объем.
Выбор оптимальных условий процесса.
Выбор оптимальных условий для сложного необратимого каталитического процесса сводится к созданию такого технологического режима, который обеспечивал бы высокую скорость основной реакции. Это в первую очередь определяется правильным выбором катализатора и условий, обеспечивающих его высокую селективность и активность.
Date: 2022-09-18; view: 689; Нарушение авторских прав
§
Давление в процессе окисления аммиака связано с температурой. Чем выше давление, тем требуется более высокая температура для достижения одного и того же выхода NO (рис.5.1.).
Проведение процесса под давлением имеет ряд преимуществ: повышается скорость процесса, увеличивается интенсивность катализатора, значительно возрастает скорость реакции 2NO O2 =2NO2, которая является лимитирующей в производстве азотной кислоты.
Таким образом, процесс окисления аммиака до оксида азота (II) в промышленности проводят на платиново-родиевых катализаторах при температуре 9000С, давлении 0,8 МПа, при соотношение кислорода к аммиаку 1,7-1,9.
Технологические расчеты.
На основании полученных данных рассчитывают приближенный материальный баланс контактного аппарата. Определяют содержание аммиака и воздуха в аммиачно-воздушной смеси в объемных процентах. Для этого пользуются формулой:
C 
= 
.100, (% объемн.)
Где C , Cв – концентрации аммиака и воздуха, %масс.,
M , Mв – молекулярные массы аммиака и воздуха.
По известному расходу воздуха и объемным концентрациям аммиака и воздуха рассчитывают расход аммиака. Приводят расходы аммиака и воздуха к нормальным условиям. Затем определяют массовые количества введенных веществ, используя плотность газа при нормальных условиях.
Материальный баланс контактного аппарата для окисления аммиака.
| Приход | Расход | ||||||
| Наименование | л | г | % | Наименование | л | г | % |
| Аммиак | Оксид азота (II) | ||||||
| Воздух: | Азот по реакции | ||||||
| Кислород | Азот из воздуха | ||||||
| Азот | Кислород | ||||||
| Вода | |||||||
| Всего | Всего | ||||||
В таблице материального баланса приводятся литры при нормальных условиях, проценты –массовые.
По реакции 5.1. определяют количество полученного оксида азота (II), считая, что количество аммиака, израсходованного по этой реакции, равно общему количеству аммиака, умноженному на степень превращения его в оксид азота (II), выраженному в долях единицы.
Степень превращения аммиака в оксид азота (II) рассчитывают по формуле:
X = 
. 100, (%).
Остальной аммиак в основном окисляется непосредственно до азота по реакции (5.2.).
При составлении приближенного материального баланса можно пренебречь образованием из аммиака других веществ.
Количество оставшегося в газовой смеси кислорода определяют как разность между введенным и израсходованным по реакциям (5.1.) (5.2.).
Количество реакционной воды рассчитывают по уравнению (5.1) или (5.2.), так как независимо от того, окисляется аммиак до оксида азота (II) или азота, в обоих случаях из четырех молей аммиака получается шесть молей воды.
Date: 2022-09-18; view: 494; Нарушение авторских прав
§
Процесс окисления оксида серы (IV) является одним из немногочисленных простых химико-технологических процессов, осуществляемых в промышленном масштабе, а кончный продукт производства –серная кислота- одним из основных продуктов химической промышленности.
Объем и эффективность производства серной кислоты непрерывно возрастает. Получение серной кислоты контактным методом включает в себя следующие стадии: обжиг колчедана или сжигание серы, контактное окисление SO2 в SO3 и абсорбцию оксида серы (VI) с получением концентрированной серной кислоты.
В основе процесса контактного окисления оксида серы (IV) лежит реакция:
SO2 0,5O2 =SO3 Q (6.1.)
Процесс протекает с выделением теплоты и уменьшением объема.
При температурах ниже 4000С равновесие почти полностью смещено в сторону продукта реакции, при температурах выше 10000С – в сторону исходных веществ. В интервале температур 400-10000С реакция обратима.
Таким образом, процесс окисления SO2 в SO3 простой, обратимый, экзотермический.
В соответствии с принципом Ле-Шателье на степень контактирования положительно влияют снижение температуры, повышение давления, увеличение концентрации кислорода и вывод продукта из сферы реакции.
Реакция из-за высокого значения энергии активации (Е=300 кДж/моль) протекает лишь при участии катализаторов. Процесс окисления с заметной скоростью для различных катализаторов начинается при определенной температуре- температуре зажигания. Реакция ускоряется в присутствии платины при температуре 2500С, оксида железа (III) при температурах не ниже 5500С, оксида ванадия (V) при температурах не ниже 4000С.
Платиновый катализатор обладает наибольшей активностью, однако дорог и быстро отравляется ядами. Оксид железа (III) – малоактивный катализатор.
Наиболее широкое применение нашли ванадиевые катализаторы (активный комплекс – V2O5.K2S2O7). Ванадиевая
контактная масса наносится на поверхность пористого кремнеземистого носителя. Рабочий интервал температур 400-6500С.
Процесс гетерогенного катализа на пористом носителе, покрытым тонким слоем катализатора, многостадиен:
1) перенос газообразных веществ из объема к поверхности катализатора (внешняя диффузия),
2) диффузия реагирующих веществ внутри пор катализатора (внутренняя диффузия),
3) абсорбция O2 и SO2 на катализаторе,
4) химическое взаимодействие исходных веществ с участием катализатора,
5) десорбция SO3,
6) диффузия SO3 внутри зерна катализатора к его поверхности (внутренняя диффузия),
7) отвод продуктов реакции в объем (внешняя диффузия).
Скорость всего процесса определяется скоростью самой медленной стадии. В промышленных условиях общая скорость процесса определяется скоростью химической реакции, т.е. процесс протекает в кинетической области.
Выбор технологического режима.
Температура.Для получения высокого выхода оксида серы (VI) необходима температура 400-4250С. Однако скорость процесса при этой температуре мала даже при наличии катализатора. Выбор температурного режима, обеспечивающего высокую скорость экзотермической обратимой реакции, довольно сложен, так как изменение температуры различно сказывается на равновесном выходе продукта и на средней скорости процесса.
Если вести процесс при постоянной температуре 6000С, то реакция идет быстрее, однако равновесие смещается в сторону исходных веществ и выход SO3 падает.
Для обеспечения высокой интенсивности процесса необходимо проводить окисление оксида серы (IV) при меняющемся температурном режиме.
На рис.6.1. приведен график зависимости равновесного и практических выходов от температуры. С увеличением времени контактирования максимумы на кривых смещаются в сторону более низких температур. Кривую, соединяющую эти максимумы, называют линией оптимальных температур (ЛОТ). При проведении процесса по линии оптимальных температур окисление оксида серы (IV) протекает с максимально возможными скоростями в каждый момент. Понижение температуры к концу процесса с 600 до 4200С позволяет получить высокий выход продукта.
Рис.6.1. Зависимость практического выхода продукта от температуры при различном времени контактирования.
Соотношение исходных компонентов. При стехиометрическом соотношении компонентов превращение протекает недостаточно полно. Увеличение количества кислорода положительно сказывается на выходе. Обычно газ, поступающий в реакционный аппарат, содержит: 7% SO2, 11% O2 и 82% N2.
Давление. В зависимости от выбранной температуры эффективность воздействия давления различна. При низких температурах, когда равновесные степени контактирования оксида серы (IV) высокие, давление незначительно сказывается на смещении равновесия. При высоких температурах, когда окисление происходит далеко не полностью, давление может стать одним из решающих факторов повышения выхода SO3.
Процесс окисления оксида серы (IV) проводят при давлении 0,1 МПа, так как другими путями добиваются высокого выхода.
Date: 2022-09-18; view: 1266; Нарушение авторских прав
§
1). Расчет технологических показателей. На основании полученных данных рассчитать: Х –степень превращения, 
-время контактирования, W –объемную скорость, 
-расходные коэффициенты по сырью, I –интенсивность работы катализатора. Данные свести в таблицу 6.1.
Показатели процесса окисления оксида серы (IV).
А –концентрация SO2 в исходном газе, % объемные,
В’ – концентрация SO2 в газе после контактирования, % объемные,
Х – степень превращения, %.
Степень превращения Х можно рассчитать по формуле:
Х= 
2).Расчет материального баланса.
Составить материальный баланс на базис 1 час. Количество введенных веществ можно определить, зная расходы воздуха и оксида серы (IV). Количество полученных веществ рассчитывают по уравнению реакции с учетом степени превращения.
Материальный баланс контактного аппарата для окисления оксида серы (IV).
| Приход | Расход | |||||||||
| Наименование | нл | г | % | Наименование | нл | г | % | |||
| Оксид серы (IV) | Оксид серы (VI) | |||||||||
| Воздух: | Оксид серы (IV) | |||||||||
| Кислород | Кислород | |||||||||
| Азот | Азот | |||||||||
| Всего | Всего | |||||||||
Содержание.
Глава 1. Характеристика химико-технологических процессов….3
Глава 2. Основные технологические критерии эффективности химико-технологических процессов………………………………………4
Глава 3. Материальный баланс процесса………………………….8
Глава 4. Получение метаналя (формальдегида) окислительным дегидрированием метанола………………………………………………11
Глава 5. Контактное окисление аммиака…………………………16
Глава 6. Контактное окисление оксида серы (IV)……………….21
Date: 2022-09-18; view: 463; Нарушение авторских прав
Оксид азота(iv), химические свойства, получение
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
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.