Основы химии

2.Реагируют с основными и кислотными оксидами

ZnO+CaO=CaZnO2

ZnO+SiO2=ZnSiO3

Кислотные-реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты.

1.Большинство взаимодействуют с водой

SO3+H2O=H2SO4

2.Со щелочами

NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O

3.С основными оксидами

SiO2+CaO=CaSiO3

4.С амфотерными оксидами

Al2O3+3SO3=Al2(SO4)3

27. Гальванический элемент. ЭДС гальванического элемента

Рассмотрим простейший гальванический элемент Даниэля - Якоби, состоящий из двух полуэлементов - цинковой и медной пластин, помещенных в растворы сульфатов цинка и меди соответственно, которые соединены между собой посредством электролитического ключа - например, полоски бумаги, смоченной раствором какого-либо электролита. Схематически данный элемент изображается следующим образом:

Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

На поверхности каждого из электродов имеет место динамическое равновесие перехода ионов металла из электрода в раствор и обратно, характеризуемое потенциалом ДЭС (зарядом на электроде q). Если соединить медный и цинковый электроды металлическим проводником, немедленно произойдет перераспределение зарядов - электроны начнут перемещаться с электрода с более отрицательным зарядом (в нашем случае - цинкового) на электрод с более положительным зарядом (медный), т.е. в проводнике возникнет электрический ток. Изменение величины заряда каждого из электродов нарушает равновесие - на цинковом электроде начнется процесс перехода ионов из электрода в раствор (окисление металла), на медном - из раствора в электрод (восстановление металла); при этом протекание процесса на одном электроде обусловливает одновременное протекание противоположного процесса на другом:

Zno --> Zn2+ + 2е-Сu2+ + 2е- --> Сuo

Электрод, на котором при работе гальванического элемента протекает процесс окисления, называется анодом, электрод, на котором идет процесс восстановления - катодом. При схематическом изображении гальванических элементов слева записывают анод, справа - катод (стандартный водородный электрод всегда записывают слева). Суммарный окислительно-восстановительный процесс, происходящий в гальваническом элементе, выражается следующим уравнением:

Сu2+ + Zno --> Сuo + Zn2+

Т.о., гальванический элемент можно определить как прибор для преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую за счет пространственного разделения процессов окисления и восстановления. Работа, которую может совершить электрический ток, вырабатываемый гальваническим элементом, определяется разностью электрических потенциалов между электродами (называемой обычно просто разностью потенциалов) ДЦ и количеством прошедшего по цепи электричества q:

(III.39)

Работа тока гальванического элемента (и, следовательно, разность потенциалов), будет максимальна при его обратимой работе, когда процессы на электродах протекают бесконечно медленно и сила тока в цепи бесконечно мала. Максимальная разность потенциалов, возникающая при обратимой работе гальванического элемента, есть электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента.

28. Электролиз водных растворов солей с активными инертными анодами. Примеры

Электролиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита. При электролизе водных растворов солей кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. 1. Электролиз водного раствора соли, образованной малоактивным металлом и бескислородной кислотой с нерастворимым анодом.

Рассмотрим электролиз водного раствора бромида меди (CuBr2) с угольными электродами.

Схема электролиза:

Суммарное уравнение:или

29. Закон Фарадея. Применение электролиза в промышленности

Первый закон ФАРАДЕЯ: масса вещества m, выделяющегося на электроде, при прохождении электрического тока прямо пропорциональна значению q электрического заряда, пропущенного через электролит:

m = kq,

где k - электрохимический эквивалент вещества, численно равный массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единицы количества электричества. При пропускании через электролит постоянного тока I в течение секунды

q = It, m = kIt.

Второй закон ФАРАДЕЯ: электрохимические эквиваленты элементов прямо пропорциональны их химическим эквивалентам. Отношение атомного веса A элемента к его валентности z называется химическим эквивалентом; количество вещества, масса которого, выраженная в граммах, равна его химическому эквиваленту, называется грамм-эквивалентом; величина, обратная C, называется числом Фарадея. Число Фарадея равно количеству электричества, которое нужно пропустить через электролит для выделения на электроде одного грамм-эквивалента любого вещества.

Электролиз - основной метод промышленного производства алюминия, хлора и едкого натра, важнейший способ получения фтора, щелочных и щелочноземельных металлов, эффективный метод рафинирования металлов. Путём электролиза воды производят водород и кислород. Электрохимический метод используется для синтеза органических соединений различных классов и многих окислителей (персульфатов, перманганатов, перхлоратов, перфторорганических соединений и др.). Применение электролиза для обработки поверхностей включает как катодные процессы гальванотехники (в машиностроении, приборостроении, авиационной, электротехнической, электронной промышленности), так и анодные процессы полировки, травления, размерной анодно-механической обработки, оксидирования (анодирования) металлических изделий (см. также Электрофизические и электрохимические методы обработки).

30. Способы получения и химические свойства оксидов

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, со степенью окисления -2.

Окисление кислородом простых веществ

2Mg +O2=2MgOсложных веществ 2H2S+3O2=2H2O+2SO2

Разложение нагреванием солей СaCO3=CaO+CO2s

нагреванием оснований Cu (OH)2=CuO+H20

нагреванием кислородсодержащих кислот H2SO3=H2O+SO2s

нагреванием высших оксидов 4CrO3=Cr2O3+3O2s

Окисление низших оксидов 4FeO+O2=2Fe2O3

Вытеснение летучего оксида менее летучим Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2s31. Способы получения и химические свойства оснований

Растворимые основания (щелочи) в лаборатории получают: 1. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов с водой

При этом атом металла замещает в молекуле воды H--OH атом водорода и соединяется с гидроксид-ионом, а два атома водорода, соединяясь, образуют молекулу H2. Например:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2^ 2(H--OH)

Взаимодействием оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой. Например:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Нерастворимые основания получают действием раствора щелочи на соль того металла, гидроксид которого нужно получить. Например:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2v + Na2SO4

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ. Общие химические свойства оснований обусловлены наличием в их растворах анионов OH -, которые образуются при диссоциации оснований.1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.2. Основания (как растворимые, так и нерастворимые) взаимодействуют с кислотами.3. Основания взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Это свойство наиболее характерно для растворимых оснований - щелочей. Например:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3v + H2O кислотный оксид 2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O амфотерный оксид

Растворимые основания (щелочи) реагируют с растворами солей, если образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль.

Например:

2NaOH + MgSO4 = Mg(OH)2v + Na2SO4 Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4v + 2NaOH5.

Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются: t

Mg(OH)2 = MgO + H2O

Щелочи в отличие от нерастворимых оснований при нагревании обычно не разлагаются.

32. Способы получения и химические свойства солей

1.С использованием металлов	металл+неметалл	Mg+Cl2=MgCl2
	металл+кислота	Zn+2HCl=ZnCI2+H2
	металл+соль	Fe+CuSO4=FeSO4+Cu
2.С использованием оксидов	основной оксид+кислота	CaO+2HCl=CaCl2+H2O
	кислотный оксид+основание	CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O
	кислотный+основной оксиды	CaO+CO2=CaCO3
	основной+амфотерный оксиды	Al2O3+CaO=Ca(AlO2)2
3.Реакция нейтрализации	кислота+основание	H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O
4.Из солей	соль+соль	AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3
	соль+щелочь	CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4
	соль+кислота	Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2
Кислые соли получают такими же способами, что и средние, но при других мольных соотношениях(при избытке кислоты)
NaOH+H2SO4=NaHSO4+H2O
Основные соли образуются при взаимодействии некоторых солей со щелочами (при избытке щелочи)
ZnCl2+NaOH=ZnOHCl+NaCl

Химические свойства солей.

Разложение при прокаливании	CaCO3=CaO+CO2
Cоль+металл	Fe+CuSO4=FeSO4+Cu
Соль+соль	AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3
Соль+щелочь	CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4
Соль+кислота	Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2

33. Способы получения и химические свойства кислот

Бескислородные кислоты получают: 1. Взаимодействием неметалла с водородом. Например

H2 + Cl = 2HCl 2.

Действием на соль более сильной или менее летучей кислотой. Например:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S^ NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl^

Кислородсодержащие кислоты получают:1. Взаимодействием кислотных оксидов с водой. Например:

SO3 + H2O = H2SO4 N2O5 + H2O = 2HNO3

Действием на соль более сильной кислотой. Например:

Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3v + Na2SO4

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ. Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием катионов H+, которые образуются в процессе диссоциации кислот.1. Растворы кислот изменяют окраску индикаторов.2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации). Например:

H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O3.

Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Например:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O основный оксид ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

амфотерный оксид 4. Кислоты вступают в реакции обмена с солями согласно правилу: сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей. При этом образуется новая соль и новая кислота. 5. При нагревании некоторые кислоты разлагаются, образуя кислотный оксид и воду. Например:

t H2SiO = SiO2 + H2O

34. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. Типы окислительно-восстановительных реакций

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.

Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O
Алгоритм расстановки коэффициентов 1.Указываем степени окисления химических элементов.Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.
2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов.За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl2 тоже -1.Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H2O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение:
Рассмотрим более сложное уравнение:H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Расставляем степени окисления химических элементов:
Электронные уравнения примут следующий видПеред серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции характеризуются тем, что атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в разных по своей химической природе атомных или молекулярных частицах. Например,

3Cu + 8HNO3 > 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

S + O2 > SO2.

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции характеризуются тем, что атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в одной и той же молекулярной частице. Например,

-3 +6 0 +3(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O

Среди внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакций выделяют реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), которые сопровождаются одновременным увеличением или уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента, первоначально находящихся в одном определенном состоянии, например, +5 +7 -1

4KClO3 3KClO4 + KCl,

и реакции конпропорционирования - процессы, в результате которых происходит выравнивание степени окисления атомов одного и того же элемента, находящегося в исходном веществе в разных состояниях. Например,

-3 +5 0NH4NO2 N2 + 2H2O.

35. Комплексные соединения, их номенклатура, типы, строение, свойства

Соединения, в состав которых входят сложные ионы, существующие как в кристалле, так и в растворе, называются комплексными, или координационными. Согласно теории Вернера центральное положение в комплексных соединениях занимает, как правило, ион металла, который называют центральным ионом, или комплексообразователем. Комплексообразователь - частица (атом, ион или молекула), координирующая (располагающая) вокруг себя другие ионы или молекулы. Комплексообразователь обычно имеет положительный заряд, является d-элементом, проявляет амфотерные свойства, имеет координационное число 4 или 6. Вокруг комплексообразователя располагаются (координируются) молекулы или кислотные остатки - лиганды (адденды). Лиганды - частицы (молекулы и ионы), координируемые комплексообразователем и имеющие с ним непосредственно химические связи (например, ионы: Cl-, I-, NO3-, OH-; нейтральные молекулы: NH3, H2O, CO). Лиганды не связаны друг с другом, так как между ними действуют силы отталкивания. Когда лигандами являются молекулы, между ними возможно молекулярное взаимодействие. Координация лигандов около комплексообразователя является характерной чертой комплексных соединений (рис. 1). Координационное число - это число химических связей, которые комплексообразователь образует с лигандами. Номенклатура комплексных соединений. Наибольшее распространение имеет номенклатура, рекомендованная IUPAC. Название комплексного аниона начинается с обозначения состава внутренней сферы: число лигандов обозначается греческими числительными: 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса и т.д., далее следуют названия лигандов, к которым прибавляют соединительную гласную "о": Cl- - хлоро-, CN- - циано-, OH- - гидроксо- и т.п. Если у комплексообразователя переменная степень окисления, то в скобках римскими цифрами указывают его степень окисления, а его название с суффиксом -ат: Zn - цинкат, Fe - феррат(III), Au - аурат(III). Последним называют катион внешней сферы в родительном падеже. Примеры:K3[Fe(CN)6] - гексацианоферрат(III) калия,Химические свойства комплексных соединений 1. В растворе комплексные соединения ведут себя как сильные электролиты, т.е. полностью диссоциируют на катионы и анионы:

[Pt(NH3)4]Cl2 = Pt(NH3)4]2+ + 2Cl-,K2[PtCl4] = 2K+ + [PtCl4]2-

Диссоциация по такому типу называется первичной. Вторичная диссоциация связана с удалением лигандов из внутренней сферы комплексного иона:[PtCl4]2- PtCl3- + Cl-. Вторичная диссоциация происходит ступенчато: комплексные ионы ([PtCl4]2-) являются слабыми электролитами. 2. При действии сильных кислот происходит разрушение гидроксокомплексов, например: а) при недостатке кислоты

Na3[Al(OH)6] + 3HCl = 3NaCl + Al(OH)3 + 3H2O;

б) при избытке кислоты

Na3[Al(OH)6] + 6HCl = 3NaCl + AlCl3 + 6H2O.

3. Нагревание (термолиз) всех аммиакатов приводит к их разложению, например:

[Cu(NH3)4]SO4 CuSO4 + 4NH3.

36. Положение металлов в ПС. Физические свойства металлов. Методы получения металлов

Металлы располагаются в основном в левой и нижней части ПС К физическим свойствам относятся плотность, плавление (температура плавления), теплопроводность, тепловое расширение. Плотность - количество вещества, содержащееся в единице объема. Плавление - способность металла переходить из кристаллического (твердого) состояния в жидкое с поглощением теплоты. Теплопроводность - способность металла с той или иной скоростью проводить теплоту при нагревании. Электропроводность - способность металла проводить электрический ток. Тепловое расширение - способность металла увеличивать свой объем при нагревании. Восстановление:-- из их оксидов углем или оксидом углерода

(II)ZnО + С = Zn + СО Fе 2О 3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО 2

Водородом

WO3 + 3H2 =W + 3H2OСоО + Н 2 = Со + Н 2О

алюминотермия

4Аl + ЗМnО 2 = 2А 12О 3 + ЗМn

Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем)

2ZnS + ЗО 2 = 2ZnО + 2SО 2ZnО + С = СО + Zn

Электролизом расплавов солей

СuСl2, - Сu2+ 2Сl Катод (восстановление): Анод (окисление):Сu2+ 2е- = Сu0 2Cl - 2е- = Сl°2

37. Химические свойства металлов. Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды - амфотерные и основные:

4Li + O2 = 2Li2O, 4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O2 = Na2O22.

С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,

Cu + Cl2 = CuCl2.

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды - солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -

1. 2Na + H2 = 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды - соли сероводородной кислоты:

Zn + S = ZnS.

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании: 3

Mg + N2 = Mg3N2.

С углеродом образуются карбиды:

4Al + 3C = Al3C4.

С фосфором - фосфиды:

3Ca + 2P = Ca3P2.

Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения:

2Na + Sb = Na2Sb,3Cu + Au = Cu3Au.

Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы.

38. Сплавы. Диаграммы состояния сплавов. Построение диаграмм, понятие о линии ликвидуса, электрической точке

Представляет собой смеси кристаллов металлов или смеси свободных металлов с химическими соединениями металлов друг с другом. Хим. связь в сплавах - металлическая, поэтому они обладают металлическим блеском, эл проводимостью и др. свойствами металлов. Сплавы получают смешиванием металлов в расплавленном состоянии. Они затвердевают при последующем охлаждении. При этом возможны след случаи: расплавленные металлы смешиваются с собой в любых отношениях неограниченно растворяясь друг в друге. Сюда относятся металлы, кристаллы в однотипных решетках и имеющих близкие по размеру атомы(AgCu, CuNi, AgAu) при охлаждении таких расплавов получаются твердые растворы. Кристаллы последних содержат атомы обоих металлов, чем обусловлена их полная однородность. По сравнению с чистыми металлами твердые растворы характеризует более высокой прочностью, твердостью и хим. стойкостью. Они пластичны и хорошо проводят эл ток. 2) хаотические металлы смешиваются с собой в любых соотношениях, однако при охлаждении твердый р-р не образуется. При затвердевании таких сплавов получается масса, состоящая из мельчайших кристалликов каждого из металлов. Это характерно для сплавов: свинец-олово, висмут-кадмий, серебро-свинец и др. расплавленные металлы взаимодействуют друг с другом образуя химические соединения - интерметаллиды(Cu i Zn) некоторые сплавы рассматриваются как смеси исходных металлов с продуктами их взаимодействия. Природу сплавов чаще всего устанавливают при помощи термического анализа. Сущность последнего сводится к построению диаграммам, выражающих зависимость температуры плавления сплавов от содержании в них составных частей. Если два элемента не образуют при сплавлении хим. соединений, то диаграмма имеет вид: Точка а показ температуру плавления чистого металла М, по мере прибавления к нему металла N температура плавления сначала понижается, а затем при дальнейшем увеличении содержания металла N в сплаве снова возрастает пока не достигнет В, пока не достигнет температуры плавления чистого металла N. Кривая ACB показывает, что из всех сплавов, которые могут образовывать металлы M и N самую низкую темп плавления имеет сплав, состав которого соответствует т C. Сплав с самой низкой температурой плавления называется эвтектикой, температура, при которой он плавится - эвтектической, а точка C(E) - соответствует этой температуре эвтектической точкой. При охлаждении жидкого сплава, имеющего иной состав, чем эвтектика, из него будет выделяться в виде твердого тот металл, содержание которого в сплаве превышает его содержание в эвтектике. Например, при охлаждении сплава, содержащего 70% металла N вначале будет выделяться металл N по мере его выделения температура будет падать, а состав остающейся жидкой части сплава постепенно будет приближаться к эвтектике. Когда состав жидкой части сплава достигнет состава эвтектики, а температура эвтектической температуры, вся жидкая часть сплава затвердевает, образовав смесь мельчайших кристалликов обоих металлов. Поэтому все сплавы, имеющие состав отличный от состава эвтектики, в которую вкраплены более крупные кристаллы одного из металлов, выделившегося первым при затвердевании сплава.

Перпендикуляр, опущенный из точки D делит всю площадь диаграммы на две части которые можно рассматривать как две самостоятельные диаграммы: левая половина кривой представляет собой кривую плавкости металла M и хим. соединения, образованного обоими металлами, а правая-кривую плавкости того же хим. соединения и металла M при температуре отвечающей точке E1из сплава выделяется эвтектическая смесь металла M и хим. соединения. Диаграммы плавкости позволяют решать ряд вопросов, касающихся природы сплавов

39. Общая характеристика 3 ПС. Нахождение алюминия в природе, его получение, физические свойства. Применение алюминия и сплавов на его основе в строительстве

Алюминий - основной представитель металлов главной подгруппы III группы Периодической системы. Свойства его аналогов - галлия, индия и таллия - напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2nр 1 и могут проявлять степень окисления +3. В ряду В--Аl--Gа--In--Тl уменьшается кислотность и увеличивается основность гидроксидов R(ОН)3. Н 3ВО 3 - кислота, Аl(ОН)3 и Gа(ОН)3 - амфотерные основания,In(ОН)3 и Тl(ОН)3 - типичные основания. ТlOН - сильное основание. В земной коре содержится 8,8% алюминия. Это третий по распространению элемент в земной коре после кислорода и кремния. В природе он встречается только в соединениях. Получение 1. Впервые был получен восстановлением хлорида алюминия металлическим калием или натрием без доступа воздуха:

АlС 13 + ЗNа = Аl + 3NaСl2.

В промышленности получают электролизом раствора глинозема (техн. Аl2О 3) в расплаве криолита Na3АlFб с добавкой СаF2. Криолит используется как растворитель оксида алюминия, а добавка СаF2 позволяет поддерживать температуру плавления в электролитической ванне не выше 10000 С.Физические свойства: Чистый алюминий - серебристо-белый легкий металл с температурой плавления 660°С. Пластичен, легко вытягивается в проволоку и раскатывается в листы и фольгу. Является хорошим проводником электричества и тепла (после серебра и меди). Сплавы алюминия с различными металлами обладают высокой прочностью и легкостью. Алюминий в большом объеме используется в строительстве в виде облицовочных панелей, дверей, оконных рам, электрических кабелей. Алюминиевые сплавы не подвержены сильной коррозии в течение длительного времени при контакте с бетоном, строительным раствором, штукатуркой, особенно если конструкции не подвергаются частому намоканию.

40. Химические свойства алюминия и его соединений. Химические свойства

Реагирует с неметаллами:

4Al + 3O2 > 2Al2O3 ; 2Al + 3Br2 > 2AlBr3 c оксидами металлов:2Al + Fe2O3 > Al2O3 + 2Fe (алюмотермия)c водой (если удалить оксидную пленку):2Al + 6H2O > 2Al(OH)3v + 3H2^c кислотами (HCl и Н 2SO4 пассивируется концентрация HNO3):2Al + 3H2SO4 > Al2(SO4)3 + 3H2^c щелочами:2Al + 2NaOH + 6H2О > 2Na [Al(OH)4] + 3H2^

41. Общая характеристика элементов 8 группы. Нахождение в природе, способы получения и химические свойства железа. Применение железа и сплавов на его основе в строительстве

Все элементы группы 8 содержат 8 электронов на своих валентных оболочках. Два элемента группы - рутений и осмий - относятся к семейству платиновых металлов. Как и в других группах, члены 8 группы элементов проявляют закономерности электронной конфигурации, особенно внешних оболочек, хотя, как ни странно, рутений не следует этому тренду. Тем не менее, у элементов этой группы тоже проявляется сходство физических свойств и химического поведения. В чистом виде в природе железо редко встречается, чаще всего оно встречается в составе железоникелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после кислорода, кремния и алюминия[6]). Считается также, что железо составляет большую часть земного ядра. Взаимодействует с кислотами С соляной кислотой:

С

разбавленной серной кислотой:

онцентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо. C концентрированной серной кислотой взаимодействует только при нагревании:

Взаимодействие с кислородом: Железо[19] горит в кислороде, нагретое горит на воздухе, пирофорное - на воздухе без нагревания[20][21][22]:

Пропускание кислорода или воздуха через расплавленное железо:

Взаимодействие с порошком серы при нагревании

Взаимодействие с галогенами при нагревании: Горение в хлоре

При повышенном давлении паров брома:

Взаимодействие с йодом:

Взаимодействие с неметаллами: С азотом при нагревании:

С фосфором при нагревании:

С углеродом:

С

кремнием:

Взаимодействие раскалённого железа с водяным паром:

Железо восстанавливает металлы, которые в ряду активности стоят правее него, из растворов солей

Железо восстанавливает соединения железа(III):

В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO·Fe2O3).Существуют различные способы извлечения железа из руд. Наиболее распространённым является доменный процесс. Первый этап производства - восстановление железа углеродом в доменной печи при температуре 2000 °C. В доменной печи углерод в виде кокса, железная руда в виде агломерата или окатышей и флюс (например, известняк) подаются сверху, а снизу их встречает поток нагнетаемого горячего воздуха. В печи углерод в виде кокса окисляется до монооксида углерода. Данный оксид образуется при горении в недостатке кислорода:

В свою очередь, монооксид углерода восстанавливает железо из руды. Чтобы данная реакция шла быстрее, нагретый угарный газ пропускают через оксид железа(III):

Флюс добавляется для избавления от нежелательных примесей (в первую очередь от силикатов; например, кварц) в добываемой руде. Типичный флюс содержит известняк (карбонат кальция) и доломит (карбонат магния). Для устранения других примесей используют другие флюсы. Действие флюса (в данном случае карбонат кальция) заключается в том, что при его нагревании он разлагается до его оксида:

Оксид кальция соединяется с диоксидом кремния, образуя шлак - метасиликат кальция:

Шлак, в отличие от диоксида кремния, плавится в печи. Более лёгкий, чем железо, шлак плавает на поверхности - это свойство позволяет разделять шлак от металла. Шлак затем может использоваться при строительстве и сельском хозяйстве. Расплав железа, полученный в доменной печи, содержит довольно много углерода (чугун). Кроме таких случаев, когда чугун используется непосредственно, он требует дальнейшей переработки. Излишки углерода и другие примеси (сера, фосфор) удаляют из чугуна окислением в мартеновских печах или в конвертерах. Электрические печи используются и для выплавки легированных сталей. Кроме доменного процесса, распространён процесс прямого получения железа. В этом случае предварительно измельчённую руду смешивают с особой глиной, формируя окатыши. Окатыши обжигают, и обрабатывают в шахтной печи горячими продуктами конверсии метана, которые содержат водород. Водород легко восстанавливает железо:

,

при этом не происходит загрязнения железа такими примесями как сера и фосфор, которые являются обычными примесями в каменном угле. Железо получается в твёрдом виде, и в дальнейшем переплавляется в электрических печах. Химически чистое железо получается электролизом растворов его солей. Семиводный сульфат железа (железный купорос) в смеси с медным купоросом используется для борьбы с вредными грибками в садоводстве и строительстве.

42. Коррозия металлов (химическая, электрохимическая, биологическая, грунтовая, электрокоррозия, коррозия под статическим напряжением)

Коррозия - это самопроизвольный процесс разрушения металлов и сплавов в результате окислительно-восстановительного (химического, электрохимического и биологического) взаимодействия их с окружающей средой. Химическая коррозия - это самопроизвольное разрушение металлов под действием окислителей-неэлектролитов, обычно газов и органических жидкостей, не проводящих электрический ток. В соответствии с этим различают газовую коррозиюь(это разрушение металла при контакте с сухими газами при высоких температурах) и коррозию в жидких неэлектролитах.(К неэлектролитам (непроводящим электрический ток) относятся жидкости органического происхождения - спирт, бензол, хлороформ, керосин, нефть, бензин и др., а также ряд жидкостей неорганического происхождения - расплавленная сера, жидкий бром и др. В чистом виде органические жидкости практически не реагируют с металлами, но в присутствии даже незначительного количества примесей процессы взаимодействия резко усиливаются.) Электрохимическая коррозия возникает при соприкосновении металла с электропроводящей средой (водой, водными растворами солей, кислот, щелочей; расплавленными солями и щелочами). БИОЛОГИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ Коррозию металлов, протекающую под воздействием биологических факторов, могут вызывать как сами микро- и макроорганизмы, так и продукты их жизнедеятельности. Подземная коррозия. Её иногда называют почвенной или грунтовой коррозией. Она приводит к разрушению подземных трубопроводов, свай, опор и других строительных сооружений. Наличие в почвах и грунтах влаги определяет электрохимический характер подземной коррозии. Агрессивные свойства любого грунта (почвы) определяются их пористостью, влажностью, аэрацией, рН среды, электропроводностью, наличием растворенных солей. Коррозия под напряжением. Статические напряжения могут понижать термодинамическую устойчивость металла, разрушать защитные пленки. При неравномерном распределении механических напряжений сжатые области кристаллической решетки металлов вследствие перераспределения электронов, заряжаются положительно, а растянутые - отрицательно. При одновременном воздействии коррозионной среды и механических напряжений происходит растрескивание металла (или ножевая коррозия) - один из наиболее опасных видов коррозионного разрушения.

43. Методы защиты металлов от коррозии. Анодные и катодные покрытия. Протекторная защита, электрозащита

Легирование стали повышает ее антикоррозионные свойства. Например, совершенную стойкость к атмосферной коррозии показывают нержавеющие легированные стали, содержащие в большом количестве хром, который, образуя на поверхности оксидные пленки, приводит сталь в пассивное состояние. Существенно повышается (в 1,5...3 раза) коррозионная стойкость строительных сталей при введении в их состав меди (0,2...0,5 %). Повышенной стойкости нержавеющих сталей против коррозии способствуют также их однородность и небольшое содержание вредных примесей. Защитные покрытия представляют собой пленки (металлические, оксидные, лакокрасочные и т.п.). Металлические покрытия бывают двух типов - анодные и катодные. Для анодного покрытия используют металлы, обладающие более отрицательным электродным потенциалом, чем основной металл (например, цинк, хром). Для катодного покрытия выбирают металлы, имеющие меньшее отрицательное значение электродного потенциала, чем основной металл (медь, олово, свинец, никель и др.). Металлические покрытия наносят горячим методом, гальваническим и металлизацией. При горячем методе покрытия изделия погружают в ванну с расплавленным защитным металлом, температура которого ниже, чем температура плавления изделия (цинк, олово, свинец). Гальванический метод защиты состоит в том, что на поверхности изделия путем электролитического осаждения из растворов солей создается тонкий слой защищаемого металла. Покрываемое изделие при этом служит катодом, а осаждаемый металл - анодом. Металлизация - покрытие поверхности детали расплавленным металлом, распыленным сжатым воздухом. Преимуществом этого метода защиты металла является то, что покрывать расплавом можно уже собранные конструкции. Недостаток заключается в том, что получается шероховатая поверхность. Металлические покрытия можно наносить также посредством диффузии металла покрытия в основной металл -- алитирование, силицирование, хромирование (см. с. 316), а также способом плакирования, т.е. наложения на основной металл тонкого слоя защитного металла (биметалл) и закрепления его путем горячей прокатки (например, железо - медный сплав, дюралюминий - чистый алюминий). Оксидирование - защита оксидными пленками. Для этого естественную оксидную пленку, всегда имеющуюся на металле, делают более прочной путем обработки сильным окислителем, например концентрированной азотной кислотой, растворами марганцевой или хромовой кислот и их солей. Частным случаем оксидирования является воронение стали. В этом случае на поверхности также создается оксидная пленка, но более сложными приемами, связанными с многократной термической обработкой при температуре ЗО 0...40О°С в присутствии древесного угля. Фосфатирование состоит в получении на изделии поверхностной пленки из нерастворимых солей железа или марганца в результате погружения металла в горячие растворы кислых фосфатов железа или марганца. Лакокрасочные покрытия основаны на механической защите металла пленкой из различных красок и лаков. Ванны, раковины, декоративные изделия для защиты от коррозии покрывают эмалью, т. е. наплавляют на металл при температуре 750...800°С различные комбинации силикатов. При временной защите металлических изделий от коррозии используют для покрытия металла невысыхающие масла (технический вазелин, лак этиноль), а также ингибиторы, т. е. вещества, замедляющие протекание реакции (нитрит натрия с углекислым аммонием, с уротропином, ингибиторную бумагу и др.).

44. Общая характеристика 4 группы. Аллотропные модификации углерода: графит, алмаз, карбин. Физические и химические свойства углерода

а) Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) - элементы 4 группы главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец - металлы. б) Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: --4, +2, +4в) Высшие оксиды углерода и кремния (С 02, Si02) обладают кислотными свойствами, оксиды остальных элементов подгруппы - амфотерны (Ge02, Sn02, Pb02).г) Угольная и кремниевая кислоты (Н 2СО 3, H2SiO3) - слабые кислоты. Гидроксиды германия, олова и свинца амфотерны, проявляют слабые кислотные и основные свойства:

H2GeO3= Ge(OH)4, H2SnO3 = Sn(ОН)4, Н 2РЬО 3 = Pb(OH)4.

д) Водородные соединения: СН 4; SiH4, GeH4. SnH4, PbH4. Метан - CH4 - прочное соединение, силан SiH4 - менее прочное соединение. Алмаз - самый твердый из всех природных веществ - используют для резки стекла и для бурения горных пород. Алмаз - прозрачное, бесцветное, кристаллическое вещество, обладающее высокой светопреломляемостью. Алмазы образуют отдельные кристаллы, образующие кубическую гранецентрированную решетку - одна половина атомов в кристалле расположена в вершинах и центрах граней одного куба, а другая - в вершинах и центрах граней другого куба, смещенного относительно первого в направлении его пространственной диагонали. sp3-гибридизация. Атомы образует трехмерную тетраэдрическую сетку, где они связаны ковалентными связями. Из простых веществ алмаз имеет максимальное число атомов, расположенных плотно друг к другу, отчего он прочный и твердый. Прочность связей в углеродных тетраэдрах (-связи) обуславливает высокую химическую устойчивость алмаза. На него действует лишь F2 и O2 при 800 °C. При сильном нагревании без доступа воздуха алмаз переходит в графит. Графит - кристаллы темно-серого цвета, со слабым металлическим блеском, маслянистый на ощупь.sp3-гибридизация. Каждый атом образует по 3 ковалентных ?-связи с соседними атомами под углом 120° - образуется плоская сетка, состоящая из правильных шестиугольников, в вершинах которых находятся атомы С. Образовавшиеся слои С идут параллельно друг другу. Связи между ними слабые, их обеспечивают электроны, не участвующие в гибридизации орбиталей. Последние образуют ?-связи. Связь атомов С в разных слоях носит частично металлический характер - обобществление электронов всеми атомами. Графит обладает относительно высокой электро- и теплопроводностью, стоек к нагреванию. Из графита изготавливают карандаши. Карбин получен синтетически ? и ?-формы (поликумулен) каталитическим окислением ацетилена. Это твердые, черные вещества со стеклянным блеском. При нагревании без доступа воздуха переходят в графит. Физические свойства Углерода. Известны несколько кристаллических модификаций Углерода: графит, алмаз, карбин, лонсдейлит и другие. Графит - серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. Построен из кристаллов гексагональной структуры: а = 2,462Е, c = 6,701Е. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м 2, или 1 кгс/см 2) графит термодинамически стабилен. Алмаз - очень твердое, кристаллическое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решетку: а = 3,560Е. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен. Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400 °С в вакууме или в инертной атмосфере. При атмосферном давлении и температуре около 3700 °С графит возгоняется. Жидкий Углерод может быть получен при давлениях выше 10,5 Мн/м 2 (105 кгс/см 2) и температурах выше 3700 °С. Для твердого Углерода (кокс, сажа, древесный уголь) характерно также состояние с неупорядоченной структурой - так называемых "аморфный" Углерод, который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагревание некоторых разновидностей "аморфного" Углерода выше 1500-1600 °С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства "аморфного" Углерод очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоемкость, теплопроводность и электропроводность "аморфного" Углерода всегда выше, чем графита. Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета (плотность 1,9-2 г/см 3). Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно. Химические свойства Углерода. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Углерода 2s22p2. Для Углерода характерно образование четырех ковалентных связей, обусловленное возбуждением внешней электронной оболочки до состояния 2sp3. Поэтому Углерод способен в равной степени как притягивать, так и отдавать электроны. Химическая связь может осуществляться за счет sp3-, sp2- и sp- гибридных орбиталей, которым соответствуют координационные числа 4, 3 и 2. Число валентных электронов Углерода и число валентных орбиталей одинаково; это одна из причин устойчивости связи между атомами Углерода. Уникальная способность атомов Углерода соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов привела к возникновению громадного числа разнообразных соединений Углерода, изучаемых органической химией. В соединениях Углерод проявляет степени окисления -4; +2; +4. Атомный радиус 0,77Е, ковалентные радиусы 0,77Е, 0,67Е, 0,60Е соответственно в одинарной, двойной и тройной связях; ионный радиус С 4-2,60Е, С 4+ 0,20Е. При обычных условиях Углерод химически инертен, при высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность убывает в ряду: "аморфный" Углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха (горение) происходит соответственно при температурах выше 300-500 °С, 600-700 °С и 850-1000 °С с образованием оксида углерода (IV) СО 2 и оксида углерода (II) СО.СО 2 растворяется в воде с образованием угольной кислоты. В 1906 году О. Дильс получил недооксид Углерода С 3О 2. Все формы Углерода устойчивы к щелочам и кислотам и медленно окисляются только очень сильными окислителями (хромовая смесь, смесь концентрированных HNO3и КСlO3 и других). "Аморфный" Углерод реагирует с фтором при комнатной температуре, графит и алмаз - при нагревании. Непосредственное соединение Углерода с хлором происходит в электрической дуге; с бромом и иодом Углерод не реагирует, поэтому многочисленные галогениды углерода синтезируют косвенным путем. Из оксигалогенидов общей формулы СОХ 2(где X - галоген) наиболее известна хлороксид СОСl (фосген). Водород с алмазом не взаимодействует; с графитом и "аморфным" Углеродом реагирует при высоких температурах в присутствии катализаторов (Ni, Pt): при 600-1000 °С образуется в основном метан СН 4, при 1500-2000 °С - ацетилен С 2Н 2; в продуктах могут присутствовать также других углеводороды, например этан С 2Н 6, бензол С 6Н 6. Взаимодействие серы с "аморфным" Углеродом и графитом начинается при 700-800 °С, с алмазом при 900-1000 °С; во всех случаях образуется сероуглерод CS2. Другие соединения Углерода, содержащие серу (тиооксид CS, тионедооксид С 3S2, серооксид COS и тиофосген CSCl2), получают косвенным путем. При взаимодействии CS2 с сульфидами металлов образуются тиокарбонаты - соли слабой тиоугольной кислоты. Взаимодействие Углерода с азотом с получением циана (CN)2 происходит при пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота. Среди азотсодержащих соединений Углерода важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (Синильная кислота) и его многочисленные производные: цианиды, галогенцианы, нитрилы и других При температурах выше 1000 °С Углерод взаимодействует со многими металлами, давая карбиды. Все формы Углерода при нагревании восстанавливают оксиды металлов с образованием свободных металлов (Zn, Cd, Cu, Рb и других) или карбидов (СаС 2, Мо 2С, WC, ТаС и других). Углерод реагирует при температурах выше 600-800 °С с водяным паром и углекислым газом (Газификация топлив). Отличительной особенностью графита является способность при умеренном нагревании до 300-400 °С взаимодействовать со щелочными металлами и галогенидами с образованием соединений включения типа С 8Ме, С 24Ме, С 8Х (где X - галоген, Me - металл). Известны соединения включения графита с HNO3, H2SO4, FeCl3 и другие (например, бисульфат графита C24SO4H2). Все формы Углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях, но растворяются в некоторых расплавленных металлах (например, Fe, Ni, Co).Народнохозяйственное значение Углерода определяется тем, что свыше 90% всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо, главенствующая роль которого сохранится и на ближайшие десятилетия, несмотря на интенсивное развитие ядерной энергетики. Только около 10% добываемого топлива используется в качестве сырья для основного органического синтеза и нефтехимического синтеза, для получения пластических масс и других.

45. Кремний. Физические и химические свойства кремния

Кремний - элемент главной подгруппы четвёртой группы третьего периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 14. Обозначается символом Si (лат. Silicium), неметалл. Физические свойства: кристаллический кремний обладает металлическим блеском, тугоплавкий, очень твердый, полупроводник. 2. Химические свойства: кремний малоактивен: а) при повышенных температурах (400-600

б) из сложных веществ кремний реагирует со щелочами

в) реагирует с металлами с образованием силицидов

46. Кремнезем, его свойства и применение. Природные и промышленные силикаты. Их применение в строительстве

Oксид кремния (IV) (диоксид кремния, кремнезём SiO2) - бесцветные кристаллы, tпл 1713--1728 °C, обладают высокой твёрдостью и прочностью.

Диоксид кремния применяют в производстве стекла, керамики, абразивов, бетонных изделий, для получения кремния, как наполнитель в производстве резин, при производстве кремнезёмистых огнеупоров, в хроматографии и др. Кристаллы кварца обладают пьезоэлектрическими свойствами и поэтому используются в радиотехнике, ультразвуковых установках, в зажигалках. Диоксид кремния - главный компонент почти всех земных горных пород, в частности, кизельгура. Из кремнезёма и силикатов состоит 87 % массы литосферы. Аморфный непористый диоксид кремния применяется в пищевой промышленности в качестве вспомогательного вещества E551, препятствующего слёживанию и комкованию, парафармацевтике (зубные пасты), в фармацевтической промышленности в качестве вспомогательного вещества (внесён в большинство Фармакопей), а также пищевой добавки или лекарственного препарата в качестве энтеросорбента. Искусственно полученные плёнки диоксида кремния используются в качестве изолятора при производстве микросхем и других электронных компонентов. Также используется для производства волоконно-оптических кабелей. Используется чистый плавленый диоксид кремния с добавкой в него некоторых специальных ингредиентов. Кремнезёмная нить также используется в нагревательных элементах электронных сигарет, так как хорошо впитывает жидкость и не разрушается под нагревом спирали. Крупные прозрачные кристаллы кварца используются в качестве полудрагоценных камней; бесцветные кристаллы называют горным хрусталём, фиолетовые - аметистами, жёлтые - цитрином. В микроэлектронике диоксид кремния является одним из основных материалов. Его применяют в качестве изолирующего слоя, а также в качестве защитного покрытия. Получают в виде тонких плёнок термическим окислением кремния, химическим осаждением из газовой фазы, магнетронным распылением. Диоксид кремния SiO2 - кислотный оксид, не реагирующий с водой. Химически стоек к действию кислот, но реагирует с газообразным фтороводородом

и плавиковой кислотой:

Эти две реакции широко используют для травления стекла. При сплавлении SiO2 с щелочами и основными оксидами, а также с карбонатами активных металлов образуются силикаты - соли не имеющих постоянного состава очень слабых, нерастворимых в воде кремниевых кислот общей формулы xH2O·ySiO2 (довольно часто в литературе упоминаются не кремниевые кислоты, а кремниевая кислота, хотя фактически речь при этом идет об одном и том же веществе).

Например, может быть получен ортосиликат натрия:

метасиликат кальция:

или смешанный силикат кальция и натрия:

Из силиката

Na2CaSi6O14 (Na2O·CaO·6SiO2)

изготовляют оконное стекло. Большинство силикатов не имеет постоянного состава. Из всех силикатов растворимы в воде только силикаты натрия и калия. Растворы этих силикатов в воде называют жидким стеклом. Из-за гидролиза эти растворы характеризуются сильно щелочной средой. Для гидролизованных силикатов характерно образование не истинных, а коллоидных растворов. При подкислении растворов силикатов натрия или калия выпадает студенистый белый осадок гидратированных кремниевых кислот. Главным структурным элементом, как твердого диоксида кремния, так и всех силикатов, выступает группа [SiO4/2], в которой атом кремния Si окружен тетраэдром из четырёх атомов кислорода О. При этом каждый атом кислорода соединен с двумя атомами кремния. Фрагменты [SiO4/2] могут быть связаны между собой по-разному. Среди силикатов по характеру связи в них фрагментов [SiO4/2] выделяют островные, цепочечные, ленточные, слоистые, каркасные и другие. Силикаты - это обширный класс соединений, образованных диоксидом кремния (кремнеземом) и оксидами других элементов. СИЛИКАТЫ В ПРИРОДЕ. Для того чтобы понять роль силикатов в жизни человека, остановимся сначала на строении земного шара [1]. По современным представлениям земной шар состоит из ряда оболочек. Наружная оболочка Земли, земная кора, или литосфера, образована гранитной и базальтовой оболочками и тонким осадочным слоем. Гранитная оболочка в основном состоит из гранита - плотных сростков из полевых шпатов, слюды, амфиболов и пироксенов, а базальтовая - из таких гранитоподобных, но более тяжелых силикатных пород, как габбро, диабазы и базальты. Осадочные горные породы образуются при разрушении других пород под влиянием условий, характерных для поверхности Земли. Составной частью осадочного слоя являются, в частности, глины, основа которых - силикатный минерал каолинит. Литосфера на 95 мас. % образована силикатами. Ее средняя мощность в области материков составляет 30-40 км. Затем располагается симатическая оболочка, или верхняя мантия, среди минералов которой, вероятно, преобладают силикаты железа и магния. Эта оболочка охватывает земной шар сплошь и распространяется до глубины 1200 км. Далее от 1200 до 2900 км располагается промежуточная оболочка. Ее состав спорен, но и в ней предполагается существование силикатов. Под этой оболочкой на глубине от 2900 до 6370 км находится ядро. В последнее время высказано предположение, что ядро имеет также силикатный состав. При движении от поверхности Земли к ее центру возрастают плотность и основность слагающих пород (увеличивается соотношение между содержанием оксидов металлов и кремнезема), давление и температура. Древнейшие орудия труда были изготовлены человеком из кремня - плотного агрегата из халцедона, кварца и опала (800-60 тыс. лет до н.э.). Позднее для этого стали использовать яшмы, горный хрусталь, агаты, обсидиан (вулканическое силикатное стекло), нефрит.ля силикатных минералов нет общепринятой систематики (минералогической номенклатуры), их названия чаще всего происходят от внешнего вида кристаллов, их физических свойств, места нахождения или имени ученого, их открывшего. Плагиоклаз в переводе с греческого означает косо раскалывающийся, а пироксен - тугоплавкий, что отвечает свойствам этих минералов. Минералы кварца в зависимости от природы примесей имеют широкий спектр окраски, которая и определяет их названия: аметист - фиолетовый, цитрин - желтый, горный хрусталь - лед. Модификации кремнезема стишовита и коэсита и минерала биотита произошли от фамилий ученых, их открывших, С.М. Стишова, Л. Коэса и Ж.Б. Био, а минерал каолинит получил свое название от горы Каолинг в Китае, где издавна добывалась глина для производства фарфора. Природные силикаты и сам кремнезем играют важную роль в качестве сырья и конечных продуктов в промышленных процессах. Алюмосиликаты - плагиоклазы, калиевый полевой шпат и кремнезем используются как сырье в керамической, стекольной и цементной промышленности. Для изготовления несгораемых и обладающих электроизоляционными свойствами текстильных изделий (ткани, шнуры, канаты) широко используются асбесты, относящиеся к гидросиликатам - амфиболам. Некоторые виды асбестов обладают высокой кислотостойкостью и применяются в химической промышленности. Биотиты, представители группы слюд, используются как электро- и теплоизоляционные материалы в строительстве и приборостроении. Пироксены применяются в металлургии и каменно-литейном производстве, а пироксен LiAl[Si2O6] - для получения металлического лития. Пироксены являются составной частью доменных шлаков и шлаков цветной металлургии, которые, в свою очередь, также используются в народном хозяйстве. Такие горные породы, как граниты, базальты, габбро, диабазы, являются прекрасными строительными материалами. СИЛИКАТЫ ИСКУССТВЕННОГО ПРОИСХОЖДЕНИЯ. Без силикатных материалов - различных видов цемента, бетона, шлакобетона, керамики, стекла, покрытий в виде эмалей и глазурей едва ли можно представить себе нашу повседневную жизнь. Масштабы производства силикатных материалов представляются внушительными цифрами. В статье мы не будем касаться природы и применения стекол. Эти вопросы уже были рассмотрены в [2].Наиболее древними силикатными материалами являются керамические, получаемые из глин и их смесей с различными минеральными добавками, обожженными до камневидного состояния. В древнем мире керамические изделия были распространены по всей территории Земли. Со второй половины XIX века и до настоящего времени индустриальная керамическая промышленность неизмеримо расширила выпуск и ассортимент керамики. Примером искусственного силикатного материала является портландцемент, один из наиболее распространенных видов минеральных вяжущих веществ. Цемент используется для связывания строительных деталей при получении массивных строительных блоков, плит, труб и кирпича. Цемент является основой таких широко применяемых строительных материалов, как бетон, шлакобетон, железобетон. Строительство любого масштаба не может существовать без цемента. В школьном курсе по химии даны основные представления о химическом составе и технологии цемента, поэтому остановимся лишь на некоторых уточняющих деталях. Прежде всего, цементным клинкером называется продукт обжига смеси глины и известняка, а цементом - мелкоизмельченный клинкер с минеральными добавками, регулирующими его свойства. Цемент применяется в смеси с песком и водой. Его вяжущие свойства обусловлены способностью цементных минералов взаимодействовать с H2O и SiO2 и при этом затвердевать, образуя прочную камневидную структуру. При схватывании цемента происходят сложные процессы: гидратация минералов с образованием гидросиликатов и гидроалюминатов, гидролиз, образование коллоидных растворов и их кристаллизация. Исследования процессов твердения цементного раствора и минералов цементного клинкера сыграли большую роль в становлении науки о силикатах и их технологии. Наши стройки в больших количествах потребляют цемент, кирпич, облицовочные плиты, черепицу, канализационные трубы, стекло и различные природные строительные материалы.