Inštrukcie

Hydrogénsíran sodný je kyslá soľ kyseliny sírovej a sodíka. Niekedy sa nazýva hydrogénsíran sodný. Vzorec pre túto soľ je NaHS04.

Hydrogénsíran sodný má formu bezfarebných kryštálov. Molárna hmotnosť tejto soli je 120,06 gramov na mol a jej hustota je 2,472 gramu na centimeter kubický. Hydrogensíran sodný sa topí pri 186 ° C. Soľ sa dobre rozpúšťa vo vode. V 100 mililitroch vody pri 0 ° C sa rozpustí 29 gramov hydrogénsíranu sodného a pri 100 ° C - 50 gramov. Po rozpustení v alkohole sa hydrogénsíran sodný zničí.

Po zahriatí na teplotu 250 stupňov a viac sa hydrogensíran sodný premení na pyrosulfát so vzorcom Na2S2O7. Pri interakcii s alkáliami sa hydrogensíran sodný prevedie na síran sodný.

Hydrogénsíran sodný je schopný interagovať s inými soľami. Keď sa teda speká s chloridom sodným pri teplotách nad 450 ° C, za uvoľnenia chlorovodíka sa zmení na síran sodný. Podobná reakcia nastáva pri spekaní s oxidmi kovov. Napríklad, keď sa hydrogénsíran sodný zahrieva s oxidom meďnatým, získa sa síran meďnatý, síran sodný a uvoľní sa voda.

Hydrogénsíran sodný tvorí monohydrát s molárnou hmotnosťou 138,07 gramov na mol a hustotou 1,8 gramov na centimeter kubický. Monohydrát sa topí pri teplote 58,5 ° C. Na rozdiel od bezvodého hydrogénsíranu sodného, \u200b\u200bktorého kryštály majú triklinický systém, kryštály monohydrátu majú monoklinický systém.

V priemysle sa hydrogénsíran sodný získava pôsobením na zásadu s prebytkom kyseliny sírovej. Ďalším priemyselným spôsobom na získanie tejto soli je reakcia kyseliny sírovej s chloridom sodným pri zahrievaní. Výsledkom tejto reakcie je hydrogénsíran sodný a uvoľňuje sa plynný chlorovodík, ktorý sa používa na výrobu kyseliny chlorovodíkovej.

Hydrogénsíran sodný sa široko používa v potravinárskej výrobe - na výrobu muffinov, na spracovanie hydiny a mäsa. Liečba hydrogénsíranom sodným zabráni zhnednutiu potravín. Táto soľ je označovaná ako potravinárska prídavná látka E514. Nájdete ho v rôznych omáčkach, nápojoch atď. Okrem potravinárskeho priemyslu sa hydrogénsíran sodný používa ako tavidlo v metalurgii a ako chemické činidlo schopné premieňať ťažko rozpustné oxidy na rozpustné soli.

Tip 2: Čo je to kyselina chlorovodíková: chemické a fyzikálne vlastnosti

Chlorovodík HCl je bezfarebný plyn s prenikavým zápachom, ľahko rozpustný vo vode. Keď sa rozpustí, vytvorí sa kyselina chlorovodíková alebo kyselina chlorovodíková, ktorá má rovnaký vzorec ako plyn - HCl.

Chemická väzba v molekule HCl

Chemická väzba medzi atómami chlóru a vodíka v molekule HCl je kovalentná polárna väzba. Atóm vodíka nesie čiastočný kladný náboj δ +, atóm chlóru nesie čiastočný záporný náboj δ-. Na rozdiel od HF sa však medzi molekulami HCl netvoria vodíkové väzby.

Fyzikálne a chemické vlastnosti kyseliny chlorovodíkovej

Kyselina chlorovodíková je bezfarebná korozívna kvapalina, ktorá „dymí“ vo vzduchu. Je to silný elektrolyt a vo vodnom roztoku sa úplne disociuje na ióny chlóru a vodíka:

HCI + H (+) + Cl (-).

400 litrov chlorovodíka sa rozpustí v jednom litri vody pri nulovej teplote.

HCl zdieľa všetky bežné vlastnosti kyselín. Aktívne interaguje s:

1. Zásady a amfotérne hydroxidy:

HCl + NaOH \u003d NaCl + H20 (neutralizačná reakcia),

2HCI + Zn (OH) 2 \u003d ZnCl2 + 2H20;

2. Základné a amfotérne oxidy:

2HCl + MgO \u003d MgCl2 + H20,

2HCl + ZnO \u003d ZnCl2 + H20;

3. Kovy v elektrochemickom rozsahu napätí na vodík (vytláčajú vodík z kyselín):

Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2,

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H2;

4. Soli tvorené aniónmi slabších kyselín alebo tvoriace nerozpustné zlúčeniny vyzrážané interakciou s chloridovými iónmi:

2HCl + Na2CO3 \u003d 2NaCl + CO2 + H20,

HCl + AgNO3 \u003d AgCl ↓ + HNO3.

Posledná uvedená reakcia je kvalitatívna pre chloridový ión. Pri interakcii katiónu striebra s aniónom chlóru vznikne biela zrazenina - AgCl:

Cl (-) + Ag (+) \u003d AgCl ↓.

Získanie chlorovodíka z vodíka a chlóru

Chlorovodík je možné získať priamou syntézou z jednoduchých látok - vodíka a chlóru:

Táto reakcia nastáva iba za účasti svetelných kvánt hν a neprebieha v tme. S vodíkom, rovnako ako s kovmi a niektorými menej elektronegatívnymi ako chlór, nekovy, chlór reaguje ako silné oxidačné činidlo.

Svetelné fotóny iniciujú rozpad molekuly Cl2 na vysoko reaktívne atómy chlóru. Reakcia s vodíkom prebieha reťazovým mechanizmom.

Získanie HCl pomocou koncentrovanej kyseliny sírovej

Pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej H2SO4 na pevné chloridy (napríklad NaCl) sa dá získať aj chlorovodík:

NaCI (tuhá látka) + H2S04 (koncentrovaná) \u003d HCl + NaHS04.

V dôsledku reakcie sa uvoľňuje plynný chlorovodík a vzniká kyslá soľ - hydrogénsíran sodný. Rovnakým spôsobom sa HF dá získať z tuhých fluoridov, nemožno však získať bromovodík a jodovodík, pretože tieto zlúčeniny sú silnými redukčnými činidlami a oxidujú sa koncentrovanou kyselinou sírovou na bróm a jód.

Podobné videá

Tip 3: Prečo sa v periodickej tabuľke menia kovové vlastnosti

Charakteristickou vlastnosťou kovových prvkov je schopnosť darovať svoje elektróny, ktoré sú na vonkajšej elektronickej úrovni. Kovy teda dosahujú ustálený stav (prijímanie úplne naplnenej predchádzajúcej elektronickej úrovne). Nekovové prvky naopak nemajú tendenciu vzdávať sa svojich elektrónov, ale prijímať iné, aby zaplnili svoju vonkajšiu úroveň do stabilného stavu.

Ak sa pozriete na periodickú tabuľku, uvidíte ten kov vlastnosti prvky v rovnakom období slabnú zľava doprava. A dôvodom je práve počet vonkajších (valenčných) elektrónov v každom prvku. Čím viac z nich, tým menej výrazná metalíza vlastnosti... Všetky obdobia (okrem úplne prvého) začínajú alkalickým kovom a končia inertným plynom. Alkalický kov, ktorý má iba jeden valenčný elektrón, sa s ním ľahko rozdelí a zmení sa na kladne nabitý ión. Inertné plyny už majú úplne dokončenú vonkajšiu elektronickú vrstvu, sú v najstabilnejšom stave - prečo by prijímali alebo darovali elektróny? To vysvetľuje ich extrémnu chemickú inertnosť. Ale táto zmena je takpovediac horizontálna. Dochádza k vertikálnej zmene kovových vlastností? Áno, existuje a je veľmi dobre vyjadrený. Zvážte najviac „kovové“ kovy - zásady. Jedná sa o lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium, francium. O úplne poslednom však nemožno uvažovať, pretože francium je extrémne zriedkavé. Ako sa zvyšuje ich chemická aktivita? Zhora nadol. Tepelné účinky reakcií sa zvyšujú úplne rovnako. Napríklad na hodinách chémie často ukazujú, ako sodík reaguje s vodou: kúsok kovu doslova „vybehne“ na povrch vody, roztaví sa varom. Uskutočniť taký demonštračný experiment s draslíkom je už riskantné: var je príliš silný. Na takéto experimenty je lepšie nepoužívať rubídium vôbec. A to nielen preto, že je oveľa drahší ako draslík, ale aj preto, že reakcia je mimoriadne prudká a má zápal. Čo môžeme povedať o céziu. Prečo, z akého dôvodu? Pretože polomer atómov sa zväčšuje. A čím ďalej je vonkajší elektrón od jadra, tým ľahšie sa ho atóm „vzdáva“ (to znamená, čím silnejší je kovový vlastnosti).

Podobné videá

Tip 4: Prečo sa vlastnosti prvkov v priebehu obdobia menia

Každý chemický prvok v periodickej tabuľke má prísne definované miesto. Vodorovné riadky tabuľky sa nazývajú Obdobia a zvislé riadky sa nazývajú Skupiny. Číslo periódy zodpovedá počtu valenčných škrupín atómov všetkých prvkov v tejto perióde. A valenčná škrupina sa postupne plní, od začiatku do konca obdobia. To vysvetľuje zmenu vlastností prvkov, ktoré sa nachádzajú v rovnakom období.

Vodík. Technická kyselina má žltkastozelenú farbu vďaka chlóru a soliam železa. Maximálna koncentrácia Kyselina chlorovodíková asi 36%; také riešenie má hustotu 1,18 g / cm 3, „dymí“ to vo vzduchu, pretože vyvinutý H vytvára s vodnou parou malé kvapôčky.

Kyselina chlorovodíková poznali alchymisti na konci 16. storočia, ktorí ju získavali zohrievaním kuchynskej soli s hlinou alebo so železným vitriolom. Pod názvom „chlorovodíkový alkohol“ v polovici 17. storočia. opísal I.R. Glauber kto pripravil Kyselina chlorovodíková interakcia s H 2 4. Glauberova metóda sa používa dodnes.

Kyselina chlorovodíková je jednou z najsilnejších kyselín. Rozpúšťa sa (uvoľňovaním H 2 a tvorbou solí - chloridy ) všetky kovy v rozsahu napätia až po vodík. Chloridy tiež vznikajú pri interakcii Kyselina chlorovodíková s oxidmi a hydroxidmi kovov. So silnými oxidantmi Kyselina chlorovodíková chová sa ako redukčné činidlo, napríklad: O 2 + 4H = Mn 2 + 2 + 2H 2 O.

Výroba Kyselina chlorovodíková v priemysle zahŕňa dve etapy: získanie H a jeho absorpciu vodou. Hlavnou metódou výroby H je syntéza z 2 a H2. Veľké množstvo H sa vytvára ako vedľajší produkt chlorácie organických zlúčenín: RH + 2 = RCI + H, kde R je organický radikál.

Vyrobené technické Kyselina chlorovodíková má pevnosť najmenej 31% H (syntetický) a 27,5% H (z Na). Obchodná kyselina sa nazýva zriedená, ak obsahuje napríklad 12,2% H; pri obsahu 24% a viac H sa nazýva koncentrovaný. V laboratórnej praxi sa 2n. H (7%, hustota 1,035) sa bežne označuje ako zriedený Kyselina chlorovodíková

Kyselina chlorovodíková - najdôležitejší produkt chemického priemyslu. Používa sa na získanie chloridov rôznych kovov a na syntézu organických produktov obsahujúcich chlór. Kyselina chlorovodíková Používajú sa na leptanie kovov, na čistenie rôznych nádob, na zakrytie rúrok vrtov od uhličitanov, oxidov a iných sedimentov a kontaminantov. V metalurgii sa s ním spracúvajú rudy, v kožiarskom priemysle - koža pred činením. Kyselina chlorovodíková - dôležité činidlo v laboratórnej praxi. Doprava Kyselina chlorovodíková v sklenených fľašiach alebo pogumované (pokryté vrstvou gumy) kovové nádoby.

Plyn H je toxický. Dlhodobá prevádzka v atmosfére H spôsobuje katar dýchacích ciest, zubný kaz, ulcerácia nosovej sliznice, gastrointestinálne poruchy. Prípustný obsah H vo vzduchu pracovných miestností najviac 0,005 mg / l.Ochrana: plynová maska, ochranné okuliare, gumené rukavice, obuv, zástera.

I.K Malina.

Kyselina chlorovodíková obsiahnuté v žalúdočnej šťave (asi 0,3%); podporuje trávenie a ničí baktérie spôsobujúce choroby.

IN lekárska prax rozvedeny Kyselina chlorovodíková používa sa v kvapkách a zmesiach v kombinácii s pepsín pri chorobách sprevádzaných nedostatočnou kyslosťou žalúdočnej šťavy (napríklad zápal žalúdka) a - hypochrómna anémia (spolu s prípravkami železa na zlepšenie ich absorpcie).

Článok o slove „ Kyselina chlorovodíková„vo Veľkej sovietskej encyklopédii bolo prečítaných 12936 krát

Soli alebo chloridy kyseliny chlorovodíkovej- zlúčeniny chlóru so všetkými prvkami, ktoré majú nižšiu hodnotu elektronegativity.

Chloridy kovov- pevné látky. Väčšinou dobre rozpustný vo vode, ale AgCl, CuCl, HgCl2, TlCl a PbCl2- mierne rozpustný. Chloridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sú neutrálne. Zvýšenie počtu atómov chlóru v molekulách chloridu vedie k zníženiu polarity chemickej väzby a tepelnej stability chloridov, k zvýšeniu ich prchavosti a tendencie k hydrolýze. Roztoky chloridov iných kovov majú kyslú reakciu v dôsledku hydrolýzy:

Chloridy nekovov sú látky, ktoré môžu byť v akomkoľvek stave agregácie: plynné (HCl), kvapalné (PCl3) a tuhé (PCl5). Tiež vstúpte do hydrolýznej reakcie:

Niektoré chloridy nekovov sú zložité zlúčeniny, napríklad PC15 pozostáva z [PCl4] + a [PCl6] - iónov. Chloridy brómu a jódu sa označujú ako interhalogénové zlúčeniny. Rad chloridov sa vyznačuje asociáciou a polymerizáciou v kvapalnej a plynnej fáze s tvorbou chloridových mostíkov medzi atómami.

Príjem.Získavajú sa reakciou kovov s chlórom alebo interakciami kyseliny chlorovodíkovej s kovmi, ich oxidmi a hydroxidmi, tiež výmenou s niektorými soľami:

Kvalitatívne a kvantitatívne stanovte ión chlóru pomocou dusičnanu strieborného. To vedie k zrazeniu bielej vločky.

Chloridypoužívané pri výrobe a pri organickej syntéze. Tvorba prchavých chloridov je založená na obohacovaní a separácii mnohých neželezných a vzácnych kovov. Chlorid sodný- na získanie hydroxidu sodného, \u200b\u200bkyseliny chlorovodíkovej, uhličitanu sodného, \u200b\u200bchlóru. Používa sa tiež v potravinárskom priemysle a pri výrobe mydla. Chlorid draselný- ako potašové hnojivo. Chlorid bárnatý- prostriedky na ničenie hmyzích škodcov. Chlorid zinočnatý- na impregnáciu dreva ako konzervačný prostriedok proti hnilobe pri spájkovaní kovom. Chlorid vápenatýbezvodý sa používa na sušenie látok (plynov) v lekárskej praxi a jeho kryštalický hydrát sa používa ako chladiace činidlo. Chlorid striebornýslúži na výrobu fotografií. Chlorid ortuťnatý- jedovatá zmes, ktorá sa používa na ošetrenie semien, na činenie kože, na farbenie látok. Pôsobí ako katalyzátor v organickej syntéze. Ako dezinfekčný prostriedok. Chlorid amónnypoužívané vo farbiacom priemysle, galvanickom pokovovaní, spájkovaní a cínovaní.

Koniec práce -

Táto téma patrí do sekcie:

Anorganický podvádzací list

Cheat sheet on anorganic chemistry ... Olga Vladimirovna Makarova ...

Ak potrebujete ďalší materiál k tejto téme alebo ste nenašli to, čo ste hľadali, odporúčame vám použiť vyhľadávanie v našej pracovnej základni:

Čo urobíme s prijatým materiálom:

Ak sa tento materiál ukázal ako užitočný pre vás, môžete ho uložiť na svoju stránku v sociálnych sieťach:

Tweet

Všetky témy v tejto časti:

Hmota a jej pohyb
Hmota je objektívna realita s vlastnosťou pohybu. Všetko, čo existuje, sú rôzne druhy pohybujúcej sa hmoty. Hmota existuje nezávisle od vedomia

Látky a ich zmena. Predmet anorganickej chémie
Látky - druhy látok, ktorých diskrétne častice majú konečnú zvyškovú hmotnosť (síra, kyslík, vápno atď.). Fyzické telá sú zložené z látok. Každý

Periodická tabuľka prvkov D.I. Mendelejev
Periodický zákon bol objavený v roku 1869 D.I. Mendelejev. Vytvoril tiež klasifikáciu chemických prvkov vyjadrenú vo forme periodického systému. Urob ma

Hodnota periodickej tabuľky Mendelejeva.
Periodická tabuľka prvkov bola prvou prírodnou klasifikáciou chemických prvkov, ktorá ukázala, že sú navzájom prepojené, a slúžila aj ako ďalší výskum.

Teória chemickej štruktúry
Teóriu chemickej štruktúry vyvinul A.M. Butlerov, má nasledujúce polohy: 1) atómy v molekulách sú navzájom spojené

Všeobecná charakteristika prvkov P-, S-, D
Prvky v periodickom systéme Mendelejeva sú rozdelené na s-, p-, d-prvky. Toto rozdelenie sa vykonáva na základe toho, koľko úrovní má elektrónový obal atómu prvku

Kovalentná väzba. Metóda valenčnej väzby
Chemická väzba uskutočňovaná bežnými elektrónovými pármi vznikajúcimi v škrupinách viazaných atómov s antiparalelnými otáčaniami sa nazýva atómová alebo kovalentná

Nepolárne a polárne kovalentné väzby
Pomocou chemickej väzby sú atómy prvkov v zložení látok držané blízko seba. Typ chemickej väzby závisí od distribúcie elektrónovej hustoty v molekule.

Multicentrická komunikácia
V procese vývoja metódy valenčných väzieb sa ukázalo, že skutočné vlastnosti molekuly sa ukázali byť medzi vlastnosťami opísanými v príslušnom vzorci. Takéto molekuly

Iónová väzba
Väzba, ktorá vznikla medzi atómami s ostro vyjadrenými opačnými vlastnosťami (typický kov a typický nekov), medzi ktorými vznikajú elektrostatické príťažlivé sily

Vodíková väzba
V 80. rokoch XIX storočia. M.A. Iľinskij N.N. Beketov zistil, že je schopný tvoriť atóm vodíka v kombinácii s atómom fluóru, kyslíka alebo dusíka

Premena energie v chemických reakciách
Chemická reakcia - premena jednej alebo viacerých východiskových látok na iné chemické zloženie alebo štruktúra látky. V porovnaní s jadrovými reaktormi

Reťazové reakcie
Existujú chemické reakcie, pri ktorých je interakcia medzi zložkami celkom jednoduchá. Existuje veľmi široká skupina zložitých reakcií. V týchto reakciách

Všeobecné vlastnosti nekovov
Na základe postavenia nekovov v periodickom systéme Mendelejeva je možné identifikovať ich charakteristické vlastnosti. Počet elektrónov môžete určiť vo vonkajšej en

Vodík
Vodík (H) - 1. prvok Mendelejevovej periodickej sústavy - skupiny I a VII, hlavná podskupina, 1. obdobie. Vonkajšia podúroveň s1 má 1 valenčný elektrón a 1 s2

Peroxid vodíka
Peroxid alebo peroxid vodíka je kyslíkatá zlúčenina vodíka (peroxid). Vzorec: Н2О2 Fyzikálne vlastnosti: peroxid vodíka - bezfarebný sirup

Všeobecné charakteristiky halogénovej podskupiny
Halogény - prvky skupiny VII - fluór, chlór, bróm, jód, astatín (astatín je vďaka svojej rádioaktivite málo študovaný). Halogény sú veľmi výrazné nekovy. Iba jód v re

Chlór. Chlorovodík a kyselina chlorovodíková
Chlór (Cl) je v 3. období, v skupine VII hlavnej podskupiny periodického systému, atómové číslo 17, atómová hmotnosť 35,453; Výraz "halogén" sa vzťahuje na halogény.

Stručné informácie o fluóre, bróme a jóde
Fluór (F); bróm (Br); jód (I) patrí do skupiny halogénov. Stoja v 7. skupine hlavnej podskupiny periodického systému. Všeobecný elektronický vzorec: ns2np6.

Všeobecné charakteristiky podskupiny s kyslíkom
Podskupina kyslíka, čiže chalkogény - 6. skupina D.I. Mendeleva, ktorá obsahuje nasledujúce prvky: 1) kyslík - O; 2) síra

Kyslík a jeho vlastnosti
Kyslík (O) je v období 1, skupine VI, v hlavnej podskupine. p-prvok. Elektronická konfigurácia 1s22s22p4. Počet elektrónov na vonkajšej ur

Ozón a jeho vlastnosti
V tuhom stave má kyslík tri modifikácie :? - ,? - a? - modifikácie. Ozón (O3) je jednou z alotropických modifikácií kyslíka

Síra a jej vlastnosti
Síra (S) sa prirodzene vyskytuje v zlúčeninách a vo voľnej forme. Bežné sú aj zlúčeniny síry, ako napríklad olovnatý lesk PbS, zinková zmes ZnS, medený lesk Cu

Sírovodík a sulfidy
Sírovodík (H2S) je bezfarebný plyn s prenikavým zápachom rozpadajúceho sa proteínu. V prírode sa nachádzajú vstupy minerálnych prameňov, sopečných plynov, hnijúceho odpadu, ako aj

Vlastnosti kyseliny sírovej a jej praktický význam
Štruktúra vzorca kyseliny sírovej: Výroba: hlavnou metódou výroby kyseliny sírovej zo SO3 je kontaktná metóda.

Chemické vlastnosti.
1. Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo. Redoxné reakcie si vyžadujú zahrievanie a reakčným produktom je hlavne SO2.

Príjem.
1. V priemysle sa dusík získava skvapalnením vzduchu s následným odparením a oddelením dusíka od ostatných plynných frakcií vzduchu. Výsledný dusík obsahuje prímesi vzácnych plynov (argón).

Všeobecné charakteristiky podskupiny dusíka
Podskupina dusíka je piata skupina, hlavná podskupina skupiny D.I. Mendelejev. Zahŕňa prvky: dusík (N); fosfor (P); arzén (

Amoniak (chlorid dusitý).
Výroba: v priemysle do konca 19. storočia sa amoniak získaval ako vedľajší produkt pri koksovaní uhlia, ktoré obsahuje až 1–2% dusíka. Na začiatku

Amónne soli
Amónne soli sú komplexné látky, ktoré zahŕňajú amónne katióny NH4 + a kyslé zvyšky. Fyzikálne vlastnosti: amónne soli - t

Oxidy dusíka
S kyslíkom vytvára N oxidy: N2O, NO, N2O3 NO2, N2O5 a NO3. Oxid dusnatý I - N2O - oxid dusný, „smiechový plyn“. Fyzikálne vlastnosti:

Kyselina dusičná
Kyselina dusičná je bezfarebná kvapalina, ktorá „dýcha“ vo vzduchu a má štipľavý zápach. Chemický vzorec HNO3. Fyzikálne vlastnosti pri teplote

Alotropické modifikácie fosforu
Fosfor tvorí niekoľko alotropických modifikácií - modifikácií. Fenomén alotropických modifikácií fosforu je spôsobený tvorbou rôznych kryštalických foriem. Biele fosfo

Oxidy fosforu a kyseliny fosforečné
Prvok fosfor tvorí množstvo oxidov, z ktorých najdôležitejšie sú oxid fosforečný (P2O3) a oxid fosforečný (P2O5). Oxid fosforečný

Kyseliny fosforečné.
Niekoľko kyselín zodpovedá anhydridu kyseliny fosforečnej. Hlavná je kyselina ortofosforečná H3PO4. Dehydratovaná kyselina fosforečná je vo forme bezfarebných priehľadných kryštálov

Minerálne hnojivá
Minerálne hnojivá - anorganické látky, hlavne soli, ktoré obsahujú živiny potrebné pre rastliny a používajú sa na zvýšenie plodnosti

Uhlík a jeho vlastnosti
Uhlík (C) je typický nekovový; v periodickom systéme je v 2. období IV skupiny, hlavnej podskupiny. Atómové číslo 6, Ar \u003d 12,011 amu, náboj jadra +6.

Alotropické modifikácie uhlíka
Uhlík tvorí 5 alotropických modifikácií: kubický diamant, šesťuholníkový diamant, grafit a dve formy karabíny. Šesťhranný diamant nájdený v meteoritoch (minerál

Oxidy uhlíka. kyselina uhličitá
Uhlík s kyslíkom vytvára oxidy: СО, СО2, С3О2, С5О2, С6О9 atď. Oxid uhoľnatý (II) - СО. Fyzikálne vlastnosti: oxid uhoľnatý, b

Kremík a jeho vlastnosti
Kremík (Si) je v 3. období, IV skupine hlavnej podskupiny periodického systému. Fyzikálne vlastnosti: kremík existuje v dvoch modifikáciách: amo

Existujú tri typy vnútornej štruktúry primárnych častíc.
1. Suspenzoidy (alebo ireverzibilné koloidy) sú heterogénne systémy, ktorých vlastnosti je možné určiť pomocou vyvinutého rozhrania. V porovnaní s pozastaveniami je viac rozptýlený

Soli kyseliny kremičitej
Všeobecný vzorec kyselín kremičitých je n SiO2 m m H2O. V prírode sa vyskytujú hlavne vo forme solí, len málo z nich sa izoluje vo voľnej forme, napríklad HSiO (orto

Príjem cementu a keramiky
Cement je najdôležitejším materiálom v stavebníctve. Cement sa získava spaľovaním zmesi hliny a vápenca. Pri spaľovaní zmesi CaCO3 (sóda)

Fyzikálne vlastnosti kovov
Všetky kovy majú množstvo bežných, charakteristických vlastností. Všeobecné vlastnosti sú považované: vysoká elektrická a tepelná vodivosť, plasticita. Rozpätie parametrov pre met

Chemické vlastnosti kovov
Kovy majú nízky ionizačný potenciál a elektrónovú afinitu; preto pri chemických reakciách pôsobia ako redukčné činidlá v roztokoch, ktoré tvoria

Kovy a zliatiny v technológii
V periodickej tabuľke 110 známych prvkov je 88 kovov. V 20. storočí sa pomocou jadrových reakcií získali rádioaktívne kovy, ktoré nie sú

Hlavné metódy získavania kovov
V prírode sa nachádza veľké množstvo kovov vo forme zlúčenín. Natívne kovy sú tie, ktoré sa nachádzajú vo voľnom stave (zlato, platina, str

Korózia kovov
Korózia kovov (korózia - korózia) je fyzikálna a chemická reakcia kovov a zliatin s prostredie, v dôsledku čoho stratia svoje vlastnosti. V srdci

Ochrana kovov pred koróziou
Ochrana kovov a zliatin pred koróziou v agresívnom prostredí je založená na: 1) zvyšovaní koróznej odolnosti samotného materiálu; 2) zníženie agresivity

Všeobecné charakteristiky podskupiny lítia
Podskupina lítia - 1 skupina, hlavná podskupina - zahŕňa alkalické kovy: Li - lítium, Na - sodík, K - draslík, Cs - cézium, Rb - rubídium, Fr - francium. Celkový elektrón

Sodík a draslík
Sodík a draslík - alkalické kovy, sú v skupine 1 hlavnej podskupiny. Fyzikálne vlastnosti: podobné v fyzikálne vlastnosti: svetlo strieborná

Žieravé zásady
Alkálie tvoria hydroxidy alkalických kovov skupiny 1 hlavnej podskupiny, keď sú rozpustené vo vode. Fyzikálne vlastnosti: roztoky alkálií vo vode sú mydlové

Sodné a draselné soli
Sodík a draslík tvoria soli so všetkými kyselinami. Sodné a draselné soli sú si veľmi podobné chemické vlastnosti... Charakteristickým znakom týchto solí je preto dobrá rozpustnosť vo vode

Všeobecná charakteristika podskupiny berýlia
Podskupina berýlia zahŕňa: berýlium a kovy alkalických zemín: horčík, stroncium, bárium, vápnik a rádium. Najčastejšie v prírode ako zlúčeniny

Vápnik
Vápnik (Ca) - chemický prvok 2. skupiny periodickej sústavy, je prvkom alkalických zemín. Prírodný vápnik sa skladá zo šiestich stabilných izotopov. Konf

Oxid a hydroxid vápenatý
Oxid vápenatý (CaO) - nehasené vápno alebo pálené vápno - je biela ohňovzdorná látka tvorená kryštálmi. Kryštalizuje z kubického kryštálu zameraného na tvár

Tvrdosť vody a ako ju vylúčiť
Pretože je vápnik v prírode veľmi rozšírený, jeho soli sa nachádzajú vo veľkých množstvách v prírodných vodách. Voda obsahujúca horečnaté a vápenaté soli sa nazýva f

Všeobecné charakteristiky podskupiny bóru
Externá elektronická konfigurácia pre všetky prvky podskupiny je s2p1. Charakteristickou vlastnosťou podskupiny IIIA je úplná absencia kovových vlastností v bóre a ty

Hliník. Aplikácia hliníka a jeho zliatin
Hliník sa nachádza v 3. skupine hlavnej podskupiny, v 3. období. Sériové číslo 13. Atómová hmotnosť ~ 27. P-prvok. Elektronická konfigurácia: 1s22s22p63s23p1. Mimo

Oxid a hydroxid hlinitý
Oxid hlinitý - Al2O3. Fyzikálne vlastnosti: oxid hlinitý je biely amorfný prášok alebo veľmi tvrdé biele kryštály. Molekulová hmotnosť \u003d 101,96, hustota - 3,97

Všeobecné charakteristiky podskupiny chrómu
Prvky podskupiny chrómu zaujímajú medziľahlé polohy v rade prechodných kovov. Mať vysoké teploty tavenie a varenie, prázdne miesta na elektronike

Oxidy a hydroxidy chrómu
Chróm vytvára tri oxidy: CrO, Cr203 a CrO3. Oxid chromitý II (CrO) - zásaditý oxid - čierny prášok. Silné redukčné činidlo. CrO sa rozpúšťa v zriedenej kyseline chlorovodíkovej

Chromany a dichromany
Chromany sú soli kyseliny chrómovej H2Cr04, ktorá existuje iba v tejto podobe vodné roztoky s koncentráciou nie vyššou ako 75%. Valencia chrómu v chromanoch je 6. Chromany sú

Všeobecná charakteristika rodiny železa
Rodina železa je súčasťou bočnej podskupiny ôsmej skupiny a je jej prvou triádou, ktorá obsahuje železo, kobaltový nikel

Zlúčeniny železa
Oxid železitý (II) FeO je čierna kryštalická látka, nerozpustná vo vode a zásadách. FeO zodpovedá báze Fe (OH) 2.

Proces domény
Vysokopecný proces - tavenie surového železa vo vysokej peci. Vysoká pec je položená zo žiaruvzdorných tehál vysokých 30 ma vnútorných priemerov 12 m. Horná polovica je š

Liatina a oceľ
Zliatiny železa - kovové systémy, ktorej hlavnou zložkou je železo. Klasifikácia zliatin železa: 1) zliatiny železa s uhlíkom (č

Ťažká voda
Ťažká voda - oxid deutérium D2O s kyslíkom prírodného izotopového zloženia, bezfarebná kvapalina, bez zápachu a chuti. Ťažká voda bola otvorená

Chemické a fyzikálne vlastnosti.
Ťažká voda má teplotu varu 101,44 ° C a teplotu topenia 3,823 ° C. Kryštály D2O majú rovnakú štruktúru ako bežné kryštály ľadu, čo je rozdiel vo veľkosti