Курс лекций по химии (стр. 13 )

Нередко сталь подвергают закалке (после которой она становится упругой и твердой), то есть нагреванию до определенной температуры с последующим быстрым охлаждением.

Поверхность стальных изделий иногда подвергают цементации (насыщению углеродом), азотированию (нагреванию в атмосфере аммиака), цианированию (обогащению углеродом и азотом). В результате этого поверхность изделий приобретает твердость, устойчивость к истиранию и коррозии.

Чистое железо - серебристо-белый мягкий металл, хорошо поддающийся обработке, легко намагничивающийся и размагничивающийся.

При обычных температурах железо не взаимодействует даже с самыми активными неметаллами (галогенами, кислородом, серой, фосфором), но при нагревании реагирует с ними энергично. Во влажном воздухе техническое железо покрывается ржавчиной FeOOH. Оно легко растворяется в соляной, в разбавленных серной и азотной кислотах, но концентрированные H2SO4 и HNO3 пассивируют железо. В щелочах (кроме горячих концентрированных растворов) оно не растворимо.

В устойчивых соединениях железо проявляет степень окисления +2 и +3, имеет два простых оксида и один смешанный - оксид железа (II, III) Fe3O4 (FeO·Fe2O3).

У железа хорошо выражена способность образовывать комплексные соединения. Большое значение имеют комплексные соли K4[Fe(CN)6] и K3[Fe(CN)6]. Железистосинеродный калий или ферроцианид калия K4[Fe(CN)6] в технике обычно называют желтой кровяной солью. Это светло-желтое кристаллическое вещество, диссоциирующее в водном растворе с образованием комплексного иона [Fe(CN)6]4- – является реактивом для определения иона Fe3+. Так при действии желтой кровяной солью на раствор соли трехвалентного железа образуется темно-синий осадок берлинской лазури

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]2 + 12KCl.

берлинская лазурь

Другая комплексная соль K3[Fe(CN)6], в технике называемая красной кровяной солью, является реактивом на Fe2+. При добавлении к раствору соли двухзарядного железа раствора красной кровяной соли образуется темно-синий осадок турнбулевой сини

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + K2SO4.

турнбулевая синь

Соли железа имеют практическое значение: FeSO4·7H2O - железный купорос - сельскохозяйственный ядохимикат; FeCl3 - используется при крашении. Велико биологическое значение железа, так как оно - составная часть гемоглобина крови. В организме человека около 3 г железа и три четверти из них входит в состав гемоглобина. Недостаток железа в пище вызывает заболевания человека и животных.

9.2. Общие свойства неметаллов

Неметаллы в основном расположены в правой верхней части периодической системы химических элементов . Физические и химические свойства неметаллов определяются именно положением их в периодической системе. В отличие от металлов, неметаллы обладают плохой тепло - и электропроводностью и, в большинстве своем, имеют низкие температуры плавления и кипения.

Многие неметаллы при обычных условиях являются газами (F2, Cl2, H2, O2, N2, благородные газы).

Br2 - тяжелая жидкость красно-бурого цвета.

Cl2 и Br2 - частично растворимы в воде. Их растворы называют хлорной и бромной водой соответственно.

I2 малорастворим в воде, но хорошо растворяется в спирте и других органических растворителях.

Остальные неметаллы при обычных условиях твердые непластичные вещества, имеющие молекулярную или атомную кристаллическую решетку, нерастворимы в воде.

Так как в периодах постепенно увеличиваются заряды ядер атомов элементов и уменьшаются атомные радиусы, а в группах, в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элементов атомные радиусы резко возрастают, то становится понятным, почему атомы неметаллов сильнее притягивают внешние электроны по сравнению с атомами металлов. Таким образом, у неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Особо ярко эти свойства выражены у неметаллов VI и VII групп главных подгрупп 2-го и 3-го периодов. Самый сильный окислитель - фтор. Окислительные способности неметаллов увеличиваются в следующем порядке:

Si B H P C S I Cl O F

 

Для большинства неметаллов характерно молекулярное строение, например: F2, O2, Cl2, Br2, N2, I2, S8. Лишь некоторые из них имеют немолекулярное строение (C, B, Si).

Свойства этих веществ очень разнообразны. Для неметаллов в связанном состоянии характерно проявление как низшей отрицательной степени окисления (например, в водородных соединениях), так и высшей положительной степени окисления (например, в оксидах и гидроксидах), а также промежуточной степени окисления (в качестве соединений с промежуточной степенью окисления равной нулю можно рассматривать простые вещества).

Неметаллы с водородом образуют летучие вещества молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости. Водные растворы летучих водородных соединений неметаллов обладают некоторыми особенностями. Проследим, как изменяются свойства этих соединений по периодам.

Число атомов водорода в молекуле рассматриваемых соединений увеличивается в периоде справа налево. Полярность связи в периоде усиливается слева направо, а в подгруппе - снизу вверх. Энергия связи атомов в молекуле увеличивается в том же направлении. В периоде слева направо усиливаются кислотные и ослабевают основные свойства водородных соединений. Восстановительные свойства усиливаются в группах с увеличением порядкового номера элемента, а в периодах они ослабевают слева направо.

Неметаллы с кислородом образуют оксиды с ковалентной связью (B2O3, P2O3, P2O5, SiO2).

Большинство оксидов и гидроксидов неметаллов высших степеней окисления проявляют кислотные свойства. Например, CO2, SiO2, N2O5, SO3, Cl2O7; им соответствуют гидроксиды: H2CO3, H2SiO3, HNO3, H2SO4, HClO4. При этом надо учитывать, что неметаллы могут иметь переменные степени окисления, например: H2SO4 и H2SO3; HClO4 и HClO и др.

Сила кислот в группах с увеличением порядкового номера элемента уменьшается, а в периодах их кислотные свойства усиливаются слева направо. Например:

H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4

 

Кислоты, в которых элементы имеют высшую степень окисления, могут выступать в качестве окислителей. Довольно энергичными окислителями являются HNO3, H2SO4, HClO4 и другие кислородные соединения хлора.

Окислительные свойства кислородных соединений кислот неметаллов в высших степенях окисления разнообразны. Так, фосфорная кислота не используется как окислитель, хотя Р5+ может выступать таковым, это находит применение при получении фосфора

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6 SiO2 = 6CaSiO3 + 10CO + P4.

Хлорная кислота способна взаимодействовать с оксидом серы (IV) и углеродом:

HClO4 + 4SO2 + 4H2O = 4H2SO4 + HCl,

HClO4 + 2C = 2CO2 + HCl.

Удобно сравнивать окислительные свойства кислородных кислот одного элемента, находящегося в разных степенях окисления:

усиление кислотных свойств

 

HClO HClO2 HClO3 HClO4

 

уменьшение окислительной активности атомов хлора

усиление кислотных свойств

 

H2SO3 H2SO4

 

уменьшение окислительной активности атомов серы

Соединения неметаллов в более низших степенях окисления могут выступать и в качестве восстановителей при взаимодействии с энергичными окислителями:

2H2SO3 + O2 = 2H2SO4,

2HNO2 + O2 = 2HNO3,

и в качестве окислителей:

H2SO3 + 2H2S = 2S + 3H2O,

2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O.

Так как наибольшее народнохозяйственное значение имеют серная и азотная кислоты, рассмотрим более подробно их окислительные свойства.

Взаимодействие разбавленной серной кислоты с неблагородными металлами (стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода) идет с выделением свободного водорода, следовательно, в этих реакциях окислитель - ион водорода. Например:

Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + H2↑,

Концентрированная серная кислота взаимодействует почти со всеми металлами независимо от положения их в ряду напряжений (кроме золота и платины). Водород при этом не выделяется, а получаются продукты восстановления серной кислоты (оксид серы IV, свободная сера или сероводород), например, при взаимодействии с медью продуктом реакции является SO2

Cu + 2H2SO4 = SO2 + CuSO4 + 2H2O.

Но при взаимодействии ее с более активным цинком (в зависимости от концентрации и температуры) возможно восстановление серной кислоты до различных продуктов:

Zn + H2SO4 = SO2 + ZnSO4 + 2H2O,

3Zn + 4H2SO4 = S + 3ZnSO4 + 2H2O,

4Zn + 5H2SO4 = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O.

Концентрированная серная кислота окисляет и некоторые неметаллы (серу, углерод и др.). Например:

S + H2SO4 = 3SO2 + 2H2O,

C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O.

Один из сильнейших окислителей - азотная кислота, она во всех реакциях играет роль окислителя. При этом она может последовательно восстанавливаться до следующих соединений:

HNO3 → NO2 → HNO2 → NO → N2O → N2 → NH3 → NH4NO3.

Восстановление азотной кислоты различной концентрации при взаимодействии с металлами разной активности показано на схеме

HNO3

 

Концентрированная, не действует на Fe, Cr, Al, Au, Pt, Yr, Ta

Концентрированная, с другими тяжелыми металлами

Концентрированная со щеочными и щелочноземельными металлами

Разбавленная со щелочными и щелочно-земельными металлами

Разбавленная с тяжелыми металлами

NO2 N2O NH3(NH4NO3) NO

Иллюстрацией к этой схеме могут быть следующие реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами:

2HNO3 конц. + Ag = NO2 + AgNO3 + H2O,

4HNO3 разб. + 3Ag = NO + 3AgNO3 + 2H2O,

4HNO3 конц. + Cu = 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O,

8HNO3 разб. + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O,

10HNO3 конц. + 4Ca = N2O + 4Ca(NO3)2 + 5H2O,

10HNO3 разб. + 4Ca = NH4NO3 + 4Ca(NO3)2 + 3H2O.

Наиболее сильным окислительным действием отличается смесь одного объема концентрированной азотной кислоты с тремя объемами концентрированной соляной кислоты, называемая "царской водкой". Она растворяет "царя металлов" - золото и другие металлы. Окислительное действие ее обусловлено выделением при взаимодействии кислот атомарного хлора:

HNO3 + 3HCl = 2Cl + NOCl + 2H2O,

NOCl = NO + Cl,

HNO3 + 3HCl = 3Cl + NO + 2H2O.

Золото растворяется с образованием золотохлористоводородной кислоты

Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO + 2H2O.

Некоторые неметаллы (сера, фосфор, уголь) также окисляются азотной кислотой. При этом концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV), а разбавленная - до оксида азота (II):

6HNO3 конц. + S = 6NO2 + H2SO + 2H2O,

5HNO3 разб. + 3Р + 2H2O = 5NO + 3H3PO4,

4HNO3 разб. + 3C = 4NO + 3CO2 + 2H2O.

Азотная кислота окисляет многие органические вещества, обесцвечивает красители.

Говоря о распространенности неметаллов в природе, необходимо сказать, что одни неметаллы находятся в свободном виде (О2, N2, алмаз, графит, самородная сера), другие получают из их соединений, подбирая различные восстановители. Этот подбор основан на прочности соединений неметаллов, учитывая их месторождения (геохимическая распространенность), экономические обстоятельства, рациональную технологию.

Более подробно рассмотрим свойства двух неметаллов - углерода и кремния. Значения этих элементов в природе очень велико. Углерод входит в состав органических веществ, содержится в составе каждой клетке растений и животных, его называют элементом биологической сферы земли, а кремний - элемент минерального мира, земной коры.

9.2.1. Углерод

Содержание углерода в земной коре сравнительно невелико (0,1 %). Он встречается в природе как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Наибольшее количество углерода (приблизительно 99 %) содержится в минералах, в основном в виде карбонатов кальция и магния. Они образуют мощные толщи горных пород (известняки, мраморы, доломиты и др.). Углерод входит в состав ископаемых углей, нефти, природного газа, торфа, древесины.

В атмосфере углерод содержится в виде диоксида углерода (0,03 - 0,04 об.%).

В свободном состоянии углерод встречается в природе в виде четырех аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин и фулерен С60.

Алмаз - бесцветен, прозрачен; он является самым твердым из всех веществ. На этом основано его применение для резки стекла и в инструментах для бурения горных пород. Шлифованные алмазы называют бриллиантами.

Большая твердость алмаза обусловлена особой структурой кристаллов. Каждый атом углерода в кристаллической решетке алмаза соединен ковалентной связью с 4 другими атомами, находящимися на равных от него расстояниях и расположенными в углах правильного тетраэдра.

Графит - темно-серое кристаллическое вещество. Он очень мягок, поэтому используется как твердая смазка. Хорошо проводит электрический ток, благодаря этому он нашел применение в качестве материала электродов, различных электрохимических устройств. Он используется как футеровочный материал в ряде аппаратов и как замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Существенные различия в свойствах алмаза и графита объясняются тем, что в графите атомы углерода находятся в углах правильных шестиугольников, расположенных в параллельных плоскостях. Расстояние между двумя плоскостями значительно больше, чем между соседними атомами, находящимися в углах шестиугольника, поэтому связь между плоскостями менее прочна, чем между атомами, лежащими в одной плоскости.

В 1963 г. открыт искусственно и позднее обнаружен в природе карбин. Это черный порошок, плотность которого ниже, чем у графита. Он химически активнее графита. Существуют разновидности связей в карбине:

= С = С = С = и – С ≡ С – С ≡ С –

В 1985 г. появилось сообщение о синтезе сферической (фулереновой) структуры С60, форма которой напоминает форму футбольного мяча.

Углерод во всех формах при обычной температуре малоактивен. Но при высокой температуре он легко может соединяться с кислородом, а при очень высоких температурах также реагирует с водородом, серой, кремнием, бором и со многими металлами. Соединения углерода с металлами называются карбидами: некоторые из них находят широкое применение в технике. Например, карбид кальция CaC2, который получается прокаливанием смеси угля с негашеной известью

СаО + 3С = СаС2 + СО.

Карбид кальция применяется для получения ацетилена С2Н2.

Известно два оксида углерода: СО2 - диоксид углерода (углекислый газ) и СО - монооксид углерода.

Монооксид углерода СО (угарный газ) получается при горении углерода или углеродсодержащих веществ в условиях недостатка кислорода или при очень высоких температурах

2С + О2 = 2СО.

В лаборатории монооксид углерода можно получить при помощи следующей реакции:

.

Монооксид углерода - бесцветный газ без запаха, немного легче воздуха. СО очень ядовит. Его токсическое действие объясняется образованием стойкого соединения с гемоглобином крови, в результате чего кровь теряет способность передавать кислород тканям организма.

Монооксид углерода - сильный восстановитель. При нагревании оксиды восстанавливаются им до свободных металлов по реакции

CuO + CO = Cu + CO2,

на чем и основано применение его в металлургии. СО взаимодействует с хлором:

CO + Cl2 → COCl2 (фосген).

Фосген - очень ядовитый газ с характерным запахом.

Диоксид углерода образуется при сжигании топлива, при гниении растительных и животных остатков, при дыхании; выделяется из многих минеральных источников. В промышленности его получают обжигом известняка

СаСО3 = СаО + СО2↑,

а в лабораторных условиях - действием соляной кислоты на мрамор

СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑.

Большое количество углекислого газа используют в промышленности для получения соды Na2CO3, при производстве сахара и для газирования различных напитков.

При обычных температуре и давлении диоксид углерода представляет собой газ без цвета и запаха, почти в полтора раза тяжелее воздуха. СО2 хорошо поглощается водой: при комнатной температуре и атмосферном давлении один объем воды поглощает около одного объема СО2.

Углекислый газ не горит и не поддерживает горения, однако, некоторые активные вещества могут гореть и в углекислом газе

CO2 + 2Mg = 2 MgO + C,

где углерод выделяется в виде копоти.

Углекислый газ является ангидридом угольной кислоты Н2СО3 и обладает всеми свойствами кислотных оксидов. При его растворении в воде образуется в небольших количествах угольная кислота

СО2 + Н2О = Н2СО3.

Угольная кислота образует два типа солей: средние - карбонаты и кислые - гидрокарбонаты.

Все карбонаты, за исключением карбонатов щелочных металлов и аммония, практически не растворимы в воде. А гидрокарбонаты большинства металлов растворимы в воде. При кипячении растворов гидрокарбонатов происходит превращение их в карбонаты

.

Как было указано выше, этот процесс используется при умягчении воды.

Так как угольная кислота является слабой, ее соли подвергаются гидролизу, поэтому их водные растворы показывают щелочную реакцию.

Наибольшее практическое применение имеет СаСО3 - известняк, мрамор. Он используется в строительном деле, стекольной и бумажной промышленности.

Карбонат натрия кристаллический Na2CO3×10H2O (кристаллическая сода) содержится в воде некоторых озер (содовые озера). Потребляется мыловаренной, стекольной, текстильной, бумажной, нефтяной промышленностью.

NaHCO3 - питьевая сода используется в медицине, пищевой промышленности, быту и т. д.

9.2.2. Кремний

Кремний - электронный аналог углерода: 3s2 3p2. Кремний - второй после кислорода элемент по распространенности в земной коре - 25,8 % от массы земной коры.

В свободном состоянии кремний в природе не встречается, однако, большая часть земной коры состоит из силикатных пород. Наиболее распространен кремнезем (SiO2), который встречается в виде песка и кварца. Кроме того, природный кремний встречается в виде силикатов: полевой шпат (альбит) NaAlSi3O8, полевой шпат (ортоклаз) KAlSi3O8, глина (каолин) Al2O3·2SiO2·2H2O, асбест 3MgO·2SiO2·2H2O, тальк 3MgO·4SiO2·H2O и др.

В промышленности свободный кремний получают восстановлением кремнезема углем при высокой температуре

SiO2 + 2C = Si + 2CO.

В лаборатории кремний получают путем нагревания SiO2 с металлическим магнием

SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO.

Свойства кремния сильно зависят от того, в какой из двух возможных аллотропных модификациях он находится - аморфной или кристаллической.

Структура кристаллического кремния подобна структуре алмаза. В его кристалле каждый атом окружен четырьмя другими и связан с ними ковалентной связью. Однако ковалентная связь между атомами кремния заметно слабее, чем между атомами углерода в алмазе. При обычных условиях ковалентные связи в кристалле разрушены и в нем имеются свободные ионы. Эти электроны обуславливают, хотя и небольшую, но все же заметную электрическую проводимость. При повышении температуры число разрушаемых связей в кристаллической решетке увеличивается. При этом увеличивается число свободных электронов и возрастает электропроводность кремния. Таким образом, кремний является полупроводником.

Кремний по внешнему виду похож на металл. Но к металлам его не относят, так как он хрупок и отличается высокой твердостью.

При низких температурах кремний химически инертен, при высоких реагирует как с неметаллами, так и с некоторыми металлами. Аморфный кремний значительно более реакционноспосо-бен, чем кристаллический. В большинстве случаев кремний является восстановителем, в реакциях с более сильными восстановителями (активными металлами) выступает в роли окислителя.

Кремний взаимодействует с фтором при обыкновенной температуре, образуя газообразный четырехфтористый кремний SiF4

Si + 2F2 = SiF4.

При нагревании кремний непосредственно соединяется с другими галогенами, серой, кислородом.

Соединения кремния с металлами называют силицидами, например, Mg2Si - силицид магния. При очень высоких температурах (около 2000 0С) кремний соединяется с углеродом с образованием карбида кремния (т. н. карборунд)

.

SiC - бесцветное кристаллическое вещество, по твердости уступает только алмазу. Поэтому он применяется для изготовления шлифовальных кругов и точильных камней.

Кремний образует соединение с водородом - кремнистый водород или силан, SiH4, напоминающий по свойствам метан. Это бесцветный, самовоспламеняющийся на воздухе газ. Получают SiH4 действием соляной кислоты на силициды

Mg2Si + 4HCl = SiH4 + 2MgCl2.

Помимо силана, кремний образует и более сложные кремневодороды: дисилан Si2H6, трисилан Si3H8 и т. д. Кислоты на кремний не действуют, а щелочи его растворяют

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑.

Применяют кремний, главным образом, для получения сплавов, восстановления металлов из оксидов, в радиотехнической и электротехнической промышленности для изготовления полупроводниковых приборов.

Наиболее устойчивым и распространенным соединением кремния с кислородом является диоксид SiO2. Он в виде кремнезема широко распространен в природе. Кремнезем составляет основу обычного кварцевого песка.

SiO2 является ангидридом кремневой кислоты. Однако в воде он не растворим, поэтому кремневую кислоту, исходя из кремнезема, получают побочным путем. Вначале диоксид кремния растворяют в щелочах

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O.

Na2SiO3 растворяется в воде. Действуя другой кислотой, получают кремнивую кислоту

Na2SiO3 + 2НСl = H2SiO3 + 2NaCl.

Кремниевая кислота - это твердое вещество, в воде не растворяется, но легко распадается на воду и диоксид кремния

H2SiO3 = H2O + SiO2.

Химическая формула кремниевой кислоты H2SiO3 условна, так как в зависимости от концентрации и рН раствора в молекулу кислоты входит переменное число молекул H2O и SiO2. Поэтому состав молекулы кремниевой кислоты правильнее выражать формулой nSiO2·mH2O. Разный состав имеют и соли - силикаты. Силикаты составляют около 75 % массы земной коры.

Из солей кремниевой кислоты в воде растворимы только силикаты натрия и калия, они называются растворимым стеклом, а их водные растворы - жидким стеклом.

Жидкое стекло применяется для изготовления огнеупорных замазок, кислотоупорного цемента и бетона, для пропитки дерева и тканей в целях придания им огнестойкости, а также для укрепления грунтов при строительных работах.

Наиболее устойчивым и распространенным соединением кремния с кислородом является диоксид кремния SiO2. Кремнезем в виде различных песков широко используется в силикатной промышленности и в строительстве.

Существует громадное количество искусственных силикатов, важнейшими являются такие продукты силикатной промышленности, как стекло, цемент и керамика. В производстве искусственных силикатов в качестве исходных материалов применяются природные соединения кремния.

9.2.3. Стекло

Наиболее важным искусственным силикатом является стекло. Человеку еще в глубокой древности было известно производство стекла. Силикатное стекло получают сплавлением соды, известняка и песка. При этом образуется смесь силикатов натрия и кальция:

Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2,

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2.

Как было указано выше, состав силикатов принято выражать в виде соединений оксидов. Обыкновенное оконное стекло имеет формулу Na2O·CaO·6SiO2

Na2SiO3 + CaSiO3 + 4SiO2 = Na2O·CaO·6SiO2.

Часто оконное стекло окрашено в зеленоватый цвет содержащимися в нем силикатами железа (II). Изменением состава и структуры стекла (введением соответствующих добавок) можно придать стеклу желаемые физико-химические свойства. Так, если вместо соды взять для варки стекла поташ K2CO3, то образуется калиевое стекло, температура размягчения которого выше, чем у обычного натриевого стекла. При нагревании вязкость стекла уменьшается, оно постепенно размягчается, что позволяет выдувать или прессовать из него различные изделия.

Для получения цветного стекла к сплавляемой массе добавляют некоторые вещества. Например, Cr2O3 - придает стеклу изумрудно-зеленый цвет, CoO - синий цвет, MnO2 - фиолетовый, Fe2O3 - желтый, TiO2 - белый. При добавлении к стеклу хлорида серебра AgCl получается солнцезащитное стекло, темнеющее тем сильнее, чем интенсивнее солнечное освещение ("хамелеон").

Если заменить CaCO3 на PbO, то показатель преломления стекла повысится - получится хрусталь.

Если стекло получить из чистого кремнезема SiO2 (расплавленный кварц), то получится кварцевое стекло. Оно пропускает ультрафиолетовые лучи и обладает ничтожным коэффициентом термического расширения.

Существенно изменяются свойства стекла при изменении условия получения. Так, однослойное безопасное стекло получают резким охлаждением расплава стекломассы (закаливанием); на поверхности таким образом обработанного стекла возникают усилия сжатия, а внутри массы стекла - растяжение. Многослойное безопасное стекло содержит несколько слоев стекла, разделенных пластмассовыми пленками.

9.2.4. Керамика

Керамикой называют материалы и изделия, которые вырабатываются из природных глин и их смесей с различными добавками путем формовки, сушки и обжига.

Керамическое производство является одним из самых древних в истории человечества. Кирпич изготовлялся в Египте еще за 6000 лет до н. э. Использовалось характерное свойство глины - пластичность. При смешивании глины с водой образуется тестообразная масса, способная сохранять приданную ей форму. После сушки и обжига изделия приобретают каменовидное состояние.

В зависимости от степени спекания различают пористую и спекшуюся керамику.

Пористая керамика образуется при температуре спекания в интервале 900–1200 0С. Такая керамика водопроницаема, непрозрачная, легко царапается сталью. Красный цвет изделия объясняется наличием Fe2O3. Примером такой керамики являются: обычный кирпич, кровельная черепица, дренажные трубы, цветочные горшки, гончарные изделия, кафель и т. д. А из белой пористой керамики производят белые изделия - бытовую посуду, сантехнические установки, облицовочные плитки. Для получения белой керамики используют очищенное от примеси железа сырье.

Для того чтобы такую керамику сделать водонепроницаемой, изделия покрывают глазурью - легкоплавкими смесями, которые после специальной термической обработки образуют на поверхности изделия стекловидную массу.

Спекшаяся керамика образуется при температуре спекания в интервале 1200–1500 0С. Это плотный водонепроницаемый материал, сталью почти не царапается. В зависимости от качества сырья получают каменную спекшуюся керамику и фарфор.

15

Наиболее ценный из материалов данной категории, фарфор, получают из смеси каолина (50 %), кварца (25 %) и полевого шпата (25 %). Фарфор имеет прозрачный надлом. При ударе он издает нежный звук. Фарфор обжигают при 900 0С, затем покрывают глазурью и после высушивания обжигают вторично при 1400–1450 0С.

Глазурь для фарфора получают из тонко измельченных полевого шпата, мрамора, кварца и каолина, взвешенных в воде. Краски наносят над или под глазурь.

Шамот - керамический материал, получаемый из специальной глины с высокой температурой плавления. Глину после первого обжига грубо размалывают, смешивают с пластической глиной и вторично обжигают при 1450 0С. Силикатные кирпичи (динас), полученные из определенных кварцитов и извести, содержат 96–98 % SiO2. Их можно нагревать до температуры размягчения кварца. Динас используется для обкладки конверторов Бессемера и свода печей для плавки стекла. Он стоек по отношению к кислотам и другим агрессивным средам.

9.2.5. Цемент

Важнейшим продуктом силикатной промышленности является цемент, который в огромных количествах применяется при строительных работах, не случайно его называют "хлебом строительства" или "серым золотом". Существует несколько разновидностей цемента. Широко используется портландцемент, его получают обжигом смеси глины с известняком и песком при температуре 1400–1600 0С.

Для получения доброкачественного портландцемента содержание важнейших элементов в нем не должно выходить за некоторые пределы. Поэтому обычно берутся известняки и глины в соотношении примерно 3:1 (по массе).

Кроме известняка и глины для изготовления портландцемента используют материалы аналогичного химического состава. Так, многие заводы базируются на применении мергелей, представляющих собой тесную природную смесь известняка и глины.

Тщательно дозируя известняк и глину или заменяющие их материалы, получают сырьевую смесь. При этом в нее часто вводят так называемые корректирующие добавки с тем, чтобы смесь имела нужный химический состав. Такими добавками служат, например, колчеданные огарки и железная руда, если в данной глине недостаточно содержание оксидов железа, а также кварцевого песка и если требуется повысить содержание диоксида кремния в смеси. Считается, что доброкачественный портландцемент должен иметь следующий элементарный химический состав в пределах (в масс. %): 62–68 CaO, 18–26 SiO2, 4–9 Al2O3, 0,3–6,0 Fe2O3.

Полученная смесь поступает в медленно вращающуюся длинную цилиндрическую печь для обжига. Размер печи, например, 185 м в длину и 5 м в диаметре. Печь имеет некоторый наклон, благодаря чему смесь загружается в верхнюю часть и постепенно перемещается к нижнему концу печи. В нижнем конце печи вдувается топливо (пылевидный уголь или природный газ) при горении которого образуются горячие газы, движущиеся по принципу противотока, то есть навстречу сырьевой смеси.

Образующийся продукт, называемый клинкером, состоит из смеси силикатов и алюминатов кальция. Клинкер размалывают на специальных мельницах: при помоле добавляют небольшое количество гипса для регулирования сроков схватывания цемента. Полученный таким путем зеленовато-серый порошок поступает к потребителю.

При смешивании цемента с водой образуется тестообразная масса, которая довольно быстра затвердевает. При взаимодействии важнейших составляющих цементного клинкера с водой происходят следующие химические реакции:

3CaO·Al2O3 + 6H2O = 3CaO·Al2O3·6H2O,

3CaO·Al2O3·6H2O + 3CaSO4 + 25H2O = 3CaO·Al2O3·3CaSO4·31H2O,

3CaO·SiO2 + (n+1)H2O = 2CaO·SiO2·nH2O + Ca(OH)2.

Процессы схватывания и твердения связаны в основном с гидратацией и последующей кристаллизацией соединений, входящих в состав цемента.

Смесь цемента, воды и наполнителей (песок, гравий, щебень, шлак) называют бетоном; залитую бетоном железную арматуру называют железобетоном. Бетон и железобетон - важнейший строительный материал.

Контрольные вопросы и задачи

1. Чем отличается строение атомов металлов от строения атомов неметаллов и как это отражается на химических свойствах?

2. Опишите физические и химические свойства металлов.

3. Как получают металлы?

4. Какие минералы и горные породы называют рудами?

5. В виде каких соединений встречаются в природе металлы IIА подгруппы и какими способами можно их получить?

6. Дайте характеристику физических и химических свойств магния и кальция.

7. Как получают негашеную известь? В чем заключается процесс гашения извести? Выразите происходящие реакции уравнениями.

8. Какие процессы происходят последовательно при пропускании СО2 через известковую воду? Напишите уравнения реакций.

9.Чем обуславливается общая, временная и постоянная жесткость воды?

10. Опишите свойства неметаллов.

11. Пользуясь периодической системой химических элементов , поясните, какие закономерности наблюдаются в изменении окислительно-восстановительных свойств неметаллов.

12. Охарактеризуйте сходные и отличительные химические свойства серной и азотной кислот. Составьте уравнения соответствующих реакций.

13. Дайте общую характеристику элементов подгруппы углерода.

14. Какую распространенность имеют в природе углерод и кремний? назовите природные соединения этих элементов.

15. Какими свойствами обладают углерод и кремний?

16. Каков состав стекла и цемента? Как их получают?

9.3. Элементы органической химии

Органическая химия - это химия соединений углерода. Органическая химия может быть также определена как химия углеводородов и их производных. Углерод выделяется среди всех элементов тем, что его атомы могут связываться друг с другом в длинные цепи или циклы. Именно это свойство позволяет углероду образовывать миллионы органических соединений.

Органические соединения, образующие животный и растительный мир, обладают рядом особенностей по сравнению с неорганическим:

- органические соединения состоят из небольшого числа химических элементов (C, O, H, N, S, P, галогены);

- органические соединения менее устойчивы, они легко изменяются при нагревании и в подавляющем большинстве горючи;

- химические реакции между органическими соединениями протекают медленнее, чем между неорганическими;

- температура кипения и плавления органических соединений значительно ниже, чем неорганических;

- для органических соединений характерно явление изомерии, редко встречающееся среди неорганических веществ;

- подавляющее число органических соединений имеет молекулярную структуру;

- органические вещества - неэлектролиты или слабые электролиты;

- многие органические соединения нерастворимы или малорастворимы в воде.