Инертные газы |

Инертные газы | Кислород

Основные химические свойства

Характеристики солей могут существенно различаться, так как всё зависит от состава и принадлежности к определённому подклассу. Для проведения химических экспериментов нужно точно знать, как реагируют друг на друга задействованные вещества.

Химические свойства солей Описание Примеры формул
Взаимодействие с активными металлами Если в пробирку поместить обезжиренный кусок меди и налить небольшое количество нитрата серебра с концентрацией 1:10, то уже через несколько часов на поверхности металла появятся игольчатые кристаллы. Cu 2AgNO3 → Cu (NO3)2 2Ag↓ 2Al Cr2 (SO4)3→Al2 (SO4)3 2Cr↓
Взаимодействие с кислотами Химическая реакция возможна только в том случае, если кислота будет более сильной, нежели задействованная соль. 2NaCl H2SO4 → Na2SO4 2HCl↑
Все соли отлично взаимодействуют между собой В качестве эксперимента можно задействовать хлорид аммония и нитрит свинца. В стакан общей ёмкостью 300 мл нужно налить концентрированный раствор Pb (NO3)2 и поместить в него кристалл NH4Cl. Постепенно в используемой ёмкости начнут расти солевые кристаллы, которые внешне будут напоминать покрытые инеем растения. NaCl AgNO3→AgCl NaNO3 Pb (NO3)2 2NH4Cl→2NH4NO3 PbCl2
Взаимодействие с растворами щелочей Под воздействием высоких температур многие MnAcm подвергаются разложению. В результате образуется кислотный оксид. Бескислородные соли разлагаются на неметалл и металл. Если реакции разложения будут подвергнуты MnAcm азотистой кислоты, тогда будет выделяться свободный кислород. О2 образуется также при нагревании перманганата калия. CaCO3 → CaO CO2↑, 2NaCl →2Na Cl2↑ 2KMnO4→K2MnO4 MnO2 O2↑

Если задействовать оксосоли хлора, тогда под воздействием высоких температур будут образованы хлориды, а также выделится кислород. Газообразный азот и воду можно получить в результате разложения нитрита аммония. После взаимодействия MnAcm с основанием может образовываться другая соль. Химическая реакция: Ba (OH)2 MgSO4 → BaSO4↓ Mg (OH)2. В итоге образуется сульфат бария, который выпадает в осадок.

Что такое инертные газы?

Благородные газы, известные в химии благодаря своему уникальному свойству не смешиваться с другими веществами, также часто называют инертными. Как можно судить из названия, “благородство” инертных газов не позволяет им взаимодействовать с более простыми субстанциями и даже друг с другом.

Такая избирательность благородных газов вызвана их атомным строением, которое проявляется в замкнутой внешней электронной оболочке, не позволяющей радону, гелию, ксенону, аргону, криптону и неону обмениваться своими электронами с атомами других газов.

Самым распространенным инертным газом в природе считают аргон, который занимает почетное третье место по содержанию в атмосфере Земли после азота и кислорода. У аргона нет вкуса, запаха и цвета, однако именно этот газ считается одним из самых распространенных во Вселенной. Так, наличие этого газа наблюдается даже в некоторых планетарных туманностях и в составе некоторых звезд.

Самым редким благородным газом в природе считают ксенон, который несмотря на свою редкость, содержится в атмосфере Земли наряду с аргоном. Ксенон обладает наркотическими свойствами и часто применяется в медицине в качестве анестезирующего средства. Кроме того, согласно данным Всемирного антидопингового агентства, ингаляции этого редкого газа имеют допинговый эффект, влияющий на физическое состояние применяющих его спортсменов.

Четверо остальных благородных газов — Радон, Гелий, Неон и Криптон — также обладают своими уникальными свойствами. Все они не имеют какого-либо специфического вкуса, запаха или цвета, однако присутствуют в атмосфере Земли в небольших количествах и важны для нашего дыхания.

Если вам нравится данная статья, приглашаю вас присоединиться к нашему каналу на Яндекс.Дзен, где вы сможете найти еще больше полезной информации из мира популярной науки и техники.

Неон, светящийся при нагревании красноватым оттенком, получается из воздуха при его глубоком охлаждении. Из-за сравнительно небольшой концентрации этого инертного газа в атмосфере планеты, неон чаще всего получают в качестве побочного продукта при добыче аргона.

Радон — радиоактивный инертный газ, который может представлять опасность для человеческого здоровья. Газообразный радон способен светиться голубым или синим светом, постепенно облучая человека и даже приводя к онкологическим заболеваниям. Несмотря на это, в медицине часто применяются так называемые радоновые ванны, которые позволяют добиться положительного эффекта при лечении болезней центральной нервной системы.

И наконец, последний благородный газ, который можно найти в природе — криптон. Это один из самых редких благородных газов во Вселенной. В отличии от остальных инертных газов, этот газ при определенных условиях может испускать резкий запах, схожий с запахом хлороформа. Воздействие криптона на человека и животных крайне мало изучено из-за невероятной редкости этого газа.

Краткое описание

В сфере народного хозяйства большой спрос получил изопропиловый спирт (общая формула — CH3CH (OH)CH3 или C3H8OH). Это органическое соединение было получено в результате проведения лабораторных опытов над пропанолом. Оба вещества относятся к категории простейших спиртов алифатического ряда, из-за чего их свойства имеют много совпадений. В Википедии указано, что CH3CH (OH)CH3 имеет сразу несколько названий:

  • пропанол-2 (структурная формула — C3H8O) либо втор-пропанол. Этот элемент получил своё название из-за присоединения гидроксильной группы ко второму углероду молекулы пропана (С3Н8);
  • изопропилэтаноат;
  • изопропен, изопропилен;
  • изобутиловый, изопентиловый спирт;
  • диизопропил;
  • изопропилпентан;
  • изопропанол — эта жидкость по принципу строения является изомером обычного пропанола.
  • изопропилпропионат;
  • диметилкарбинол.

В быту под любым из этих названий можно встретить C3H8OH. Это органическое соединение быстро сгорает и не образует копоти, дыма. В результате этого получается углекислый газ и вода. Изопропен обладает меньшей токсичностью, нежели метанол. За счёт этого C3H8OH получил спрос в косметологии. Эту жидкость добавляют в состав некоторых лекарственных препаратов наружного применения.

CH3CH (OH)CH3 помогает растворить эфирные масла, смолы, а также другие химические соединения. Изопропиловый спирт хорошо смешивается с Н2О. Благодаря химической реакции это вещество может быть преобразовано в ацетон. Если человек употребит изопропилпентан, то он опьянеет.

Но токсичное воздействие будет выше, чем у этанола. Реакция организма на химическое вещество зависит от индивидуальных показателей и объёма выпитой жидкости. Изопропанол отличается низким показателем плотности. При температуре 80 °C органическое соединение закипает. Если попробовать нагреть жидкость до 450 °C, то в итоге она самовоспламенится.

Изопропилпентан активно используют в качестве надёжного консерванта органических веществ и для хранения медицинских анализов. Для этих целей можно задействовать формальдегид, но он является более опасным. Изопропанол часто используют для исследования ДНК.

История их открытия

История открытия благородных газов драматична и могла бы послужить основой для хорошего химического детектива. А началась она довольно банально. Английский физик Джон Уильям Рэлей не предполагал совершить никакого открытия.

Опытный, педантичного склада экспериментатор, он в 1888 г. решил определить плотности и молекулярные массы различных газов с очень высокой для того времени степенью точности – до сотых долей процента. Однако азот, выделенный им из воздуха, неизменно оказывался тяжелее, чем полученный при разложении нитрита аммония.

Благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
Дж. Рэлей

Через научный журнал «Nature» («Природа») Рэлей в апреле 1894 г. обратился к учёным с просьбой помочь в решении проблемы. Откликнулся только один человек — заведующий кафедрой химии Лондонского университета Уильям Рамзай (1852— 1916). Он высказал неожиданную идею: вероятно, в азоте, выделенном из воздуха, есть небольшая примесь какого-то другого, более тяжёлого газа. Мысль была смелая, даже дерзкая — ведь до этого состав воздуха изучали сотни исследователей.

Но вот, анализируя лабораторные записи Г. Кавендиша, Рэлей и Рамзай обратили внимание на старый, забытый уже опыт, выполненный в 1785 г. Пропуская через воздух, содержащий избыток кислорода, электрические разряды, Кавендиш превращал азот в оксид NО2, который поглощал раствором щелочи.

В итоге примерно сотая по объёму часть воздуха не вступала в реакцию, оставаясь неизменной. Это был уже четкий ориентир. Рамзай изменил этот опыт, связав кислород с помощью меди в оксид меди(II), а азот магнием в нитрид магния.

Газ вёл себя парадоксально: он не вступал в реакции с хлором, металлами, кислотами, щелочами, т. е. был абсолютно химически инертен. И ещё одна неожиданность: Рамзай доказал, что его молекула состоит из одного атома, а до той поры одноатомные газы были неизвестны.

12 августа 1894 г. Рэлей выступил с докладом о новом газе в Британской ассоциации содействия науке. А позже новый элемент был назван аргоном (от греч. «аргос» — «ленивый», «безразличный»).

Этому сообщению поверили далеко не все химики, усомнился в нём и сам Менделеев. Периодическая система элементов являла собой удивительно целостное строение: открытие аргона, казалось, могло привести к тому, что все её «здание» рухнет. Атомная масса газа (39,9) указывала ему место между калием (39,1) и кальцием (40, 1).

Но в этой части таблицы все клети были давно заняты. Авторы открытия, горячие сторонники периодического закона, тоже не испытывали особого торжества. Аргон не имел в таблице аналогов, и вообще ему не находилось места в периодической системе: ну куда можно поместить элемент, лишенный химических свойств?

Благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
У. Рамзай

Ответ на этот вопрос пришёл не сразу. Прежде всего, вспомнили об открытии, которое сделали почти одновременно, в 1868 г., два астронома — француз Пьер Жюль Сезар Жансен и англичанин Джозеф Норман Локьер. Эти ученые с помощью недавно изобретённого прибора — спектроскопа изучали спектр солнечных протуберанцев и обнаружили в нём жёлтую линию, принадлежащую новому элементу.

В 1895 г. Рамзай при обработке очень редкого минерала клевеита nUО3 • mUО2 • хРbО серной кислотой обнаружил газ, спектральный анализ которого показал, что это «земной» гелий. Как установили позже, гелий непрерывно образуется в минерале в результате радиоактивного распада урана.

Теперь уже двум элементам не было места в периодической системе: аргону и гелию. После длительных дискуссий Менделеев и Рамзай пришли к выводу, что инертным, т. е. лишенным химических свойств, газам надо отвести отдельную, так называемую нулевую группу между галогенами и щелочными металлами.

В надежде отыскать остальные инертные газы Рамзай вернулся к изучению воздуха. Следующий инертный газ выделили в 1898 г. «методом исключения», после того как кислород, азот и все тяжёлые компоненты воздуха были превращены в жидкость. Оставшийся газ собрали, поместили в разрядную трубку, пропустили через неё электрический ток, и трубка вспыхнула ярким красно-оранжевым светом. Элементу дали незамысловатое название «неон», что в переводе с греческого означает «новый».

В том же году Рамзай выделил из жидкого воздуха (предварительно удалив кислород, азот и аргон) смесь, в которой спектральным методом были открыты ещё два газа: криптон («скрытый», «секретный») и ксенон («чуждый», «необычный»). Таким образом, к лету 1898 г. оказались известны пять благородных газов.

За исследования в области инертных газов Рэлей и Рамзай были удостоены Нобелевской премии.

Рамзая, открывшего пять элементов, вполне можно сравнить с золотоискателем, которому фантастически повезло — он напал на «золотую жилу». Однако этот великий ученый вложил в ее разработку колоссальный труд и ювелирное искусство. За два года работы он получил всего 300 мл ксенона, для чего пришлось переработать 77,5 млн литров воздуха, т. е. 100 тонн!

В 1899 г. тогда еще молодой английский физик Эрнест Резерфорд обнаружил, что радиоактивный распад тория сопровождается выделением неизвестного газа. Это оказался последний представитель «благородного семейства». Впоследствии новый элемент получил название «радон», в честь непосредственного «ядерного предтечи» радия.

Чтобы дать наглядное представление о содержании благородных газов в земной атмосфере, отметим, что 1 м3 (1000 л)воздуха включает 9,3 л Ar, 18 мл Ne, 4,6 мл Не, 1,1 мл Kr, 0,086 мл Хе и лишь 6 • 10-16 мл радиоактивного радона. Если бы молекулы воздуха были видимы и проходили перед наблюдателем по одной в секунду, то молекула аргона появлялась бы в среднем каждые две минуты, криптона — один раз в десять дней, молекулу ксенона пришлось бы дожидаться четыре месяца, а молекулу радона — 50 триллионов лет! Однако абсолютное количество благородных газов в атмосфере огромно. Только ксенона в ней содержится 430 млн тонн.

Какие вещества реагируют с соляной кислотой

В реакцию с соляной кислотой вступают следующие вещества:

Способность указанных выше веществ реагировать с хлористым водородом определяется их химическими свойствами. Так, например, неметаллы в виде фтора, за счет более высокого уровня электроотрицательной способности вытесняют хлор (компонент хлороводорода) из соединения, или основания (гидроксиды металлов), обладая выраженными основными свойствами, вступая в реакцию с хлороводором, образуют соли металлов (такое химическое превращение называется р. нейтрализации).

Отдельно стоит отметить взаимодействие хлороводорода с белками, которое каждые 1,5 часа (циркадные ритмы) происходит в желудке человека, с образованием аминокислот их хлорных соединений. Такое химическое превращение получило название кислотного гидролиза.

Электроотрицательность представляет собой способность атома перетягивать электронную плотность от других структур в химическом соединении. Соответственно, чем выше данный показатель у того или иного элемента периодической таблицы, тем больше будет выражена его способность перетягивать электронную плотность в веществе, и наоборот.

Электрохимический ряд потенциалов – это последовательное расположение металлов из таблицы Менделеева в порядке повышения их уровня электроотрицательности. Водород занимает в данной последовательности срединное положение. Металлы, расположенные до водорода, будут обладать меньшей способность удерживать электронное облако, то есть обладать более выраженными металлическими свойства, в результате чего хлор (составная часть HCl) будет проще взаимодействовать с подобными атомами.

Характерными признаки реакции хлороводорода с металлами, стоящими в ряду напряжения металлов до водорода, следующие:

выделение газа (в виде газа представлен H2);

образование осадка (в случае реакции со свинцом, соединение PbCl2 малорастворимое, и может выпадать в осадок при определенных условиях).

Обнаружение катионов

Изменение окраски пламени является самым эффектным признаком качественной реакции и распространяется на определённое количество катионов неорганических веществ. За счёт выделения избытка энергии пламя становится жёлто-зелёным (Ba2 ) и жёлтым (Na ), карминово-красным (Sr2 ) и кирпично-красным (Ca2 ), и даже фиолетово-розовым (K ).

Аналитическая группа Ион Реакция Признак
I K KCl NaHC4H4O6 (гидротартрат натрия)=KHC4H4O6 NaCl Выпадение белого кристаллического осадка, нерастворимого в воде, растворимого в гидроксиде калия и соляной кислоте
  NH4 NH4Cl NaOH=NH3 H2O NaCl Выделение аммиака
  Mg2 MgCl2 2Na2CO3 H2O=(MgOH)2CO3 4NaCl CO2 Образование белого аморфного осадка
II Ba2 2BaCl2 K2Cr2O7 H2O=2BaCrO4 2HCl Жёлтый осадок, растворимый в HCl и нерастворимый в CH3COOH
  Ca2 CaCl2 Na2CO3=CaCO3 2NaCl Белый кристаллический осадок
III Zn2 ZnCl2 H2S=ZnS 2HCl Белый осадок
  Cr3 2CrCl3 3H2O2 10KOH=2K2CrO4 8H20 6KCl Появление жёлтой окраски
  Mn2 2Mn(NO3)2 5PbO2 6HNO3=2HMnO4 5Pb(NO3)2 2H2O Красно-фиолетовый цвет раствора
  Fe2 FeSO4 K3Fe(CN)6=KFeFe(CN)6 K2SO4 Синий осадок
  Fe3 FeCl3 4KSCN=K Fe(SCN)4 3KCl Ярко-красный цвет раствора
IV Cu2 CuSO4 4NH3=Cu(NH3)4SO4 Устойчивый комплекс ярко-синего цвета
  Cu2 CuCl2 H2S=CuS 2HCl Чёрный, нерастворимый в воде и разбавленных кислотах, осадок

Пятая группа отличается тем, что катионы серебра, свинца и меди, образуют малорастворимые в воде соединения характе́рной окраски, позволяющие без труда отличить их от других веществ. Например, серебро образует следующие осадки — AgSO4 бесцветный, Ag2S чёрный, AgI жёлтый, AgBr бледно-жёлтый, AgCl белый творожистый и Ag3PO4 жёлтый кристаллический, свинец — PbI2 ярко-жёлтый, PbSO4 белый.

Кроме того, и сам ион серебра является специфическим реагентом, только не для неорганической химии, а для органических соединений.

Ag2O в аммиачном растворе при добавлении альдегида образует на поверхности сосуда тонкую плёнку чистого серебра. Сама реакция широко известна как получение «серебряного зеркала».

Общее значение для организма

Основная функция, выполняемая макроэлементами, состоит в построении тканей и поддержании осмотического давления. Микроэлементы входят в гормональный состав, в витамины и биологически активные вещества, могут выступать в роли активаторов и запускать жизненно важные процессы в организме. К основным действиям относятся:

  • Обмен веществ.
  • Процесс размножения.
  • Тканевое дыхание.
  • Обезвреживание химических вредных веществ.
  • Микроэлементы также влияют на кровь, очищают сосуды и делают их шире. Благодаря восстановлению проницаемости в тканях и сосудах можно предотвратить инфаркт, инсульт и бороться с проблемами сердца. Макро- и микроэлементы формируют основу организма — скелет — и принимают участие в укреплении зубной эмали. Эти функции выполняются благодаря магнию, кремнию, фтору, кальцию, фосфору, йоду и алюминию.

    На содержание элементов в организме влияет биологический возраст человека: чем он старше, тем полезных веществ внутри меньше. Пополнить запасы можно с помощью приёма специальных витаминных комплексов или добавок. Учёными обнаружено немало заболеваний, которые связаны с уменьшением количества полезных веществ.

    Организм является сложной многоуровневой структурой, в которой все процессы не только взаимосвязанны, но и имеют норму, нарушение которой приводит к ухудшению самочувствия и возможным проблемам. Благодаря балансу оптимальных концентраций, так называемому химическому гомеостазу, человек ощущает, всё ли в порядке с организмом. Специалисты выделяют основу организма, к этим микроэлементам относятся:

  • Углерод.
  • Водород.
  • Азот.
  • Кислород.
  • Сера.
  • Фосфор.
  • Это органический «скелет» для функционирования организма, благодаря которому человек может двигаться, дышать и активно функционировать. Дополнительно нужны и неорганические элементы, обеспечивающие нормальную жизнедеятельность.

    При недостатке в питании железа, хрома, цинка, йода, кальция, магния и фосфора могут возникать серьёзные проблемы и заболевания.

    Особенности технологического процесса

    Процесс алкилирования весьма сложный. Его производят на технологической установке, которая работает с хлорметаном, иодметаном и прочими элементами по Фриделю Крафтсу. Она состоит из следующих блоков:

  • Аппарат холодильного типа.
  • Система, состоящая из реакторов.
  • Часть, где действует выделение кислоты.
  • Отделение для промывки щелочами и другими способами, включая оксиэтилирование.
  • Колонны ректификации.
  • Наивысшее количество продуктов от реакции алкилирования в присутствии серной кислоты происходит при температуре 5 градусов по Цельсию. Для этого сырье олефина, изобутан и катализатор поступают в охлаждающий аппарат с увеличенным давлением. Это нужно для того, чтобы вещества пребывали в жидком агрегатном состоянии.

    Получившаяся смесь попадает в систему, состоящую из нескольких реакторов, которые для профилактики необходимо натереть этиловым спиртом. Там идет еще одно перемешивание, обеспечивающее полноценность протекающей реакции. Так как алкилирование обладает медленным действием, как и деалкилирование, смесь находится в емкостях от 15 до 20 минут. От этого зависит качество выходного алкилата.

    Температура имеет влияние в основном на вязкость кислоты, поэтому ее выдерживают на уровне 40 градусов, как у бутилового спирта. Если показатель снижается, то кислота не очень хорошо взаимодействует с сырьем, что снижает выход реакции. В то же время увеличение этого параметра приведет к тому, что можно получить ненужные алкены и арены, что ухудшит качественный выход алкилата.

    Далее, продукты от реакции попадают в кислотный отстойник. Углеводороды и остаток кислоты разделяются, последний уходит на дно и рециркулируется в процесс. Кислота перебивается водой и набирает определенное число смол, пропиленов и анизола.

    Но так как в отстойнике нет возможности полноценного отделения кислоты от алкила и других элементов, смесь переправляется в узел промывки. Там происходит ее переработка гидроксидом натрия. И после этого смесь передается на ректификационные колонны. Там алкилат подвергается отделению от насыщенных газов.

    Не сумевший прореагировать изобутан переводят в процесс, так как необходим избыток для повышения эффективности. Тогда алкилирование получается эффективным и безопасным.

    Природный газ

    Основным компонентом этого природного ресурса является метан. В незначительном количестве содержит этан, пропан, бутан, а также азот, углекислый газ и сероводород. Без углеводородов не было бы и природного газа. Его залежи образовываются в донных отложениях при анаэробном разложении останков животного и растительного происхождения.

    Газ имеет превосходство перед нефтью по эффективности использования, простоте добычи и экономичности. Добыча заключается в бурении скважин на всей площади месторождения. Поскольку газ в чистом виде в природе встречается крайне редко, для отделения его от примесей породы или других химических соединений рядом с местом добычи разворачиваются перерабатывающие комплексы.

    Значительно экономить на транспортировке позволяет то, что сырье не требует такой очистки, как нефть, для перегонки по газопроводу. На химических заводах газ подвергается вторичной переработке, которая по принципу воздействия на природное сырье подразделяется на следующие виды:

    • физико-энергетическая переработка;
    • термохимическая;
    • химико-каталитическая.

    Первый метод предполагает сильное нагревание или охлаждение газа, за счет чего происходит его сжатие и разделение на компоненты. Обычно именно этот способ используется на местах газодобычи.

    Суть второй технологии заключается в образовании непредельных углеводородов под воздействием высоких температур и давления.

    Третий способ заключается в трансформации метана в синтезированный газ и последующая его переработка. Для этого применяют паровую конверсию. Этот вариант — самый быстрый и экономичный, так как высокая скорость протекания химической реакции избавляет от использования дополнительных катализаторов.

    В основном продукты переработки природного газа используют как топливо.

    Из прочих составляющих также получают смолы, формальдегиды, аммиак, различные кислоты, которые находят дальнейшее применение в химической, оборонной, пищевой промышленности, в текстильном производстве и многих других отраслях.

    Промышленные способы

    В настоящее время известен целый ряд электросинтезов альдегидов, которые перспективны в промышленном производстве лекарственных, парфюмерных, реактивных и других препаратов. Один из наиболее распространенных способов – оксосинтез. Этим способом можно получить карбонильные соединения, содержащие в своем составе три атома углерода и более. В основе реакции лежит гидроформилирование алкенов синтез-газом (смесь угарного газа с водородом).

    Продуктами оксосинтеза является смесь альдегидов, соотношение которых можно изменять в результате подбора соответствующих катализаторов.

    Дегидрирование первичных спиртов используется в промышленности только для получения уксусного альдегида. В качестве сырья выступает этиловый спирт, важным условием реакции является наличие катализатора (медь, активированная церием) и высоких температур в пределах 270-300˚С.

    При производстве формальдегида (метаналя) используется процесс окисления муравьиного спирта при температуре 400-450˚С, одно из условий – избыток кислорода. В качестве катализатора выступают оксиды железа и молибдена.

    Получение ацетальдегида в результате гидратации ацетилена потеряло свое промышленное значение. Причиной является высокая токсичность катализатора реакции – ртути сернокислой. Ацетальдегид и акролеин в промышленности получают в результате окисления алкенов.

    Основным сырьем для получения различных ароматических карбонильных соединений является бензальдегид. Промышленное получение бензальдегида основывается на реакции гидролиза бензальхлорида. В качестве гидролизующих агентов используют углекислые соли натрия или кальция, гидроксиды натрия или кальция, а также кислоты с добавлением соответствующих солей металлов.

    Использование тех или иных методов получения альдегидов обусловлено процентом выхода продукта химической реакции, доступностью исходного сырья и возможностью соблюдения условий синтеза.

    Свойства концентрированной кислоты

    В концентрированном виде жидкость H2SO4 способна максимально проявить свои окислительные свойства. Это вызвано тем, что в молекулах кислоты находятся атомы серы в высшей степени окисления ( 6). В концентрированном виде H2SO4 взаимодействует с металлами, которые находятся в электрохимическом ряду напряжения (правее водорода).

    • До свободной серы возможно восстановление в том случае, если речь касается металлов, которые расположены в ряду напряжений от алюминия до железа.
    • Калий, натрий, литий. Активные металлы восстанавливают H2SO4 до сероводорода.
    • Металлы с меньшей активностью позволяют образовать сернистый газ.

    В концентрированном виде H2SO4 не вступает в реакцию с платиной и золотом, так как эти металлы обладают небольшой активностью. Если речь касается хрома, алюминия и железа, тогда понадобится нагревание. В противном случае реакция не произойдёт, что связано с пассивированием этих металлов (на поверхности образуется тонкая защитная плёнка).

    Продукт восстановления кислоты всецело зависит от концентрации H2SO4 и активности используемого металла. Каждая химическая реакция должна быть рассмотрена индивидуально. Алюминий, хром и железо могут растворяться в концентрированной кислоте, но при условии сильного нагревания.

    • 2Cr 6H2SO4 = Cr2 (SO4)3 3SO2↑ 6H2O.
    • 8Al 15H2SO4 = 4AL2 (SO4)3 3H2S↑ 12H2O.
    • 2Fe 6H2SO4 = FE (SO4)3 3SO2↑ 6H2O.

    Совершенно другую реакцию можно наблюдать в том случае, если нужно проверить взаимодействие кислоты с металлами. Происходит выделение SO2 и окисление неметаллов до высшей степени. Например:

    • S 2H2SO4 = 3SO2↑ 2H2O.
    • C 2H2SO4 = CO2↑ 2SO2↑ 2H2O.
    • H2SO4 H2S = SO2↑ S↓ 2H2O.
    • 2P 5H2SO4 = 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O.

    В разбавленном виде кислота ничем не отличается от других похожих жидкостей. В категорию исключений входит только то, что H2SO4 не вступает в реакцию со свинцом, так как образовавшийся сульфат свинца невозможно растворить.

    Склонность к диссоциации

    В водных растворах кислоты свободно диссоциируют на катионы водорода и кислотные остатки. Этот процесс не занимает много времени. Все кислоты делятся на малодиссоциирующие и диссоциирующие. Для корректного построения уравнения сильных одноосновных соединений может быть использована одна направленная вправо стрелка (→), либо знак равенства (=).

    Таким способом можно показать необратимость такой диссоциации. К примеру, самое элементарное уравнение диссоциации соляной кислоты можно записать двумя способами: HCl → H CL— или HCl = H CL—. Оба варианта являются правильными.

    Используемая стрелка нужна для того, чтобы наглядно показать, что обратный процесс объединения кислотных остатков с катионами водорода практически не происходит. Если по условиям задачи нужно будет написать уравнение диссоциации одноосновного слабого соединения, тогда будет использоваться уже 2 стрелки (↔), которые будут направлены в разные стороны.

    Химический процесс может происходить ступенчато. В этом случае речь касается многоосновных веществ, у которых катионы водорода отрываются от молекул не одновременно, а по очереди. Для выражения диссоциации понадобиться уже несколько уравнений, итоговое количество которых будет соответствовать основности кислот.

    • Н3РО4 ↔ Н Н2РО4.
    • Н2РО4 ↔ Н НРО42-.
    • НРО42- ↔ Н РО43-.

    Для правильного решения аналогичных задач нужно понимать, что каждая последующая степень диссоциации всегда протекает в меньшей степени, нежели предыдущая. Такое явление основано на увеличении заряда кислотных остатков, из-за чего прочность связи между ними и положительными ионами только возрастает.

    Среди многоосновных веществ в категорию исключений входит только H2SO4. Это связано с тем, что это соединение диссоциирует сразу по двум ступеням.

    Способы получения и свойства

    Кремний используется для создания различных полупроводниковых элементов (включая солнечные батареи), сплавов, восстановления металлов. Способы получения высоких и низких вариантов кремния:

  • Лабораторный метод заключается в восстановлении кремнезема магнием или алюминием. Формула такого процесса: SiO2 2Mg = Si 2MgO и 3SiO2 4Al = 3Si 2Al2O3.
  • В промышленности используют кокс как материал восстановления: SiO2 2C=Si 2CO. Кремний в таком случае содержит примеси, так как он может взаимодействовать прямым образом с углеродом и определить карбид кремния.
  • Если необходимо получение чистого силициума, то используют восстановление водородом тетрахлорида кремния при 1200 градусах или термическое разложение силана.
  • Кремний является темно-серым веществом. Он хрупкий и тугоплавкий, имеет полупроводниковые свойства. При взаимодействии с металлами образуются силициды вида Ca2Si или Mg2Si. Из-за высокой инертности неметалл взаимодействует только с фтором, проявляя свойства восстановителя. С хлором реакция идет только при нагревании от 400 до 600 градусов.

    Создание SiO возможно при нагревании. Когда температура будет равна 2000 °C, образуется карборунд, а если возбудить до 1000 °C, то можно получить нитрид кремния. Непосредственного контакта с водородом не имеется, получение силана возможно только косвенными путями.

    Что касается сложных веществ, то силициум очень устойчив к воздействию кислот, в такой среде он может занимать пространство пленкой оксида. Взаимодействие становится возможным только со смесью двух кислот — плавиковой и азотной. Со щелочами идет активная реакция, в которой проявляются слабокислые свойства. Галогеноводородные кислоты помогают образовать галогениды силициума.

    Это основные химические свойства, которые наблюдаются у силициума. Он проявляет разные степени валентности, в зависимости от степени окисления и соединений.

    Элемент активно используют в полупроводниковых элементах и других областях электроники. Можно добыть как в лабораторных, так и в промышленных условиях с применением высоких температур и катализаторов. Важно внимательно рассмотреть взаимодействие с металлами и кислотами, так как они влияют на степень окисления и валентные электроны.

    Сферы применения

    Химические вещества используются практически во всех отраслях современной промышленности. Но в настоящее время минеральные и органические кислоты применяются в следующих сферах:

    • Борная кислота (H3BO3). Получила большой спрос в медицине как надёжное антисептическое средство. H3BO3 используется при пайке различных металлов, это вещество также добавляют в удобрения и применяют для борьбы с тараканами.
    • В домашних условия при выпечке сдобных изделий не обойтись без лимонной и уксусной кислот, их также используют для удаления накипи с кранов, чайников.
    • Хорошо всем известная аскорбиновая кислота, которая также известна как витамин С, применяется при простудных заболеваниях.
    • Серная кислота (H2SO4). Активно используется в химической промышленности. H2SO4 используется для производства эффективных минеральных удобрений, лакокрасочных материалов. Часто используется в пищевой промышленности (например, пищевая добавка Е513), а также в качестве электролита, когда речь касается производства аккумуляторных батарей.
    • Специальная хромовая смесь (раствор двухромовокислого калия в H2SO4) применяется в лабораторных условиях для очистки химической посуды. Это вещество является сильным окислителем, благодаря чему помогает максимально быстро и качественно удалить следы загрязнения органическими веществами. Хромовая смесь также используется в органическом синтезе.
    • Азотная кислота (HNO3). Благодаря своим уникальным свойствам получила спрос в производстве взрывчатых веществ. Именно HNO3 используют при производстве востребованных в сельскохозяйственной отрасли азотосодержащих удобрений (например, калиевая и аммиачная селитра), а также для изготовления медикаментозных средств («Нитроглицерин»).

    При использовании любой из кислот нужно соблюдать правила безопасности, так как такие вещества могут нанести серьёзный вред здоровью.

    В 8 классе на уроках химии даётся общая информация по кислотам. Но учащимся нужно запомнить, что это сложные соединения, в составе которых содержатся атомы водорода, замещающиеся атомами металлов и кислотных остатков. Изучаемые химические элементы наделены определёнными свойствами. Например, могут взаимодействовать с оксидами, солями и металлами.

    Токсичность и сферы применения

    Серная кислота и олеум относятся к категории наиболее едких веществ. Они могут обжечь кожу, слизистые оболочки и дыхательные пути. Из-за неаккуратного обращения с агрессивной жидкостью не исключено возникновение химического ожога. Вдыхание паров этих веществ может спровоцировать кашель, затруднённое дыхание, бронхит.

    При правильном применении H2SO4 может пригодиться в следующих случаях:

    • Серийное производство минеральных удобрений.
    • Изготовление электролита для свинцовых аккумуляторов.
    • Производство химических волокон, взрывчатых и дымообразующих веществ, а также красителей.
    • Получение солей и минеральных кислот.
    • Изготовление пищевой добавки (эмульгатора) Е513.
    • Использование в металлообрабатывающей, нефтяной, кожевенной, текстильной промышленности.
    • Гидратация (например, этанол из этилена).
    • Дегидратация (получение сложных и диэтиловых эфиров).
    • Алкилирование. H2SO4 позволяет получить полиэтилен гликоль, изооктан, капролактам.
    • Восстановление смол в очистительных фильтрах на участке производства дистиллированной воды.

    Во всём мире в год используется до 160 тонн кислоты. Больше всего эту жидкость применяют в производстве минеральных удобрений. По этой причине сернокислотные заводы стараются возводить вместе с предприятиями, которые будут заниматься изготовлением удобрений.

    Не менее востребованными являются соли серной кислоты. Мирабилит (Nа2SO4•10Н2O) был получен немецким химиком И. Глаубером, который экспериментировал с тем, как действует H2SO4 на хлорид натрия. В медицинской практике это средство используется в качестве слабительного.

    Спрос также получил железный купорос (FeSO4*7H2O), который ранее применяли для лечения диагностированной чесотки. Но в настоящее время этот химический компонент используется только для борьбы с сельскохозяйственными вредителями. Применение большой концентрации железного купороса чревато гибелью обработанной культуры. Медный купорос (CuSO4*5H2O) получил большой спрос в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

    Токсичность некоторых элементов

    Оценка состояния окружающей среды состоит из детального анализа тех факторов, что имеют ключевое влияние на формирование проблемы. Учёным тяжело провести черту между природным и антропогенным влиянием, но деятельность человека здесь занимает одну из ключевых позиций.

    На ход химических превращений, что приводят к образованию токсических веществ, влияют климатические условия, деятельность разных форм жизни, состояние почвы, вода и воздух. Для решения проблемы нужно детально анализировать все данные и наблюдать за изменениями биосферы и содержанием в ней разных химических элементов и их соотношения.

    Например, загрязнение тяжёлыми металлами имеет отношение к эколого-аналитическому мониторингу супертоксикантов, ведь большинство из них проявляют высокую токсичность и способность концентрироваться в живых организмах. Все источники загрязнения можно поделить на природные и искусственные или антропогенные.

    К естественным (природным) можно отнести извержение вулканов, лесные пожары или разрушение степей, к антропогенным относятся загрязнения природы выбросами из фабрик и заводов, большое количество использованного пластика и вредные химические соединения, которые появляются в результате разложения разных элементов, ранее использованных человеком.

    Главными и наиболее опасными источниками загрязнения природы являются антропогенные. С помощью макроэлементтера можно определить количество того или иного химического состава внутри почвы и определить возможный вред для окружающей среды.

    Изучение тяжёлых металлов и их биохимических циклов показывает их двойственную роль в природе: с одной стороны, они положительно сказываются на конкретном организме, увеличивая его характеристики и качество, а с другой — могут нанести вред окружающей среде при высоком содержании в почвах.

    Физические свойства и применение благородных газов

    Все элементы VIIIA группы представляют собой одноатомные газы, которые только при очень низких температурах могут быть переведены в жидкое и твёрдое состояние.

    Интересно, что температуры кипения и плавления каждого газа различаются всего лишь на несколько градусов. Это объясняется слабым межмолекулярным взаимодействием как в жидкой, так и в твердой фазе.

    Гелий обладает самой низкой температурой кипения и плавления. Перевести его в твердое состояние удается только при давлении порядка 25 ∙10 5 Па.

    Жидкий гелий впервые получил в 1908 г. нидерландский физик Хейке Камерлинг-Оннес, удостоенный за это Нобелевской премии (1913 г.).Благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

    В 1938 г. выдающийся советский физик Пётр Леонидович Капица (1894—1984) установил, что при температурах ниже 2,17 К (—271 оС) жидкий гелий не обладает вязкостью, т. е. становится сверхтекучим. В таком состоянии теплопроводность в миллион раз больше, чем при 4 К (—269 оС).

    За открытие и исследование этого явления ученому в 1978 г. была присуждена Нобелевская премия, а в 1962 г. Нобелевскую премию получил Лев Давыдович Ландау, давший теоретическое обоснование явления сверхтекучести. Сверхтекучесть жидкого гелия позволит использовать его в будущем для создания сверхпроводящих электромагнитов.

    Гелий получают не из воздуха, а из природного газа: в нем содержание гелия может достигать нескольких процентов, а это в тысячу раз больше, чем в атмосфере.

    Остальные благородные газы выделяют путем низкотемпературной фракционной разгонки жидкого воздуха. Ксенон образуется в реакторах в результате распада ядерного горючего.

    Поскольку гелий обладает низкой плотностью (в семь раз меньше плотности воздуха) и негорюч, им заполняют метеорологические шары, зонды, аэростаты, дирижабли. Жидкий гелий используется для создания низких температур, близких к абсолютному нулю.

    Аргон служит для создания инертной атмосферы в металлургических процессах, в химическом производстве, при электросварке. Криптон и ксенон используются для заполнения ламп накаливания и в производстве источников света высокой мощности. Газоразрядные лампы, заполняемые неоном, раньше применялись в рекламе, но в последнее время на смену им пришли люминесцентные лампы.

    В целом промышленное значение благородных газов, несомненно, уступает той роли, которую они сыграли в развитии периодического закона, создании фундаментальной теории химической связи и химической реакционной способности.

    Оцените статью
    Кислород
    Добавить комментарий