Один из самых распространенных элементов, главная составляющая часть атмосферы Земли. Слово «Азот», предложенное французским химиком А. Лавуазье в конце 18 века, греческого происхождения. «Азот» означает «Безжизненный»



страница1/7
Дата29.06.2015
Размер1,07 Mb.
  1   2   3   4   5   6   7
А З О Т № 7 N 2 5

14,0067


Один из самых распространенных элементов, главная составляющая часть атмосферы Земли. Слово «Азот», предложенное французским химиком А.Лавуазье в конце 18 века, греческого происхождения. «Азот» означает «Безжизненный». Именно так считал Лавуазье, а также его современники. Элемент азот образует простое вещество, которое при обычных условиях является газом, без цвета, запаха и вкуса. Этот газ был выделен из воздуха в 1772 году Резерфордом и Шееле. Этот газ не поддерживал дыхания и горения, поэтому и был так назван. Однако дышать чистым кислородом постоянно человек не может. Даже больным дают чистый кислород только непродолжительное время. Называть его безжизненным не совсем правильно. Все растения подкармливают азотом, калием, фосфором, внося минеральные удобрения. Азот входит в состав важнейших органических соединений, в том числе таких важных, как белки и аминокислоты. Для человека чрезвычайно полезна относительная инертность этого газа. Будь он более склонен к химическим реакциям, атмосфера Земли не могла бы существовать в том виде, в каком она существует. Сильный окислитель кислород вступил бы с азотом в реакцию, и образовались бы ядовитые оксиды азота. Но если бы азот нельзя было связать ни при каких условиях, не было бы и жизни на Земле. На долю азота приходится около 3% от массы человеческого организма. Не связанный азот применяется широко. Это самый дешевый из газов, химически инертных в обычных условиях, поэтому в тех процессах металлургии и большой химии, где надо защищать активное соединение или расплавленный металл от взаимодействия с кислородом воздуха, создают чисто азотные защитные атмосферы. Под защитой азота хранят в лабораториях легко окисляющиеся вещества. В металлургии азотом насыщают поверхности некоторых металлов и сплавов, чтобы придать им большую твердость и износоустойчивость. Широко известно, например, азотирование стали и титановых сплавов.

Жидкий азот (температуры плавления и кипения азота: -210*С и -196*С) используют в холодильных установках.

Малая химическая активность азота объясняется, прежде всего, строением его молекулы. В молекуле между атомами азота тройная связь. Чтобы разрушить молекулу азота, необходимо затратить очень большую энергию – 954,6 кДж\моль. Без разрушения молекулы азот в химическую связь не вступит. При обычных условиях с ним способен вступить в реакцию только литий, образуя нитрид.

Атомарный азот намного активнее, но даже при 3000*С не наблюдается заметного разложения молекул азота на атомы.

Соединения азота имеют огромное значение для науки и для многих отраслей промышленности. Ради получения связанного азота человечество идет на огромные энергетические затраты. Основным способом связывания азота в промышленных условиях остается синтез аммиака. Сам аммиак используется ограниченно и обычно в виде водных растворов. Но аммиак, в отличие от атмосферного азота, довольно легко вступает в реакции присоединения и замещения. И окисляется он легче, чем азот. Поэтому аммиак и стал исходным продуктом для получения большинства азотсодержащих веществ. Известны пять оксидов азота. В промышленности широко применяется азотная кислота. Ее соли – нитраты, используются в качестве удобрений.

Азот образует еще одну кислоту – азотистую. Некоторые микроорганизмы могут связывать азот воздуха. Это почвенные азотфиксирующие бактерии.

Латинское название азота «нитрогениум» введено в 1790 году Ж.Шапталем, означает

«рождающий селитру».

В О Д О Р О Д № 1 Н 1

1,00797


В 1766 году английский химик Г.Кавендиш собрал вытесняемый металлами из кислот «горючий воздух», исследовал его свойства. Но лишь в 1787 г. А.Лавуазье доказал, что этот «воздух» входит в состав воды, и дал ему название «гидрогениум», то есть рождающий воду, водород.

На долю водорода на Земле, включая воду и воздух, приходится около 1% по массе. Это распространенный и жизненно важный элемент. Он входит в состав всех растений и животных, а также в состав самого распространенного на Земле вещества – воды.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной. Он стоит в начале длинного и сложного процесса синтеза элементов в звездах.

Солнечная энергия – основной источник жизни на Земле. А первооснова этой энергии – термоядерная реакция, происходящая на Солнце в несколько стадий. При этом выделяется огромное количество энергии. Человеку удалось воспроизвести на Земле не очень точное подобие главной солнечной реакции. В земных условиях мы можем заставить вступить в такую реакцию только тяжелые изотопы водорода – дейтерий и тритий. Обычный же водород – протий – с массой 1 здесь нам не подвластен.

В периодической системе элементов водород занимает особое место. Это элемент, с которого начинается периодическая система. Он обычно стоит в 1 группе над литием. Потому что у атома водорода один валентный электрон. Но в современных изданиях таблицы водород помещают в 7 группе над фтором, так как у водорода находят общее с галогенами. К тому же водород способен давать соединение с металлами – гидрид металла. Практически из них наиболее важно соединение лития с тяжелым водородом дейтерием. У изотопов водорода физические и химические свойства сильно различаются, поэтому их достаточно просто разделить. Элемент водород образует простое вещество, которое называется тоже водород. Это газ, бесцветный, без вкуса и запаха. Он самый легкий из газов, в 14,4 раза легче воздуха. Водород становится жидким при -252,6*С и твердым при -259,1*С. В обычных условиях химическая активность водорода невелика, он реагирует с фтором и хлором. Но при повышенной температуре водород взаимодействует с бромом, йодом, серой, селеном, теллуром, а в присутствии катализаторов – с азотом, образуя аммиак. Смесь 2 объемов водорода и 1 объема кислорода называют гремучим газом. Она при поджигании сильно взрывается. При горении водород образует воду. При высокой температуре водород способен «изъять» кислород из многих молекул, в том числе из большинства оксидов металлов. Водород – это великолепный восстановитель. Но так как этот восстановитель дорогой и работать с ним не просто, для восстановления металлов его применяют ограниченно. Водород широко используют в процессе гидрогенизации – превращения жидких жиров в твердые. Крупнейшими потребителями водорода остаются производства аммиака и метилового спирта. Все больший интерес в наши дни проявляют к водороду как к источнику тепловой энергии. Это связано с тем, что при сгорании чистого водорода выделяется больше тепла, чем при сжигании такого же количества любого горючего. К тому же при сжигании водорода не выделяется вредных примесей, загрязняющих атмосферу.

Б Е Р И Л Л И Й №4 Be 2 2

9,0122

Бериллий был обнаружен в 1798 году знаменитым французским химиком Л.Вокленом в полудрагоценном камне берилле. Отсюда и название элемента. Впрочем, Воклен выделил только новую «землю» - оксид неизвестного металла. Относительно чистый бериллий был получен в виде порошка только через 30 лет независимо Ф.Велером в Германии и Э. Бюсси во Франции.



Долгое время многие химики считали, что бериллий – трехвалентный металл с атомной массой 13,8. Для такого металла не находилось места в периодической системе, и тогда, несмотря на очевидное сходство бериллия с алюминием, Д.И.Менделеев поместил этот элемент во вторую группу, изменив его атомную массу на 9. Вскоре шведские ученые Л.Нильсон и О.Петерсон нашли, что атомная масса бериллия 9,1, что соответствовало предположениям Д.И.Менделеева.

Бериллий – редкий элемент. Из соединений бериллия чаще всего встречается берилл

Be3Al2(SiO3)6. Бериллий входит в состав и других природных соединений. Среди них - драгоценные камни: изумруд, аквамарин, гелиодор, которые использовали для украшений еще в древности.

Чистый бериллий – светло-серый, легкий и хрупкий металл. Бериллий химически активен. Атом его легко отдает свои 2 электрона с внешней оболочки (степень окисления +2). На воздухе бериллий покрывается оксидной пленкой, ВеО, предохраняющей его от коррозии и очень тугоплавкой, а в воде – пленкой Ве(ОН)2, которая также защищает металл. Бериллий реагирует с серной, соляной и другими кислотами. С азотной реагирует только при нагревании. Легко соединяется с галогенами, серой, углеродом.

Во второй половине 20 века бериллий стал необходим во многих отраслях техники. Этот металл и его сплавы отличаются уникальным сочетанием различных свойств. Конструкционные материалы на основе бериллия обладают одновременно и легкостью и прочностью. А также они стойки к высоким температурам. Будучи в 1,5 раза легче алюминия, эти сплавы в то же время прочнее многих специальных сталей. Эти качества и сам бериллий и многие его сплавы не утрачивают при температуре 700 – 800 *С, поэтому они используются в космической и авиационной технике.

Бериллий необходим и в атомной технике: он стоек к радиации и выполняет роль отражателя нейтронов.

Недостатками бериллия следует считать его хрупкость и токсичность. Все соединения бериллия ядовиты. Известно специфическое заболевание – бериллиоз, при котором поражаются многие системы живого организма и даже скелет.
Л И Т И Й №3 Li 2 1

6,939


Открыт литий в 1817 году шведским химиком А.Арфведсоном при анализе минерала

петалита LiAl(Si4O10). Этот минерал выглядит как самый обыкновенный камень, и поэтому металл назвали литием, от греческого «литос» - камень. В земной коре лития содержится три тысячных процента от общей массы. Известно около 30 минералов лития, 5 из них имеют промышленное значение.

Литий – самый легкий из металлов, почти вдвое легче воды. Он серебристо-белого цвета, с ярким металлическим блеском. Литий мягок, легко режется ножом. На воздухе он быстро тускнеет, соединяясь с кислородом воздуха. Литий значительно слабее, чем калий или натрий. Реагируя с водой, образует щелочь LiOH.При этом он не воспламеняется, как это происходит в реакции калия с водой. Зато с азотом, углеродом, водородом литий реагирует легче других щелочных металлов. Это один из немногих элементов, которые непосредственно соединяются с азотом.

Некоторые соли лития (карбонат, фторид), в отличие от аналогичных солей его соседей по группе, плохо растворяются в воде. Долгое время и литий, и его соединения почти не находили практического применения. Лишь в 20 веке их стали использовать в производстве аккумуляторов, в химической промышленности как катализаторы, в металлургии. Сплавы лития легки, прочны, пластичны. Но главная область применения лития сегодня – атомная техника.

Один из двух природных изотопов лития с массой 6 оказался самым доступным источником промышленного получения тяжелого изотопа водорода – трития, участвующего в термоядерной реакции. Другой изотоп лития с массой 7 используют в качестве теплоносителя для ядерных реакторов. Дефицит лития в организме человека приводит к психическим расстройствам. Избыток металла в организме вызывает общую заторможенность, нарушение дыхания и сердечного ритма, слабость, сонливость, потерю аппетита, жажду, расстройство зрения, а также дерматит лица и рук.

Б О Р №5 В 2 3

10,811

Название «бор» происходит от арабского «бурак» - «бура». Этот элемент впервые выделили из борной кислоты в 1808 году известные французские химики Ж.Гей-Люссак и Л.Тенар. Правда, в полученном ими веществе бора было не больше 70%. Бор 99% -ной чистоты впервые был получен американским химиком Э.Вейнтраубом лишь через 101 год.



В природе бор встречается в основном в виде буры NaB4O7 на 10Н2О,

Кернита Na2B4O7 на 4Н2О и сассолина (природной борной кислоты) Н3ВО3.

Очень чистый бор бесцветен, однако бесцветный бор видели немногие. Из-за примесей мелкокристаллический бор обычно бывает темно-серого, черного или бурого цвета.

При обычной температуре бор взаимодействует только с фтором, при нагревании – с другими галогенами, кислородом, серой, углеродом, азотом, фосфором, с металлами, а из кислот – с азотной и серной. В соединениях он проявляет степень окисления +3.

Известнейшее соединение бора – борная кислота – довольно широко используется в медицине как дезинфицирующее средство. Буру – соль борной кислоты – издавна применяют в производстве специальных сортов стекла. Но не из-за этого бор в наши дни стал элементом очень важным для промышленности.

Природный бор состоит всего из двух изотопов с массами 10 и 11. По химическим свойствам они, как любые изотопы одного элемента, практически неразличимы, но для ядерной физики эти изотопы – антиподы. Физиков, прежде всего, интересует такая характеристика легких изотопов, как способность их ядер захватывать (или, наоборот, не захватывать) нейтроны, образующиеся в ходе цепной ядерной реакции и необходимые для ее поддержания. Оказалось, что легкий изотоп бора с массой 10 принадлежит к числу самых агрессивных «захватчиков» тепловых нейтронов, а тяжелый изотоп бора с массой 11 индифферентен к ним. Каждый из этих изотопов может быть полезен при сооружении атомных реакторов в большей степени, чем природная смесь изотопов этого элемента.

Изотопы бора научились разделять в сложных физико-химических процессах и получать моноизотопные соединения и сплавы. Изотоп бора с массой 11 используют как легирующую добавку в материалах активной зоны реакторов, а из изотопов бора с массой 10 делают управляющие стержни, с помощью которых улавливают избыток нейтронов и таким образом регулируют ход ядерной цепной реакции.

Из соединений бора наибольшее внимание сейчас привлекают сверхтвердые нитрид бора и карбид бора, а также гидриды бора, или бороводороды. Их синтезировали довольно много: В2Н6, В4Н10, В5Н9 и другие. Неодинаковые по составу и строению, ядовитые, отвратительно пахнущие и, как правило, химически очень нестойкие, гидриды бора и их производные очень заинтересовали химиков: они оказались перспективным высококалорийным горючим для реактивных двигателей.

Бор является жизненно важным элементом.

У Г Л Е Р О Д №6 С 2 4

12,01115

История знакомства человека с этим элементом уходит далеко вглубь веков. Неизвестно имя того, кто открыл углерод. Неизвестно, какая из форм чистого углерода – алмаз или графит – была открыта раньше. Содержание углерода в земной коре составляет 0,023% по массе. Углерод – основная составная часть растительного и животного мира. Все горючие ископаемые – нефть, газ, торф, сланцы – построены на углеродной основе. Особенно богат углеродом каменный уголь. Большая часть углерода сосредоточена в минералах – известняке, доломите. Среди жизненно важных элементов углерод – один из важнейших: жизнь на нашей планете построена на углеродной основе.

Атомы углерода могут соединяться друг с другом разнообразными способами, образуя огромное разнообразие веществ. Их химические связи могут возникать и разрушаться под действием различных природных факторов. Так возникает круговорот углерода в природе.

Неорганических веществ углерода по количеству намного меньше, чем органических. Углерод в форме алмаза, графита, угля вступает в соединение только при нагревании. При высоких температурах он соединяется с металлами и некоторыми неметаллами, например с бором, образуя карбиды. Из неорганических соединений углерода наиболее известны соли угольной кислоты, углекислый газ и угарный газ. Значительно менее известен третий оксид С3О2 – бесцветный газ с неприятным резким запахом.

В атмосфере Земли много углекислого газа – продукта горения и дыхания. Это основной источник углерода для развития растений. Угарный газ образуется при неполном сгорании топлива. В промышленности угарный газ используют в качестве восстановителя. Например, при выплавке чугуна в доменных печах, а также для синтеза органических веществ. Метиловый спирт получают по реакции:

СО + 2Н2 = СН3ОН

Углерод образует Аллотропные модификации: алмаз, графит, Карбин, фуллерен.

Алмаз – кристаллическая форма углерода, редкий минерал, по твердости превосходящий все природные и все, кроме кристаллического нитрида бора, искусственные материалы. Крупные кристаллы алмаза после огранки превращаются в драгоценнейшие из камней – бриллианты. В конце 17 века флорентийские ученые пытались сплавить несколько мелких алмазов в один крупный. Но при нагревании алмазы исчезли, сгорев на воздухе. Но только спустя 100 лет удалось доказать идентичность алмаза и угля. В настоящее время возможно получение алмазов искусственно, из графита.

Широко применяется на практике графит при изготовлении карандашей. Графит проводит электрический ток, поэтому он нужен в электротехнике, металлургии, производстве порохов, атомной технике. Графит высочайшей чистоты используется в реакторостроении как эффективный замедлитель нейтронов.

Карбин пока применяется ограниченно. Он обладает полупроводниковыми свойствами. На этом свойстве основано первое практическое применение – в фотоэлементах.

Органические соединения углерода изучают такие самостоятельные науки, как органическая химия, биохимия, химия природных соединений.
К И С Л О Р О Д № 8 О 2 6

15,9994


Кислород открыли одновременно независимо друг от друга два известнейших химика 18 века – англичанин Дж.Пристли (1774) и швед К.Шееле (1772). Шееле получил кислород раньше, чем Пристли, но результаты опытов Пристли стали известны ученым сразу же, а труды Шееле – позже. Но истинную природу кислорода смог объяснить только А.Лавуазье. И название элементу дал также А.Лавуазье: оксигениум – рождающий кислоты. Позже выяснилось, что не все кислоты содержат кислород, но менять название элемента не стали.

Кислород оказался самым распространенным на Земле элементом. Если во Вселенной преобладает водород, в земной атмосфере – азот, то в литосфере – связанный кислород.

Он входит в состав большинства горных пород и более чем 1000 минералов. Большинство химических элементов существуют в природе в виде кислородсодержащих соединений. Кислород составляет 47% массы твердой оболочки Земли. Еще больше его в гидросфере – почти 86% по массе.

Кислород образует простое вещество – О2 –кислород. Это газ без цвета и запаха. Он образует соединения со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С золотом, платиновыми металлами, галогенами, тяжелыми инертными газами кислород непосредственно не реагирует. Их кислородные соединения получают косвенным путем.

Реакции соединения с кислородом – реакции окисления – почти всегда сопровождаются выделением тепла, иногда света.

Свободный кислород на Земле существует благодаря процессам фотосинтеза. Кислород необходим для дыхания. Этот элемент входит в состав жизненно важных соединений: вода, белки, углеводы, жиры, костная ткань. Кислород участвует в физиологических и в геохимических процессах. Для практических целей кислород получают из воздуха. Существует целая отрасль промышленности, занятая производством кислорода. Кислород применяется в металлургии, как окислитель ракетного топлива, в авиации для дыхания, для сварки и резки металлов, при взрывных работах, в медицине. Газ кислород превращается в жидкость светло-голубого цвета при -182,9*С.

Элемент кислород образует аллотропную модификацию – озон О3. Это газ с запахом свежести.

Ф Т О Р № 9 F 2 7

18,9984

О существовании элемента, который впоследствии был назван фтором (от греческого «фторос» - разрушение, гибель) догадывались многие химики конца 18 – начала 19 веков. Но получить его в чистом виде долго не удавалось из-за его очень высокой химической активности. В истории фтора немало трагических страниц: многие ученые, которые изучали соединения фтора, теряли здоровье и даже гибли, потому что фтор и его соединения чрезвычайно ядовиты. Одно из самых интересных соединений фтора – плавиковая кислота – была получена в 1771 году шведским химиком К.Шееле, который предположил, что в этой кислоте содержится новый химический элемент. Но прошло больше 100 лет, прежде чем химики выделили, наконец, этот элемент. Произошло это в 1886 году. Первооткрывателем свободного фтора стал французский химик А.Муассан. Чтобы получить фтор, Муассан подверг электролизу безводный фтороводород и собрал на аноде несколько пузырьков чрезвычайно активного бледно-желтого газа. Спустя 20 лет за это открытие Муассан был удостоен Нобелевской премии по химии.

Фтор в природе распространен довольно широко. Его содержание в земной коре 0,0625%

От общей массы. Свободный фтор в природе практически не встречается. Основной минерал – флюорит, или плавиковый шпат CaF2. Фтор также входит в состав фосфоритов, фторапатита 3Са3(РО4)2 . СаF2, криолита Na3AlF6.

Фтор – элемент, расположенный на «полюсе» неметаллических свойств. Это самый активный окислитель. Даже кислород окисляется фтором. Химическая активность фтора такова, что инертные газы, долгое время считавшиеся не способными к каким-либо химическим реакциям, вступают в соединения с ним. Высокая химическая активность фтора объясняется строением его атома. Фтор проявляет степень окисления -1. Фтор реагирует почти со всеми простыми веществами, кроме гелия, аргона, неона, азота и углерода в виде алмаза. В результате многих реакций с участием фтора выделяется большое количество тепла, а некоторые реакции имеют характер взрыва. Многие фторсодержащие вещества очень важны для современной науки и техники. Например, фтороводород широко применяется в авиационной, химической, целлюлозно-бумажной промышленности, при производстве стекла и некоторых металлов.

Плавиковый шпат (флюорит) – фторид кальция – одна из важнейших солей плавиковой кислоты. Ее используют для получения фтороводорода и для получения алюминия. Для атомной энергетики важны соединения фтора с другими галогенами.

Фтор вступает в реакции и с органическими веществами. Из органических фторсодержащих соединений важны фреоны. Они работают в холодильниках, в установках для кондиционирования воздуха. Очень важно еще одно фторорганическое соединение – тетрафторэтилен. Из него получают Тефлон. Впервые получили его в 1938 году. Он отличается чрезвычайной химической стойкостью. Даже «царская водка», которая растворяет почти все металлы, в том числе золото и платину, на Тефлон не действует. За необычайную химическую стойкость это белое легкое вещество иногда называют пластмассовой платиной.
Н А Т Р И Й № 11 Na 2 8 1

22,9898
Натрий – самый распространенный в природе щелочной металл, один из самых распространенных в природе элементов – 2,5% от массы земной коры.

Натрий входит в состав гранитов, базальтов, полевых шпатов, множества минералов, содержится в морской воде. Самые известные его природные соединения – галит (каменная соль). Это поваренная соль, хлорид натрия. А также мирабилит (глауберова соль). Это десятиводный сульфат натрия.

В 1807 году английский физик и химик Г.Дэви впервые получил его электролизом едкого натра. Дэви же первым изучил его свойства.

Натрий мягкий, легче воды, серебристо-белый металл. Он очень активен, бурно реагирует с водой, горит в кислороде, фторе, хлоре. Натрий реагирует со всеми неметаллами, кроме инертных газов.

Натрий жизненно важный элемент. Он активно участвует в минеральном обмене в организмах животных и человека. Он содержится в эритроцитах крови – красных кровяных тельцах, в сыворотке, пищеварительных соках. Играет важную роль в водно-солевом обмене и поддержании кислотно-щелочного равновесия. Присутствует натрий и в тканях растений. Но роль этого элемента в жизни растений еще не до конца изучена. Натрий входит в состав многих лекарственных препаратов, в том числе таких распространенных, как питьевая сода. Многие антибиотики используются в виде натриевых солей.

Очень широко применение натрия и его соединений в промышленности. Жидкий натрий служит теплоносителем в атомных реакторах некоторых конструкций. Металлическим натрием восстанавливают из соединений такие ценные металлы, как цирконий, тантал, титан. Первый в мире промышленный способ получения каучука, разработанный Лебедевым С.В., предусматривал использование натриевого катализатора. Участвует натрий и в процессах органического синтеза.

Многие соединения натрия – важные продукты химической промышленности. Это едкий натр, или каустическая сода, или каустик – NaOH. Кальцинированная сода или карбонат натрия. Карбонат натрия образует десятиводный кристаллогидрат, известный под названием кристаллической соды. Широко используется карбонат калия, известный под названием поташ. Элемент назван натрием от арабского «натрун» - сода.

  1   2   3   4   5   6   7


База данных защищена авторским правом ©zubstom.ru 2015
обратиться к администрации

    Главная страница