Видео ролики бесплатно онлайн
Смотреть зрелые видео
Официальный сайт isprras 24/7/365
Смотреть видео бесплатно
|
||||||||||||
|
РефератыХимия (545)Химические свойства неметаллических элементов
Размер: 26.46 KB
Скачан: 330 Добавлен: 09.12.2006 Водень. Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н2О. СН4 + Н2О = СО + 3Н2 СО + Н2О = СО2 + Н2 Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом: С + Н2О = СО + Н2 СО + Н2О = СО2 + Н2 Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів солей, кислот, лугів. Наприклад: Zn+2HCl=ZnCl2+H2 2Al+6NaOH+6H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2 Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді. 2H2+O2=2H2O H2+Cl2=2HCl CuO+H2=Cu+H2O WO3+3H2=W+3H2O У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди: 2Na+H2=2NaH З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує. NaH+HOH=NaOH+H2 Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н2 використовують у виробництві аміаку та органічних синтезах. Кисень. Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот 2KClO3=2KCl+3O2 2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2 Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди: 4Fe+3O2=2Fe2O3 C+O2=CO2 CH4+2O2=CO2+2H2O 2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2 Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких збеігається: 2Na+O2=Na2O2 (пероксид натрію) K+O2=KO2 (надпероксид калію) Li+O2=Li2O Озон О3 – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень: 3O2=2O3 Цей несамодільний процес відбувається за стадіями: O2+hv=O2* O2+O2*=O3+O O2+O=O3 О3 – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О3 з різними відновниками. 2KI+O3+H2SO4=I2+K2SO4+O2+H2O O O2 Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів: Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N2O2, ВаО2), надпероксиди (КО2), озоніди Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті6О, Ті3О). Розглянемо властивості сполук кисню з воднем. Вода. Це стійка речовина ( Нутв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000оС помітним стає розкладання на прості речовини: 2H2O=2H2+O2 Понад 5000оС розкладання відбувається практично повністю. Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних сполук. Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і кислотними оксидами: CaO+H2O=Ca(OH)2 P2O5+3H2O=2H3PO4 з солями: CuSO4+5H2O=CuSO4*5H2O Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей. 2F+2H2O=4HF+O2 При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні властивості: 2HOH+2Na=2NaOH+H2 Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н2О2 у лужному середовищі: Na2O2+2HOH=2NaOH+H2O2 2H2O2=2H2O2+O2 Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО2, реакцією обміну якого з Н2SО4 можна добути Н2О2: BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4 Галогени. Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш стійким є ступінь окислення –1. Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і +6). У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1. Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1 до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише електролізом. Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого водного розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії із сильними окисниками, наприклад MnO2, KmnO4: MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O 2KmnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот: 2NaBr+MnO2+2H2SO4=Br2+MnSO4+Na2SO4+2H2O 10KI+2KMnO4+8H2SO4=5I2+MnSO4+6K2SO4+8H2O Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води солених озер обробляють хлором: 2Br+Cl2=Br2+2Cl 2I+Cl2=I2+2Cl У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений, бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали. Xe+F2=XeF2 2H2O+2F2=4HF+O2 SiO2+2F2=SiF4+O2 Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини: 2Al+3Br2=2AlBr3 2P+3Cl2=2PCl3 2NH3+3Br2=N2+6HBr У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних властивостей: Н2 + Г2 = 2НГ. Реакція з фтором швидко перебігає в темноті і на холоді, реакція з бромом йде швидко лише при нагріванні, реакція з йодом оборотна і протікає при підвищенні температури. При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням, самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста: Cl2+H2O=HCl+HOCl а в реакціях з лугами – солі цих кислот: Cl2+2KOH=KCl+KOCl+H2O Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору. Галогеноводні НГ можна добути реакціями галогенів з воднем бо (для HF i HCl) реакціями обміну: CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані, добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості. Підсилення відновних властивостей Г виявляються у їх різному реагуванні на дію концентрованої H2SO4. Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO2; НІ відновлює сірку (6) не тільки для SO2, а і до вільної сірки або навіть H2S: 2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O 8HI+H2SO4=4I2+H2S+4H2O Через це HBr і HI неможливо добути дією концентрованої сірчаної кислоти на солі цих кислот. Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують для очищення та добування металів: TiI4=Ti+2I2 Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl2, хлорнувата HCl3, хлорна HCl4. Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах. Сірка. З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має сірка. Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли вона утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами. Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки. Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов стійка моноклинна (() сірка. За температури понад 95,4оС вона перетворюється на ромбічну ( ( ) сірку. При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник: Fe+S=FeS 2Al+3S=Al2S3 H2+S=H2S При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості: S+O2=SO2 2S+Cl2=S2Cl2 Сірководень H2S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну: FeS+2HCl=FeCl2+H2S H2S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах – це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію) піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і оборотно: S+HOH=HS+OH I ступінь або Na2S+HOH=NaHS+NaOH Гідроліз деяких сульфатів (Al2S3, Cr2S3) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень: Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує, причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших Pb(NO3)2+H2S=PbS+2HNO3 Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів: CuSO4+Na2S=CuS+Na2SO4 FeSO4+Na2S=FeS+Na2SO4 Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні: Na2SO4+4C=Na2S+4CO H2S окиснюється киснем, на повітрі горять: 2H2S+3O2=2SO2+2H2O (при надлишку О2) 2H2S+O2=2S+2H2O (при недостатній кількості Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу сульфідів металів: 2ZnS+3O2=ZnO+SO2 У водних рохчинах сульфіди і H2S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO4 та іншими окисниками: Na2S+I2=2NaI+S H2S+4Br2+4H2O=H2SO4+8HBr При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди: Na2S+(n-1)S=Na2Sn Сірка утворює два стійких оксидів – SO2 і SO3. SO2 за звичайних умов SO2+H2O=H2SO3 Внаслідок оборотності цієї реакції НSO3 існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na2SO3, CaSO3) і гідросульфіти (NaHSO3, Ca(HSO3)2). Останні не стійки, переходять у піросульфіти. Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем Na2SO3+I2+H2O=Na2SO4+2HI Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою: SO3+H2O=H2SO4 Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na2SO4 Zn+H2SO4(p)=ZnSO4+H2 У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів. Cu+2H2SO4(k)=CuSO4+SO2+2H2O Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H2S: 4Zn+5H2SO4=4ZnSO4+H2S+4H2O (SO2, S) Як сильна і нелетка кислота H2SO4 витісняє чимало інших кислот з їх солей: NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl KNO3+H2SO4=KHSO4+HNO3 Більшість солей H2SO4 розчинна в воді. Нерозчинні BaSO4, SrSO4, Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na2SO3,
За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5. У молекулі N2 атоми зв’язані потрійним зв’язком. Велика енергія зв’язку зумовлює високу стійкість і малу хімічну активність N2. За звичайних умов азот реагує лише з літієм, з іншими металами – при нагріванні, утворюючи нітриди. З воднем сполучається лише при підвищених температурах і тиску, з киснем – при температурах понад 3000oС. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником: 6Li+N2=2Li3N 3Mg+N2=Mg3N2 3H2+N2+2NH3 N2+O2=2NO N2+3F2=2NF3 Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями, оскільки їм не відповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металів ступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з водою, наприклад: Mg3N2+6HOH=3Mg(OH)2+2NH3 Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну активність, не реагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з кислотами. Аміак в промисловості добувають синтезом з простих речовин: N2+3H2=2NH3 У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію: NH3 NH4Cl+NaOH=NaCl+NH4OH H2O Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH3+HCl=NH4Cl 2NH3+H2CO3=(NH4)2CO3 Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад: NH4Cl=NH3+HCl і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процес заміщення атомів водню: 2Al+2NH3=2AlN+3H2 Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr3. Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем: (Cr2O3) 4NH3+3O2=2N2+6H2O (Pt) 4NH3+5O2=4NO+6H2O У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl2, Br2): 2NH3+3Cl2=N2+6HCl Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO2 добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N2 +O2 = 2NO) не використовується через великі енергетичні витрати. Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем: 2NO+O2=2NO2 Взаємодія NO2 з водою йде за рівнянням: 2NO2+HOH=HNO3+HNO2 Азотиста кислота HNO2 існує лише розчинах, багато які її солі (KNO2, NO2 2HNO2=HOH+N2O3 NO Тому кінцевими продуктами реакції NO2 з водою є HNO3 та NO: 3NO2+HOH=2HNO3+NO У присутності О2, NO перетворюється у NO2 і єдиним продуктом реакції стає HNO3: 4NO2+O2+2HOH=4HNO3 Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти. У водних розчинах HNO3 є сильною кислотою, практично повнімтю дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшості металів, майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованою азотною кислотою продуктом відновлення звичайно є NO2, розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N2O, N2, NH4NO3: Cu+4HNO3(k)=Cu(NO3)2+2NO2+2HOH 3Cu+8HNO3(p)=3Cu(NO3)2+2NO+4HOH 4Zn+10HNO3(p)=4Zn(NO3)2+N2O+5HOH Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Pt та ін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO3 = Ag + 2NO2 + O2. Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO2 (NO3)2 при добуванні урану); Фосфор. У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть, меншу електронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який відповідає завершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки найстійкішою стає найвищий ступінь окислення +5. Добування фосфору при дії вугілля і піску на фосфат кальцію в електропечах при 1500оС: Ca3(PO4)2+5C+3SiO2=3CaSiO3+2P+5CO Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50оС. 4P+3O2 4P+5O2 2P+5Cl2 В реакціях з активними металами фосфор виступає в ролі окисника: P4+3NaOH+3HOH=PH3+3NaH2PO2 Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg3P2+6H2O=3Mg (OH)2+2PH3. Фосфін реагує з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH3+HI=PH4I. 2PH3+4O2=P2O5+3HOH При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH2PO2 NiSO4+NaH2PO2+HOH=Ni+NaH2PO3+H2SO4 При взаємодії P2O5 з водою утворюються фосфорні кислоти: P2O5+HOH=2HPO3 (метафосфорна кислота) P2O5+2HOH=H4P2O7 (дифосфорна кислота) P2O5+3HOH=2H3PO4 (ортофосфорна кислота) Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна). Для її добування окрім реакції P2O5 з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію: Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4 Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати Фосфор є шкідливою домішкою в човунах і сталях. Гіпофосфати застосовуються для добування нікельових покриттів. У великих кількостях солі фосфорної кислоти використовують як фосфорні добрива. Вуглець. Електронегативність вуглецю=2,5, електрони хімічних зв’язків можуть зсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення Більшість його знаходиться у карбонатах (CaCO3, MgCO3). Вуглець міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті, вугіллі, сланці, природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простих речовин – графіту, алмазу. Відомо кілька алотропічних модифікацій вуглецю: алмаз, графіт, карбін, фулерени. Вуглець – найтугоплавкіша проста речовина. Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагріванні вступає в реакції з металами і воднем, виявляючи окиснювальні властивості, у реакіях з киснем, сіркою, оксидами металів та ін. – відновні властивості: Ca+2C=CaC2 C+O2=CO2 4Al+3C=Al4C3 C+2S=CS2 2H2+C=CH4 C+PbO=Pb+CO З галогенами вууглець безпосередньо не реагує. Карбіди металів можна розділити на дві групи: карбіди S- (P-) металів і карбіди d – металів. Карбіди першої групи з водою вступають у реакції обміну з утворенням гідроксидів металів і вуглеводнів: CaC2+2HOH=Ca(OH)2+C2H2 (HC(CH) Al4C3+12HOH=4Al(OH)3+3CH4 Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів: CaO+3C=CaC2+CO V2O5+7C=2VC+5CO Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО2. При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО2 Со+О2=СО2, СО2 припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем: CO2+C=2CO При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється суміш СО і Н2, які називаються водяним газом: C+HOH=CO+H2 СО за звичайних умов поводить себе як несолетвірний оксид, не реагує з водою, розчинами кислов і лугів. Однак при підвищеному тиску пр нагіванні вступає в реакцію із лугами, утворюються солі мурашиної кислоти: Со +NaOH=HCOONa. Для СО характерні відовні властивості: 2CO+O2=2CO2 (H= -565 кДж. Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2 NiO+CO=Ni+CO2 Оксиди вуглецю (2) сполучаються із багатьма металами, утворюючи карбоніди: Fe+5CO=FeCO5 (карбоніл заліза) Ni+4CO=Ni(CO)4 (карбоніл нікелю) Велике значення має реакція СО з аміаком: CO+NH3=HCN+HOH Дуже отруйна. Повільно розкладаєтсья придії води і кисню. Солі цієї кислоти (NaCN, KCN) називають ціанідами. Оксид вуглецю (4) добувають у промисловості термічним розкладом CaCO3: CaCO3=CaO+CO2 а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО3 в апараті Кіппа: CaCO3+2HCl=CaCl2+HOH+CO2 СО2 розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту: CO2+HOH=H2CO3 Вугільна кислота нестійка, існує лише у водному розчині, двухосновна. CaCO3+H2CO3=Ca(HCO3)2 для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі: Ca(HCO3)2+Ca(OH)2=2CaCO3+2HOH В зв’язку з тим, що вугільна кислота являєтсья слабкою, карбонати підлягають значному гідролізу. Гідроліз солей лужних металів іде ступінчато і оборотно. Вуглець і його сполуки дуже важливі для металургії. Вуглець (кокс) використовується як дешевий відновник при отриманні багатьох металів (Zn, Кремній. Електронегативність кремнію (1,9) невисока, тому найбільш стійка ступінь окислення +4. Найбільш низька ступінь окислення –4 проявляється в сполуках з активними металами, проміжні ступені окислення (крім 0) – нестійкі. Кремній одержують в електропечах відновленням SiO2 коксом: SiO2+2C=Si+2CO (H=68.9 Дж. Необхідний для напівпровідників техніки кремній особливої частоти отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції Кремній – полімер, в реакйії вступає тільки при нагріванні. На відміну від вуглецю не реагує з Н2, але з’єднується з галогенами: Si+2Mg=Mg2Si Si+O2=SiO2 Si+2Cl2=SiCl4 (Si – відновник) Сполуки кремнію з металами, силіциди, як і карбіди, можна поділити на дві групи. Солеподібні силіциди S-металів (Mg2Si, Ca2Si) легко реагують з кислотами (але не з водою), утворюючи сполуки кремнію з воднем, - сілани: Mg2Si+4HCl=2MgCl2+SiH4 Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Sin+H2n+2. На повітрі сілани самозаймаються: SiH4+2O2=SiO2+2HOH при нагріванні розкладаються : SiH4=Si+2H2 Оксид кремнію SiO2 в природі існує у вигляді кварцу (піску), тримідиту, кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO2 – тугоплавкий і хімічно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не реагує, свої кислотні властивості проявляє в реакціях з лугами, основними оксидами і деякими солями, які проходять з достатньою швидкістю при підвищених температурах: 2NaOH+SiO2=NaSiO3+HOH Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2 З кислотами SiO2 не реагує, вийняток складає плавикова кислота: Кремнієву кислоту можна отримати дією кислоти на розчин Na2SiO3. Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь (колоїдний розчин), при великих концентраціях – гель (студень). Ортокремнієва кислота розчинна у воді, слабка, може існувати в дуже розведених розчинах. При підвищенній концентрації виникає поліконденсація. Найбільш широко використовуються силікати, виробляють міліони тон різних сілікатних матеріалів, в тому числі цеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та ін. Кварцовий пісок являється основною складовою частиною формувальних сумішей в литниковому виробництві, а “рідке скло” Na2SiO3 – зв’язуючий матеріал в цих сумішах. Кремній є складовою частиною чугунів та сталей, а також ін. сплавів. Бор. Бор – єдиний неметалічний елемент 3 групи. Валентність бору частіш за все тільки =3. Бор дає стійки зв’язки з киснем і галогенами. Зв’язки В-В і Основні його мінерали борати кальцію та магнію, а також бура Na2B4O7 и борна кислота H3BO3. Бор отримують відновленням B2O3 магнієм: 3Mg+B2O3=3MgO+2B Крім того, як і для кремнію використовують термічний розклад сполук бору з воднем та йодом. Бор – полімерна речовина, взвичайних умовах реагує тільки з фтором, при нагрівані з’єднюється з металами, а також з киснем, галогенами та навіть з азотом. З воднем не реагує: Mg+2B=MgB2 4B+3O2=2B2O3 2B+3Cl2=2BCl3 В сполуках бору з металами переважає металічний зв’язок. Більш активні бориди S –металів, які реагують з кислотами: 3MgB2+6HCl=3MgCl2+B2H6+4b Найпростішої сполуки ВН3 в звичайних умовах не існує, підлягає димерізації. Бороводні мало стійкі, при нагіванні легко розкладаються на бор і водень, дуже активні, на повітрі самозагоряються: В2Н6+3О2=В2О3+3Н2О. Оксид бору має кислотні властивості, з’єднується з водою, утворюючи ортоборну кислоту: B2O3+3HOH=2H3BO3 Ортоборна кислота розчина у воді. Дуже слабка, тому при дії лугів не утворює солей типу М3ВО3, а утворює солі більш сильної тетроборної кислоти: 2NaOH+4H3BO4=Na2B4O7+7HOH Тетроборат натрію може далі реагувати з лугами та основними оксидами: Na2B4O7+2NaOH=HOH+4NaBO2 Na2B4O7+CoO=2NaBO2+Co(BO2)2 При дії на бор азотом або аміаком утворюєтсья нітрид бору BN. Бор використовують як легуючу добавку до сплавів. Бор використовують при пайці та зварюванні. |
|
Смотреть онлайн бесплатно
Онлайн видео бесплатно