Home ⇒ 👍Хімія ⇒ Властивості миш’яку

Властивості миш’яку

Миш’як. (Arsenicum), As – хім. елемент V групи періодичної системи елементів, ат. н. 33, ат. м. 74,9216. Кристали сіро-сталевого кольору. У з’єднаннях миш’як проявляє ступені окислення – 3, + 3 і +5. Природний миш’як складається з стабільного ізотопу 7? As. Отримано 14 радіоактивних ізотопів, з них найбільш важливі 75As, 74As і 78As з періодами напіврозпаду відповідно 76 днів, 17,5 днів і 26,8 ч.

Сполуки миш’яку були відомі ще в Давньому Єгипті, де використовувалися для отримання фарб, ліків і отрут. Отримання вільного, т. Зв. металевого М. зазвичай приписують німець, алхімікові Альберту Великому (близько 1250). У 1789 франц. хімік А. Лавуазьє включив миш’як в список хімічних елементів. Вміст миш’яку в земній корі 1,7 – 10 ~ 4%. Вільний (самородний) миш’як зустрічається рідко. У природі знаходиться переважно. у вигляді сульфідів. Відомо близько 120 мінералів, що містять миш’як. Найбільш поширені з них миш’яковий колчедан (міспікель, арсенопірит) FeAsS (46,0% As), миш’яковистий колчедан (леллінгіт) FeAs2 (72,8% As), реальгар As4S4 (70,1% As) і аурипігмент As2S3 (61,0 % As). Встановлено декілька аллотропних модифікацій миш’яку. У звичайних умовах стійкий металевий, або сірий миш’як (альфа-миш’як). Кристалічна решітка сірого миш’яку ромбоедрична, шарувата, з періодом а = 4,123 А, кут а = 54 ° 10 ‘. Щільність (т-ра 20 ° С) 5,72 г / см3; температурний коеф. лінійного розширення 3,36 – 10 град; питомий електричний опір (т-ра 0 ° С) 35 – 10-6 ом – см; НВ = ж 147; коеф. стисливості (т-ра30 ° С) 4,5 х 10-6cm2 / kг. М. диамагнитен. Т-ра плавлення альфа-миш’яку 816 ° С при тиску 36 ат.

Під атм. тиском миш’як возгоняется при т-рі 615 ° С не плавлячись. Теплота сублімації 102 кал / г. Пари М. безбарвні, до т-ри 800 ° С складаються з молекул As4, від 800 до 1700 ° С – з суміші As4 і As2, вище т-ри 1700 ° С – тільки з As2. При швидкій конденсації парів миш’як на поверхні, охолоджуваної рідким повітрям, утворюється жовтий мишьяк – прозорі м’які кристали кубічної системи з щільністю 1,97 г / см3. Відомі також інші метастабільні модифікації М.: бета-миш’як – аморфна склоподібна, гамма-миш’як – жовток-річневая і дельта-миш’як – коричнева аморфна з плотностями відповідно 4,73; 4,97 і 5,10 г / см3. Вище т-ри 270 ° С ці модифікації переходять в сірий миш’як. При нагріванні на повітрі миш’як легко окислюється в As203. Подрібнений миш’як швидко згорає яскравим голубуватим полум’ям, виділяючи білий дим As203. Азотна к-та і “царська горілка” окислюють його в миш’якову к-ту H3As04, при нагріванні до-рій отримують As206. З галогенами М. з’єднується безпосередньо з утворенням га-логенідов: у звичайних умовах AsF5 – газ; AsF3, AsCl3 і AsBr3 – бесцветние легко леткі рідини; As2I4 і As2I3 – червоні кристали.

При нагріванні з сіркою отримані сульфіди As4S4 (оранжево-червоний) і As2S3 (лимонно-жовтий). При пропущенні H2S в охолоджуваний льодом розчин миш’якової к-ти (або її солей) отримують блідо-жовтий сульфід As2S5. При сплаві з багатьма металами миш’як утворює арсеніди. У більшості випадків спостерігається невелика його розчинність в твердих металах. Безперервні тверді розчини миш’як дає тільки з сурмою. У сплавах заліза, що містять миш’як, якість металу погіршується зі збільшенням вмісту вуглецю. Взаємодією М. або його сполук з воднем в момент виділення отримують вельми отруйний газ – миш’яковистий водень, або арсин AsH3. Він утворюється також при розкладанні арсенидів розведеними к-тами. Вихідним матеріалом для отримання М. і його з’єднань слугує трехокись As203, до-раю утворюється при окислювальному випаленні руд миш’яку та поліметалічних сульфідних руд, що містять сполуки М. як домішка.

Миш’як отримують відновленням триокиси As203 вуглецем і окисом вуглецю, а також розкладанням миш’якового колчедану FeAsS при нагріванні. У процесі подальшого охолодження парів миш’як конденсується у вигляді кристалів. Його рафінують г сублімацією і перекристалізацією при нагріванні в сталевих ретортах до т-ри 650 ° С. З’єднання М. відрізняються значною, токсичністю. Металевий миш’як в чистому вигляді не викликає отруєння, але може виявитися отруйним внаслідок окислення в As203. При роботі з М. та його сполуками необхідна ефективно діюча вентиляція, дотримання запобіжних заходів (користування протигазами, респіраторами, чистою спецодягом та ін.), Частий медичний контроль. Неприпустимо залучення до роботи з М. жінок і підлітків. Металевий миш’як застосовують тільки як добавку до деяких сплави. Так, в свинець, використовуваний для виробництва дробу, додають 0,5-1,6% As, що сприяє утворенню дробинок сферичної форми. Особливо чистий миш’як використовують в напівпровідниковій техніці для отримання арсенидів галію та індію. Більш широке застосування знаходять сполуки М. Так, As203 застосовують для освітлення скла, в піротехніці та ін.; швейнфуртскую зелень (паризьку зелень) Cu (CH3COO) 2 X 3Cu (As02) 2 використовують як барвник і інсектицид; арсенат Mg3 (As04) 2 – в якості люмінофора при виготовленні люмінесцентних ламп. .

Природний миш’як на 100% складається з стабільного ізотопу 75As.
У літосфері його близько 0,0005 мас.%. Миш’як поширений у вигляді сульфідів: аурипігменту (золотистий барвник) As2S2 і мишьяковістого колчедану FeAsS – зрідка зустрічається у вільному вигляді.
Отримують миш’як прожарюванням мишьяковского колчедану без доступу повітря:

FeAsS = As + FeS

У миш’яку трьох аллотропических видозміни: альфа – миш’як (металевий або сірий), бета – миш’як (чорний, аморфний) і гамма миш’як (жовтий). У звичайних умовах найбільш стійкий альфа – миш’як.
Це сіра речовина з тьмяним металевим блиском, проводить електрику і тепло, має чотириатомні молекули As4, при нагріванні переганяється, виділяючи пари з часниковим запахом, у воді не розчиняється. Хоча він вже має металеві ознаки, він все – таки не може бути зарахований до металів, а залишається елементом з переважанням неметалічних властивостей.

При звичайних температурах порівняно малоактивний, але при нагріванні взаємодіє з воднем і киснем, інші не металами.
В атмосфері хлору миш’як згорає, утворює трихлорид AsCl3:

2As + 3Cl2 = AsCl3

З деякими металами він утворює сполуки – арсеніди, наприклад арсенід кальцію Ca3As2 і міді Cu3As.
У з’єднанні з киснем миш’як виявляє ступінь окислення +3 і +5, а в водневих з’єднаннях -3.
У нього кілька водневих сполук, з яких важливіше – арсин, або миш’яковистий водень AsH3. Арсин одержують при дії кислот (сірчана кислота) на арсеніди:

Zn3As2 + 3H2SO4 = 2AsH3 + 6ZnSO4

Це безбарвний отруйний газ з часниковим запахом утворюється і при відновленні мишьяковистих з’єднань атомарним воднем, сумарне рівняння реакції має наступний вигляд:

As2O3 + 6Zn + 6H2SO4 = 2AsH3 + 6ZnSO4 + 3H2O

Але арсин нестійкий і при нагріванні разлогается:

2AsH3 = 2As + 3H2

Орсін AsH3 відрізняється від аміаку NH3 ще більше, ніж фосфін PH3, так як він не взаємодіє з водою і кислотами і з трьох цих сполук арсин найменш міцний.

З киснем миш’як утворює два оксиду. Оксид миш’яку (III) As2O3 отримують при горінні його і має вигляд білого, малорастворимого у воді порошку (білий миш’як).
При взаємодії з водою, він утворює ортомишьяковістую кислоту H3AsO3:

As2O3 + 3H2O = 2H3AsO3

Яка відома тільки у водних розчинах і знаходиться в рівновазі з метамишьяковістой HAsO2:

H3AsO3 ⇄ HAsO2 + H2O

Солі цих кислот називаються ортоарсенітамі і метаарсенітамі. У ортомишьяковістой кислоти є не тільки середні ортоарсеніти Na3AsO3, Ca (AsO3) 3, але також гідроарсеніти Na2HAsO3, CaHAsO3 і дігідроарсеніти NaH2AsO3, Ca (H2AsO3) 2.
Хоча оксиду миш’яку (III) і відповідають кислоти, він проявляє аморфні властивості, взаємодіє як з підставами:

As2O3 + 6NaOH = 2Na3AsO3 + 3H2O

Так і з кислотами:

As2O3 + 6HCl3 = 2AsCl3 + 3H2O

Всі сполуки миш’яку зі ступенем окислення +3 проявляють відновні властивості.
Оксид миш’яку (V) As2O5 – біла кристалічна маса, розпливаються на повітрі. Цей оксид отримують зневодненням ортомишьяковой кислоти H3AsO4. При розчиненні As2O5 у воді виходить ортомишьяковая кислота, однак частіше її отримують окисленням сполук миш’яку в ступені окислення +3 концентрованою азотною кислотою:

3As2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 6H3AsO3 + 4NO

Ортомишьяковая кислота – біла кристалічна речовина, добре розчинно у воді, не поступається за ступенем дисоціації ортофосфорної кислоті. Як трьох основна кислота вона має три ряди солей: арсеніти Na3AsO4, Ca3 (AsO4) 2, гідроарсеніти Na2HAsO4, CaHAsO4, дігідроарсенати NaH2AsO4, Ca (H2AsO4) 2. У кислому середовищі ортомишьяковая кислота і арсенати поводяться як окислювачі.
Крім H2AsO4 кислоти, існує метамишьяковая HAsO3 і двумишьяковая H4AsO7 а, також їх солі.

Всі сполуки миш’яку отруйні. Арсенати і арсеніти кальцію і натрію використовують як інсектициди. Вільний миш’як є компонентом ряду сплавів (рушнична дріб, деякі сплави міді).
Представляють інтерес сульфіди миш’яку. При пропущенні сірководню через солянокислий розчин ортомишьяковістой кислоти випадає жовтий осад сульфіду миш’яку (III) As2S3:

H2AsO3 + 3HCl ⇄ AsCl3 + 3H2O, 2AsCl3 + 3H2S = As2S3 + 6HCl

З солянокислих розчинів ортомишьяковой кислоти сірководень осаджує сульфід миш’яку (V) As2S5:

H3AsO4 + 5HCl ⇄ AsCl5 + 4H2O, 2AsCl5 + 5H2S = As2S5 + 10HCl

Для сульфідів миш’яку (як і сульфідів сурми) характерно властивість утворювати з сульфідами лужних металів і амонію розчинні у воді солі тіомишьяковой (H3AsS4) і тіомишьяковістой (H3AsS3) кислот. Ці кислоти розглядають як похідні ортомишьяковой і ортомишьяковістой кислот, в яких всі атоми кисню заміщені атомами сірки. Солі цих кислот називають відповідно тіоарсенатамі і тіоарсенітамі.
Таким чином, при взаємодії сульфіду миш’яку (V) з сульфідом натрію виходить тіоарсенат натрію Na3AsS4:

As2S5 + 3Na2S = 2Na3AsS4

А при взаємодії сульфіду миш’яку (III) з сульфідом натрію утворюється тіоарсеніт натрію Na3AsS3:

As2S3 + 3Na2S = 2Na3AsS3


1 Star2 Stars3 Stars4 Stars5 Stars (1 votes, average: 5.00 out of 5)

Related posts:

  1. Основні властивості хрому Хром – твердий метал блакитного кольору. У кисні горить з утворенням Сг2о3, реагує з водними парами: 2Cr + 3h2o, в = Сг2о3 + 3Н2. Реагує з Хел: 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3. З концентрованою Н2ЅО4 і НNO3 спостерігається пасивація. При нагріванні: 2Cr + 6H2SO4 = файлів CR2(ЅО4)3 + 3SO2 + 6н 2 о, СГ + […]...

  2. Хімічні властивості гідроксиду алюмінію 1. Гідроксид алюмінію реагує з розчинними кислотами. При цьому утворюються середні або кислі солі, в залежності від співвідношення реагентів та типу солі. Наприклад, гідроксид алюмінію взаємодіє з азотною кислотою з утворенням нітрату алюмінію: Al (OH) 3 + 3HNO3 → Al (NO3) 3 + 3H2O Al (OH) 3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O 2Al (OH) […]...

  3. Хімічні властивості ванадію Ванадій відрізняється високою хімічною стійкістю, при нормальних умовах інертний. Взаємодія з неметалами При температурі вище 600 ° С взаємодіє з киснем, утворюючи оксид ванадію (V): 4V + 5O2 = 2V2O5, При горінні ванадію на повітрі утворюється оксид ванадію (IV): V + O2 = VO2. При температурі вище 700 ° С реагує з азотом з утворенням […]...

  4. Хімічні властивості хрому Хром при звичайних умовах – інертний метал, при нагріванні стає досить активним. Взаємодія з неметалами При нагріванні вище 600 ° С хром згорає в кисні: 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3. З фтором реагує при 350 ° С, з хлором – при 300 ° С, з бромом – при температурі червоного розжарювання, утворюючи галогеніди хрому (III): […]...

  5. Хімічні властивості алюмінію Алюміній – це хімічно активний метал, але міцна оксидна плівка визначає його стійкість при звичайних умовах. Практично у всіх хімічних реакціях алюміній проявляє відновні властивості. Взаємодія алюмінію з неметалами З киснем взаємодіє тільки в мілкороздрібленому стані при високій температурі: 4Al + 3O2 = 2Al2O3, – реакція супроводжується великим виділенням тепла. Вище 200°С реагує з сіркою […]...

  6. Хімічні властивості заліза, кобальту та нікелю У хімічному відношенні залізо, кобальт і нікель відносяться до металів середньої активності. В електрохімічному ряді напруг металів вони розташовуються лівіше водню, між цинком і оловом. Чисті метали при кімнатній температурі досить стійкі, їх активність сильно збільшується при нагріванні, особливо якщо вони знаходяться в дрібнодисперсному стані. Наявність домішок значно знижує стійкість металів. Взаємодія з неметалами При […]...

  7. Хімічні властивості азоту і фосфору У молекулі азоту переважають ковалентні зв’язки, тому енергія розриву (дисоціації) дуже велика. Азот – “ледачий” елемент. Щоб він вступив у реакцію, необхідна активація молекул нагріванням, опроміненням або електричним розрядом. Наприклад, з киснем азот реагує в жорстких умовах, реакція ендотермічна. З воднем реакція проходить тільки при нагріванні, цей спосіб використовують для промислового отримання аміаку (процес Габера). […]...

  8. Сполуки миш’яку При розчиненні у воді мишьяковістого ангідриду утворюється ортомишьяковістая, або миш’яковиста кислота: As2O3 + 3Н2O = 2H3AsO3 Це слабка кислота, відома лише у водних розчинах. Миш’яковиста кислота амфотерна. Вона може диссоциировать двояко: 3Н + + AsO33- ⇄ H3AsO3 ⇄ As3 + + 3ОН- у лужному середовищі в кислому середовищі Ортомишьяковістая кислота дуже легко розкладається з утворенням […]...

  9. Хімічні властивості фосфіну 1. У водному розчині фосфін проявляє дуже слабкі основні властивості (за рахунок неподіленої електронної пари). Беручи протон (іон H +), він перетворюється в іон фосфонію. Основні властивості фосфіну набагато слабкіше основних властивостей аміаку. Виявляються при взаємодії з безводними кислотами. Наприклад, фосфін реагує з йодоводневою кислотою: PH3 + HI → PH4I Солі фосфонію нестійкі, легко гідролізуються. […]...

  10. Хімічні властивості сірки – коротко У з’єднаннях з воднем утворює сірчану (хімічна формула H2SO4) зі ступенем окислення сірки +6 і сірчисту (H2SO3) зі ступенем окислення +4 кислоти, які дають відповідно сульфати і сульфіти. У нормальних умовах реагують з активними металами і ртуттю, утворюючи сульфіди: Hg + S = HgS Na + S = Na2S Також утворює сульфіди при нагріванні з […]...

  11. Хімічні властивості сірки При кімнатній температурі сірка вступає в реакції тільки з ртуттю. З підвищенням температури її активність значно підвищується. При нагріванні сірка безпосередньо реагує з багатьма простими речовинами, за винятком інертних газів, азоту, селену, телуру, золота, платини, іридію і йоду. Сульфіди азоту і золота отримані непрямим шляхом. Взаємодія з металами Сірка виявляє окисні властивості, в результаті взаємодії […]...

  12. Властивості йодної кислоти Йодна кислота HIO4 – слабка кислота, гігроскопічна кристалічна речовина. Отримання йодної кислоти. Йодну кислоту можна отримати дією HClO4 на йод в присутності каталізатора: LО4 + I2 = 2НІО4 + Cl2. Електролізом розчину йодноватой кислоти. Властивості йодної кислоти. Йодна кислота добре розчиняється у воді. Кислотні властивості НІО4 виражені набагато слабкіше, ніж у HClO4, в той час, […]...

  13. Хімічні властивості фосфору і його сполук Фосфор – життєво важливий елемент з п’ятої групи періодичної таблиці Менделєєва. Хімічні властивості фосфору залежать від його модифікації. Найбільш активною речовиною є білий фосфор, окислюється на повітрі. Фосфор має дві валентності (III і V) і три ступені окислення – +5, +3, -3. Фосфор і з’єднання Фосфор має три алотропічні модифікації, що відрізняються хімічними і фізичними […]...

  14. Властивості і застосування натрію Знаходження в природі, отримання натрію У природі лужні метали у вільному вигляді не зустрічаються. Натрій входить до складу різних сполук. Найбільш важливим є з’єднання натрію з хлором NaCl, яке утворює поклади кам’яної солі (Донбас). Хлорид натрію міститься також в морській воді і соляних джерелах. Натрій належить до поширених елементів. Вміст натрію в земній корі становить […]...

  15. Бінарні сполуки алюмінію Сульфід алюмінію під дією азотної кислоти окислюється до сульфату: Al2 S3 + 8HNO3 → Al2 (SO4) 3 + 8NO2 + 4H2O Або до сірчаної кислоти (під дією гарячої концентрованої кислоти): Al2 S3 + 30HNO3 (конц. Гір.) → 2Al (NO3) 3 + 24NO2 + 3H2SO4 + 12H2O Сульфід алюмінію розкладається водою: Al2S3 + 6H2O → 2Al […]...

  16. Хімічні властивості марганцю Марганець – активний метал. Взаємодія з неметалами Легко окислюється киснем повітря з утворенням оксидів різного складу: Вище 800 ° С утворюється змішаний оксид марганцю (II, III): 3Mn + 2O2 = Mn3O4; При температурі 450 – 800 ° С виходить оксид марганцю (III): 4Mn + 3O2 = 2Mn2O3 Нижче 450 ° С утворюється оксид марганцю (IV): […]...

  17. Сірчана кислота. Властивості сірчаної кислоти Сірчана кислота H2SO4 – нелетучая важка рідина, добре розчиняється у воді (при нагріванні). tпл. = 10,3°C, t кип. = 296°С, Відмінно вбирає вологу, тому часто виступає в якості осушувача. Виробництво сірчаної кислоти H2SO4. Виробництво сірчаної кислоти являє собою контактний процес. Його можна розділити на 3 етапи: 1. Отримання SO2 шляхом спалювання сірки або випалюванням сульфідів. […]...

  18. Фізичні властивості галогенів: визначення При звичайних умовах F2 і Сl 2-гази, Вг2 – рідина, I2 і At тверді речовини. Інтенсивність кольору також різна: із збільшенням атомного радіусу, а також маси ядра, що колір стає темніший (фтор блідо-жовтий, хлор – жовтий, бром – темно-червоно-коричневий, а астат темно-фіолетовий). У твердому стані галогени мають кристалічну будову. Рідкі галогени добре проводять електричний струм. […]...

  19. Хімічні властивості алюмінію і його застосування Одним з поширених елементів планети є алюміній. Фізичні та хімічні властивості алюмінію застосовуються в промисловості. Все, що необхідно знати, про цей метал ви знайдете в нашій статті. Будова атома Алюміній – це 13 елемент періодичної таблиці. Він знаходиться в третьому періоді, III групи, головною підгрупи. Властивості і застосування алюмінію пов’язані з його електронною будовою. Атом […]...

  20. Фізичні і хімічні властивості кислот Кислоти – це електроліти, при дисоціації яких з позитивних іонів, що утворюються тільки іони H+ (H3O+): HNO3 ↔ H+ + NO3-; H2S ↔ H+ + HS – ↔ 2H+ + S2-. Існує кілька класифікацій кислот, так, за кількістю атомів водню, здатних до отеплению у водному розчині кислоти поділяють на одноосновные (HF, HNO2), двухосновные (h 2 […]...

  21. Хімічні властивості галогенів Взаємодія з ксеноном Найбільшу хімічну активність має фтор, так як це найсильніший окислювач, який реагує навіть з інертними газами: 2F2 + Xe = XeF4. Взаємодія з металами Всі галогени взаємодіють практично з усіма простими речовинами, але найбільш енергійно протікає реакція з металами. Фтор при нагріванні реагує з усіма металами, включаючи золото і платину, на холоді […]...

  22. Високомолекулярні з’єднання Високомолекулярні сполуки можна розділити на два основних типи, якщо спиратися на їх природу. Високомолекулярні сполуки, одержувані промисловим шляхом, мають назву пластичні маси. Природні високомолекулярні сполуки мають тривіальні назви – поліпептиди, білки, нуклеїнові кислоти і полісахариди. В основу класифікації пластичних мас можуть бути покладені найрізноманітніші ознаки. Найбільш часто використовують поведінку полімерів при нагріванні і спосіб синтезу. […]...

  23. Хімічні властивості азоту Через наявність міцної потрійний зв’язку молекулярний азот малоактивний, а сполуки азоту термічно малостійкі і відносно легко розкладаються при нагріванні з утворенням вільного азоту. Взаємодія з металами При звичайних умовах молекулярний азот реагує лише з деякими сильними відновниками, наприклад, літієм: 6Li + N2 = 2Li3N. Для утворення нітриду магнію з простих речовин потрібно нагрівання до 300 […]...

  24. Властивості плутонію Плутоній (Plutonium; від назв. Планети Плутон), Pu – штучно отриманий радіоактивний хім. елемент; ат. н. 94; відноситься до актиноїдів. Метал сріблясто-білого кольору. У з’єднаннях виявляє ступеня окислення від + 3 до + 7, найбільш характерна ступінь окислення + 4. Плутоній у вигляді ізотопу 238Рі вперше отримали (1940) амер. вчені Г. Сиборг, Е. Макміллан, Дж. Кеннеді […]...

  25. Властивості свинцю Свинець. (Plumbum), Pb – хім. елемент IV групи періодичної системи елементів; ат. н. 82, ат. м. 207,2. Синювато-сірий метал. У соедінеіях проявляє ступені окпсленія +2 і +4. Природний С. складається з стабільних ізотопів 204РЬ (1,4%), 206РЬ (25,2%), 2о7РЬ (21,7%) і 208РЬ (51,7%). Є також кілька радіоактивних ізотопів. С. відомий з давніх часів. Єгиптяни виплавляли його […]...

  26. Вуглець. Властивості вуглецю Вуглець (С) ІЖ знаходиться в підгрупі періодичної таблиці Менделєєва Д. І.. На зовнішньому рівні 4 неспарених електрона. Вуглець – металоїд. Володіє відновними властивостями. Алотропія вуглецю. Вуглець існує в декількох аллотропних модифікаціях: – графіт (має шарувату структуру, дуже пластичний), – алмаз (саме тверде з’єднання), – С60 (фулерен). З графіту можна отримати алмаз шляхом тривалого нагрівання при […]...

  27. Хімічні властивості солей – доповідь Солі слід розглядати у вигляді продукту взаємодії кислоти і підстави. В результаті можуть утворюватися: Нормальні (середні) – утворюються при достатньому для повного взаємодії кількості кислоти і підстави. Назви нормальних солей складаються з двох частин. На початку називається аніон (кислотний залишок), потім катіон. кислі – утворюються при надлишку кислоти і недостатній кількості лугу, тому що при […]...

  28. Властивості бору Бор (Borum; від арабського – боракс – бура), B – хімічний елемент III групи переодической системи елементів, ат. н. 5, ат. м. 10,81. Кристали сірувато-чорного кольору. У більшості з’єднань виявляє ступінь окислення +3. Природний Б. складається з стабільних ізотопів ¹ºВ (19,57%) і ¹¹В (80,43%). Отримані радіоактивні ізотопи ⁸В, ¹²В і ¹³В з дуже малими (частки […]...

  29. Оксид азоту (I) Оксид азоту (I) – це несолеутворюючий оксид. Малі концентрації закису азоту викликають легке сп’яніння (звідси назва – “звеселяючий газ”). При вдиханні чистого газу швидко розвиваються стан сп’яніння і сонливість. Закис азоту має слабку наркотичну активність, у зв’язку з чим в медицині її застосовують у великих концентраціях. У суміші з киснем при правильному дозуванні (до 80% […]...

  30. Властивості телуру ТЕЛУР [Tellurium; від лат. tellus (tellus) – Земля], Ті – хім. елемент VI групи періодичної системи елементів; ат. н. 52, ат. м. 127,60. Блискуче сріблясто-сіре крихка речовина з металевим блиском. У з’єднаннях виявляє ступеня окислення -2, +4 і +6. Природний В складається з восьми стабільних ізотопів з масовими числами 120,122-126, 128 і 130. Відомі 16 […]...

  31. Хімічні властивості галогенводнів 1. У водному розчині галогенводні проявляють кислотні властивості. Взаємодіють з підставами, основними оксидами, амфотерними гідроксидами, амфотерними оксидами. Кислотні властивості в ряду HF – HCl – HBr – HI зростають. Наприклад, хлороводень реагує з оксидом кальцію, оксидом алюмінію, гідроксидом натрію, гідроксидом міді (II), гідроксидом цинку (II), аміаком: 2HCl + CaO → CaCl2 + H2O 6HCl + […]...

  32. Хімічні властивості ртуті Ртуть, на відміну від цинку, малоактивний метал, в сухому повітрі стійка, подібно благородних металів. Взаємодія з неметалами Вище 300 ° С окислюється киснем, утворюючи оксид ртуті (II): 2Hg + O2 = 2HgO. Дуже легко взаємодіє з сіркою з утворенням сульфіду ртуті (II): Hg + S = HgS. При нормальних умовах реагує з галогенами: Hg + […]...

  33. Хімічні властивості фенолу Кислотні властивості Як вже було сказано, атом водню гідроксильної групи фенолу володіє кислотним характером. Кислотні властивості у фенолу виражені сильніше, ніж у води і спиртів. На відміну від спиртів і води фенол реагує не тільки з лужними металами, але і з лугами з утворенням фенолятів. Однак кислотні властивості у фенолів виражені слабше, ніж у неорганічних […]...

  34. Властивості амінокислот Властивості амінокислот можна розділити на дві групи: хімічні і фізичні. Хімічні властивості амінокислот Залежно від сполук, амінокислоти можуть проявляти різні властивості. Взаємодія амінокислот: Амінокислоти як амфотерні сполуки утворюють солі і з кислотами, і з лугами. Як карбонові кислоти амінокислоти утворюють функціональні похідні: солі, складні ефіри, аміди. Взаємодія і властивості амінокислот з підставами: Утворюються солі: NH2-CH2-COOH […]...

  35. Хімічні властивості азоту – хімія При нормальних умовах азот хімічно малоактивний. 1. Азот проявляє властивості окислювача (з елементами, які розташовані нижче і лівіше в Періодичній системі) і властивості відновника (з елементами, розташованими вище і правіше). Тому азот реагує з металами і неметалами. 1.1. Молекулярний азот при звичайних умовах з киснем не реагує. Реагує з киснем тільки при високій температурі (2000ОС), […]...

  36. Фізичні і хімічні властивості спиртів Спирти – сполуки, що містять одну або кілька гідроксильних груп – ВІН, пов’язаних з вуглеводневим радикалом. Загальну формулу гомологічного ряду граничних одноатомних спиртів c n h 2n+1OH. У назві спиртів присутній суфікс – ол. У залежності від числа гідроксильних груп спирти поділяють на одно – (ch 3 oh – метанол, C2H5OH – етанол), дво – […]...

  37. Хімічні властивості карбонових кислот Карбонові кислоти – органічні кислоти. Вони входять до складу живих організмів і беруть участь у метаболізмі. Хімічні властивості карбонових кислот обумовлюються наявністю карбоксильної групи – СООН. До них відносяться оцтова, мурашина, щавлева, масляна і ряд інших кислот. Загальний опис Існує кілька способів отримання карбонових кислот: Окислення спиртів – C2H5OH + O2 → CH3COOH + H2O […]...

  38. Основи – формулі і властивості реакцій Один з класів складних неорганічних речовин – основи. Це сполуки, що включають атоми металу і гідроксильну групу, яка може відщеплюватись при взаємодії з іншими речовинами. Будова Основи можуть містити одну або кілька гідроксо-груп. Загальна формула основ – Ме (ОН) х. Атом металу завжди один, а кількість гідроксильних груп залежить від валентності металу. При цьому валентність […]...

  39. Властивості фосфору ФОСФОР (Phosphorus; від грец. – Світлоносний), Р – хім. елемент V групи періодичної системи елементів; ат. н. 15, ат. м. 30,97376. У з’єднаннях виявляє ступеня окислення -3, -2, +3, +4 і + 5; з них найбільш характерні -3, +3 і +5. Складається з стабільного ізотопу 31 Р. Найважливіший з штучних – ізотоп 32Р з періодом […]...

  40. Азотна кислота: формула, молярна маса, властивості Азотна кислота відноситься до основних сполук азоту. Хімічна формула – HNO3. Так якими ж фізичними і хімічними властивостями володіє ця речовина? Фізичні властивості Чиста азотна кислота не має кольору, має різким запахом, а на повітрі має особливість “диміти”. Молярна маса становить 63 г / моль. При температурі -42 градуси переходить в твердий агрегатний стан і […]...

Властивості миш’яку
«
»