Главные элементы жизни: азот и фосфор

Заказать работу

ОТЧЁТ ПО ХИМИИ

ЛЕКЦИЯ №4

 

ТЕМА:

 

ГЛАВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ

ЖИЗНИ:

АЗОТ И ФОСФОР


Масленниковой Инны

9 «Б» класс

 

Общая характеристика подгруппы азота.

Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, сурьма, мышьяк и висмут. Это элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева На внешнем энергетическом уровне их элементы имеют по пять электронов – ns2np3. Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая -3, характерна и +3.

Свойства элементов подгруппы азота

Свойства

N

P

As

Sb

Bi

Заряд ядра 7 15 33 51 83
Валентные электроны

2s22p3

3s23p3

4s24p3

5s25p3

6s26p3

Энергия ионизации атома, эВ 14,5 19,5 9,8 8,6 7,3
Относительная электроотрицательность 3,07 2,1 2,2 1,87 1,67
Степень окисления в соеденениях +5, +4, +3, +2, +1, -3, -2, -1 +5, +4, +3, +1, -3, -2 +5, +3, -3 +5, +3, -3 +5, +3, -3
Радиус атома 0,071 0,13 0,15 0,16 0,18
Температура плавления -209,9 44,3 816,9 630,8 271,4
Температура кипения -195,9 279,9 615,9 1634,9 1559,3

 

С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения состава RH3. Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В соединениях связи с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода. С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3RO4, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2O3 – кислотный оксид; P4O6 – слабокислотный оксид; As2O3 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi2o3 – основный оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3 и R2O5 уменьшаются с ростом порядкового номера элемента. В подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняется уменьшение прочности водородных соединений RH3 от NH3 к BiH3, а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратном порядке.

Элементы V А-подгруппы открывались в разное время, знания о них накапливались на протяжении столетий, постепенно увеличиваясь и углубляясь.

Хронология открытия химических элементов V А-подгруппы

Элемент Дата и авторы открытия Город, страна
N 1772г, Д. Резердорф Эдинбург, Шотландия
P 1669г, Х. Брант Гамбург, Германия
As 1250г, Альберт Великий Больштедт, Германия
Sb Известен с древних времён
Bi Известен с XV века

Степени окисления N и Р и отвечающие им соединения

N-3

NH3, Mg3N2, NH4OH, NH4Cl

N-2

N2H4

N-1

N2H2, NH2OH

N0

N, N2

N+1

N2O

N+2

NO

N+3

N2O3, HNO2, NaNO­2, NCl3

N+4

NO2, N2O4

N+5

N2O5, HNO3, KNO3

P-3

PH3

P-2

P2H4

P0

P, P2, P4

P+3

PCl3, P2O3, H3PO3

P+5

PCl5, P2O5, P4O10, HPO3, H3PO4, H4P2O2, Na3PO4, CaHPO4

Азот.

Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе объёмная доля его составляет 78,09%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%. В технике азот получают из жидкого воздуха: воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (tкип азота -195,8оС, кислорода -183оС). Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

t

NH4OH2=N2 + H2O

Атом азота имеет следующее строение:

Молекула азота образована тройной ковалентной связью атомов: двумя пи-связями и одной сигма - связью. Молекула азота распадается на атомы при температуре 2000оС. Жидкий азот хранится в сосуде Дьюра.

Физические свойства азота. Азот – газ без цвета, вкуса и запаха, легче воздуха, растворимость в воде меньше, чем у кислорода.

Химические свойства азота. Молекула азота состоит из двух атомов, длина между ними очень мала, Тройная связь и её малая длина делают молекулу весьма прочной. Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре.

При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием:

6Li + N2 = 2Li3N

C другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды:

t o t o

 3Сa + N2 = Ca3N2 2Al + N2 = 2AlN

С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температур

N2 + 3H3 2NH3

При температуре электрической дуги (3000-4000оС) азот соединяется с кислородом:

N2 + O2 2NO

Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из которых важнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака такова:

 

Получение и применение аммиака. В лабораторных условиях аммиак обычно получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:

2NH4Cl + Ca (OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода. Реакция экзотермичная и обратимая:

N2 + 3H2 2NH3 + 92кДж

Она протекает только в присутствии катализатора Губчатого железа с добавками активаторов - оксидов алюминия, калия, кальция, кремния (иногда и магния)

Физические свойства аммиака. Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или охлаждении он легко сжимается в бесцветную жидкость. Аммиак хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворённый аммиак улетучивается из раствора.

Химические свойства аммиака. Большая растворимость аммиака в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами. Гидроксид – ионы обуславливают слабощелочную (их мало) реакцию аммиачной воды. При взаимодействии гидроксид - ионов с ионами NH4+ снова образуются молекулы NH3 и  H2O, соединённые водородной связью, т. е. реакция протекает в обратном направлении. Образование ионов аммония и гидроксид – ионов в аммиачной воде можно выразить уравнением.

 

NH3 + H2O NH3 . H2O NH4+ + OH

В аммиачной воде наибольшая часть аммиака содержится в виде молекул NH3, равновесие смещено в сторону образования аммиака, поэтому она пахнет аммиаком. Тем не менее водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой NH4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4OH:

NH4OH NH4+  + OH

А так как в растворе аммиака в воде концентрация гидроксид – ионов невелика, то гидроксид аммония относится к слабым основаниям.

Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно подогретом) с образованием азота и воды:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

В присутствии катализатора [например, оксида хрома (III )] реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:

 Cr2O3

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Аммиак взаимодействует с галогенами, при этом выделяется азот и водородное соединение галогена:

2NH3 + 3Br2 = 6HBr + N2

2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2

Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:

3Cu+2O + 2N—3H3 = 3Cu0 + N20 + 3H2O


2N—3 – 6e = N2 1

Cu2+ + 2e = Cu 3

Аммиак взаимодействует с перманганатом калия:

NH3 + KMnO4 = N2 + H2O + MnO2 +KOH

Добавление аммиака изменяет цвет раствора:

Важным химическим свойством аммиака является его взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония. В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящей в состав соли:

H

NH3 + H+Cl-- [H N H]Cl

H

Связь между ионами NH4 и Cl ионная, в ионе NH4 четыре связи ковалентные, причём три из них полярные и одна по донорно – акцепторном механизму.

Соли аммония.

Соли аммония и аниона кислоты. По строению они аналогичны соответствующим солям однозарядных ионов металлов. Соли аммония получаются пи взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами. Например:

NH3 + HNO3 = NH4NO3

NH3. H2O + HNO3 = NH4NO3 + H2O

Они проявляют общие свойства солей, т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:


(NH4)Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3

КОНЦ.

2NH4Cl + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2HCl


(NH4)2SO4 + BaCl2 = 2NH4Cl + BaSO4

Все аммонийные соли при нагревании разлагаются или возгоняются, например:

(NH4)2CO3 = 2NH3 + H2O CO2

NH4NO2 = 2H2O + N2


NH4Cl NH3 + HCl


(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + 4H2O + N2

Качественная реакция на ион аммония. Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие с растворами щелочей. Этой реакцией обнаруживают соли аммония (ион аммония) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной лакмусовой бумажки:


NH4+ + OH H2O + NH3

Реакцию проводят так: в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают. В случае присутствия иона аммония выделятся аммиак.

Оксиды азота.

Азот образует шесть кислородных соединений, в которых проявляет степени окисления от +1 до +5: N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2, N2+4O4, N2+5O5. При непосредственном соединении азота с кислорода образуется только оксид азота (II) NO, другие оксиды получают косвенным путем. N2O и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие. Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в производстве азотной кислоты.

Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плох растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой). Оксид азота (II) соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ – оксид азота (IV):

2NO +O2 = 2NO2

В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:

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

Оксид азота (II) получают также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины. Он постоянно образуется в воздухе во время грозы под действием электрических зарядов.

Оксид азота (IV) NO – газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит, раздражает дыхательные пути. В лабораторных условиях NO2 получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)­2 + H2O + 2NO2

или при прокаливании кристаллического нитрата свинца:

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

При взаимодействии оксида азота (IV) с водой образуется азотная и азотистая кислоты:

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

HNO2 малоустойчива, особенно при нагревании. Поэтому при растворении NO2 в теплой воде образуется азотная кислота и оксид азота (II):

3NO2 + H2O =2HNO3 + NO

В избытке образуется только азотная кислота:

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

Оксид азота (IV) – сильный окислитель; уголь, фосфор, сера горят в нем, а оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI).

 Азотная кислота.

Получение азотной кислоты. В лабораторных условиях азотная кислота получается из её солей действием концентрированной серной кислоты:

KNO3 + H2SO4 = HNO3 + KHSO4

Реакция протекает при слабом нагревании (сильное нагревание разлагает HNO3).

В промышленности азотная кислота получается каталитическим окислением аммиака, который в свою очередь, образуется как соединения водорода и азота воздуха. Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:

1.   Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

4NH3 + 5O2 = 4NO +6H2O

2.   Окисление кислородом воздуха NO до NO2:

2NO + O2 =2NO

3.   Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода:

 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

Физические свойства. Азотная кислота – бесцветная жидкость с едким запахом. Она гигроскопична, «дымит» на воздухе, т. к. пары её с влагой воздуха образуют капли тумана. Смешивается с водой в любых соотношениях. Кипит при 86оС.

Химические свойства. В HNO3 валентность азота равна 4, степень окисления +5

Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она относится к сильным кислотам. В водных растворах диссоциирует:

HNO3 H+ +NO3

Под действием теплоты и на свету частично разлагается:

4HNO3 = 4NO2 + 2H2 O + O2

Поэтому хранят её в прохладном месте.

Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, что она является сильным окислителем и взаимодействует почти со всеми металлами.

Применение. Большие количества её расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокон других материалов. Дымящая азотная применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.

При взаимодействии азотной кислоты, с металлами водород, как правило, не выделяется: он окисляется, образуя воду. Кислота же, в зависимости от концентрации и активности металла, может восстанавливается до соединений:

+5 +4 +3 +2 +1 0 -3 -3

HNO3 ---- NO2 ----HNO2 ---- NO ---- N2O ----N2 ---- NH3(NH4NO3)

Образуется также соль азотной кислоты. От концентрации азотной кислоты зависит и продукт, образовавшийся в результате реакции:

Концентрированная азотная кислота не действует на железо, хром, алюминий, золото, платину и тантал, при взаимодействии с другими тяжелыми металлами образуется оксид азота (IV), при взаимодействии с щелочными и щелочно – земельными металлами образуется оксид азота (I).

Разбавленная азотная кислота при взаимодействии с щелочно – земельными металлами, а также с цинком и железом с образованием NH3(NH4NO3). При взаимодействии с тяжелыми металлами образуется оксид азота (II).Например,

 Конц.

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 H2O

Разб.

3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать ее до оксида азота (I) N2O, свободного азота N2 и даже до аммиака NH3, который с избытком азотной кислоты дает нитрат аммония NH4NO3. В последнем случае уравнение реакции следует записать так:

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

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:

3P + 5HNO3 + H2O = 3H3PO4 + 5NO

C + 4HNO3 = CO2 + H2O + 4NO2

Одноосновная кислота образует только соли, называемые нитратами. Они получаются при действии ее на металлы, их оксиды и гидроксиды. Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами: NaNO3 – натриевая селитра, KNO3 – калийная селитра, NH4NO3 – аммиачная селитра, Ca(NO3)2 – кальциевая селитра. Селитры используются главным образом как минеральные азотные удобрения. Кроме того, KNO3 применяется для приготовления черного пороха.

Фосфор.

Фосфор – аналог азота, т. к. электронная конфигурация валентных электронов, как и у азота, s2p3. Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречаются степень окисления -3 и чаще +5. Мало характерны и другие степени окисления.

Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В природе фосфор встречается только в виде соединений; важнейшее из них – фосфат кальция – минерал апатит.

Физические свойства. Фосфор, в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный и др.

Белый фосфор – бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный.

Красный фосфор – порошок красно – бурого цвета, не ядовит, нерастворим в воде и сероуглероде, представляет смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом и некоторыми свойствами.

Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большом давлении.

Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного. Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240оС. При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химической энергии в световую. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800оС фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800оС молекулы диссоциируют:

 Р4 2. Последние при температуре выше 2000оС распадаются на атомы:

Р2 2Р. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р2, Р4 и полимерные вещества.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

2P + 3S =P2S3 2P + 3Ca = Ca3P2

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным. Соединения фосфора с металлами называются фосфидами; они легко разлагаются водой с образованием фосфина РН3 – очень ядовитого газа с чесночным запахом:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

 По аналогии с NH3 фосфин способен к реакциям присоединения:

РН3 + НI = РН4I

Оксиды фосфора.

Оксид фосфора (III) Р2О3 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5оС. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Не ядовит.

Оксид фосфора (V) Р2О5 – белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от др. соединений. Применяется как осушитель для жидкостей и газов.

Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств у фосфора по сравнению с азотом.

Фосфорные кислоты.

Оксид фосфора (V) взаимодействуя с водой, образует кислоту НРО3, последняя при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н3РО4, при нагревании Н3РО4, образуется дифосфорная кислота Н4Р2О7.

4О10 + 6Н2О = 4Н3(РО3)3

Н3(РО3)3 + 3Н2О = 3Н3РО4

 2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О

Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, т. к. её соли – фосфаты – используются в качестве удобрений.

 Фосфорная кислота – белое твердое вещество. С водой смешивается в любых соотношениях. В отличие от азотной кислоты не является окислителем и не разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью степени окисления +5 из всех возможных для фосфора.

Азот и фосфор – это главные элементы жизни, они находятся в человеческом организме и необходимы для роста и питания каждому.

 
 

Другие материалы

  • Азот и фосфор
  • ... же соединения менее стабильны. Природные соединения и получение фосфора По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В отличие от азота фосфор встречается в природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5Х(РО4)3 (Х - фтор, реже хлор ...

  • История открытия элементов
  • ... клевеита газ, в спектре которого присутствовала та же D3-линия. Новому элементу Локьер дал имя, отражающее историю его открытия (греч. Helios—солнце). Поскольку Локьер полагал, что обнаруженный элемент- металл, он использовал в латинском названии элемента окончание «lim» , которое обычно употребляем ...

  • Эффективность и экологическая безопасность применения минеральных удобрений под ячмень при различном балансе азота, фосфора и калия в агроценозе
  • ... (20 %). По фосфору и калию баланс положительный, из-за чего повышение урожайности ячменя не сказывается на содержании этих элементов в почве. Таким образом, на почвах с повышенным содержанием подвижного фосфора и обменного калия применение минеральных удобрений под ячмень – высоко эффективный ...

  • Круговорот кислорода, углерода, азота, фосфора и серы в биосфере
  • ... , поддерживающий постоянство состава атмосферного воздуха. Кроме описанного выше круговорота кислорода в несвязанном виде, этот элемент совершает еще и важнейший круговорот, входя в состав воды. Круговорот воды (H2O) заключается в испарении воды с поверхности суши и моря, переносе ее воздушными ...

  • Геоэкологическая характеристика фосфора
  • ... представлен более доступными для растений фосфатами кальция и магния. 6.4. Геоэкологический мониторинг: определение фосфора в воде ОБЩИЙ ФОСФОР Соединения фосфора относятся к физиологически важным компонентам химического состава морских вод, определяющим их продуктивность. Существует ...

  • Влияние жизни на геологические процессы на Земле
  • ... ; Аллогенные изменения, которые обусловлены влиянием геохимических сил, действующих на экосистему извне. В качестве таковых могут выступать климатические и геологические факторы. 2.  Автогенные изменения, которые обусловлены воздействием процессов, протекающих внутри экосистемы. В большинстве ...

  • Разработка источников диффузионного легирования для производства кремниевых солнечных элементов
  • ... ухудшает электрофизические параметры СЭ. ВЫВОДЫ Одним из наиболее перспективных методов диффузионного легирования кремния для производства кремниевых солнечных элементов является диффузия из поверхностного источника. Особенностью этого метода является то, что создание слоя примесносиликатного ...

  • Прогрессивные элементы технологии возделывания яровой пшеницы
  • ... культур составляет 32,5 ц/га озимой пшеницы, 27,9 ц/га яровой пшеницы, 31,5 ц/га ярового ячменя и 423 ц/га сахарной свеклы. Столь низкий уровень урожайности связан с низким уровнем агротехники и плохими погодными условиями. 3.3 Анализ технологии возделывания Технология возделывания озимой ...

  • Круговорот химических элементов в биосфере
  • ... фильтрует до 50 л воды. Эти существа гибнут с поступлением в водоемы посторонних химических веществ. Самыми устойчивыми к загрязнению воды являются пиявки, асцидии и личинки стрекоз. Составные части биосферы взаимосвязаны круговоротом веществ и пищевыми цепями, нарушение одной экосистемы вызывает ...

  • Роль микроорганизмов в круговороте химических элементов в природе
  • ... веществах, но от других организмов не зависят. 6. Роль микроорганизмов в круговороте фосфора. Различные типы жизни бактерий, основанные на использовании соединений фосфора Круговорот фосфора несколько отличается от круговорота остальных элементов. Освобождение фосфора из органических ...

  • Биогеохимические круговороты основных химических элементов
  • ... но значительное количество нигде не фиксируется, и последующее его перемещение неизвестно. Важной составной частью круговоротов является ионный и твердый сток. Круговорот химических элементов проходит, как правило, сразу в нескольких сопредельных оболочках Земли (атмосфере и гидросфере, гидросфере ...

  • Мир состоит из элементов
  • ... номером 20, расположен в четвертом периоде в группе IIА периодической системы элементов Менделеева; атомная масса 40,08. Относится к числу щелочноземельных элементов. Природный кальций состоит из смеси нуклидов с массовыми числами 40 (в смеси по массе 96,94 %), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187 ...

  • Перипетии жизни
  • ... выяснить ее причины. Для нас с вами также важно, что ко всем значительным изменениям климата были приурочены более или менее крутые повороты в развитии жизни на Земле. В силуре (440 млн. лет назад) растения стали заселять сушу. Как раз в эпоху похолодания, когда ледяная шапка занимала весь северо ...

  • Свойства азота
  • ... 5 валентных электронов на наружном слое атома. Однако способность к присоединению электронов у них выражена значительно слабее, чем у элементов 7 и 6 группы [12,14].   Свойства азота. Изотопы, атом, молекула Строение ядра и электронных оболочек. В природе существуют два стабильных изотопа ...

Каталог учебных материалов

Свежие работы в разделе

Наша кнопка

Разместить ссылку на наш сайт можно воспользовавшись следующим кодом:

Контакты

Если у вас возникли какие либо вопросы, обращайтесь на email администратора: admin@kazreferat.info