Vienkāršas vielas ir nemetāli. Ķīmijas ieskaite par tēmu “Gāzveida, šķidra, cieta viela” (11. klase) Sarežģīti gāzveida savienojumi

Nemetāli ir ķīmiskie elementi, kas veido vienkāršas vielas brīvā formā, kurām nav metālu fizikālās īpašības. No 114 ķīmiskajiem elementiem 92 ir metāli, 22 ir nemetāli. Nemetāli ir vienkāršas vielas, normālos apstākļos tās var būt gāzes, šķidrumi un cietas vielas (46. att.).

Rīsi. 46.
Vienkāršas vielas – nemetāli

Laboratorijas eksperiments Nr.6
Iepazīšanās ar nemetālu kolekciju

Apskatiet nemetālu kolekciju. Pierakstiet jums dotās nemetālu ķīmiskās formulas, sakārtojiet tās augošā secībā:

1. blīvums;
2. cietība;
3. spīdēt;
4. krāsas maiņas intensitāte.

Uzdevuma veikšanai izmantojiet 1. un 2. pielikumu, papildu informācijas avotus.

Gāzes ir hēlijs He, neons Ne, argons Ar, kriptons Kr, ksenons Xe, radons Rn. Tās sauc par inertajām gāzēm. Inertās gāzes molekulas sastāv no viena atoma. Cēlgāzu atomu (izņemot hēliju) ārējā elektronu slānī ir astoņi elektroni. Hēlijam ir divi. Pēc ķīmiskās stabilitātes inertās gāzes atgādina cēlmetālus – zeltu un platīnu, un tām ir otrs nosaukums – cēlgāzes. Šis nosaukums ir vairāk piemērots inertajām gāzēm, kuras dažreiz tomēr nonāk ķīmiskās reakcijās un veido savienojumus. 1962. gadā parādījās ziņa, ka ir iegūts ksenona un fluora savienojums. Šobrīd ir zināmi vairāk nekā 150 ksenona, kriptona, radona savienojumi ar fluoru, skābekli, hloru un slāpekli.

Ideja par cēlgāzu ķīmisko ekskluzivitāti izrādījās ne pārāk konsekventa, un tāpēc domājamās nulles grupas vietā cēlgāzes tika ievietotas D. I. tabulas VIII grupā (VIIIA grupa).

Balonu un dirižabļu piepildīšanai izmanto hēliju, kas pēc viegluma ir otrais aiz ūdeņraža, bet, atšķirībā no pēdējā, ir nedegošs, t.i., nerada ugunsbīstamību (47. att.).

Rīsi. 47.
Baloni un dirižabļi ir piepildīti ar hēliju

Neons tiek izmantots gaismas reklāmas izgatavošanai (48. att.). Atcerieties tēlaino izteicienu "pilsētas ielas bija pārpludinātas ar neonu".

Gāzes ūdeņradis, skābeklis, slāpeklis, hlors, fluors veido diatomiskas molekulas, attiecīgi - H 2, O 2, N 2, Cl 2, F 2.

Vielas sastāvu rakstveidā attēlo, izmantojot ķīmiskos simbolus un skaitļus - indeksus, izmantojot ķīmisko formulu. Izmantojot ķīmisko formulu, kā jūs jau zināt, tiek aprēķināta vielas relatīvā molekulmasa (Mr). Vienkāršas vielas relatīvā molekulmasa ir vienāda ar relatīvās atommasas un atomu skaita reizinājumu molekulā, piemēram, skābekļa O 2:

Мr(02) = Аr(0) × 2 = 16 × 2 = 32.

Taču elements skābeklis veido citu gāzveida vienkāršu vielu – ozonu, kura molekulās jau ir trīs skābekļa atomi. Ozona ķīmiskā formula ir 0 3, un tā relatīvā molekulmasa: Mr(03) = 16 × 3 = 48.

Ķīmiskā elementa skābekļa - vienkāršo vielu skābekļa O 2 un ozona O 3 - alotropo modifikāciju īpašības ir atšķirīgas. Skābeklis ir bez smaržas, bet ozons smaržo (no tā arī tā nosaukums - ozons grieķu valodā nozīmē “smaržot”). Šī smarža, svaiguma aromāts, ir jūtams pērkona negaisa laikā, jo ozons nelielos daudzumos veidojas gaisā elektrisko izlāžu rezultātā.

Skābeklis ir bezkrāsaina gāze, savukārt ozons ir gaiši violetā krāsā. Ozons ir baktericīdāks (lat. tsidao — nogalināt) nekā skābeklis. Tāpēc dzeramā ūdens dezinfekcijai tiek izmantots ozons. Ozons spēj aizturēt ultravioletos starus no Saules spektra, kas ir postoši visai dzīvībai uz Zemes, un tāpēc ozona slānis, kas atrodas atmosfērā 20-35 km augstumā, aizsargā dzīvību uz mūsu planētas (49. attēlā jūs skatiet fotogrāfiju, kas uzņemta no kosmosa, izmantojot mākslīgo satelītu Earths, kur atmosfērā zema ozona satura zonas ("ozona caurumi") ir norādītas baltā krāsā).

Rīsi. 49.
"Ozona caurumi" Zemes atmosfērā

No vienkāršām vielām - nemetāliem, normālos apstākļos tikai broms ir šķidrums, kura molekulas ir diatomiskas. Broma formula Br 2. Tas ir smags, brūns šķidrums ar nepatīkamu smaku (tātad arī nosaukums, jo bromoss no sengrieķu valodas tiek tulkots kā “nepatīkams”).

Dažas cietās vielas – nemetāli – ir zināmas kopš seniem laikiem – sērs un ogleklis (ogles, dimanta un grafīta veidā).

Cietās vielās - nemetālos novērojama arī alotropijas parādība. Tādējādi elements ogleklis veido vienkāršas vielas, kas atšķiras pēc izskata, piemēram, dimantu un grafītu (50. att.). Dimanta un grafīta īpašību atšķirību iemesls ir šo vielu kristālisko režģu struktūra, ko jūs apsvērsiet nedaudz vēlāk.

Rīsi. 50.
Oglekļa alotropās modifikācijas un to pielietojuma jomas

Elementam fosforam ir divas alotropās modifikācijas: sarkanais fosfors (ar to pārklāj sērkociņu kastītes sānu malu) un baltais fosfors. Pēdējam ir tetraatomiska molekula, tās sastāvu atspoguļo formula P 4.

Ciets nemetāls ir kristālisks jods ar diatomisku molekulu I 2. Nejauciet to ar joda spirta šķīdumu - joda tinktūru, kas atrodama katrā mājas aptieciņā.

Kristālisks jods un grafīts nav kā citas vienkāršas vielas – nemetāli, tiem piemīt metālisks spīdums.

Lai parādītu relativitāti vienkāršu vielu sadalīšanai metālos un nemetālos, pamatojoties uz to fizikālajām īpašībām, aplūkosim ķīmiskā elementa alvas Sn allotropiju. Istabas temperatūrā parasti pastāv beta alva (β-Sn). Tā ir plaši pazīstamā baltā alva - metāls, no kura iepriekš tika lieti alvas zaldāti (51. att., a) (atcerieties H. C. Andersena pasaku “Nenoturīgais alvas karavīrs”). Kannu iekšpuse ir pārklāta ar skārdu (51. att., b). Tā ir daļa no tāda plaši pazīstama sakausējuma kā bronza, kā arī lodmetāls (51. att., c).

Rīsi. 51.
Alvas lietošanas jomas:
a - rotaļlietas; b - kārbu ražošana; c - lodēt

Temperatūrā zem +13,2 °C stabilāks ir alfa alva (α-Sn) - pelēks smalki kristālisks pulveris, kam drīzāk ir nemetāla īpašības. Baltās alvas pārvēršanās pelēkā process visātrāk notiek -33 ° C temperatūrā. Šī transformācija saņēma figurālu nosaukumu “alvas mēris”.

Tagad salīdzināsim vienkāršas vielas - metālus un nemetālus, izmantojot 3. tabulu.

3. tabula
Vienkāršas vielas

Atslēgas vārdi un frāzes

1. Cēlgāzes.
2. Allotropija un alotropās modifikācijas vai modifikācijas.
3. Skābeklis un ozons.
4. Dimants un grafīts.
5. Fosfors sarkans un balts.
6. Balta un pelēka skārda.
7. Vienkāršu vielu dalījuma metālos un nemetālos relativitāte.

Darbs ar datoru

1. Skatiet elektronisko pieteikumu. Izpētiet nodarbības materiālu un izpildiet uzdotos uzdevumus.
2. Atrodiet internetā e-pasta adreses, kas var kalpot kā papildu avoti, kas atklāj rindkopas atslēgvārdu un frāžu saturu. Piedāvājiet savu palīdzību skolotājam jaunas stundas sagatavošanā - veidojiet atskaiti par nākamās rindkopas atslēgas vārdiem un frāzēm.

Jautājumi un uzdevumi

1. Apsveriet atsevišķu cēlgāzu nosaukumu etimoloģiju.
2. Kāpēc poētiskais izteiciens “Gaisā bija pērkona negaiss” ir ķīmiski nepareizs?
3. Pierakstiet molekulu veidošanās shēmas: Na 2, Br 2, O 2, N 2. Kāda veida ķīmiskā saite ir šajās molekulās?
4. Kāda veida ķīmiskajai saitei ir jābūt metāliskajā ūdeņradi?
5. Polārpētnieka R. Skota ekspedīcija uz Dienvidpolu 1912. gadā gāja bojā tāpēc, ka tā zaudēja visu degvielas padevi: tā atradās ar alvu noslēgtās tvertnēs. Kāds ķīmiskais process bija aiz tā?

Galvenā Zemes atmosfēras sastāvdaļa. Vārdam "Slāpeklis", ko 18. gadsimta beigās ierosināja franču ķīmiķis A. Lavuazjē, ir grieķu izcelsme. "Slāpeklis" nozīmē "nedzīvs". Tieši tā ticēja Lavuazjē, kā arī viņa laikabiedri. Elements slāpeklis veido vienkāršu vielu, kas normālos apstākļos ir gāze, bezkrāsaina, bez smaržas un garšas. Šo gāzi 1772. gadā no gaisa izolēja Raterfords un Šēls. Šī gāze neatbalstīja elpošanu vai degšanu, tāpēc tā tika nosaukta tā. Taču cilvēks nevar visu laiku elpot tīru skābekli. Pat pacientiem tīru skābekli ievada tikai īsu laiku. Saukt to par nedzīvu nav gluži pareizi. Visi augi tiek baroti ar slāpekli, kāliju, fosforu un minerālmēsliem. Slāpeklis ir daļa no svarīgākajiem organiskajiem savienojumiem, tostarp tādiem svarīgiem kā olbaltumvielas un aminoskābes. Šīs gāzes relatīvā inerce ir ārkārtīgi noderīga cilvēkiem. Ja tā būtu vairāk pakļauta ķīmiskām reakcijām, Zemes atmosfēra nevarētu pastāvēt tādā formā, kādā tā pastāv. Spēcīgs oksidētājs, skābeklis, reaģētu ar slāpekli, veidojot toksiskus slāpekļa oksīdus. Bet, ja slāpekli nevarētu fiksēt nekādos apstākļos, uz Zemes nebūtu dzīvības. Slāpeklis veido apmēram 3% no cilvēka ķermeņa masas. Plaši tiek izmantots nefiksētais slāpeklis. Šī ir lētākā no gāzēm, normālos apstākļos ķīmiski inerta, tāpēc tajos metalurģijas un lielās ķīmijas procesos, kur nepieciešams aizsargāt aktīvo savienojumu vai izkausētu metālu no mijiedarbības ar atmosfēras skābekli, veidojas tīri slāpekļa aizsargatmosfēras. Viegli oksidējošas vielas tiek uzglabātas laboratorijās slāpekļa aizsardzībā. Metalurģijā dažu metālu un sakausējumu virsmas ir piesātinātas ar slāpekli, lai nodrošinātu tiem lielāku cietību un nodilumizturību. Piemēram, tērauda un titāna sakausējumu nitrēšana ir plaši pazīstama.

Saldēšanas iekārtās izmanto šķidro slāpekli (slāpekļa kušanas un viršanas temperatūra: -210*C un -196*C).

Slāpekļa zemā ķīmiskā aktivitāte ir izskaidrojama, pirmkārt, ar tā molekulas struktūru. Molekulā starp slāpekļa atomiem ir trīskāršā saite. Lai iznīcinātu slāpekļa molekulu, nepieciešams iztērēt ļoti lielu enerģiju - 954,6 kJ/mol. Bez molekulas iznīcināšanas slāpeklis nenonāks ķīmiskajā saitē. Normālos apstākļos ar to var reaģēt tikai litijs, veidojot nitrīdus.

Atomu slāpeklis ir daudz aktīvāks, taču pat pie 3000*C nav manāma slāpekļa molekulu sadalīšanās atomos.

Slāpekļa savienojumiem ir liela nozīme zinātnē un daudzās nozarēs. Lai iegūtu fiksēto slāpekli, cilvēce tērē milzīgas enerģijas izmaksas. Galvenā slāpekļa fiksācijas metode rūpnieciskos apstākļos joprojām ir amonjaka sintēze. Pats amonjaks tiek izmantots ierobežotā apjomā un parasti ūdens šķīdumu veidā. Bet amonjaks, atšķirībā no atmosfēras slāpekļa, diezgan viegli nonāk pievienošanas un aizvietošanas reakcijās. Un tas oksidējas vieglāk nekā slāpeklis. Tāpēc amonjaks kļuva par sākumproduktu lielākās daļas slāpekli saturošu vielu ražošanai. Ir zināmi pieci slāpekļa oksīdi. Slāpekļskābi plaši izmanto rūpniecībā. Tās sāļus, nitrātus, izmanto kā mēslojumu.

Slāpeklis veido vēl vienu skābi – slāpekļskābi. Daži mikroorganismi var saistīt slāpekli no gaisa. Tās ir augsnes slāpekli fiksējošās baktērijas.

Slāpekļa latīņu nosaukumu “nitrogenium” 1790. gadā ieviesa J. Čaptāls, kas nozīmē

"dzemdējot salpetru".

V O D O R O D Nr. 1 N 1

1766. gadā angļu ķīmiķis G. Kavendišs savāca no skābēm metālu izspiesto “degošo gaisu” un pētīja tā īpašības. Bet tikai 1787. gadā A. Lavuazjē pierādīja, ka šis “gaiss” ir daļa no ūdens, un deva tam nosaukumu “hidrogēnijs”, tas ir, dzemdējot ūdeni, ūdeņradi.

Ūdeņradis uz Zemes, ieskaitot ūdeni un gaisu, veido aptuveni 1% no masas. Tas ir kopīgs un būtisks elements. Tā ir daļa no visiem augiem un dzīvniekiem, kā arī uz Zemes visizplatītākā viela – ūdens.

Ūdeņradis ir visizplatītākais elements Visumā. Tas ir ilga un sarežģīta elementu sintēzes procesa sākumā zvaigznēs.

Saules enerģija ir galvenais dzīvības avots uz Zemes. Un šīs enerģijas pamats ir kodoltermiskā reakcija, kas uz Saules notiek vairākos posmos. Tas atbrīvo milzīgu enerģijas daudzumu. Cilvēkam uz Zemes izdevās reproducēt ne pārāk precīzu galvenās saules reakcijas līdzību. Sauszemes apstākļos mēs varam piespiest iesaistīties šādā reakcijā tikai smagos ūdeņraža izotopus - deitēriju un tritiju. Parasts ūdeņradis - protijs - ar masu 1 šeit nav pakļauts mūsu kontrolei.

Ūdeņradim ir īpaša vieta periodiskajā elementu tabulā. Šis ir elements, no kura sākas periodiskā tabula. Tas parasti atrodas 1. grupā virs litija. Tā kā ūdeņraža atomam ir viens valences elektrons. Bet mūsdienu tabulas izdevumos ūdeņradis ir ievietots 7. grupā virs fluora, jo ūdeņradim ir kaut kas kopīgs ar halogēniem. Turklāt ūdeņradis ar metāliem spēj veidot savienojumu – metāla hidrīdu. Praksē svarīgākais no tiem ir litija savienojums ar smago ūdeņradi, deitēriju. Ūdeņraža izotopiem ir ļoti dažādas fizikālās un ķīmiskās īpašības, tāpēc tos var viegli atdalīt. Elements ūdeņradis veido vienkāršu vielu, ko sauc arī par ūdeņradi. Tā ir gāze, bezkrāsaina, bez garšas un smaržas. Tā ir vieglākā no gāzēm, 14,4 reizes vieglāka par gaisu. Ūdeņradis kļūst šķidrs pie -252,6*C un ciets pie -259,1*C. Normālos apstākļos ūdeņraža ķīmiskā aktivitāte ir zema, tas reaģē ar fluoru un hloru. Bet paaugstinātā temperatūrā ūdeņradis reaģē ar bromu, jodu, sēru, selēnu, telūru un katalizatoru klātbūtnē ar slāpekli, veidojot amonjaku. 2 tilpumu ūdeņraža un 1 tilpuma skābekļa maisījumu sauc par detonējošu gāzi. Aizdedzinot, tas spēcīgi eksplodē. Ūdeņradim sadedzinot, veidojas ūdens. Augstās temperatūrās ūdeņradis spēj “noņemt” skābekli no daudzām molekulām, tostarp no vairuma metālu oksīdu. Ūdeņradis ir lielisks reducētājs. Bet, tā kā šis reducētājs ir dārgs un ar to nav viegli strādāt, to ierobežotā apjomā izmanto metālu reducēšanai. Ūdeņradi plaši izmanto hidrogenēšanas procesā – šķidro tauku pārvēršanā cietos. Lielākie ūdeņraža patērētāji joprojām ir amonjaka un metilspirta ražošana. Mūsdienās pieaug interese par ūdeņradi kā siltumenerģijas avotu. Tas ir saistīts ar faktu, ka tīra ūdeņraža sadegšana atbrīvo vairāk siltuma nekā tāda paša daudzuma jebkuras degvielas sadegšana. Turklāt, sadedzinot ūdeņradi, neizdalās kaitīgi piemaisījumi, kas piesārņo atmosfēru.

B E R I L I Y Nr. 4 Esiet 2 2

Beriliju 1798. gadā atklāja slavenais franču ķīmiķis L. Vokelins pusdārgakmeņu berilā. Līdz ar to elementa nosaukums. Tomēr Vauquelin izolēja tikai jaunu “zemi” - nezināma metāla oksīdu. Salīdzinoši tīru beriliju pulvera veidā ieguva tikai 30 gadus vēlāk, neatkarīgi no F. Wöhler Vācijā un E. Bussy Francijā.

Ilgu laiku daudzi ķīmiķi uzskatīja, ka berilijs ir trīsvērtīgs metāls ar atomu masu 13,8. Periodiskajā tabulā šādam metālam nebija vietas, un tad, neskatoties uz berilija acīmredzamo līdzību ar alumīniju, D.I.Mendeļejevs šo elementu ievietoja otrajā grupā, mainot tā atommasu uz 9. Drīz vien zviedru zinātnieki L. Nilsons un. O. Pētersons konstatēja, ka berilija atommasa bija 9,1, kas atbilda D.I.Mendeļejeva pieņēmumiem.

Berilijs ir rets elements. Visizplatītākais berilija savienojums ir berils.

Be3Al2(SiO3)6. Berilijs ir atrodams arī citos dabiskos savienojumos. Starp tiem ir dārgakmeņi: smaragds, akvamarīns, heliodors, ko senatnē izmantoja rotaslietām.

Tīrs berilijs ir gaiši pelēks, gaišs un trausls metāls. Berilijs ir ķīmiski aktīvs. Tā atoms viegli atdod savus 2 elektronus no ārējā apvalka (oksidācijas pakāpe +2). Gaisā berilijs ir pārklāts ar oksīda plēvi BeO, kas pasargā to no korozijas un ir ļoti ugunsizturīgs, bet ūdenī - ar Be(OH)2 plēvi, kas arī aizsargā metālu. Berilijs reaģē ar sērskābi, sālsskābi un citām skābēm. Tas reaģē ar slāpekli tikai sildot. Viegli savienojas ar halogēniem, sēru un oglekli.

20. gadsimta otrajā pusē berilijs kļuva nepieciešams daudzās tehnoloģiju nozarēs. Šis metāls un tā sakausējumi izceļas ar unikālu dažādu īpašību kombināciju. Strukturālie materiāli uz berilija bāzes ir gan viegli, gan izturīgi. Tie ir arī izturīgi pret augstām temperatūrām. Tā kā šie sakausējumi ir 1,5 reizes vieglāki par alumīniju, tie vienlaikus ir stiprāki par daudziem īpašiem tēraudiem. Pats berilijs un daudzi tā sakausējumi nezaudē šīs īpašības 700–800 *C temperatūrā, tāpēc tos izmanto kosmosa un aviācijas tehnoloģijās.

Berilijs ir nepieciešams arī kodoltehnoloģijā: tas ir izturīgs pret starojumu un darbojas kā neitronu atstarotājs.

Berilija trūkumi ir tā trauslums un toksicitāte. Visi berilija savienojumi ir indīgi. Ir zināma specifiska slimība – berilioze, kas skar daudzas dzīva organisma sistēmas un pat skeletu.
L I T I Y Nr. 3 Li 2 1

Litiju 1817. gadā atklāja zviedru ķīmiķis A. Arfvedsons, analizējot minerālu.

petalīts LiAl(Si4O10). Šis minerāls izskatās kā parasts akmens, un tāpēc metālu sauca par litiju, no grieķu valodas “litoss” - akmens. Zemes garozā ir trīs tūkstošdaļas no tās kopējās masas. Ir zināmi aptuveni 30 litija minerāli, no kuriem 5 ir rūpnieciski nozīmīgi.

Litijs ir vieglākais no metāliem, gandrīz divreiz vieglāks par ūdeni. Tas ir sudrabaini baltā krāsā ar spilgtu metālisku spīdumu. Litijs ir mīksts, un to var viegli sagriezt ar nazi. Gaisā tas ātri izgaist, savienojoties ar skābekli gaisā. Litijs ir ievērojami vājāks nekā kālijs vai nātrijs. Reaģējot ar ūdeni, tas veido sārmu LiOH. Tomēr tas neaizdegas, kā tas notiek kālija reakcijā ar ūdeni. Bet litijs reaģē ar slāpekli, oglekli un ūdeņradi vieglāk nekā citi sārmu metāli. Tas ir viens no nedaudzajiem elementiem, kas tieši savienojas ar slāpekli.

Daži litija sāļi (karbonāts, fluorīds), atšķirībā no līdzīgiem tās kaimiņu grupas sāļiem, slikti šķīst ūdenī. Ilgu laiku gan litijs, gan tā savienojumi praktiski neizmantoja. Tikai 20. gadsimtā tos sāka izmantot akumulatoru ražošanā, ķīmiskajā rūpniecībā kā katalizatorus un metalurģijā. Litija sakausējumi ir viegli, spēcīgi un elastīgi. Bet galvenā litija pielietojuma joma mūsdienās ir kodoltehnoloģija.

Viens no diviem litija dabiskajiem izotopiem ar masu 6 izrādījās vispieejamākais ūdeņraža smagā izotopa - tritija, kas piedalās termokodolreakcijā, rūpnieciskās ražošanas avots. Cits litija izotops ar masu 7 tiek izmantots kā dzesēšanas šķidrums kodolreaktoriem. Litija trūkums cilvēka organismā izraisa garīgus traucējumus. Metāla pārpalikums organismā izraisa vispārēju letarģiju, apgrūtinātu elpošanu un sirds ritmu, vājumu, miegainību, apetītes zudumu, slāpes, redzes traucējumus, kā arī sejas un roku dermatītu.

B O R Nr. 5 B 2 3

Nosaukums "bor" cēlies no arābu "burak" - "boraks". Pirmo reizi šo elementu no borskābes 1808. gadā izdalīja slavenie franču ķīmiķi J. Gay-Lussac un L. Thénard. Tiesa, viņu iegūtā bora viela saturēja ne vairāk kā 70%. 99% tīrības boru pirmo reizi ieguva amerikāņu ķīmiķis E. Vaintraubs tikai 101 gadu vēlāk.

Dabā bors galvenokārt sastopams boraksa veidā NaB4O7 uz 10H2O,

Kernīts Na2B4O7 uz 4H2O un sasolīns (dabiskā borskābe) H3BO3.

Ļoti tīrs bors ir bezkrāsains, bet daži cilvēki ir redzējuši bezkrāsainu boru. Piemaisījumu dēļ smalki kristāliskais bors parasti ir tumši pelēkā, melnā vai brūnā krāsā.

Parastā temperatūrā bors mijiedarbojas tikai ar fluoru, kad tas tiek uzkarsēts, tas mijiedarbojas ar citiem halogēniem, skābekli, sēru, oglekli, slāpekli, fosforu un metāliem, un starp skābēm - ar slāpekļskābi un sērskābi. Savienojumos tā oksidācijas pakāpe ir +3.

Slavenākais bora savienojums borskābe diezgan plaši tiek izmantots medicīnā kā dezinfekcijas līdzeklis. Boraks, borskābes sāls, jau sen tiek izmantots īpašu stikla veidu ražošanā. Taču ne jau tāpēc bors mūsdienās ir kļuvis par ļoti svarīgu rūpniecības elementu.

Dabiskais bors sastāv tikai no diviem izotopiem ar masu 10 un 11. Pēc ķīmiskajām īpašībām tos, tāpat kā jebkurus viena un tā paša elementa izotopus, praktiski nevar atšķirt, bet kodolfizikai šie izotopi ir antipodi. Fiziķus galvenokārt interesē tādas gaismas izotopu īpašības kā to kodolu spēja uztvert (vai, gluži otrādi, neuztvert) neitronus, kas veidojas kodola ķēdes reakcijas laikā un nepieciešami tās uzturēšanai. Izrādījās, ka vieglais bora izotops ar masu 10 ir viens no agresīvākajiem termisko neitronu “iebrucējiem”, savukārt smagajam bora izotopam ar masu 11 tie ir vienaldzīgi. Katrs no šiem izotopiem var būt noderīgs kodolreaktoru būvniecībā lielākā mērā nekā šī elementa dabiskais izotopu maisījums.

Viņi mācījās atdalīt bora izotopus sarežģītos fizikālos un ķīmiskos procesos un iegūt monoizotopiskus savienojumus un sakausējumus. Par leģējošu piedevu reaktora aktīvās zonas materiālos izmanto bora izotopu ar masu 11, bet no bora izotopiem ar masu 10 izgatavo kontroles stieņus, ar kuru palīdzību tie aiztur liekos neitronus un tādējādi regulē kodola gaitu. ķēdes reakcija.

Nātriju un tā savienojumus plaši izmanto rūpniecībā. Šķidrais nātrijs dažās kodolreaktoru konstrukcijās kalpo kā dzesēšanas šķidrums. Metāliskais nātrijs tiek izmantots, lai no savienojumiem atjaunotu vērtīgus metālus, piemēram, cirkoniju, tantalu un titānu. Pasaulē pirmā rūpnieciskā gumijas ražošanas metode, ko izstrādāja S. V. Ļebedevs, ietvēra nātrija katalizatora izmantošanu. Nātrijs piedalās arī organiskās sintēzes procesos.

Daudzi nātrija savienojumi ir svarīgi ķīmiskās rūpniecības produkti. Tas ir kaustiskā soda vai kaustiskā soda, vai kaustiskā soda - NaOH. Sodas pelni vai nātrija karbonāts. Nātrija karbonāts veido dekahidrāta kristālisku hidrātu, kas pazīstams kā kristāliskā soda. Kālija karbonāts, kas pazīstams kā potašs, tiek plaši izmantots. Elements ir nosaukts par nātriju no arābu valodas “natrun” - soda.

>> Ķīmija: vienkāršas vielas – nemetāli

Nemetāli - tie ir ķīmiskie elementi, kas brīvā formā veido vienkāršas vielas, kurām nav metālu fizikālās īpašības. No 109 ķīmiskajiem elementiem 87 ir metāli, 22 ir nemetāli.

6. Vienkāršu vielu dalījuma metālos un nemetālos relativitāte.

Apsveriet atsevišķu cēlmetālu nosaukumu etimoloģiju.

Kāpēc poētiskais izteiciens ir ķīmiski nepareizs: "Gaisā bija pērkona negaiss"?

Pierakstiet veidošanās shēmas molekulām: Na2, Br2, O2, N2. Kāda veida saite ir šajās molekulās?

Nodarbības saturs nodarbību piezīmes atbalsta ietvarstundu prezentācijas paātrināšanas metodes interaktīvās tehnoloģijas Prakse uzdevumi un vingrinājumi pašpārbaudes darbnīcas, apmācības, gadījumi, uzdevumi mājasdarbi diskusijas jautājumi retoriski jautājumi no studentiem Ilustrācijas audio, video klipi un multivide fotogrāfijas, attēli, grafikas, tabulas, diagrammas, humors, anekdotes, joki, komiksi, līdzības, teicieni, krustvārdu mīklas, citāti Papildinājumi tēzes raksti triki zinātkārajiem bērnu gultiņas mācību grāmatas pamata un papildu terminu vārdnīca citi Mācību grāmatu un stundu pilnveidošanakļūdu labošana mācību grāmatā fragmenta atjaunināšana mācību grāmatā, inovācijas elementi stundā, novecojušo zināšanu aizstāšana ar jaunām Tikai skolotājiem ideālas nodarbības kalendārais plāns gadam; Integrētās nodarbības

Viela, kurā to veidojošie atomi un molekulas gandrīz brīvi un haotiski pārvietojas intervālos starp sadursmēm, kuru laikā notiek krasas to kustības rakstura izmaiņas. Franču vārds gaz ir cēlies no grieķu vārda "haoss". Vielas gāzveida stāvoklis ir visizplatītākais matērijas stāvoklis Visumā. Saule, zvaigznes, starpzvaigžņu vielu mākoņi, miglāji un planētu atmosfēra sastāv no neitrālām vai jonizētām gāzēm (plazmas). Gāzes ir plaši izplatītas dabā: tās veido Zemes atmosfēru, ievērojamā daudzumā ir atrodamas cietos zemes iežos un ir izšķīdinātas okeānu, jūru un upju ūdenī. Dabā sastopamās gāzes parasti ir ķīmiski atsevišķu gāzu maisījumi.

Gāzes vienmērīgi aizpilda tām pieejamo vietu, un atšķirībā no šķidrumiem un cietām vielām tās neveido brīvu virsmu. Tie izdara spiedienu uz apvalku, kas ierobežo to aizpildīto vietu. Gāzu blīvums normālā spiedienā ir par vairākām kārtām mazāks nekā šķidrumu blīvums. Atšķirībā no cietām vielām un šķidrumiem, gāzu tilpums ir būtiski atkarīgs no spiediena un temperatūras.

Lielākajai daļai gāzu īpašības – caurspīdīgums, bezkrāsainība un vieglums – apgrūtināja to izpēti, tāpēc gāzu fizika un ķīmija attīstījās lēni. Tikai 17. gs. tika pierādīts, ka gaisam ir svars (E. Torricelli un B. Pascal). Tajā pašā laikā J. van Helmonts ieviesa terminu gāzes, lai apzīmētu gaisam līdzīgas vielas. Un tikai līdz 19. gadsimta vidum. tika noteikti pamatlikumi, kuriem gāzes pakļaujas. Tie ietver Boila-Mariotas likumu, Čārlza likumu, Geja-Lusaka likumu, Avogadro likumu.

Vispilnīgāk ir izpētītas diezgan retu gāzu īpašības, kurās attālumi starp molekulām normālos apstākļos ir aptuveni 10 nm, kas ir ievērojami lielāks par starpmolekulāro mijiedarbības spēku darbības rādiusu. Šādu gāzi, kuras molekulas tiek uzskatītas par savstarpēji nesaistītiem materiāla punktiem, sauc par ideālu gāzi. Ideālās gāzes stingri ievēro Boila - Mariotas un Geja-Lussaka likumus. Gandrīz visas gāzes ne pārāk augstā spiedienā un ne pārāk zemā temperatūrā uzvedas kā ideālas gāzes.

Gāzu molekulārā kinētiskā teorija uzskata, ka gāzes ir vāji mijiedarbojošu daļiņu (molekulu vai atomu) kopums nepārtrauktā haotiskā (termiskā) kustībā. Pamatojoties uz šiem vienkāršajiem kinētiskās teorijas jēdzieniem, ir iespējams izskaidrot gāzu fizikālās pamatīpašības, īpaši retu gāzu īpašības. Pietiekami retinātām gāzēm vidējie attālumi starp molekulām ir ievērojami lielāki par starpmolekulāro spēku darbības rādiusu. Tā, piemēram, normālos apstākļos 1 cm 3 gāzes ir ~ 10 19 molekulas un vidējais attālums starp tām ir ~ 10 -6 cm No molekulārās kinētiskās teorijas viedokļa gāzes spiediens ir daudzu rezultātu rezultāts gāzes molekulu ietekme uz trauka sienām, kas aprēķināta vidēji laika gaitā un gar trauka sienām. Normālos apstākļos un kuģa makroskopiskajos izmēros triecienu skaits uz 1 cm 2 virsmas ir aptuveni 10 24 sekundē.

Ideālas gāzes iekšējā enerģija (visu tās daļiņu kopējās enerģijas vidējā vērtība) ir atkarīga tikai no tās temperatūras. Monatomiskas gāzes, kurai ir 3 translācijas brīvības pakāpes un kas sastāv no N atomiem, iekšējā enerģija ir vienāda ar:

Palielinoties gāzes blīvumam, tās īpašības pārstāj būt ideālas, sadursmes procesi sāk spēlēt arvien lielāku lomu, un vairs nevar ignorēt molekulu izmērus un to mijiedarbību. Šādu gāzi sauc par īstu gāzi. Reālo gāzu uzvedība atkarībā no to temperatūras, spiediena, fizikālās dabas lielākā vai mazākā mērā atšķiras no ideālo gāzu likumiem. Viens no galvenajiem vienādojumiem, kas raksturo reālas gāzes īpašības, ir van der Vāla vienādojums, kura atvasināšanā tika ņemtas vērā divas korekcijas: pievilkšanās spēki starp molekulām un to lielums.

Jebkuru vielu var pārvērst gāzveida stāvoklī, atbilstoši izvēloties spiedienu un temperatūru. Tāpēc iespējamais gāzveida stāvokļa eksistences apgabals ir grafiski attēlots mainīgajos: spiediens r- temperatūra T(ieslēgts p-T- diagramma). Pastāv kritiskā temperatūra Tk, zem kuras šo reģionu ierobežo sublimācijas (sublimācijas) un iztvaikošanas līknes, t.i., pie jebkura spiediena zem kritiskās pk ir temperatūra. T, ko nosaka sublimācijas vai iztvaikošanas līkne, virs kuras viela kļūst gāzveida. Temperatūrā, kas zemāka par Tc, gāze var kondensēties - pārvērsties citā agregācijas stāvoklī (cietā vai šķidrā). Šajā gadījumā gāzes fāzes pārvēršanās šķidrumā vai cietā vielā notiek pēkšņi: nelielas spiediena izmaiņas izraisa vairākas vielas īpašību izmaiņas (piemēram, blīvums, entalpija, siltumietilpība utt.). Gāzes kondensācijas procesiem, īpaši gāzes sašķidrināšanai, ir liela tehniskā nozīme.

Vielas gāzes stāvokļa apgabals ir ļoti plašs, un gāzu īpašības ar temperatūras un spiediena izmaiņām var atšķirties plašās robežās. Tādējādi normālos apstākļos (pie 0°C un atmosfēras spiediena) gāzes blīvums ir aptuveni 1000 reižu mazāks nekā tās pašas vielas blīvums cietā vai šķidrā stāvoklī. Savukārt pie augsta spiediena vielai, kuru virskritiskā temperatūrā var uzskatīt par gāzi, ir milzīgs blīvums (piemēram, dažu zvaigžņu centrā ~ 10 9 g/cm 3).

Gāzes molekulu iekšējā struktūra maz ietekmē spiedienu, temperatūru, blīvumu un savienojumu starp tām, taču būtiski ietekmē to elektriskās un magnētiskās īpašības. No molekulu iekšējās struktūras ir atkarīgas arī gāzu kaloritātes īpašības, piemēram, siltumietilpība, entropija utt.

Gāzu elektriskās īpašības nosaka molekulu vai atomu jonizācijas iespēja, t.i., elektriski lādētu daļiņu (jonu un elektronu) parādīšanās gāzē. Ja nav lādētu daļiņu, gāzes ir labi dielektriķi. Palielinoties lādiņa koncentrācijai, palielinās gāzu elektriskā vadītspēja. Temperatūrā virs vairākiem tūkstošiem K gāze daļēji jonizējas un pārvēršas plazmā.

Pēc magnētiskajām īpašībām gāzes iedala diamagnētiskajās (inertās gāzes, CO 2, H 2 O) un paramagnētiskajās (O 2). Diamagnētisko gāzu molekulām nav pastāvīga magnētiskā momenta un tās iegūst tikai magnētiskā lauka ietekmē. Tās gāzes, kuru molekulām ir pastāvīgs magnētiskais moments, uzvedas kā paramagnēti.

Mūsdienu fizikā gāzes ir ne tikai viens no matērijas agregētajiem stāvokļiem. Gāzes ar īpašām īpašībām ietver, piemēram, brīvo elektronu kopumu metālā (elektronu gāze), fononus kristālā (fononu gāzi). Šādu gāzes daļiņu īpašības apraksta ar