Берилий Магний кальций. 1 страница

Сорта винограда других стран

Карменер («Carmenere»)- автохтонный (местный) красный сорт Чили. Дает вина с красивым рубиновым цветом. Плотные, насыщенные, с хорошей структурой. Ароматы лесных и сладких ягод (ежевика, черника),зеленого перца, томатов, специй, табака, корицы, кофе, шоколад.

Мальбек («Malbec»)- « визитная карточка» Аргентины. Красный сорт, дающий по цвету очень темные, практически черные вина, с плотной кожицей, мощные и танинные. В аромате - черная слива, вишня, черника, табак, кофе, шоколад.

Темпранильо («Tempranillio», в пер. «скороспелка»)-основной красный сорт Испании, быстро созревает. Из него производят известное вино - Риоху, Рибейро-дель-Дуэро. Вина бархатистые, с высокой кислотностью и яркой фруктовой ароматикой. Ароматы - ежевики, черники, черного чая, ржаного хлеба, красных фруктов.

Виура (Макабео), «Viura/Macabeo») – белый автохтонный испанский сорт винограда. Виура дает вина с ярким травянисто-пряным, и нежным цветочным ароматом. Цвет вина бледно окрашен. Делают Каву (игристое традиционным методом). Вина получаются со средней кислотностью.

Неббиоло («Nebbiolo», в пер. «любящий туманы»),красный автохтонный (местный) итальянский сорт винограда. Вина из Неббило получаются крепкими, насыщенными, с высокой кислотностью и яркими танинами. Вино быстро рыжеет. Ароматы красной вишни, земляники, сухой розы, сухих трав, фиалки, сливы, смолы. Букет нефруктовый, больше чувствуется ароматы цветов, в более теплых регионах – тона черной вишни, сливы, фиалок, мака,розовых лепестков. В выдержанных – ноты трюфелей, кожи, оливкового масла, гербария.

Санджовезе («Sangiovese», в пер. «кровь Юпитера») самый значительный красный сорт винограда в Италии. Он дает богатые, концентрированные вина, которые источают черного чая, земляники, ежевики, ржаного хлеба, трав, табака и специй. Возделывают на территории всей страны.

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca. Простое вещество кальций — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: ⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, ⁴⁶Ca и ⁴⁸Ca, среди которых наиболее распространённый — ⁴⁰Ca — составляет 96,97 %. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al₂Si₂O₈]. Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. ниже). Бериллий — элемент второй группы, второго периода периодической системы химических элементов с атомным номером 4. Обозначается символом Be. Высокотоксичный элемент. Простое вещество бериллий — относительно твёрдый металл светло-серого цвета, имеет весьма высокую стоимость. Для бериллия характерна только одна степень окисления +2. Соответствующий гидроксид амфотерен, причём как основные (с образованием Be²⁺), так и кислотные (с образованием [Be(OH)4]^2-)свойства выражены слабо. Бериллий легко растворяется в разбавленных водных растворах кислот (соляной, серной, азотной), однако холодная концентрированная азотная кислота пассивирует металл. Магний — элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12. Обозначается символом Mg. Простое вещество магний — лёгкий, ковкий металл серебристо-белого цвета. Кларк магния — 1,95 % (19,5 кг/т). Это один из самых распространённых элементов земной коры. Большие количества магния находятся в морской воде. Обычный промышленный метод получения металлического магния — это электролиз расплава смеси безводных хлоридов магния MgCl₂ (бишофит), натрия NaCl и калия KCl В природной воде растворены соли кальция и магния. Это гидрокарбонаты и сульфаты. Покажем два способа осаждения гидрокарбонатов для уменьшения жесткости воды. Первый способ – кипячение. При кипячении* растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты, и жесткость воды уменьшается. Сa(HCO₃)₂ = CaCO₃ ↓ + H₂O + CO₂↑ Второй способ – добавление известковой воды. При добавлении известковой воды гидрокарбонаты переходят в карбонаты и вода становится более мягкой. Сa(HCO₃)₂+ Ca(OH)₂ = CaCO₃ ↓ +2 H₂O Но жесткость воды зависит еще и от сульфатов кальция и магния. Сульфаты кальция и магния можно удалить с помощью карбоната натрия. При добавлении карбоната натрия сульфаты переходят в нерастворимые карбонаты кальция и магния. CaSO₄ + Na₂CO₃= CaCO₃ ↓+ Na₂SO₄

19. Аллюминий. Простое вещество алюминий (CAS-номер: 7429-90-5) — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белогоцвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- иэлектропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. Применение Широко применяется как конструкционный материал. Основные достоинства алюминия в этом качестве — лёгкость, податливость штамповке, коррозионная стойкость (на воздухе алюминий мгновенно покрывается прочной плёнкой Al2O3, которая препятствует его дальнейшему окислению), высокая теплопроводность, неядовитость его соединений. В частности, эти свойства сделали алюминий чрезвычайно популярным при производстве кухонной посуды, алюминиевой фольги в пищевой промышленности и для упаковки. Первые же три свойства сделали алюминий основным сырьем в авиационной и авиакосмической промышленности (в последнее время медленно вытесняется композитными материалами, в первую очередь, углеволокном). Алюминий как добавка в другие сплавы Алюминий является важным компонентом многих сплавов. Например, в алюминиевых бронзах основные компоненты — медь и алюминий. В магниевых сплавах в качестве добавки чаще всего используется алюминий. Для изготовления спиралей в электронагревательных приборах используют (наряду с другими сплавами) фехраль (Fe, Cr, Al). Алюминий гидроксид Al(OH)3 - это нерастворимое в воде кристаллическое вещество белого цвета. В лаборатории алюминий гидроксид добывают из растворимых солей алюминия при их взаимодействии с растворами щелочей, например: AlCl3 + 3КOH = Al(OH)3 ↓ + 3КCl. Оксид алюминия – Al2O3. Физические свойства: оксид алюминия – белый аморфный порошок или очень твердые белые кристаллы. Молекулярная масса = 101,96, плотность – 3,97 г/см3, температура плавления – 2053 °C, температура кипения – 3000 °C. Химические свойства: оксид алюминия проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями. Гидроксид алюминия – АI(ОН)3. Физические свойства: гидроксид алюминия – белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Почти не растворим в воде; молекулярная масса – 78,00, плотность – 3,97 г/см3. Химические свойства: типичный амфотерный гидроксид реагирует: 1) с кислотами, образуя средние соли: Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О; 2) с растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: Al(ОН)3+КОН+2Н2О=К[Al(ОН)4(Н2О)2]. При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О. Применение алюминия и его соединений и сплавов: алюминий и его соединения применяется в быту и во всех отраслях народного хозяйства: в машиностроении, автостроении, в химической промышленности (для производства и транспортировки холодной концентрированной HNO3, т. к. алюминий в ней пассивируется). При помощи алюмотерапии производят сварку рельсов, проводят сварочные работы под водой. Чистым алюминием покрывают бензобаки, что способствует предохранению бензина от теплового излучения.

20. Хром. элемент побочной подгруппы 6-й группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. твёрдый металл голубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам. Соединения: Соединения двухвалентного хрома Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте: CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O На воздухе при нагревании свыше 100 С CrO превращается в Cr2O3. Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H2), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III). Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II): CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl Cr(OH)2 обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl2 имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II): 4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3 Соединения трехвалентного хрома Оксид хрома (III) Cr2O3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2 Cr2O3 – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O Гидроксид хрома также является амфотерным соединением: Cr(OH)3 + HCl = CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

21. Марганец. Марганец — элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 25. Наряду с железом и его сплавами относится к чёрным металлам. Известны пять аллотропных модификаций марганца — четыре с кубической и одна с тетрагональной кристаллической решёткой. Соединения: Соединения двухвалентного марганца. Соли двухвалентного марганца можно получить при растворении в разбавленных кислотах: Mn+2HClMnCl2+H2 При растворении в воде образуется гидроксид Mn(II): Mn+2HOHMn(OH)2+H2 Гидроксид марганца можно получить в виде белого осадка при действии на растворы солей двухвалентного марганца щелочью: MnSO4+2NaOH Mn(OH)2 +NaSO4 Соединения Mn(II) на воздухе неустойчивы, и Mn(OH)2 на воздухе быстро буреет, превращаясь в оксид-гидроксид четырёхвалентного марганца. 2Mn(OH)2+O2 MnO(OH)2 Гидроксид марганца проявляет только основные свойства и не реагирует со щелочами, а при взаимодействии с кислотами даёт соответствующие соли. Mn(OH)2+2HClMnCl2+2H2O Оксид марганца может быть получен при разложении карбоната марганца: MnCO3 MnO+CO2 Либо при восстановлении диоксида марганца водородом: MnO2+H2MnO+H2O Соединения четырёхвалентного марганца. Из соединений четырёхвалентного марганца наиболее известен диоксид марганца MnO2 - пиролюзит. Поскольку валентность IV является промежуточной, соединения Mn (VI) образуются как при окислении двухвалентного марганца. Mn(NO3)2 MnO2+2NO2 Так и при восстановлении соединений марганца в щелочной среде: 3K2MnO4+2H2O 2KMnO4+MnO2+4KOH Последняя реакция является примером реакции самоокисления - самовосстановления, для которых характерно то, что часть атомов одного и того же элемента окисляется, восстанавливая одновременно оставшиеся атомы того же элемента: Mn6++2e=Mn4+ 1 Mn6+-e=Mn7+ 2 В свою очередь MnО2 может окислять галогениды и галоген водороды, например HCl: MnO2+4HClMnCl2+Cl2+2H2O Диоксид марганца - твёрдое порошкообразное вещество. Он проявляет как основные, так и кислотные свойства. Соединения шестивалентного марганца. При сплавлении MnO2 со щелочами в присутствии кислорода, воздуха или окислителей получают соли шестивалентного Марганца, называемые манганатами. MnO2+2KOH+KNO3 K2MnO2+KNO2+H2O Соединений марганца шестивалентного известно немного, и из них наибольшее значение соли марганцевой кислоты - манганаты.

22.Железо. Железо может проявлять в соединениях степени окисления +2, +3 и +6. Соединения железа (II). Оксид железа (II) — черный порошок, пирофорен (в мелкораздробленном состоянии способен самовоспламеняться). Ввиду того, что довольно трудно «поймать и зафиксировать» соединения железа в степени окисления +2, получить FeO не удается ни окислением железа, ни разложением соответствующего ему гидроксида Fe(OH)2. Получают оксид железа (II) разложением оксалата (соли щавелевой кислоты) или восстановлением оксида железа (III): FeC2O4•2Н2О t FeO + СО2 + СО + 2Н2О Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2 Соединения железа (III). Оксид железа(III) порошок красно-бурого цвета. В промышленности его получают хорошо знакомой Вам реакцией обжига пирита: 4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2 Проявляет слабоамфотерные свойства. Хорошо растворяется в кислотах с образованием солей Fe3+: Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O Вместе с тем при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образует соли ферриты: Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + Н2О Fe2О3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2 При нагревании оксид железа (III) восстанавливается водородом или оксидом углерод (II). Соединения железа +6. Оксид железа (VI) должен быть кислотным оксидом. Ему соответствует железная кислота H2FeO4. Однако, и оксид, и кислота неустойчивы и в свободном виде не получены. Устойчивы только соли железной кислоты – ферраты в сильно щелочной среде.

23.Медь. Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, об­ладающий наименьшей активностью среди рассмотренных выше переходных металлов, которые вытесняют медь из растворов ее солей. Медь не реагирует с соляной и разбавленной серной кис­лотами и растворяется только в кислотах — окислителях: Сu + 2Н₂SО_4(конц) = СuSО₄ + SО₂↑ + 2Н₂О, Сu + 4НNO_3(конц) = Сu(NО₃)₂ + 2NО₂↑ + 2Н₂О, 3Cu + 8НNО_3(разб) = 3Сu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂О. Известны соединения меди со степенями окисления +1 и +2, из которых последние более устойчивы. Одновалентная медь об­разует либо нерастворимые соли (CuCl, Сu₂S), либо растворимые комплексы типа [Сu(NН₃)₂]⁺_. Хлорид меди (I) растворяется в концентрированном растворе аммиака с образованием комплексной соли хлорида диамминмеди (I)[Сu(NН₃)₂]Сl; так же в аммиаке растворяется оксид меди (I): СuСl + 2NН₃ = [Сu(NН₃)₂]Сl, Сu₂О + 4NН₃ + Н₂О = 2[Сu(NН₃)₂]ОН. Ионы Сu²⁺ в водном растворе существуют в виде комплексов гексааквамеди (II) [Сu(Н₂О)₆]²⁺, придающих раствору сине-голубую окраску. При добавлении щелочи к такому раствору об­разуется голубой осадок гидратированного гидроксида меди (II): [Сu(Н₂O)₆]Сl₂ + 2NаОН = [Сu(ОН)₂(Н₂О)₄]↓ + 2NаСl + 2Н₂О. Полученный осадок, в свою очередь, растворяется в растворе аммиака, образуя ярко-синий комплекс. [Сu(ОН)₂(Н₂O)₄] + 4NН₃ = [Сu(NН₃)₄(Н₂О)₂]²⁺ + 2ОН^- + 2Н₂О. Изменение окраски соединений меди при переходе из степени окисления +2 в степень окисления +1 используется в органической химии для качественного анализа. Так, свежеосажденный Cu(ОН)₂ голубого цвета восстанавливается альдегидами или углеводами (глюкозой) в желтый осадок гидроксида меди (I); последний даже при слабом нагревании распадается на во­ду и оранжевый оксид Сu₂О.

24. Цинк. Цинк — металл серебристо-белого цвета. В соединениях он проявляет только одну степень окисления +2. В лабораториях его часто используют для получения водорода из разбавленной соляной кислоты: Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н₂↑. Оксид цинка ZnО проявляет амфотерные свойства, реагируя как с кислотами: ZnО + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О, так и с щелочами: ZnО + 2NаОН + Н₂О = Na₂[Zn(ОН)₄]. В последней реакции образуется анионный комплекс тетрагидроксицинката. Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах: Zn(ОН)₂ + 2НСl = ZnСl₂ + 2Н₂О, Zn(ОН)₂ + 2NаОН = Nа₂[Zn(ОН)₄].

25. Серебро. Серебро, так же, как и медь, не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах-окислителях. 2Аg + 2Н₂SО_4(конц) = Аg₂SО₄ + SО₂↑ + 2Н₂О, Аg + 2НNO_3(конц) = АgNО₃ + NО₂↑ + Н₂О, 3Ag + 4НNО_3(разб) = 3AgNО₃ + NО↑ + 2Н₂О. В большинстве соединений серебро проявляет степень окисления +1. Растворимый нитрат серебра используется как реактив для качественного определения ионов Сl^-, Br^-, I^- : Аg⁺ + Наl^- = АgНаl↓. При добавлении щелочи к раствору АgNО₃ образуется темно-коричневый осадок оксида серебра Аg₂О (не гидроксид!): 2АgNО₃ + 2NаОН = Аg₂О↓ + 2NаNО₃ + Н₂О. Подобно соединениям меди (I), осадки АgCl и Аg₂О могут растворяться в растворах аммиака с образованием комплексных соединений: АgСl + 2NН₃ = [Аg(NН₃)₂]Сl. Аg₂О + 4NН₃ + Н₂О = 2[Аg(NН₃)₂]ОН. Последний комплекс используется в органической химии в каче­ственной реакции на альдегиды (реакция «серебряного зеркала»).

26. Галогены. Галогены – химические элементы VII-й группы главной подгруппы Периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, Электронная конфигурация валентного слоя данных элементов – … ns²np⁵. Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительными степенями окисления. С увеличением молекулярной массы галогенов повышаются их температуры плавления и кипения, возрастает плотность: фтор и хлор – газы, бром- жидкость, йод- твердое вещество.Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и молекул галогенов возрастают и силы межмолекулярного взаимодействия. От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов. Химическая активность галогенов как неметаллов от фтора к йоду ослабевает. При взаимодействии с металлами образуются соли. Фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании и с золотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Аллюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются. Zn+F2=ZnF2 Остальные галогены реагируют с металлами в основном при нагревании. Так в колбе наполненной хлором вспыхивают и сгорают кристаллики сурьмы образуя при этом смесь двух хлоридов сурьмы (3) (4) 2Sb+3Cl2=2SbCl3 2Sb+5Cl2=2SbCl5. Йод окисляет металлы медленнее, но в присутвии воды, которая является катализатором реакция йода с порошком алюминия протекает очень бурно 2Al+3I2=2AlI3. Реакция сопровождается выделением фиолетовых паров йода. Об уменьшении окисл и увеличении восстановительных св-в галогенов от фтора у йоду можно судить по их способности вытеснять друг друга из растворов солей. Так хло вытесняет бром и йод. Для фтора эта реакция не характерна так как она протекает в растворе, а фтор взаимодействует с водой вытесняя из нее кислород: 2F2+2H2O=4HF+O2. Кислород восстановитель и продукт реакции. Все галогеноводороды бесцветные газы с резким запахом, токсичны. Очень хорошо растворяются в воде и дымятся во влажном воздухе. Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами, это HF- фтороводородная или плавиковая кислота…Способность их к электролитической диссоциации с образованием катионов водорода увеличивается от фтор к йод. Соли галогеноводородных кислот. Для определения в раствре хлорид, бромид, йодид используют нитрат серебра. Для распознования фтороводородной кисл – Ca. При получении хлора электролизом: 2NaCl+2H2O=H2+Cl2+2NaOH. В лаборатории хлор получают взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца.

27. Кислород. Это газ без цвета и запаха. В жидком состоянии имеет светло-голубую окраску, в твердом- синию. В воде газообразный кислород растворим лучше чем азот и водород. Кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами кроме галогенов, благородных газов, золота и платиновых металлов. Реакции металлов и неметаллов с кислородом протекают очень часто с выдилением большого количества теплоты сопровождаются воспламенением- реакции горения. Почти все реакции с водородом экзотермические. Иск с азотом. Кислород энергично окисляет не только простые но и многие сложные вещества и при этом образуются оксиды элементов из которых они построены CH4+2O2=2H2O+CO2 Природный кислород состоит из трёх стабильных изотопов, ¹⁶O, ¹⁷O и ¹⁸O, из них изотоп ¹⁶O является наиболее распространенным (99,762 %) изотопом кислорода. Преобладание изотопа ¹⁶O объясняется тем, что он образуется в процессе термоядерного синтеза, происходящего в звёздах. Аллотропная модификация кислорода - это озон. Простое вещество кислород О2 - прочное, озон О3 - неустойчивое соединение, быстро распадается и превращается в кислород. Озон - сильный окислитель, он химически более активен, чем кислород. Озон – газ синего цвета с резким запахом. Температура плавления твердого озона – 193 С, температура кипения жидкого озона – 112 С. Растворимость озона в воде почти в 7 раз выше, чем кислорода. Озон – ядовитое вещество, поэтому им нельзя дышать.Горение озон поддерживает лучше кислорода.

28.Сера. Атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют более выраженные восстановительные св-ва, образуя соединения со СО +2 +4 +6. По отношению к менее электроотрицательным элементам сера проявляет окислительные св-ва и приобретает со -2. Для серы характерна аллотропия. Известно много модификаций серы с циклическим или линейным строением молекул различного состава. Наиболее устойчивая модификация известная под названием ромбической серы состоящая из молекул S8. В эту модификацию при комнатной температуре превращаются все лругие модификации. Известно например что при кристаллизации из расплава сначала получается моноклинная сера.Расплавленную серу виливаем в воду- пластическая сера. Сера не растворяется в воде. Сера малорастворима в этиловом и диэтиловом эфире, хорошо растворяется в сероуглероде. При обычных условиях сера реагирует со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром.При нагревании сера реагирует и с другими Ме, кроме золота. Из неМе азот и благородные газы не реагируют с серой. Сера горит синеватым пламенем, при этом образуется оксид серы4 (сернистый газ). S+O2=SO2/ Серводород H2S- бесцветный газ с резким запахом. Очень ядовит. При растворении сероводорода в воде образуется слабая сероводородная кислота, соли которой называют сульфидами. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов и амонния хорошо растворяются в воде, сульфиды остальных металлов нерастворимы. Сероводород горит. При охлаждении пламени Образуется свободная сера 2H2S+O2=2H2O+2S Если же пламя не охлаждать и обеспечить избыток кислорода, то получается оксид серы 4 2H2S+3O2=2H20+2SO2 Сероводород сильнейший восстановитель. Оксид серы 4 проявляет типичные св-ва кислотных оксидов и хорошо растворяется в воде, образуя слабую сернистую кислоту. Она неустойчива и разлагается на исходные вещества. Соли сернистой кислоты, как двухосновной, могут быть средними- сульфитами и кислыми- гидросульфитами. При окислении оксида серы4 образуется оксид серы 6 2SO2+O2=2SO3. Оксид серы 6 SO3 типичный кислотный оксид, растворяясь в воде образует серную кислоту. Химически чистая серная кислота обладает сильным гигроскопическим свойством. Химические св-ва серной кислоты значительно зависят от ее конценрации. Разбавленная серная кислота проявляет все характерные св-ва кислот: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с выделением водорода, с оксидами металлов, с основаниями, с амфотерными гидроксидами и солями. Поскольку серная кислота двухосновна она образует два ряда солей: средние-сульфаты Na2SO4 и кислые- гидросульфаты- NaHSO4 Концентрированная серная кислота по св-вам отличается от рабавленной. Так при взаимодейств с Ме аодород не выделяется. С Ме стоящими правее водорода реакция не идет. Левее конц сер кисл восстанавливается до S/ SO2 или H2S.

29. Азот. Его атомы могут иметь со -3. Также азот может отдавать электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду) и приобретать при этом со +3 +5. Атомы азота в со +1 +2 +3 +4 могут проявлять как окислительные, так и восстановительные св-ва. Азот- бесцветный газ без запаха и вкуса. В воде растворяется хуже кислорода. Прочность молекулы азота обусловлена его химической инертностью. При обычных условиях взаимодействует только с литием, образуя нитрид лития. 6Li+N2=2Li3N. С другими Ме он взаимодействует только при высокой температуре. Также при высокой температуре, давлении в присутствии катализатора азот реагирует с водородом образуя аммиак N2+3H2=2NH3+Q. Оксид азота NO2 взаимодействует с водой и получается азотная кислота. 4NO2+O2+2H2O=4HNO3. Эта кислота образует селитры, необходимые для минерального питания растений. Аммиак. Три общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома азота, а т к молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды, то в результате смещения электронных пар возникает диполь. Водородная связь.Аммиак почти в два раза легче воздуха. При испарении аммиака поглощается много тепла. Аммиак хорошо растврим в воде.Аммиак – щелочная среда. Аммиак взаимодействует с кислотами образуя соли аммония. NH3+HCl=NH4Cl. NH4- катион аммония, играющий роль катиона Ме.Ион аммония образуется в результате возникновения ковалентной связи между атомом азота, имеющем свободную эл пару и кат водорода, кот переходит к аммиаку от молекул кислот и воды. Аммиак сильнейший восстановитель.Аммиак спосбен окисляться или до свободного азота 4NH3+3O2=2N2+6H2O или до оксида азота (2) 4NH3+5O2=4NO+6H2O. Соли аммония. Все соли аммония твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде. Соли аммония получают взаимодействием аммиака или его водного раствора с кислотами. 1) Они обладают всеми свойствами солей, обусловленными наличием кислотных остатков.2) Соли аммония реагируют со щелочами при нагревании с выделением аммиака NH4Cl+NaOH=NH3+H2O+NaCl/ 3) Соли разлогаются при нагревании с выделением газообразного аммиака. Оксиды. NO N2O – несолеобразующие. Остальные кислотные. N2O5 соответствует азотная кислота HNO3/

30.Азотная и Азотистая кислота. С Ме азотная кислота ведет себя по особому- ни один из Ме не вытесняет из азотной кислоты водород, независимо от ее концентрации. Это объясняется тем, что HNO3 является сильным окислителем, в ней азот имеет максимальную со +5. Именно он Будет восстанавливаться при взаимодействии с Ме.. Соли азотной кислоты нитраты получают при действии кислоты на металлы, их оксиды и гидроксиды. При обычных условиях азотная кислота – это бесцветная жидкость, в полтора раза тяжелее воды. Это сильная одноосновная кислота, которая проявляет типичные для кислот свойства. Окислительные свойства азотной кислоты Азотная кислота является очень сильным окислителем за счет азота N⁺⁵. 1. При взаимодействии азотной кислоты с металлами образуется нитрат металла, продукт восстановления азота и вода. В качестве продуктов восстановления могут быть оксиды азота (N₂O, NO, NO₂), азот N₂, нитрат аммония NH₄NO_3. Глубина восстановления азота в таких реакциях зависит от концентрации кислоты, от активности металла, от температуры. Понижение температуры способствует более глубокому восстановлению азота. Водород в реакциях кислоты с металлами не выделяется потому, что азотная кислота проявляет свои окислительные свойства не за счет Н⁺, а за счет N⁺⁵. 2. Азотная кислота взаимодействует с неметаллами, способными проявлять восстановительные свойства. С + 4HNO₃ =CO₂+ 4NO₂+ 2H₂O 3P + 5HNO₃ + 2H₂O =3H₃PO₄+ 5NO При долгом хранении, на свету или при нагревании азотная кислота может разлагаться. 4HNO₃= 4NO₂+ 2H₂O + О₂ Нитраты – это соли азотной кислоты. Они обладают ионным типом кристаллической решетки. Это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде, температура плавления у нитратов сравнительно низкая. Они могут быть окрашены, но только за счет катионов соответствующего металла. Важной особенностью химических свойств нитратов является их способность разлагаться при нагревании. Азо́тистая кислота HNO₂ — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO₂, все они токсичны. Эфиром азотной кислоты является нитроглицерин — тяжелая маслянистая жидкость, температура плавления 13,5°C. Растворим в ацетоне, бензоле, плохо — в воде. Получается при взаимодействии глицерина с азотной кислотой:

Дата добавления: 2015-08-31