Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фит на­трия   — это син­те­ти­че­ски со­здан­ный кон­сер­вант, при­ме­ня­ю­щий­ся в пи­ще­вой, фар­ма­цев­ти­че­ской и лёгкой про­мыш­лен­но­сти. На эти­кет­ках пи­ще­вых про­дук­тов суль­фит на­трия обо­зна­ча­ет­ся как Е221. Ещё одно рас­про­странённое на­зва­ние этого ве­ще­ства  — Sodium Sulphite. Е221 не­за­ме­ним в про­из­вод­стве мар­ме­ла­да, зе­фи­ра, ва­ре­нья, па­сти­лы, по­вид­ла, джема, соков и пюре из фрук­тов и ягод, ягод­ных по­лу­фаб­ри­ка­тов, овощ­но­го пюре.

По­лу­чить суль­фит на­трия можно в ре­зуль­та­те ре­ак­ции сер­ни­сто­го газа с рас­тво­ром кар­бо­на­та на­трия или гид­рок­си­да на­трия . При дей­ствии на суль­фит на­трия рас­тво­ра хло­ро­во­до­ро­да вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ, ко­то­рый от­но­сят к ве­ще­ствах тре­тье­го клас­са опас­но­сти.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фат меди(II)   — важ­ней­шая из солей меди. Кри­стал­ло­гид­рат суль­фа­та меди(II) на­зы­ва­ют мед­ным ку­по­ро­сом. В сель­ском хо­зяй­стве мед­ный ку­по­рос при­ме­ня­ет­ся как ан­ти­сеп­тик, фун­ги­цид и медно-сер­ное удоб­ре­ние. В про­мыш­лен­но­сти эту соль при­ме­ня­ют в про­из­вод­стве аце­тат­но­го во­лок­на, а также ис­поль­зу­ют в ка­че­стве фик­са­то­ра окрас­ки и кон­сер­ван­та. Суль­фат меди(II) в про­мыш­лен­но­сти по­лу­ча­ют раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, на­при­мер рас­тво­ре­ни­ем ок­си­да меди(II) в сер­ной кис­ло­те Эта соль часто слу­жит ис­ход­ным сырьём для по­лу­че­ния дру­гих со­еди­не­ний, на­при­мер гид­рок­си­да меди(II) Для вод­но­го рас­тво­ра суль­фа­та меди(II) воз­мож­на ре­ак­ция с ме­тал­ла­ми ак­тив­нее меди, на­при­мер с цин­ком. Суль­фат меди(II) яв­ля­ет­ся со­еди­не­ни­ем с уме­рен­ной ток­сич­но­стью. Од­на­ко ра­бо­тать с по­рош­ком или пуд­рой суль­фа­та меди(II) сле­ду­ет осто­рож­но, не до­пус­кая их пы­ле­ния.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Же­ле­зо — это бле­стя­щий, се­реб­ри­сто-белый, мяг­кий ме­талл, с дав­них пор ши­ро­ко при­ме­ня­е­мый че­ло­ве­ком. Из­вест­но боль­шое ко­ли­че­ство руд и ми­не­ра­лов, со­дер­жа­щих же­ле­зо. Наи­боль­шее прак­ти­че­ское зна­че­ние имеют крас­ный же­лез­няк маг­нит­ный же­лез­няк си­де­рит ме­лан­те­рит ви­ви­а­нит Свой­ства со­еди­не­ний же­ле­за в зна­чи­тель­ной сте­пе­ни за­ви­сят от сте­пе­ни окис­ле­ния же­ле­за. Так, в сте­пе­ни окис­ле­ния +2 же­ле­зо об­ра­зу­ет оксид ко­то­рый про­яв­ля­ет ос­нов­ные свой­ства, ему со­от­вет­ству­ет гид­рок­сид Эти со­еди­не­ния спо­соб­ны ре­а­ги­ро­вать с рас­тво­ра­ми силь­ных кис­лот, на­при­мер с со­ля­ной кис­ло­той () с об­ра­зо­ва­ние хло­ри­да же­ле­за(II)

Же­ле­зо один из самых ис­поль­зу­е­мых ме­тал­лов, на него при­хо­дит­ся до 95% ми­ро­во­го ме­тал­лур­ги­че­ско­го про­из­вод­ства. Же­ле­зо яв­ля­ет­ся ос­нов­ным ком­по­нен­том ста­лей и чу­гу­нов — важ­ней­ших кон­струк­ци­он­ных ма­те­ри­а­лов.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Сера  — про­стое ве­ще­ство жёлтого цвета, имеет не­сколь­ко ал­ло­троп­ных мо­ди­фи­ка­ций (ром­би­че­ская, мо­но­клин­ная и пла­сти­че­ская). Сера хи­ми­че­ски ак­тив­на, горит в кис­ло­ро­де, вза­и­мо­дей­ству­ет с во­до­ро­дом, ме­тал­ла­ми, га­ло­ге­на­ми. При вза­и­мо­дей­ствии серы с во­до­ро­дом об­ра­зу­ет­ся га­зо­об­раз­ное ве­ще­ство се­ро­во­до­род , вод­ный рас­твор ко­то­ро­го про­яв­ля­ет свой­ства кис­ло­ты. На­ли­чие се­ро­во­до­род­ной кис­ло­ты можно опре­де­лить с по­мо­щью рас­тво­ра нит­ра­та свин­ца . Одно из со­еди­не­ний серы с кис­ло­ро­дом имеет со­став и на­зы­ва­ет­ся сер­ный ан­гид­рид, ак­тив­но по­гло­ща­ет воду и пре­вра­ща­ет­ся при этом в гид­рок­сид серы(VI) . Сер­ный ан­гид­рид ре­а­ги­ру­ет также со ще­ло­ча­ми, на­при­мер с гид­рок­си­дом на­трия . Не­ко­то­рые со­еди­не­ния серы, на­при­мер суль­фа­ты маг­ния , на­трия , меди , при­ме­ня­ют­ся в со­ста­ве ме­ди­цин­ских пре­па­ра­тов.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Литий  — мяг­кий лёгкий ме­талл се­реб­ри­сто-бе­ло­го цвета, на­и­ме­нее ак­тив­ный среди ще­лоч­ных ме­тал­лов. При окис­ле­нии лития кис­ло­ро­дом об­ра­зу­ет­ся со­еди­не­ние , ко­то­рое ак­тив­но вза­и­мо­дей­ству­ет с водой с об­ра­зо­ва­ни­ем гид­рок­си­да лития . Гид­рок­сид лития про­яв­ля­ет свой­ства, ха­рак­тер­ные для ще­ло­чей: вза­и­мо­дей­ству­ет с кис­ло­та­ми и кис­лот­ны­ми ок­си­да­ми. При­мер­но по­ло­ви­на всего про­мыш­лен­но вы­пус­ка­е­мо­го лития ис­поль­зу­ет­ся для из­го­тов­ле­ния литий-ион­ных ак­ку­му­ля­то­ров. Ячей­ка та­ко­го ак­ку­му­ля­то­ра со­сто­ит из двух элек­тро­дов, раз­делённых по­ри­стым ма­те­ри­а­лом, про­пи­тан­ным рас­тво­ром элек­тро­ли­та. Один из элек­тро­дов из­го­тав­ли­ва­ют из лития, а дру­гой  — из со­еди­не­ний ко­баль­та или же­ле­за. Для при­го­тов­ле­ния рас­тво­ров элек­тро­ли­тов обыч­но ис­поль­зу­ют суль­фат лития и ор­га­ни­че­ские рас­тво­ри­те­ли, на­при­мер не­ко­то­рые про­стые и слож­ные эфиры. Суль­фат лития можно по­лу­чить в ре­зуль­та­те вза­и­мо­дей­ствия гид­рок­си­да лития с сер­ной кис­ло­той .

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фит на­трия   — это син­те­ти­че­ски со­здан­ный кон­сер­вант, при­ме­ня­ю­щий­ся в пи­ще­вой, фар­ма­цев­ти­че­ской и лёгкой про­мыш­лен­но­сти. На эти­кет­ках пи­ще­вых про­дук­тов суль­фит на­трия обо­зна­ча­ет­ся как Е221. Е221 не­за­ме­ним для про­из­вод­ства в боль­шом объёме мар­ме­ла­да, зе­фи­ра, ва­ре­нья, па­сти­лы, по­вид­ла, джема, соков и пюре из фрук­тов и ягод, ягод­ных по­лу­фаб­ри­ка­тов, овощ­но­го пюре. По­лу­чить суль­фит на­трия можно в ре­зуль­та­те ре­ак­ции сер­ни­сто­го газа с рас­тво­ром гид­рок­си­да на­трия . При дей­ствии рас­тво­ра силь­ных кис­лот, на­при­мер сер­ной кис­ло­ты на суль­фит на­трия вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ, ко­то­рый от­но­сят к ве­ще­ствах тре­тье­го клас­са опас­но­сти для че­ло­ве­че­ско­го ор­га­низ­ма.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фат меди(II)   — важ­ней­шая из солей меди. Кри­стал­ло­гид­рат суль­фа­та меди(II) на­зы­ва­ют мед­ным ку­по­ро­сом. В сель­ском хо­зяй­стве мед­ный ку­по­рос при­ме­ня­ет­ся как ан­ти­сеп­тик, фун­ги­цид и медно-сер­ное удоб­ре­ние. В про­мыш­лен­но­сти эту соль при­ме­ня­ют в про­из­вод­стве аце­тат­но­го во­лок­на, а также ис­поль­зу­ют в ка­че­стве фик­са­то­ра окрас­ки и кон­сер­ван­та. Эта соль часто слу­жит ис­ход­ным сырьём для по­лу­че­ния дру­гих со­еди­не­ний. Для вод­но­го рас­тво­ра суль­фа­та меди(II) воз­мож­на ре­ак­ция с гид­рок­си­дом на­трия , в ре­зуль­та­те ко­то­рой об­ра­зу­ет­ся не­рас­тво­ри­мый гид­рок­сид меди(II) . При на­гре­ва­нии гид­рок­сид меди(II) спо­со­бен раз­ла­гать­ся с об­ра­зо­ва­ни­ем чёрного по­рош­ка ок­си­да меди(II) . Этот же оксид об­ра­зу­ет­ся при про­ка­ли­ва­нии меди на воз­ду­хе. Суль­фат меди(II) может быть по­лу­чен в ла­бо­ра­то­рии в ре­зуль­та­те ре­ак­ции гид­рок­си­да меди(II) с сер­ной кис­ло­той . Суль­фат меди(II) яв­ля­ет­ся со­еди­не­ни­ем с уме­рен­ной ток­сич­но­стью, но при ра­бо­те с по­рош­ка­ми и пуд­рой суль­фа­та меди(II) сле­ду­ет со­блю­дать осто­рож­ность и не до­пус­кать их пы­ле­ния.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Же­ле­зо  — это бле­стя­щий, се­реб­ри­сто-белый, мяг­кий ме­талл, с дав­них пор ши­ро­ко при­ме­ня­е­мый че­ло­ве­ком. Из­вест­но боль­шое ко­ли­че­ство руд и ми­не­ра­лов, со­дер­жа­щих же­ле­зо. Наи­боль­шее прак­ти­че­ское зна­че­ние имеют крас­ный же­лез­няк , маг­нит­ный же­лез­няк , си­де­рит , ме­лан­те­рит , ви­ви­а­нит . При вза­и­мо­дей­ствии с не­ме­тал­ла­ми, на­при­мер с хло­ром (), же­ле­зо об­ра­зу­ет хло­рид же­ле­за(III). Свой­ства со­еди­не­ний же­ле­за в зна­чи­тель­ной сте­пе­ни за­ви­сят от сте­пе­ни окис­ле­ния же­ле­за. Так, в сте­пе­ни окис­ле­ния +3 же­ле­зо об­ра­зу­ет ам­фо­тер­ный оксид , ко­то­рый ре­а­ги­ру­ет с рас­тво­ром азот­ной кис­ло­ты с об­ра­зо­ва­ни­ем нит­ра­та же­ле­за(III) . Для ка­че­ствен­но­го опре­де­ле­ния солей же­ле­за(III) можно ис­поль­зо­вать рас­твор гид­рок­си­да на­трия , так как в ре­зуль­та­те ре­ак­ции вы­па­да­ет оса­док бу­ро­го цвета. Же­ле­зо один из самых ис­поль­зу­е­мых ме­тал­лов, на него при­хо­дит­ся до 95% ми­ро­во­го ме­тал­лур­ги­че­ско­го про­из­вод­ства. Же­ле­зо яв­ля­ет­ся ос­нов­ным ком­по­нен­том ста­лей и чу­гу­нов  — важ­ней­ших кон­струк­ци­он­ных ма­те­ри­а­лов.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Сера — про­стое ве­ще­ство жёлтого цвета, имеет не­сколь­ко ал­ло­троп­ных мо­ди­фи­ка­ций (ром­би­че­ская, мо­но­клин­ная и пла­сти­че­ская). Сера хи­ми­че­ски ак­тив­на, горит в кис­ло­ро­де, вза­и­мо­дей­ству­ет с во­до­ро­дом, ме­тал­ла­ми, га­ло­ге­на­ми. При вза­и­мо­дей­ствии серы с ме­тал­ла­ми, на­при­мер с цин­ком об­ра­зу­ет­ся соль — суль­фид цинка В ре­зуль­та­те об­жи­га этой соли вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ Этот газ можно по­лу­чить также дей­стви­ем на эту соль силь­ной кис­ло­той, на­при­мер со­ля­ной

Рас­твор сер­ни­сто­го газа в воде про­яв­ля­ет свой­ства кис­ло­ты, по­это­му вза­и­мо­дей­ству­ет с гид­рок­си­дом каль­ция с об­ра­зо­ва­ни­ем как сред­ней соли — суль­фи­та каль­ция так и кис­лой соли — гид­ро­суль­фи­та каль­ция

Суль­фит каль­ция в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти ис­поль­зу­ет­ся как кон­сер­вант для при­го­тов­ле­ния мар­ме­ла­да, мо­ро­же­но­го, джема, су­хо­фрук­тов, без­ал­ко­голь­ных на­пит­ков. До­бав­ля­ет­ся в тер­тый чес­нок, хрен, кар­то­фель для предот­вра­ще­ния про­цес­са по­тем­не­ния. До­бав­ка Е226 может ис­поль­зо­вать­ся для уплот­не­ния рас­ти­тель­ных тка­ней в про­из­вод­стве кон­сер­вов из ово­щей и фрук­тов.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Кар­бо­нат каль­ция в при­ро­де встре­ча­ет­ся в виде ми­не­ра­лов  — каль­ци­та, ара­го­ни­та и ви­те­ри­та, яв­ля­ет­ся глав­ной со­став­ной ча­стью из­вест­ня­ка, мра­мо­ра, мела, вхо­дит в со­став скор­лу­пы яиц. По­лу­чить кар­бо­нат каль­ция можно при про­пус­ка­нии уг­ле­кис­ло­го газа через из­бы­ток рас­тво­ра гид­рок­си­да каль­ция . Эту ре­ак­цию ис­поль­зу­ют для об­на­ру­же­ния уг­ле­кис­ло­го газа и опре­де­ле­нии его ко­ли­че­ствен­но­го со­дер­жа­ния в воз­ду­хе. Не­рас­тво­ри­мый в воде кар­бо­нат каль­ция может рас­тво­рять­ся в кис­ло­тах, на­при­мер в со­ля­ной кис­ло­те . Кар­бо­нат каль­ция ис­поль­зу­ет­ся как белый пи­ще­вой кра­си­тель Е170. Яв­ля­ясь ос­но­вой мела, он ис­поль­зу­ет­ся для пись­ма на школь­ных дос­ках, ис­поль­зу­ет­ся в быту для по­бел­ки по­тол­ков, по­крас­ки ство­лов де­ре­вьев, для под­ще­ла­чи­ва­ния почвы в са­до­вод­стве. Кроме того, кар­бо­нат каль­ция яв­ля­ет­ся важ­ней­шим ком­по­нен­том про­дук­ции бы­то­вой химии  — средств для чист­ки сан­тех­ни­ки, кре­мов для обуви.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Ам­ми­ак () в про­мыш­лен­но­сти по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем про­стых ве­ществ азота и во­до­ро­да при тем­пе­ра­ту­ре 400–450 °C под дав­ле­ни­ем в при­сут­ствии ка­та­ли­за­то­ра. В ла­бо­ра­то­рии ам­ми­ак можно по­лу­чить, на­при­мер, вза­и­мо­дей­стви­ем хло­ри­да ам­мо­ния () со ще­ло­ча­ми (на­при­мер, ). Ам­ми­ак  — газ с ха­рак­тер­ным рез­ким за­па­хом, очень хо­ро­шо рас­тво­ря­ет­ся в воде. Вод­ный рас­твор ам­ми­а­ка на­зы­ва­ет­ся ам­ми­ач­ной водой или на­ша­тыр­ным спир­том. С его по­мо­щью можно при­ве­сти в чув­ства че­ло­ве­ка при об­мо­ро­ке, хи­рур­ги об­ра­ба­ты­ва­ют им руки перед опе­ра­ци­ей. По­ми­мо того, этот пре­па­рат нашёл ши­ро­кое при­ме­не­ние в кос­ме­то­ло­гии.

Ам­ми­ак легко вза­и­мо­дей­ству­ет с кис­ло­та­ми, об­ра­зуя соли ам­мо­ния. Так, ам­ми­ак с азот­ной кис­ло­той ) об­ра­зу­ет нит­рат ам­мо­ния (). За счёт азота в сте­пе­ни окис­ле­ния –3 ам­ми­ак может про­яв­лять вос­ста­но­ви­тель­ные свой­ства, вза­и­мо­дей­ствуя с кис­ло­ро­дом, ок­си­дом меди(II) () или дру­ги­ми окис­ли­те­ля­ми. Ам­ми­ак яв­ля­ет­ся ис­ход­ным ве­ще­ством для по­лу­че­ния в про­мыш­лен­но­сти азот­ной кис­ло­ты и азот­ных удоб­ре­ний.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Уг­ле­кис­лый газ ис­поль­зу­ют в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти в зна­чи­тель­ных ко­ли­че­ствах для при­го­тов­ле­ния ши­пу­чих на­пит­ков, соды и мо­че­ви­ны. В про­мыш­лен­но­сти уг­ле­кис­лый газ об­ра­зу­ет­ся в раз­лич­ных про­цес­сах бро­же­ния, а также при об­жи­ге из­вест­ня­ка . В боль­ших ко­ли­че­ствах он об­ра­зу­ет­ся при го­ре­нии угля и уг­ле­ро­до­со­дер­жа­щих ве­ществ, при вза­и­мо­дей­ствии угар­но­го газа с кис­ло­ро­дом. Для из­ме­ре­ния ко­ли­че­ствен­но­го со­дер­жа­ния уг­ле­кис­ло­го газа в воз­ду­хе ис­поль­зу­ет­ся его ре­ак­ция с гид­рок­си­дом каль­ция . Ещё одна об­ласть при­ме­не­ния уг­ле­кис­ло­го газа  — ту­ше­ние по­жа­ров. В пен­ных ог­не­ту­ши­те­лях он об­ра­зу­ет­ся при вза­и­мо­дей­ствии сер­ной кис­ло­ты с кар­бо­на­том на­трия или гид­ро­кар­бо­на­том на­трия , в ко­то­рый до­бав­ля­ют пе­но­об­ра­зо­ва­тель. Не­до­стат­ком пен­ных ог­не­ту­ши­те­лей яв­ля­ет­ся то, что об­ра­зу­ю­щий­ся уг­ле­кис­лый газ ча­стич­но увле­ка­ет капли сер­ной кис­ло­ты. Этот не­до­ста­ток от­сут­ству­ет у по­рош­ко­вых уг­ле­кис­лот­ных ог­не­ту­ши­те­лей.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

В пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти ис­поль­зу­ет­ся до­бав­ка Е338, ко­то­рая пред­став­ля­ет собой ор­то­фос­фор­ную кис­ло­ту . При­ме­ня­ет­ся она в ос­нов­ном как кон­сер­вант, фик­са­тор цвета про­дук­тов, ре­гу­ля­тор кис­лот­но­сти. По­лу­че­ние ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты можно про­во­дить раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, один из ко­то­рых за­клю­ча­ет­ся во вза­и­мо­дей­ствии ок­си­да фос­фо­ра(V) с водой. Эта ре­ак­ция про­те­ка­ет столь ак­тив­но, что оксид фос­фо­ра(V) часто ис­поль­зу­ют в ка­че­стве осу­ши­те­ля воз­ду­ха в про­из­вод­ствен­ных по­ме­ще­ни­ях. При вза­и­мо­дей­ствии ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты со ще­ло­ча­ми (на­при­мер, с гид­рок­си­дом на­трия или калия ), об­ра­зу­ют­ся её соли  — ор­то­фос­фа­ты. Они также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся в про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, ор­то­фос­фат на­трия ис­поль­зу­ет­ся в со­ста­ве чи­стя­щих и мо­ю­щих средств, сти­раль­ных по­рош­ков и от­бе­ли­ва­те­лей. Эти со­еди­не­ния часто ис­поль­зу­ют для "смяг­че­ния" (устра­не­ния жёстко­сти) воды. Жёсткость воды обу­слов­ле­на при­сут­стви­ем в ней рас­тво­ри­мых солей каль­ция и маг­ния (хло­ри­дов, гид­ро­кар­бо­на­тов и др.). Смяг­че­ние воды не­об­хо­ди­мо, по­сколь­ку ис­поль­зо­ва­ние жёсткой воды в про­мыш­лен­но­сти вы­зы­ва­ет по­яв­ле­ние осад­ка (на­ки­пи) на сте­нах кот­лов, в тру­бах, а также су­ще­ствен­но уве­ли­чи­ва­ет рас­ход мо­ю­щих средств.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Алю­ми­ний  — тре­тий по рас­про­странённо­сти эле­мент зем­ной коры. На ос­но­ве алю­ми­ния про­из­во­дят спла­вы, ко­то­рые об­ла­да­ют вы­со­кой проч­ность, от­но­си­тель­но дёшевы в про­из­вод­стве. Из этих спла­вов из­го­тав­ли­ва­ют ка­стрюли, ско­во­ро­ды, про­тив­ни, по­лов­ни­ки и про­чую до­маш­нюю утварь. Алю­ми­ни­е­вая по­су­да от­лич­но про­во­дит тепло, очень быст­ро на­гре­ва­ет­ся, при этом легко чи­стит­ся. На алю­ми­ни­е­вой фоль­ге за­пе­ка­ют мясо в ду­хов­ке и вы­пе­ка­ют пи­ро­ги; в алю­ми­ни­е­вую фоль­гу упа­ко­ва­ны масла и мар­га­ри­ны, сыры, шо­ко­лад и кон­фе­ты. Ме­тал­ли­че­ский алю­ми­ний яв­ля­ет­ся хи­ми­че­ски ак­тив­ным ме­тал­лом, но устой­чив к кор­ро­зии, так как при вза­и­мо­дей­ствии с кис­ло­ро­дом воз­ду­ха на его по­верх­но­сти об­ра­зу­ет­ся тон­кий слой ок­си­да алю­ми­ния , ко­то­рый имеет боль­шую проч­ность. Если же уда­лить ок­сид­ную плёнку, то алю­ми­ний легко всту­па­ет в хи­ми­че­ские ре­ак­ции с не­ме­тал­ла­ми, кис­ло­та­ми (на­при­мер, со­ля­ной кис­ло­той , сер­ной кис­ло­той ). Наи­бо­лее рас­про­странённые при­род­ные со­еди­не­ния алю­ми­ния  — его оксид и гид­рок­сид. Эти со­еди­не­ния об­ла­да­ют ам­фо­тер­ны­ми свой­ства­ми, т. е. могут про­яв­лять как ос­нов­ные, так и кис­лот­ные свой­ства в за­ви­си­мо­сти от ха­рак­те­ра ве­ще­ства, ко­то­рое с ними всту­па­ет в ре­ак­цию. Бла­го­да­ря спо­соб­но­сти ней­тра­ли­зо­вать кис­ло­ту гид­рок­сид алю­ми­ния ис­поль­зу­ет­ся в ме­ди­ци­не при из­го­тов­ле­нии ле­карств от язвы и из­жо­ги. В ла­бо­ра­то­рии гид­рок­сид алю­ми­ния можно по­лу­чить при дей­ствии ще­ло­чей на рас­тво­ри­мые со­еди­не­ния алю­ми­ния (на­при­мер, хло­рид или нит­рат ).

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Фос­фор­ный ан­гид­рид в про­мыш­лен­но­сти ши­ро­ко ис­поль­зу­ют для осуш­ки газов и ор­га­ни­че­ских жид­ко­стей. Такое при­ме­не­ние ос­но­ва­но на его чрез­вы­чай­ной гиг­ро­ско­пич­но­сти, т. е. спо­соб­но­сти по­гло­щать воду. При по­гло­ще­нии воды про­те­ка­ет хи­ми­че­ская ре­ак­ция и об­ра­зу­ет­ся ор­то­фос­фор­ная кис­ло­та.

Ор­то­фос­фор­ная кис­ло­та ис­поль­зу­ет­ся как пи­ще­вая до­бав­ка, при­ме­ня­ет­ся для очи­ще­ния ме­тал­ли­че­ских из­де­лий от ржав­чи­ны, а также при про­из­вод­стве удоб­ре­ний и по­лу­че­нии ме­тал­лов. При вза­и­мо­дей­ствии ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты с гид­рок­си­да­ми на­трия или калия , об­ра­зу­ют­ся её соли  — ор­то­фос­фа­ты. Они также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся в про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, ор­то­фос­фат на­трия ис­поль­зу­ет­ся в со­ста­ве чи­стя­щих и мо­ю­щих средств, сти­раль­ных по­рош­ков и от­бе­ли­ва­те­лей. Это со­еди­не­ние часто ис­поль­зу­ют для "смяг­че­ния" (устра­не­ния жёстко­сти) воды. Жёсткость воды обу­слов­ле­на при­сут­стви­ем в ней рас­тво­ри­мых солей каль­ция и маг­ния (суль­фа­тов, хло­ри­дов, гид­ро­кар­бо­на­тов и др.). Смяг­че­ние воды не­об­хо­ди­мо, по­сколь­ку ис­поль­зо­ва­ние жёсткой воды в про­мыш­лен­но­сти вы­зы­ва­ет по­яв­ле­ние осад­ка (на­ки­пи) на сте­нах кот­лов, в тру­бах, а также су­ще­ствен­но уве­ли­чи­ва­ет рас­ход мо­ю­щих средств.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хи­ми­че­ский эле­мент на­трий по рас­про­странённо­сти на Земле за­ни­ма­ет ше­стое место среди всех хи­ми­че­ских эле­мен­тов. При­род­ные со­еди­не­ния на­трия  — это ка­мен­ная соль, крио­лит, бура и т. д. Также на­трий при­сут­ству­ет почти во всех ор­га­нах, био­ло­ги­че­ских жид­ко­стях и тка­нях ор­га­низ­ма че­ло­ве­ка и вы­пол­ня­ет осо­бую роль во внут­ри­кле­точ­ных и меж­кле­точ­ных об­мен­ных про­цес­сах. Про­стое ве­ще­ство на­трий от­но­сит­ся к наи­бо­лее хи­ми­че­ски ак­тив­ным ме­тал­лам. Он спо­со­бен ре­а­ги­ро­вать с кис­ло­ро­дом, хло­ром, водой при ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре. По­лу­чен­ное в ре­зуль­та­те этой ре­ак­ции ве­ще­ство на­зы­ва­ют гид­рок­си­дом на­трия или едким на­тром. Такое на­зва­ние он по­лу­чил за то, что "разъ­еда­ет" ткани, кожу, бу­ма­гу. Гид­рок­сид на­трия всту­па­ет в ре­ак­ции ней­тра­ли­за­ции с раз­лич­ны­ми кис­ло­та­ми (сер­ной со­ля­ной азот­ной ). Про­дук­та­ми этих ре­ак­ций яв­ля­ют­ся со­от­вет­ству­ю­щие соли и вода. На воз­ду­хе гид­рок­сид на­трия по­гло­ща­ет уг­ле­кис­лый газ и пре­вра­ща­ет­ся в кар­бо­нат на­трия Эта соль ши­ро­ко при­ме­ня­ет­ся в раз­лич­ных об­ла­стях про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти кар­бо­на­ты на­трия за­ре­ги­стри­ро­ва­ны в ка­че­стве пи­ще­вой до­бав­ки Е500, ис­поль­зу­ют­ся в ка­че­стве ре­гу­ля­то­ра кис­лот­но­сти, раз­рых­ли­те­ля, пре­пят­ству­ю­ще­го ком­ко­ва­нию и слёжи­ва­нию про­дук­тов пи­та­ния.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Алю­ми­ний  — тре­тий по рас­про­странённо­сти эле­мент зем­ной коры. На ос­но­ве алю­ми­ния про­из­во­дят спла­вы, ко­то­рые об­ла­да­ют вы­со­кой проч­ность, от­но­си­тель­но дёшевы в про­из­вод­стве. Из этих спла­вов из­го­тав­ли­ва­ют ка­стрюли, ско­во­ро­ды, про­тив­ни, по­лов­ни­ки и про­чую до­маш­нюю утварь. Алю­ми­ни­е­вая по­су­да от­лич­но про­во­дит тепло, очень быст­ро на­гре­ва­ет­ся, при этом легко чи­стит­ся. На алю­ми­ни­е­вой фоль­ге за­пе­ка­ют мясо в ду­хов­ке и вы­пе­ка­ют пи­ро­ги; в алю­ми­ни­е­вую фоль­гу упа­ко­ва­ны масла и мар­га­ри­ны, сыры, шо­ко­лад и кон­фе­ты. Ме­тал­ли­че­ский алю­ми­ний яв­ля­ет­ся хи­ми­че­ски ак­тив­ным ме­тал­лом, но устой­чив к кор­ро­зии, так как при вза­и­мо­дей­ствии с кис­ло­ро­дом воз­ду­ха на его по­верх­но­сти об­ра­зу­ет­ся тон­кий слой ок­си­да алю­ми­ния , ко­то­рый имеет боль­шую проч­ность. Если же уда­лить ок­сид­ную плёнку, то алю­ми­ний легко всту­па­ет в хи­ми­че­ские ре­ак­ции с не­ме­тал­ла­ми, кис­ло­та­ми (на­при­мер, со­ля­ной кис­ло­той , сер­ной кис­ло­той ). Наи­бо­лее рас­про­странённые при­род­ные со­еди­не­ния алю­ми­ния  — его оксид и гид­рок­сид. Эти со­еди­не­ния об­ла­да­ют ам­фо­тер­ны­ми свой­ства­ми, т. е. могут про­яв­лять как ос­нов­ные, так и кис­лот­ные свой­ства в за­ви­си­мо­сти от ха­рак­те­ра ве­ще­ства, ко­то­рое с ними всту­па­ет в ре­ак­цию. Бла­го­да­ря спо­соб­но­сти ней­тра­ли­зо­вать кис­ло­ту гид­рок­сид алю­ми­ния ис­поль­зу­ет­ся в ме­ди­ци­не при из­го­тов­ле­нии ле­карств от язвы и из­жо­ги. В ла­бо­ра­то­рии гид­рок­сид алю­ми­ния можно по­лу­чить при дей­ствии ще­ло­чей на рас­тво­ри­мые со­еди­не­ния алю­ми­ния (на­при­мер, хло­рид или нит­рат ).

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Ам­ми­ак в про­мыш­лен­но­сти по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем про­стых ве­ществ азота и во­до­ро­да при тем­пе­ра­ту­ре 400–450 °С под дав­ле­ни­ем в при­сут­ствии ка­та­ли­за­то­ра. В ла­бо­ра­то­рии ам­ми­ак по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем солей ам­мо­ния (на­при­мер, хло­ри­да ам­мо­ния со ще­ло­ча­ми (на­при­мер, гид­рок­си­дом на­трия ). Про­бир­ку с по­лу­ча­е­мым ам­ми­а­ком в этом слу­чае дер­жат вверх дном. Ам­ми­ак  — газ с ха­рак­тер­ным рез­ким за­па­хом. Очень хо­ро­шо рас­тво­ря­ет­ся в воде. Вод­ный рас­твор ам­ми­а­ка на­зы­ва­ет­ся ам­ми­ач­ная вода или на­ша­тыр­ный спирт. Ос­нов­ная об­ласть при­ме­не­ния на­ша­тыр­но­го спир­та  — это ме­ди­ци­на. С его по­мо­щью можно при­ве­сти в чув­ство че­ло­ве­ка при об­мо­ро­ке, хи­рур­ги об­ра­ба­ты­ва­ют им руки перед опе­ра­ци­ей. Ам­ми­ак легко вза­и­мо­дей­ству­ет с кис­ло­та­ми, как силь­ны­ми, так и сла­бы­ми, об­ра­зуя мно­го­чис­лен­ные соли ам­мо­ния. Так, ам­ми­ак с сер­ной кис­ло­той об­ра­зу­ет суль­фат ам­мо­ния. За счёт азота в сте­пе­ни окис­ле­ния –3 ам­ми­ак может про­яв­лять вос­ста­но­ви­тель­ные свой­ства, вза­и­мо­дей­ствуя с кис­ло­ро­дом, ок­си­дом меди (II) или дру­ги­ми окис­ли­те­ля­ми. Ам­ми­ак яв­ля­ет­ся ис­ход­ным ве­ще­ством для по­лу­че­ния в про­мыш­лен­но­сти азот­ной кис­ло­ты и азот­ных удоб­ре­ний.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Оксид уг­ле­ро­да(II) или угар­ный газ   — это бес­цвет­ный не­рас­тво­ри­мый в воде газ. Он яв­ля­ет­ся не­со­ле­об­ра­зу­ю­щим ок­си­дом и по­это­му не вза­и­мо­дей­ству­ет ни с водой, ни с кис­ло­та­ми, ни со ще­ло­ча­ми. Ре­ак­ци­он­ная спо­соб­ность ок­си­да уг­ле­ро­да(II) свя­зан с его вос­ста­но­ви­тель­ной ак­тив­но­стью. Он горит на воз­ду­хе си­не­ва­тым пла­ме­нем. Его ис­поль­зу­ют в про­мыш­лен­но­сти в ка­че­стве вос­ста­но­ви­те­ля для по­лу­че­ния ме­тал­лов из их ок­си­дов, на­при­мер же­ле­за из ок­си­да же­ле­за(III) .\ Угар­ный газ очень ядо­вит. Он не имеет за­па­ха и по­это­му осо­бен­но опа­сен, по­сколь­ку отрав­ле­ние может про­изой­ти не­за­мет­но. Оксид уг­ле­ро­да(II) легче, чем кис­ло­род, со­еди­ня­ет­ся с ге­мо­гло­би­ном крови и бло­ки­ру­ет её спо­соб­ность пе­ре­но­сить кис­ло­род. Из­ве­стен ещё один оксид уг­ле­ро­да  — уг­ле­кис­лый газ или оксид уг­ле­ро­да(IV) Этот газ ис­поль­зу­ют в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти в зна­чи­тель­ных ко­ли­че­ствах для при­го­тов­ле­ния ши­пу­чих на­пит­ков, соды и мо­че­ви­ны. В про­мыш­лен­но­сти уг­ле­кис­лый газ об­ра­зу­ет­ся в раз­лич­ных про­цес­сах бро­же­ния, при об­жи­ге из­вест­ня­ка В ла­бо­ра­то­рии его можно по­лу­чить, дей­ствуя на кар­бо­на­ты раз­лич­ных ме­тал­лов со­ля­ной или сер­ной кис­ло­та­ми. Также в боль­ших ко­ли­че­ствах уг­ле­кис­лый газ об­ра­зу­ет­ся при го­ре­нии угля и уг­ле­ро­до­со­дер­жа­щих ве­ществ. Гид­рок­сид на­трия по­гло­ща­ет уг­ле­кис­лый газ и пре­вра­ща­ет­ся в кар­бо­нат на­трия Эта соль ши­ро­ко при­ме­ня­ет­ся в раз­лич­ных об­ла­стях про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти кар­бо­нат на­трия за­ре­ги­стри­ро­ван в ка­че­стве пи­ще­вой до­бав­ки Е500, ис­поль­зу­ет­ся в ка­че­стве ре­гу­ля­то­ра кис­лот­но­сти, раз­рых­ли­те­ля, пре­пят­ству­ю­ще­го ком­ко­ва­нию и слёжи­ва­нию про­дук­тов пи­та­ния.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Же­ле­зо  — один из самых ис­поль­зу­е­мых ме­тал­лов, на него при­хо­дит­ся до 95 % ми­ро­во­го ме­тал­лур­ги­че­ско­го про­из­вод­ства. В при­ро­де су­ще­ству­ет боль­шое ко­ли­че­ство руд и ми­не­ра­лов, со­дер­жа­щих же­ле­зо. Наи­боль­шее прак­ти­че­ское зна­че­ние имеют крас­ный же­лез­няк , маг­нит­ный же­лез­няк , си­де­рит , ме­лан­те­рит ), ви­ви­а­нит . Ок­си­ды же­ле­за можно вос­ста­но­вить до ме­тал­ли­че­ско­го же­ле­за при дей­ствии вос­ста­но­ви­те­лей, на­при­мер во­до­ро­дом. Свой­ства со­еди­не­ний же­ле­за в зна­чи­тель­ной сте­пе­ни за­ви­сят от сте­пе­ни окис­ле­ния же­ле­за. Так, в сте­пе­ни окис­ле­ния +2 же­ле­зо об­ра­зу­ет оксид , ко­то­рый про­яв­ля­ет осно́вные свой­ства, ему со­от­вет­ству­ет гид­рок­сид . Оба эти со­еди­не­ния спо­соб­ны ре­а­ги­ро­вать с рас­тво­ра­ми силь­ных кис­лот, на­при­мер с со­ля­ной кис­ло­той с об­ра­зо­ва­ни­ем хло­ри­да же­ле­за(II), ко­то­рый придаёт зе­ле­но­ва­тую окрас­ку рас­тво­ру.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Сера  — про­стое ве­ще­ство жёлтого цвета, имеет не­сколь­ко ал­ло­троп­ных мо­ди­фи­ка­ций (ром­би­че­скую, мо­но­клин­ную и пла­сти­че­скую). Хи­ми­че­ски ак­тив­на, горит в кис­ло­ро­де, вза­и­мо­дей­ству­ет с во­до­ро­дом, ме­тал­ла­ми, га­ло­ге­на­ми. При вза­и­мо­дей­ствии серы с во­до­ро­дом об­ра­зу­ет­ся га­зо­об­раз­ное ве­ще­ство се­ро­во­до­род , рас­твор ко­то­ро­го в воде про­яв­ля­ет свой­ства кис­ло­ты. А при вза­и­мо­дей­ствии с же­ле­зом об­ра­зу­ет­ся твёрдое ве­ще­ство, со­став ко­то­ро­го со­от­вет­ству­ет ми­не­ра­лу пир­ро­ти­ну (маг­нит­но­му кол­че­да­ну). Со­еди­не­ния серы с кис­ло­ро­дом и вза­и­мо­дей­ству­ют c водой и об­ра­зу­ют гид­рок­си­ды, серы и . Эти ве­ще­ства спо­соб­ны ре­а­ги­ро­вать со ще­ло­ча­ми, на­при­мер, с гид­рок­си­дом на­трия . Не­ко­то­рые со­еди­не­ния серы, на­при­мер суль­фа­ты , при­ме­ня­ют­ся в со­ста­ве ме­ди­цин­ских пре­па­ра­тов.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

На эти­кет­ках пи­ще­вых про­дук­тов может быть ука­за­на до­бав­ка Е221. Это син­те­ти­че­ски со­здан­ный кон­сер­вант, при­ме­ня­ю­щий­ся в пи­ще­вой, фар­ма­цев­ти­че­ской и лёгкой про­мыш­лен­но­сти. Хи­ми­че­ское на­зва­ние этого ве­ще­ства  — суль­фит на­трия . Это ве­ще­ство не­за­ме­ни­мо для про­из­вод­ства в боль­шом объёме мар­ме­ла­да, зе­фи­ра, ва­ре­нья, па­сти­лы, по­вид­ла, джема, соков и пюре из фрук­тов и ягод, ягод­ных по­лу­фаб­ри­ка­тов, овощ­но­го пюре. По­лу­чить суль­фит на­трия можно в ре­зуль­та­те ре­ак­ции ок­си­да серы(IV) c рас­тво­ром гид­рок­си­да на­трия . Под дей­стви­ем силь­ных кис­лот, на­при­мер сер­ной кис­ло­ты , на суль­фит на­трия вы­де­ля­ет­ся оксид серы(IV)  — га­зо­об­раз­ное ве­ще­ство, по­вы­шен­ная кон­цен­тра­ция ко­то­ро­го может пред­став­лять опас­ность для че­ло­ве­че­ско­го ор­га­низ­ма.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Же­ле­зо  — один из самых ши­ро­ко ис­поль­зу­е­мых в про­из­вод­стве ме­тал­лов, на него при­хо­дит­ся до 95 % ми­ро­во­го ме­тал­лур­ги­че­ско­го про­из­вод­ства. Же­ле­зо яв­ля­ет­ся ос­нов­ным ком­по­нен­том ста­лей и чу­гу­нов  — важ­ней­ших кон­струк­ци­он­ных ма­те­ри­а­лов. Свой­ства со­еди­не­ний же­ле­за в зна­чи­тель­ной сте­пе­ни за­ви­сят от сте­пе­ни окис­ле­ния же­ле­за. Так, в сте­пе­ни окис­ле­ния +3 же­ле­зо об­ра­зу­ет ам­фо­тер­ный оксид , ко­то­рый ре­а­ги­ру­ет с рас­тво­ром азот­ной кис­ло­ты с об­ра­зо­ва­ни­ем нит­ра­та же­ле­за(III) . Для ка­че­ствен­но­го опре­де­ле­ния солей же­ле­за(III) можно ис­поль­зо­вать рас­твор гид­рок­си­да на­трия , так как в ре­зуль­та­те этой ре­ак­ции вы­па­да­ет оса­док бу­ро­го цвета.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Сера  — про­стое ве­ще­ство жёлтого цвета, имеет не­сколь­ко ал­ло­троп­ных мо­ди­фи­ка­ций (ром­би­че­скую, мо­но­клин­ную и пла­сти­че­скую). Хи­ми­че­ски ак­тив­на, горит в кис­ло­ро­де, вза­и­мо­дей­ству­ет с во­до­ро­дом, ме­тал­ла­ми, га­ло­ге­на­ми. При вза­и­мо­дей­ствии серы с ме­тал­ла­ми, на­при­мер с маг­ни­ем, об­ра­зу­ет­ся суль­фид маг­ния . В ре­зуль­та­те об­жи­га этой соли вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ . Этот газ можно по­лу­чить также дей­стви­ем на эту соль силь­ной кис­ло­той, на­при­мер со­ля­ной . Рас­твор сер­ни­сто­го газа в воде про­яв­ля­ет свой­ства кис­ло­ты, по­это­му вза­и­мо­дей­ству­ет с гид­рок­си­дом на­трия с об­ра­зо­ва­ни­ем как сред­ней соли  — суль­фи­та на­трия , так и кис­лой соли  — гид­ро­суль­фи­та на­трия . Суль­фит на­трия можно при­ме­нять в быту для уда­ле­ния сле­дов иода на тка­нях. В фо­то­гра­фии его ис­поль­зу­ют как ос­нов­ное со­хра­ня­ю­щее ве­ще­ство в про­яви­те­лях.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Кар­бо­нат каль­ция в при­ро­де встре­ча­ет­ся в виде ми­не­ра­лов  — каль­ци­та, ара­го­ни­та и ва­те­ри­та, яв­ля­ет­ся глав­ной со­став­ной ча­стью из­вест­ня­ка, мра­мо­ра, мела, вхо­дит в со­став скор­лу­пы яиц. Кар­бо­нат каль­ция ис­поль­зу­ет­ся как белый пи­ще­вой кра­си­тель Е170. Яв­ля­ясь ос­но­вой мела, ис­поль­зу­ет­ся для пись­ма на дос­ках. Ис­поль­зу­ет­ся в быту для по­бел­ки по­тол­ков, по­крас­ки ство­лов де­ре­вьев, для под­ще­ла­чи­ва­ния почвы в са­до­вод­стве. Также кар­бо­нат каль­ция яв­ля­ет­ся важ­ней­шим со­став­ным эле­мен­том при про­из­вод­стве про­дук­ции бы­то­вой химии: средств для чист­ки сан­тех­ни­ки, кре­мов для обуви. По­лу­чить кар­бо­нат каль­ция можно при вза­и­мо­дей­ствии уг­ле­кис­ло­го газа с негашёной из­ве­стью . Также кар­бо­нат каль­ция об­ра­зу­ет­ся при про­пус­ка­нии уг­ле­кис­ло­го газа через из­вест­ко­вую воду . Эту ре­ак­цию ис­поль­зу­ют для об­на­ру­же­ния уг­ле­кис­ло­го газа и опре­де­ле­ния его ко­ли­че­ствен­но­го со­дер­жа­ния в воз­ду­хе. Не­рас­тво­ри­мый в воде кар­бо­нат каль­ция может рас­тво­рять­ся в рас­тво­рах силь­ных кис­лот, на­при­мер в азот­ной кис­ло­те .

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Со­дер­жа­ние хи­ми­че­ско­го эле­мен­та азота в зем­ной коре (вклю­чая гид­ро­сфе­ру и ат­мо­сфе­ру) со­став­ля­ет 0,04 % по массе. При этом бо́льшая его часть на­хо­дит­ся в ат­мо­сфе­ре в виде про­сто­го ве­ще­ства . Азот яв­ля­ет­ся глав­ной со­став­ной ча­стью воз­ду­ха, его объёмная доля в воз­ду­хе со­став­ля­ет 78 %. Про­стое ве­ще­ство азот хи­ми­че­ски до­воль­но инерт­но, по­это­му при обыч­ных усло­ви­ях азот ре­а­ги­ру­ет толь­ко с ли­ти­ем, об­ра­зуя нит­рид , и толь­ко при на­гре­ва­нии об­ра­зу­ют­ся нит­ри­ды и дру­гих ак­тив­ных ме­тал­лов. С кис­ло­ро­дом азот ре­а­ги­ру­ет при очень вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре (выше 2000 °C), причём при этом об­ра­зу­ет­ся газ . В при­род­ных усло­ви­ях про­те­ка­ние этой ре­ак­ции воз­мож­но при раз­ря­де мол­нии во время грозы. Вза­и­мо­дей­ствие азота с кис­ло­ро­дом яв­ля­ет­ся при­ме­ром одной из не­мно­гих ре­ак­ций со­еди­не­ния, про­те­ка­ю­щей с по­гло­ще­ни­ем теп­ло­ты. Как из­вест­но, боль­шин­ство ре­ак­ций со­еди­не­ния яв­ля­ют­ся эк­зо­тер­ми­че­ски­ми, то есть про­те­ка­ют с вы­де­ле­ни­ем теп­ло­ты. Прак­ти­че­ски очень важна ре­ак­ция азота с во­до­ро­дом, при­во­дя­щая к об­ра­зо­ва­нию ам­ми­а­ка . Ам­ми­ак в про­мыш­лен­но­сти по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем про­стых ве­ществ азота и во­до­ро­да при тем­пе­ра­ту­ре 400–450 °C под дав­ле­ни­ем в при­сут­ствии ка­та­ли­за­то­ра. В ла­бо­ра­то­рии ам­ми­ак по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем солей ам­мо­ния (на­при­мер, ) со ще­ло­ча­ми (на­при­мер, или ). Ам­ми­ак легко вза­и­мо­дей­ству­ет с кис­ло­та­ми, как силь­ны­ми, так и сла­бы­ми, об­ра­зуя мно­го­чис­лен­ные соли ам­мо­ния. Так, ам­ми­ак с азот­ной кис­ло­той об­ра­зу­ет нит­рат ам­мо­ния. Ам­ми­ак яв­ля­ет­ся ис­ход­ным ве­ще­ством для по­лу­че­ния в про­мыш­лен­но­сти азот­ной кис­ло­ты и азот­ных удоб­ре­ний. Наи­бо­лее часто в ка­че­стве удоб­ре­ний ис­поль­зу­ют­ся соли ам­мо­ния: нит­рат, суль­фат или хло­рид ам­мо­ния.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Со­дер­жа­ние хи­ми­че­ско­го эле­мен­та азота в зем­ной коре (вклю­чая гид­ро­сфе­ру и ат­мо­сфе­ру) со­став­ля­ет 0,04 % по массе. При этом бóльшая его часть на­хо­дит­ся в ат­мо­сфе­ре в виде про­сто­го ве­ще­ства . Азот яв­ля­ет­ся глав­ной со­став­ной ча­стью воз­ду­ха, его объёмная доля в воз­ду­хе со­став­ля­ет 78 %.

Про­стое ве­ще­ство хи­ми­че­ски до­воль­но инерт­но. При обыч­ных усло­ви­ях азот ре­а­ги­ру­ет толь­ко с ли­ти­ем, об­ра­зуя нит­рид , при на­гре­ва­нии об­ра­зу­ют­ся нит­ри­ды и дру­гих ак­тив­ных ме­тал­лов. С кис­ло­ро­дом азот ре­а­ги­ру­ет при очень вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре (выше 2000 °C), причём при этом об­ра­зу­ет­ся газ . В при­род­ных усло­ви­ях про­те­ка­ние этой ре­ак­ции воз­мож­но при раз­ря­де мол­нии во время грозы. Прак­ти­че­ски важна ре­ак­ция азота с во­до­ро­дом с об­ра­зо­ва­ни­ем ам­ми­а­ка .

Ам­ми­ак в про­мыш­лен­но­сти по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем про­стых ве­ществ азота и во­до­ро­да при тем­пе­ра­ту­ре 400–450 °C под дав­ле­ни­ем в при­сут­ствии ка­та­ли­за­то­ра. В ла­бо­ра­то­рии ам­ми­ак по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем солей ам­мо­ния (на­при­мер, ) со ще­ло­ча­ми (на­при­мер, ). Ам­ми­ак   — бес­цвет­ный газ с рез­ким за­па­хом, в малых дозах ока­зы­ва­ет сти­му­ли­ру­ю­щее вли­я­ние на нерв­ную си­сте­му, его вод­ный рас­твор  — на­ша­тыр­ный спирт  — дают по­ню­хать че­ло­ве­ку, чтобы вы­ве­сти его из об­мо­роч­но­го со­сто­я­ния. Ам­ми­ак легко вза­и­мо­дей­ству­ет с кис­ло­та­ми, как силь­ны­ми, так и сла­бы­ми, об­ра­зуя мно­го­чис­лен­ные соли ам­мо­ния. Так, ам­ми­ак с сер­ной кис­ло­той об­ра­зу­ет суль­фат ам­мо­ния. Ам­ми­ак яв­ля­ет­ся ис­ход­ным ве­ще­ством для по­лу­че­ния в про­мыш­лен­но­сти азот­ной кис­ло­ты и азот­ных удоб­ре­ний. Наи­бо­лее часто в ка­че­стве удоб­ре­ний ис­поль­зу­ют­ся соли ам­мо­ния (хло­рид, суль­фат или нит­рат ам­мо­ния), а также нит­ра­ты .

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Со­дер­жа­ние хи­ми­че­ско­го эле­мен­та азота в зем­ной коре (вклю­чая гид­ро­сфе­ру и ат­мо­сфе­ру) со­став­ля­ет 0,04 % по массе. При этом бóльшая его часть на­хо­дит­ся в ат­мо­сфе­ре в виде про­сто­го ве­ще­ства . Азот яв­ля­ет­ся глав­ной со­став­ной ча­стью воз­ду­ха, его объёмная доля в воз­ду­хе со­став­ля­ет 78 %.

Про­стое ве­ще­ство хи­ми­че­ски до­воль­но инерт­но. При обыч­ных усло­ви­ях азот ре­а­ги­ру­ет толь­ко с ли­ти­ем, об­ра­зуя нит­рид , при на­гре­ва­нии об­ра­зу­ют­ся нит­ри­ды и дру­гих ак­тив­ных ме­тал­лов. С кис­ло­ро­дом азот ре­а­ги­ру­ет при очень вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре (выше 2000 °C), причём при этом об­ра­зу­ет­ся газ . В при­род­ных усло­ви­ях про­те­ка­ние этой ре­ак­ции воз­мож­но при раз­ря­де мол­нии во время грозы. Вза­и­мо­дей­ствие азота с кис­ло­ро­дом яв­ля­ет­ся при­ме­ром одной из не­мно­гих эн­до­тер­ми­че­ских ре­ак­ций со­еди­не­ния. Ос­нов­ное при­ме­не­ние азота  — в ка­че­стве ис­ход­но­го про­дук­та для син­те­за ам­ми­а­ка, азот­ной кис­ло­ты и не­ко­то­рых дру­гих со­еди­не­ний. Кроме того, он при­ме­ня­ет­ся для за­пол­не­ния элек­три­че­ских ламп, для со­зда­ния инерт­ной среды при про­мыш­лен­ном про­ве­де­нии не­ко­то­рых хи­ми­че­ских ре­ак­ций, при пе­ре­кач­ке го­рю­чих жид­ко­стей. Азот­ная кис­ло­та яв­ля­ет­ся силь­ной кис­ло­той. Она про­яв­ля­ет все общие свой­ства кис­лот: вза­и­мо­дей­ству­ет с оснóвными и ам­фо­тер­ны­ми ок­си­да­ми, ос­но­ва­ни­я­ми и ам­фо­тер­ны­ми гид­рок­си­да­ми, со­ля­ми сла­бых кис­лот. Про­дук­том ре­ак­ции азот­ной кис­ло­ты с гид­рок­си­дом калия яв­ля­ет­ся ка­ли­е­вая се­лит­ра , ши­ро­ко ис­поль­зу­ю­ща­я­ся в ка­че­стве ми­не­раль­но­го удоб­ре­ния. Также в ка­че­стве удоб­ре­ний ис­поль­зу­ют­ся и дру­гие соли азот­ной кис­ло­ты . Ещё одной об­ла­стью при­ме­не­ния азот­ной кис­ло­ты яв­ля­ет­ся про­из­вод­ство взрыв­ча­тых ве­ществ.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Со­дер­жа­ние хи­ми­че­ско­го эле­мен­та азота в зем­ной коре (вклю­чая гид­ро­сфе­ру и ат­мо­сфе­ру) со­став­ля­ет 0,04 % по массе. При этом бóльшая его часть на­хо­дит­ся в ат­мо­сфе­ре в виде про­сто­го ве­ще­ства . Азот яв­ля­ет­ся глав­ной со­став­ной ча­стью воз­ду­ха, его объёмная доля в воз­ду­хе со­став­ля­ет 78 %. Про­стое ве­ще­ство хи­ми­че­ски до­воль­но инерт­но. При обыч­ных усло­ви­ях азот ре­а­ги­ру­ет толь­ко с ли­ти­ем, об­ра­зуя нит­рид , при на­гре­ва­нии об­ра­зу­ют­ся нит­ри­ды и дру­гих ак­тив­ных ме­тал­лов. С кис­ло­ро­дом азот ре­а­ги­ру­ет при очень вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре (выше 2000 °C), причём при этом об­ра­зу­ет­ся газ . В при­род­ных усло­ви­ях про­те­ка­ние этой ре­ак­ции воз­мож­но при раз­ря­де мол­нии во время грозы. Вза­и­мо­дей­ствие азота с кис­ло­ро­дом яв­ля­ет­ся при­ме­ром одной из не­мно­гих эн­до­тер­ми­че­ских ре­ак­ций со­еди­не­ния. Ос­нов­ное при­ме­не­ние азота  — в ка­че­стве ис­ход­но­го про­дук­та для син­те­за ам­ми­а­ка, азот­ной кис­ло­ты и не­ко­то­рых дру­гих со­еди­не­ний. Кроме того, он при­ме­ня­ет­ся для за­пол­не­ния элек­три­че­ских ламп, для со­зда­ния инерт­ной среды при про­мыш­лен­ном про­ве­де­нии не­ко­то­рых хи­ми­че­ских ре­ак­ций, при пе­ре­кач­ке го­рю­чих жид­ко­стей. Азот­ная кис­ло­та яв­ля­ет­ся силь­ной кис­ло­той. Она про­яв­ля­ет все общие свой­ства кис­лот: вза­и­мо­дей­ству­ет с оснóвными и ам­фо­тер­ны­ми ок­си­да­ми, ос­но­ва­ни­я­ми и ам­фо­тер­ны­ми гид­рок­си­да­ми, со­ля­ми сла­бых кис­лот. Про­дук­том ре­ак­ции азот­ной кис­ло­ты с гид­рок­си­дом на­трия яв­ля­ет­ся на­три­е­вая се­лит­ра , ши­ро­ко ис­поль­зу­ю­ща­я­ся в ка­че­стве ми­не­раль­но­го удоб­ре­ния. Также в ка­че­стве удоб­ре­ний ис­поль­зу­ют­ся и дру­гие соли азот­ной кис­ло­ты . Ещё одной об­ла­стью при­ме­не­ния азот­ной кис­ло­ты яв­ля­ет­ся про­из­вод­ство взрыв­ча­тых ве­ществ.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Ме­талл же­ле­зо из­ве­стен че­ло­ве­ку ещё с глу­бо­кой древ­но­сти. Ис­поль­зо­вать из­де­лия из него на­ча­ли ещё в на­ча­ле 1-го ты­ся­че­ле­тия до н. э. В Древ­нем Егип­те же­ле­зо на­зы­ва­ли «не­бес­ный ме­талл», его древ­не­гре­че­ское на­зва­ние озна­ча­ет «звёздный», а древ­не­рим­ское пе­ре­во­дит­ся как «кап­нув­ший с неба». Такое на­зва­ние ме­тал­ла объ­яс­ня­лось очень про­сто: в древ­но­сти люди не умели до­бы­вать со­еди­не­ния же­ле­за и по­лу­чать из них ме­талл, а ис­поль­зо­ва­ли толь­ко ме­тео­рит­ное же­ле­зо, то есть бук­валь­но же­ле­зо, упав­шее с неба. Ши­ро­кое ис­поль­зо­ва­ние же­ле­за не пре­кра­ща­ет­ся и в на­сто­я­щее время. Из­вест­но, что в са­мо­род­ном виде в при­ро­де же­ле­зо прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся, од­на­ко его со­еди­не­ния, такие как ге­ма­тит , маг­не­тит и пирит, ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны. Из этих со­еди­не­ний ме­талл и по­лу­ча­ют в на­сто­я­щее время. Один из спо­со­бов по­лу­че­ния же­ле­за за­клю­ча­ет­ся в вос­ста­нов­ле­нии его ок­си­да под дей­стви­ем ок­си­да уг­ле­ро­да(II) при вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре. В чи­стом виде же­ле­зо пред­став­ля­ет собой се­реб­ри­сто-серый ту­го­плав­кий ме­талл, об­ла­да­ю­щий пре­вос­ход­ны­ми ме­ха­ни­че­ски­ми свой­ства­ми: боль­шой проч­но­стью и спо­соб­но­стью про­ка­ты­вать­ся, про­тя­ги­вать­ся и штам­по­вать­ся. В ос­нов­ном этот ме­талл ис­поль­зу­ют в виде спла­вов  — чу­гу­на, стали и др. Вза­и­мо­дей­ствие же­ле­за и ок­си­дов же­ле­за с кис­ло­та­ми (на­при­мер, ) при­во­дит к об­ра­зо­ва­нию солей, ко­то­рые также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся. Так, на­при­мер хло­рид же­ле­за(III) ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии тка­ней, при про­из­вод­стве кра­ся­щих пиг­мен­тов, в ка­че­стве ко­а­гу­лян­та при очист­ке воды. Суль­фат же­ле­за(II) ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии ткани и шер­сти, в сель­ском хо­зяй­стве и в ме­ди­ци­не. При вза­и­мо­дей­ствии суль­фа­та же­ле­за(II) с гид­рок­си­дом на­трия об­ра­зу­ет­ся гид­рок­сид же­ле­за(II) . Это со­еди­не­ние ис­поль­зу­ет­ся при из­го­тов­ле­нии же­ле­зо-ни­ке­ле­вых ак­ку­му­ля­то­ров.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Ме­талл же­ле­зо из­ве­стен че­ло­ве­ку ещё с глу­бо­кой древ­но­сти. Ис­поль­зо­вать из­де­лия из него на­ча­ли ещё в на­ча­ле 1-го ты­ся­че­ле­тия до н. э. В Древ­нем Егип­те же­ле­зо на­зы­ва­ли «не­бес­ный ме­талл», его древ­не­гре­че­ское на­зва­ние озна­ча­ет «звёздный», а древ­не­рим­ское пе­ре­во­дит­ся как «кап­нув­ший с неба». Такое на­зва­ние ме­тал­ла объ­яс­ня­лось очень про­сто: в древ­но­сти люди не умели до­бы­вать со­еди­не­ния же­ле­за и по­лу­чать из них ме­талл, а ис­поль­зо­ва­ли толь­ко ме­тео­рит­ное же­ле­зо, то есть бук­валь­но же­ле­зо, упав­шее с неба. Ши­ро­кое ис­поль­зо­ва­ние же­ле­за не пре­кра­ща­ет­ся и в на­сто­я­щее время. Из­вест­но, что в са­мо­род­ном виде в при­ро­де же­ле­зо прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся, од­на­ко его со­еди­не­ния, такие как ге­ма­тит , маг­не­тит и пирит, ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны. Из этих со­еди­не­ний ме­талл и по­лу­ча­ют в на­сто­я­щее время. Один из спо­со­бов по­лу­че­ния же­ле­за за­клю­ча­ет­ся в вос­ста­нов­ле­нии его ок­си­да под дей­стви­ем ок­си­да уг­ле­ро­да(II) при вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре. В чи­стом виде же­ле­зо пред­став­ля­ет собой се­реб­ри­сто-серый ту­го­плав­кий ме­талл, об­ла­да­ю­щий пре­вос­ход­ны­ми ме­ха­ни­че­ски­ми свой­ства­ми: боль­шой проч­но­стью и спо­соб­но­стью про­ка­ты­вать­ся, про­тя­ги­вать­ся и штам­по­вать­ся. В ос­нов­ном этот ме­талл ис­поль­зу­ют в виде спла­вов  — чу­гу­на, стали и др. Вза­и­мо­дей­ствие же­ле­за и ок­си­дов же­ле­за с кис­ло­та­ми (на­при­мер, ) при­во­дит к об­ра­зо­ва­нию солей, ко­то­рые также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся. Так, на­при­мер хло­рид же­ле­за(III) ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии тка­ней, при про­из­вод­стве кра­ся­щих пиг­мен­тов, в ка­че­стве ко­а­гу­лян­та при очист­ке воды. Суль­фат же­ле­за(II) ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии ткани и шер­сти, в сель­ском хо­зяй­стве и в ме­ди­ци­не. При вза­и­мо­дей­ствии суль­фа­та же­ле­за(II) с гид­рок­си­дом калия об­ра­зу­ет­ся гид­рок­сид же­ле­за(II) . Это со­еди­не­ние ис­поль­зу­ет­ся при из­го­тов­ле­нии же­ле­зо-ни­ке­ле­вых ак­ку­му­ля­то­ров.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Ме­талл же­ле­зо из­ве­стен че­ло­ве­ку ещё с глу­бо­кой древ­но­сти. Ис­поль­зо­вать из­де­лия из него на­ча­ли ещё в на­ча­ле 1-го ты­ся­че­ле­тия до н. э. В Древ­нем Егип­те же­ле­зо на­зы­ва­ли «не­бес­ный ме­талл», его древ­не­гре­че­ское на­зва­ние озна­ча­ет «звёздный», а древ­не­рим­ское пе­ре­во­дит­ся как «кап­нув­ший с неба». Такое на­зва­ние ме­тал­ла объ­яс­ня­лось очень про­сто: в древ­но­сти люди не умели до­бы­вать со­еди­не­ния же­ле­за и по­лу­чать из них ме­талл, а ис­поль­зо­ва­ли толь­ко ме­тео­рит­ное же­ле­зо, то есть бук­валь­но же­ле­зо, упав­шее с неба. Ши­ро­кое ис­поль­зо­ва­ние же­ле­за не пре­кра­ща­ет­ся и в на­сто­я­щее время. Из­вест­но, что в са­мо­род­ном виде в при­ро­де же­ле­зо прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся, од­на­ко его со­еди­не­ния, такие как ге­ма­тит , маг­не­тит и пирит, ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны. Из этих со­еди­не­ний ме­талл и по­лу­ча­ют в на­сто­я­щее время. Один из спо­со­бов по­лу­че­ния же­ле­за за­клю­ча­ет­ся в вос­ста­нов­ле­нии его ок­си­да под дей­стви­ем ок­си­да уг­ле­ро­да(II) при вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре. В чи­стом виде же­ле­зо пред­став­ля­ет собой се­реб­ри­сто-серый ту­го­плав­кий ме­талл, об­ла­да­ю­щий пре­вос­ход­ны­ми ме­ха­ни­че­ски­ми свой­ства­ми: боль­шой проч­но­стью и спо­соб­но­стью про­ка­ты­вать­ся, про­тя­ги­вать­ся и штам­по­вать­ся. В ос­нов­ном этот ме­талл ис­поль­зу­ют в виде спла­вов  — чу­гу­на, стали и др. Вза­и­мо­дей­ствие же­ле­за и ок­си­дов же­ле­за с кис­ло­та­ми (на­при­мер, ) при­во­дит к об­ра­зо­ва­нию солей, ко­то­рые также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся. Так, на­при­мер хло­рид же­ле­за(III) ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии тка­ней, при про­из­вод­стве кра­ся­щих пиг­мен­тов, в ка­че­стве ко­а­гу­лян­та при очист­ке воды. Суль­фат же­ле­за(II) ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии ткани и шер­сти, в сель­ском хо­зяй­стве и в ме­ди­ци­не. При вза­и­мо­дей­ствии суль­фа­та же­ле­за(II) с гид­рок­си­дом калия об­ра­зу­ет­ся гид­рок­сид же­ле­за(II) . Это со­еди­не­ние ис­поль­зу­ет­ся при из­го­тов­ле­нии же­ле­зо-ни­ке­ле­вых ак­ку­му­ля­то­ров.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Ме­талл же­ле­зо из­ве­стен че­ло­ве­ку ещё с глу­бо­кой древ­но­сти. Ис­поль­зо­вать из­де­лия из него на­ча­ли ещё в на­ча­ле 1-го ты­ся­че­ле­тия до н. э. В Древ­нем Егип­те же­ле­зо на­зы­ва­ли «не­бес­ный ме­талл», его древ­не­гре­че­ское на­зва­ние озна­ча­ет «звёздный», а древ­не­рим­ское пе­ре­во­дит­ся как «кап­нув­ший с неба». Такое на­зва­ние ме­тал­ла объ­яс­ня­лось очень про­сто: в древ­но­сти люди не умели до­бы­вать со­еди­не­ния же­ле­за и по­лу­чать из них ме­талл, а ис­поль­зо­ва­ли толь­ко ме­тео­рит­ное же­ле­зо, то есть бук­валь­но же­ле­зо, упав­шее с неба. Ши­ро­кое ис­поль­зо­ва­ние же­ле­за не пре­кра­ща­ет­ся и в на­сто­я­щее время. Из­вест­но, что в са­мо­род­ном виде в при­ро­де же­ле­зо прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся, од­на­ко его со­еди­не­ния, такие как ге­ма­тит , маг­не­тит и пирит, ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны. Из этих со­еди­не­ний ме­талл и по­лу­ча­ют в на­сто­я­щее время. Один из спо­со­бов по­лу­че­ния же­ле­за за­клю­ча­ет­ся в вос­ста­нов­ле­нии его ок­си­да под дей­стви­ем ок­си­да уг­ле­ро­да(II) при вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре. В чи­стом виде же­ле­зо пред­став­ля­ет собой се­реб­ри­сто-серый ту­го­плав­кий ме­талл, об­ла­да­ю­щий пре­вос­ход­ны­ми ме­ха­ни­че­ски­ми свой­ства­ми: боль­шой проч­но­стью и спо­соб­но­стью про­ка­ты­вать­ся, про­тя­ги­вать­ся и штам­по­вать­ся. В ос­нов­ном этот ме­талл ис­поль­зу­ют в виде спла­вов  — чу­гу­на, стали и др. Вза­и­мо­дей­ствие же­ле­за и ок­си­дов же­ле­за с кис­ло­та­ми (на­при­мер, ) при­во­дит к об­ра­зо­ва­нию солей, ко­то­рые также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся. Так, на­при­мер хло­рид же­ле­за(III) ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии тка­ней, при про­из­вод­стве кра­ся­щих пиг­мен­тов, в ка­че­стве ко­а­гу­лян­та при очист­ке воды. Суль­фат же­ле­за(II) ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии ткани и шер­сти, в сель­ском хо­зяй­стве и в ме­ди­ци­не. При вза­и­мо­дей­ствии суль­фа­та же­ле­за(II) с гид­рок­си­дом калия об­ра­зу­ет­ся гид­рок­сид же­ле­за(II) . Это со­еди­не­ние ис­поль­зу­ет­ся при из­го­тов­ле­нии же­ле­зо-ни­ке­ле­вых ак­ку­му­ля­то­ров.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хи­ми­че­ский эле­мент фос­фор в чи­стом виде в при­ро­де прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся ввиду вы­со­кой хи­ми­че­ской ак­тив­но­сти. Од­на­ко его со­еди­не­ния ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны: со­дер­жа­ние фос­фо­ра в зем­ной коре со­став­ля­ет около 0,1 % по массе. Из при­род­ных со­еди­не­ний фос­фо­ра наи­боль­шее зна­че­ние имеет ор­то­фос­фат каль­ция   — глав­ная со­став­ная часть апа­ти­тов и фос­фо­ри­тов. Фос­фор не­об­хо­дим для жиз­не­де­я­тель­но­сти рас­те­ний и жи­вот­ных. Со­дер­жа­ние фос­фо­ра в ор­га­низ­ме взрос­ло­го че­ло­ве­ка со­став­ля­ет около 1 % массы тела. Эта масса почти пол­но­стью при­хо­дит­ся на кости. Эмаль зубов также со­дер­жит со­еди­не­ния фос­фо­ра. Среди дру­гих ор­га­нов наи­боль­шее со­дер­жа­ние фос­фо­ра от­ме­ча­ет­ся в го­лов­ном мозге. Со­еди­не­ния фос­фо­ра ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся. Так, в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти ис­поль­зу­ет­ся до­бав­ка Е338, ко­то­рая пред­став­ля­ет собой ор­то­фос­фор­ную кис­ло­ту . При­ме­ня­ет­ся она в ос­нов­ном как кон­сер­вант, фик­са­тор цвета про­дук­тов, ре­гу­ля­тор кис­лот­но­сти. По­лу­че­ние ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты можно про­во­дить раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, один из ко­то­рых за­клю­ча­ет­ся во вза­и­мо­дей­ствии ок­си­да фос­фо­ра(V) с водой. Оксид фос­фо­ра(V) яв­ля­ет­ся одним из самых силь­ных во­до­от­ни­ма­ю­щих и во­до­по­гло­ща­ю­щих ре­а­ген­тов. Его ис­поль­зу­ют как осу­ши­тель жид­ко­стей и газов, для про­ве­де­ния ре­ак­ций де­гид­ра­та­ции в ор­га­ни­че­ской химии. При по­па­да­нии на кожу вы­зы­ва­ет тяжёлые ожоги. При вза­и­мо­дей­ствии ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты со ще­ло­ча­ми (на­при­мер, ) об­ра­зу­ют­ся её соли  — ор­то­фос­фа­ты. Они также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся в про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, ор­то­фос­фат на­трия ис­поль­зу­ет­ся в со­ста­ве чи­стя­щих и мо­ю­щих средств, сти­раль­ных по­рош­ков и от­бе­ли­ва­те­лей.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хи­ми­че­ский эле­мент фос­фор в чи­стом виде в при­ро­де прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся ввиду вы­со­кой хи­ми­че­ской ак­тив­но­сти. Од­на­ко его со­еди­не­ния ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны: со­дер­жа­ние фос­фо­ра в зем­ной коре со­став­ля­ет около 0,1 % по массе. Из при­род­ных со­еди­не­ний фос­фо­ра наи­боль­шее зна­че­ние имеет ор­то­фос­фат каль­ция ()  — глав­ная со­став­ная часть апа­ти­тов и фос­фо­ри­тов. Фос­фор не­об­хо­дим для жиз­не­де­я­тель­но­сти рас­те­ний и жи­вот­ных. Со­дер­жа­ние фос­фо­ра в ор­га­низ­ме взрос­ло­го че­ло­ве­ка со­став­ля­ет около 1 % массы тела. Эта масса почти пол­но­стью при­хо­дит­ся на кости. Эмаль зубов также со­дер­жит со­еди­не­ния фос­фо­ра. Среди дру­гих ор­га­нов наи­боль­шее со­дер­жа­ние фос­фо­ра от­ме­ча­ет­ся в го­лов­ном мозге. Со­еди­не­ния фос­фо­ра ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся. Так, в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти ис­поль­зу­ет­ся до­бав­ка Е338, ко­то­рая пред­став­ля­ет собой ор­то­фос­фор­ную кис­ло­ту (). При­ме­ня­ет­ся она в ос­нов­ном как кон­сер­вант, фик­са­тор цвета про­дук­тов, ре­гу­ля­тор кис­лот­но­сти. По­лу­че­ние ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты можно про­во­дить раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, один из ко­то­рых за­клю­ча­ет­ся во вза­и­мо­дей­ствии ок­си­да фос­фо­ра(V) () с водой. Оксид фос­фо­ра(V) яв­ля­ет­ся одним из самых силь­ных во­до­от­ни­ма­ю­щих и во­до­по­гло­ща­ю­щих ре­а­ген­тов. Его ис­поль­зу­ют как осу­ши­тель жид­ко­стей и газов, для про­ве­де­ния ре­ак­ций де­гид­ра­та­ции в ор­га­ни­че­ской химии. При по­па­да­нии на кожу вы­зы­ва­ет тяжёлые ожоги. При вза­и­мо­дей­ствии ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты со ще­ло­ча­ми (на­при­мер, ) об­ра­зу­ют­ся её соли  — ор­то­фос­фа­ты. Они также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся в про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, ор­то­фос­фат на­трия () ис­поль­зу­ет­ся в со­ста­ве чи­стя­щих и мо­ю­щих средств, сти­раль­ных по­рош­ков и от­бе­ли­ва­те­лей.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хи­ми­че­ский эле­мент на­трий по рас­про­странённо­сти на Земле за­ни­ма­ет ше­стое место среди всех хи­ми­че­ских эле­мен­тов. При­род­ные со­еди­не­ния на­трия  — это ка­мен­ная соль, крио­лит, бура и т. д. Также на­трий при­сут­ству­ет почти во всех ор­га­нах, био­ло­ги­че­ских жид­ко­стях и тка­нях ор­га­низ­ма че­ло­ве­ка и вы­пол­ня­ет осо­бую роль во внут­ри­кле­точ­ных и меж­кле­точ­ных об­мен­ных про­цес­сах.

Про­стое ве­ще­ство на­трий от­но­сит­ся к наи­бо­лее хи­ми­че­ски ак­тив­ным ме­тал­лам. Он спо­со­бен ре­а­ги­ро­вать с кис­ло­ро­дом, хло­ром, водой при ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре. По­лу­чен­ное в ре­зуль­та­те этой ре­ак­ции ве­ще­ство на­зы­ва­ют гид­рок­си­дом на­трия или едким на­тром. Такое на­зва­ние он по­лу­чил за то, что «разъ­еда­ет» ткани, кожу, бу­ма­гу. Гид­рок­сид на­трия всту­па­ет в ре­ак­ции ней­тра­ли­за­ции с раз­лич­ны­ми кис­ло­та­ми (сер­ной со­ля­ной азот­ной ). Про­дук­та­ми этих ре­ак­ций яв­ля­ют­ся со­от­вет­ству­ю­щие соли и вода. На воз­ду­хе гид­рок­сид на­трия по­гло­ща­ет уг­ле­кис­лый газ и пре­вра­ща­ет­ся в кар­бо­нат на­трия Эта соль ши­ро­ко при­ме­ня­ет­ся

в раз­лич­ных об­ла­стях про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти кар­бо­на­ты на­трия за­ре­ги­стри­ро­ва­ны в ка­че­стве пи­ще­вой до­бав­ки E500, ис­поль­зу­ют­ся в ка­че­стве ре­гу­ля­то­ра кис­лот­но­сти, раз­рых­ли­те­ля, пре­пят­ству­ю­ще­го ком­ко­ва­нию и слёжи­ва­нию про­дук­тов пи­та­ния.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Ам­ми­ак   — газ с ха­рак­тер­ным рез­ким за­па­хом, очень хо­ро­шо рас­тво­ря­ет­ся в воде. Вод­ный рас­твор ам­ми­а­ка на­зы­ва­ет­ся «на­ша­тыр­ный спирт». Ос­нов­ное при­ме­не­ние на­ша­тыр­но­го спир­та  — это ме­ди­ци­на. С его по­мо­щью можно при­ве­сти в чув­ство че­ло­ве­ка при об­мо­ро­ке, а хи­рур­ги об­ра­ба­ты­ва­ют им руки перед опе­ра­ци­ей. По­ми­мо этого, рас­твор ам­ми­а­ка пре­па­рат нашел ши­ро­кое при­ме­не­ние в кос­ме­то­ло­гии.

Го­ре­ние ам­ми­а­ка при­во­дит к об­ра­зо­ва­нию азота и воды, а ка­та­ли­ти­че­ское окис­ле­ние ам­ми­а­ка со­про­вож­да­ет­ся об­ра­зо­ва­ни­ем ок­си­да азота(II)

Ам­ми­ак легко вза­и­мо­дей­ству­ет с кис­ло­та­ми, как силь­ны­ми, так и сла­бы­ми, об­ра­зуя соли ам­мо­ния. Так, ам­ми­ак с азот­ной кис­ло­той об­ра­зу­ет нит­рат ам­мо­ния В про­мыш­лен­но­сти ам­ми­ак по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем про­стых ве­ществ азота и во­до­ро­да при тем­пе­ра­ту­ре 400–450 °С под дав­ле­ни­ем в при­сут­ствии ка­та­ли­за­то­ра. В ла­бо­ра­то­рии ам­ми­ак по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем хло­ри­да ам­мо­ния со ще­ло­ча­ми, на­при­мер, с или Ам­ми­ак яв­ля­ет­ся ис­ход­ным ве­ще­ством для по­лу­че­ния в про­мыш­лен­но­сти азот­ной кис­ло­ты и азот­ных удоб­ре­ний.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хи­ми­че­ский эле­мент фос­фор в чи­стом виде в при­ро­де прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся ввиду вы­со­кой хи­ми­че­ской ак­тив­но­сти. Од­на­ко его со­еди­не­ния ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны: со­дер­жа­ние фос­фо­ра в зем­ной коре со­став­ля­ет около 0,1 % по массе. Из при­род­ных со­еди­не­ний фос­фо­ра наи­боль­шее зна­че­ние имеет ор­то­фос­фат каль­ция ()  — глав­ная со­став­ная часть апа­ти­тов и фос­фо­ри­тов. Фос­фор не­об­хо­дим для жиз­не­де­я­тель­но­сти рас­те­ний и жи­вот­ных. Со­дер­жа­ние фос­фо­ра в ор­га­низ­ме взрос­ло­го че­ло­ве­ка со­став­ля­ет около 1 % массы тела. Эта масса почти пол­но­стью при­хо­дит­ся на кости. Эмаль зубов также со­дер­жит со­еди­не­ния фос­фо­ра. Среди дру­гих ор­га­нов наи­боль­шее со­дер­жа­ние фос­фо­ра от­ме­ча­ет­ся в го­лов­ном мозге. Со­еди­не­ния фос­фо­ра ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся. Так, в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти ис­поль­зу­ет­ся до­бав­ка Е338, ко­то­рая пред­став­ля­ет собой ор­то­фос­фор­ную кис­ло­ту (). При­ме­ня­ет­ся она в ос­нов­ном как кон­сер­вант, фик­са­тор цвета про­дук­тов, ре­гу­ля­тор кис­лот­но­сти. По­лу­че­ние ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты можно про­во­дить раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, один из ко­то­рых за­клю­ча­ет­ся во вза­и­мо­дей­ствии ок­си­да фос­фо­ра(V) () с водой. Оксид фос­фо­ра(V) яв­ля­ет­ся одним из самых силь­ных во­до­от­ни­ма­ю­щих и во­до­по­гло­ща­ю­щих ре­а­ген­тов. Его ис­поль­зу­ют как осу­ши­тель жид­ко­стей и газов, для про­ве­де­ния ре­ак­ций де­гид­ра­та­ции в ор­га­ни­че­ской химии. При по­па­да­нии на кожу вы­зы­ва­ет тяжёлые ожоги. При вза­и­мо­дей­ствии ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты со ще­ло­ча­ми (на­при­мер, ) об­ра­зу­ют­ся её соли  — ор­то­фос­фа­ты. Они также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся в про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, ор­то­фос­фат на­трия () ис­поль­зу­ет­ся в со­ста­ве чи­стя­щих и мо­ю­щих средств, сти­раль­ных по­рош­ков и от­бе­ли­ва­те­лей.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фат меди(II)   — ве­ще­ство бе­ло­го цвета, ак­тив­но по­гло­ща­ю­щее ат­мо­сфер­ную влагу. Бла­го­да­ря этому свой­ству в ла­бо­ра­то­ри­ях чаще всего встре­ча­ет­ся в виде сине-го­лу­бых кри­стал­лов из­вест­ных под на­зва­ни­ем мед­ный ку­по­рос. В при­ро­де встре­ча­ет­ся в виде ми­не­ра­лов халь­кан­тит, бо­нат­тит, бутит и др.

В сель­ском хо­зяй­стве и на дач­ном участ­ке мед­ный ку­по­рос при­ме­ня­ет­ся как ан­ти­сеп­тик, фун­ги­цид и медно-сер­ное удоб­ре­ние. При этом важно пом­нить, что хра­нить вод­ный рас­твор суль­фа­та меди(II) в оцин­ко­ван­ном ведре не­же­ла­тель­но, т. к. эта соль может ре­а­ги­ро­вать с ме­тал­ла­ми ак­тив­нее меди, на­при­мер, с цин­ком.

По­лу­ча­ют суль­фат меди(II) раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, на­при­мер, вза­и­мо­дей­стви­ем меди с кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­той или рас­тво­ре­ни­ем в ней ок­си­да меди(II)

Эта соль часто слу­жит ис­ход­ным сырьём для по­лу­че­ния дру­гих со­еди­не­ний, на­при­мер, гид­рок­си­да меди(II) Для про­ве­де­ния этой ре­ак­ции к рас­тво­ру суль­фа­та меди(II) нужно до­ба­вить рас­твор ще­ло­чи, на­при­мер, гид­рок­си­да на­трия или калия

Суль­фат меди(II) яв­ля­ет­ся со­еди­не­ни­ем с уме­рен­ной ток­сич­но­стью, но при ра­бо­те с по­рош­ка­ми и пуд­рой суль­фа­та меди(II), сле­ду­ет со­блю­дать осто­рож­ность и не до­пус­кать их по­па­да­ния в ды­ха­тель­ные пути.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фит на­трия   — это ве­ще­ство, пред­став­ля­ю­щее собой рас­тво­ри­мые в воде бес­цвет­ные кри­стал­лы.

Суль­фит на­трия устой­чив при ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре, но при на­гре­ва­нии раз­ла­га­ет­ся с об­ра­зо­ва­ни­ем солей и а при тем­пе­ра­ту­ре выше 800 °C раз­ло­же­ние идет до об­ра­зо­ва­ния ок­си­дов  — и

По­лу­чить суль­фит на­трия можно в ре­зуль­та­те ре­ак­ции сер­ни­сто­го газа c ок­си­дом на­трия с рас­тво­ром кар­бо­на­та на­трия или гид­рок­си­да на­трия

При дей­ствии силь­ных кис­лот, на­при­мер, со­ля­ной или сер­ной на суль­фит на­трия вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ Так как этот газ уби­ва­ет мик­ро­ор­га­низ­мы, им оку­ри­ва­ют ово­ще­хра­ни­ли­ща и скла­ды, а также ак­тив­но ис­поль­зу­ет­ся в ви­но­де­лии в ка­че­стве кон­сер­ван­та.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

В сель­ском хо­зяй­стве мед­ный ку­по­рос при­ме­ня­ет­ся как ан­ти­сеп­тик, фун­ги­цид и медно-сер­ное удоб­ре­ние. Мед­ным ку­по­ро­сом на­зы­ва­ют кри­стал­ло­гид­рат суль­фа­та меди(II). Эта соль часто слу­жит ис­ход­ным сырьём для по­лу­че­ния дру­гих со­еди­не­ний. Так, вод­ный рас­твор суль­фа­та меди(II) вза­и­мо­дей­ству­ет с гид­рок­си­дом на­трия В ре­зуль­та­те этой ре­ак­ции об­ра­зу­ет­ся не­рас­тво­ри­мый в воде, но рас­тво­ри­мый в кис­ло­тах (на­при­мер, в гид­рок­сид меди(II) При на­гре­ва­нии гид­рок­сид меди(II) спо­со­бен раз­ла­гать­ся с об­ра­зо­ва­ни­ем чёрного по­рош­ка ок­си­да меди(II) Этот же оксид об­ра­зу­ет­ся при про­ка­ли­ва­нии меди на воз­ду­хе. При ра­бо­те с по­рош­ка­ми и пуд­рой суль­фа­та меди(II) сле­ду­ет со­блю­дать осто­рож­ность и не до­пус­кать их пы­ле­ния.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Сер­ная кис­ло­та яв­ля­ет­ся одним из ос­нов­ных про­дук­тов круп­но­тон­наж­ной химии. Без неё не­воз­мож­но про­из­вод­ство удоб­ре­ний, по­ли­ме­ров, ле­карств, кра­си­те­лей. Еже­год­но во всём мире про­из­во­дят при­мер­но 220 млн тонн сер­ной кис­ло­ты. Раз­бав­лен­ная сер­ная кис­ло­та об­ла­да­ет всеми об­щи­ми свой­ства­ми кис­лот, ре­а­ги­ру­ет с

ос­но­ва­ни­я­ми (на­при­мер, гид­рок­си­дом маг­ния ос­нов­ны­ми и ам­фо­тер­ны­ми ок­си­да­ми, ме­тал­ла­ми и со­ля­ми. Так, раз­бав­лен­ная сер­ная кис­ло­та легко вза­и­мо­дей­ству­ет с цин­ком с об­ра­зо­ва­ни­ем суль­фа­та цинка но не ре­а­ги­ру­ет с медью. Кон­цен­три­ро­ван­ная сер­ная кис­ло­та  — силь­ное де­гид­ра­ти­ру­ю­щее сред­ство, про­яв­ля­ет до­воль­но силь­ные окис­ли­тель­ные свой­ства и спо­соб­на рас­тво­рять не­ко­то­рые ма­ло­ак­тив­ные ме­тал­лы, сто­я­щие в ряду стан­дарт­ных окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных по­тен­ци­а­лов («ряд на­пря­же­ний ме­тал­лов») после во­до­ро­да. Так, медь при на­гре­ва­нии с кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­той рас­тво­ря­ет­ся с об­ра­зо­ва­ни­ем соли ок­си­да серы(IV) и воды.

В одном из спо­со­бов по­лу­че­ния сер­ной кис­ло­ты пер­вой ста­ди­ей яв­ля­ет­ся обжиг пи­ри­та в при­сут­ствии кис­ло­ро­да воз­ду­ха. Обжиг «в ки­пя­щем слое» ведут в печах спе­ци­аль­ной кон­струк­ции. Об­ра­зо­вав­ший­ся сер­ни­стый газ тща­тель­но очи­ща­ют и окис­ля­ют в при­сут­ствии ва­на­ди­е­вых со­еди­не­ний до ок­си­да серы(VI) ко­то­рый по­гло­ща­ют кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­той. При этом по­лу­ча­ет­ся так на­зы­ва­е­мый олеум. Олеум после раз­бав­ле­ния водой пре­вра­ща­ет­ся в сер­ную кис­ло­ту нуж­ной кон­цен­тра­ции.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Со­дер­жа­ние хи­ми­че­ско­го эле­мен­та крем­ния в зем­ной коре со­став­ля­ет по раз­ным дан­ным от 27,6 до 29,5 % по массе. Таким об­ра­зом, по рас­про­странённо­сти в зем­ной коре он за­ни­ма­ет вто­рое место после кис­ло­ро­да. Чаще всего в при­ро­де крем­ний встре­ча­ет­ся в виде крем­незёма  — со­еди­не­ний на ос­но­ве ди­ок­си­да крем­ния Ос­нов­ные ми­не­ра­лы и гор­ные по­ро­ды, об­ра­зу­е­мые ок­си­дом крем­ния,  — это реч­ной и квар­це­вый песок, кварц и квар­ци­ты, кре­мень, по­ле­вые шпаты. Вто­рую по рас­про­странённо­сти в при­ро­де груп­пу со­еди­не­ний крем­ния со­став­ля­ют си­ли­ка­ты и алю­мо­си­ли­ка­ты.

Про­стое ве­ще­ство крем­ний по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем рас­ка­лен­но­го ок­си­да крем­ния с маг­ни­ем. При ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре крем­ний ма­ло­ак­ти­вен и ре­а­ги­ру­ет толь­ко со фто­ром с об­ра­зо­ва­ни­ем фто­ри­да крем­ния(IV). При на­гре­ва­нии он ре­а­ги­ру­ет с хло­ром, бро­мом, кис­ло­ро­дом, раз­лич­ны­ми ме­тал­ла­ми. При рас­тво­ре­нии крем­ния в вод­ных рас­тво­рах ще­ло­чей об­ра­зу­ют­ся си­ли­ка­ты и вы­де­ля­ет­ся во­до­род. Си­ли­ка­ты

также можно по­лу­чить при вза­и­мо­дей­ствии ок­си­да крем­ния со ще­ло­ча­ми. При вза­и­мо­дей­ствии рас­тво­ров си­ли­ка­тов с кис­ло­та­ми в оса­док вы­де­ля­ет­ся крем­ни­е­вая кис­ло­та, со­став ко­то­рой услов­но вы­ра­жа­ют фор­му­лой

Сера  — про­стое ве­ще­ство жёлтого цвета, имеет не­сколь­ко ал­ло­троп­ных мо­ди­фи­ка­ций (ром­би­че­скую, мо­но­клин­ную и пла­сти­че­скую). Хи­ми­че­ски ак­тив­на, горит в кис­ло­ро­де, вза­и­мо­дей­ству­ет с во­до­ро­дом, ме­тал­ла­ми, га­ло­ге­на­ми. При вза­и­мо­дей­ствии серы с ме­тал­ла­ми, на­при­мер с маг­ни­ем, об­ра­зу­ет­ся суль­фид маг­ния В ре­зуль­та­те об­жи­га этой соли вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ Этот газ можно по­лу­чить также дей­стви­ем на эту соль силь­ной кис­ло­той, на­при­мер со­ля­ной Рас­твор сер­ни­сто­го газа в воде про­яв­ля­ет свой­ства кис­ло­ты, по­это­му вза­и­мо­дей­ству­ет с гид­рок­си­дом на­трия с об­ра­зо­ва­ни­ем как сред­ней соли  — суль­фи­та на­трия так и кис­лой соли  — гид­ро­суль­фи­та на­трия Суль­фит на­трия можно при­ме­нять в быту для уда­ле­ния сле­дов иода на тка­нях. В фо­то­гра­фии его ис­поль­зу­ют как ос­нов­ное со­хра­ня­ю­щее ве­ще­ство в про­яви­те­лях.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5−7.

Оксид меди(II)   — ве­ще­ство чёрного цвета, в обыч­ных усло­ви­ях до­воль­но устой­чи­вое и прак­ти­че­ски не­рас­тво­ри­мое в воде. В при­ро­де встре­ча­ет­ся в виде ми­не­ра­ла те­но­ри­та (ме­ла­ко­ни­та). Его можно по­лу­чить про­ка­ли­ва­ни­ем солей: гид­рок­со­кар­бо­на­та меди(II)  — ос­нов­но­го ком­по­нен­та ма­ла­хи­та нит­ра­та или кар­бо­на­та меди(II) а также раз­ло­же­ни­ем со­от­вет­ству­ю­ще­го гид­рок­си­да

Для ок­си­да меди(II) ха­рак­тер­ны сла­бые оснόвные свой­ства, ко­то­рые про­яв­ля­ют­ся в ре­ак­ци­ях с кис­ло­та­ми, на­при­мер, с сер­ной со­ля­ной и ук­сус­ной При этом об­ра­зу­ют­ся со­от­вет­ству­ю­щая соль двух­ва­лент­ной меди и вода.

Оксид меди при­ме­ня­ют в про­из­вод­стве медно-ру­би­но­во­го стек­ла, а также при про­из­вод­стве обыч­но­го стек­ла и эма­лей для при­да­ния им зелёной и синей окрас­ки.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5−7.

Азот­ная кис­ло­та  — одно из важ­ней­ших не­ор­га­ни­че­ских со­еди­не­ний. Её по­лу­ча­ют, рас­тво­ряя в воде под дав­ле­ни­ем оксид азота(IV) в при­сут­ствии кис­ло­ро­да . В вод­ном рас­тво­ре азот­ная кис­ло­та пол­но­стью дис­со­ци­и­ру­ет на ионы.

Как и все кис­ло­ты, азот­ная кис­ло­та ре­а­ги­ру­ет с ме­тал­ла­ми, ок­си­да­ми и гид­рок­си­да­ми ме­тал­лов, ос­но­ва­ни­я­ми, со­ля­ми (на­при­мер, кар­бо­на­том на­трия или каль­ция Так, при вза­и­мо­дей­ствии азот­ной кис­ло­ты с гид­рок­си­дом на­трия по­лу­ча­ют нит­рат на­трия Нит­рат на­трия при на­гре­ва­нии раз­ла­га­ет­ся с вы­де­ле­ни­ем кис­ло­ро­да, при этом об­ра­зу­ет­ся также нит­рит на­трия

Азот­ная кис­ло­та на­столь­ко силь­ный окис­ли­тель, что спо­соб­на окис­лять серу до сер­ной кис­ло­ты или уголь  — до уг­ле­кис­ло­го газа (в ходе этих ре­ак­ций по­пут­но вы­де­ля­ет­ся газ бу­ро­го цвета  — ди­ок­сид азота ). Азот­ная кис­ло­та ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся в хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти, в про­из­вод­стве удоб­ре­ний, ле­карств, кра­си­те­лей.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5−7.

Оксид цинка  — ве­ще­ство бе­ло­го цвета, в обыч­ных усло­ви­ях до­воль­но устой­чи­вое, прак­ти­че­ски не­рас­тво­ри­мое в воде. Об­ра­зу­ет­ся при об­жи­ге суль­фид­ных ми­не­ра­лов цинка — сфа­ле­ри­та и вюр­ци­та Оксид цинка ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся при про­из­вод­стве цин­ко­вых белил, при­го­тов­ле­нии ме­ди­цин­ской цин­ко­вой мази, в ка­че­стве ка­та­ли­за­то­ра в хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти. Ок­си­ду цинка со­от­вет­ству­ет гид­рок­сид, про­яв­ля­ю­щий ам­фо­тер­ные свой­ства. Так, он вза­и­мо­дей­ству­ет как с кис­ло­та­ми (на­при­мер, так и с ще­ло­ча­ми (на­при­мер,

В ла­бо­ра­то­рии оксид цинка можно по­лу­чить раз­ло­же­ни­ем кар­бо­на­та или гид­рок­си­да цинка

Оксид цинка про­яв­ля­ет очень сла­бые окис­ли­тель­ные свой­ства, вос­ста­нав­ли­ва­ясь при на­гре­ва­нии до цинка, на­при­мер, под дей­стви­ем угар­но­го газа

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5−7.

Про­стое ве­ще­ство барий пред­став­ля­ет собой се­реб­ри­сто−белый ков­кий ме­талл, легко рас­ка­лы­ва­ю­щий­ся при рез­ком ударе. На воз­ду­хе барий быст­ро окис­ля­ет­ся, об­ра­зуя смесь ок­си­да бария и нит­ри­да бария а при не­зна­чи­тель­ном на­гре­ва­нии вос­пла­ме­ня­ет­ся. Барий ак­тив­но вза­и­мо­дей­ству­ет с раз­лич­ны­ми не­ме­тал­ла­ми кис­ло­та­ми. При вза­и­мо­дей­ствии ме­тал­ли­че­ско­го бария с водой об­ра­зу­ет­ся гид­рок­сид бария и вы­де­ля­ет­ся во­до­род.

Оксид и гид­рок­сид бария про­яв­ля­ют ос­нов­ный ха­рак­тер и вза­и­мо­дей­ству­ют с кис­лот­ны­ми ок­си­да­ми и кис­ло­та­ми с об­ра­зо­ва­ни­ем со­от­вет­ству­ю­щих солей. Мно­гие соли бария не­рас­тво­ри­мы или ма­ло­рас­тво­ри­мы в воде: суль­фат бария кар­бо­нат бария фос­фат бария Их можно легко по­лу­чить, дей­ствуя на рас­тво­ри­мые соли бария суль­фа­та­ми кар­бо­на­та­ми или фос­фа­та­ми ще­лоч­ных ме­тал­лов.

При ра­бо­те с рас­тво­ри­мы­ми со­ля­ми бария сле­ду­ет со­блю­дать осто­рож­ность, по­сколь­ку они вы­со­ко­ток­сич­ны. В тоже время его не­рас­тво­ри­мые соли, на­при­мер суль­фат бария, ток­сич­но­стью не об­ла­да­ют, что дает воз­мож­ность ис­поль­зо­вать их в ме­ди­ци­не. Так не­рас­тво­ри­мый и не­ток­сич­ный при­ме­ня­ет­ся в ка­че­стве рент­ге­но­кон­траст­но­го ве­ще­ства при ме­ди­цин­ском об­сле­до­ва­нии же­лу­доч­но−ки­шеч­но­го трак­та.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Со­дер­жа­ние хи­ми­че­ско­го эле­мен­та крем­ния в зем­ной коре со­став­ля­ет по раз­ным дан­ным от 27,6 до 29,5 % по массе. Таким об­ра­зом, по рас­про­странённо­сти в зем­ной коре он за­ни­ма­ет вто­рое место после кис­ло­ро­да. Чаще всего в при­ро­де крем­ний встре­ча­ет­ся в виде крем­незёма — со­еди­не­ний на ос­но­ве ди­ок­си­да крем­ния Ос­нов­ные ми­не­ра­лы и гор­ные по­ро­ды, об­ра­зу­е­мые ок­си­дом крем­ния, — это реч­ной и квар­це­вый песок, кварц и квар­ци­ты, кре­мень, по­ле­вые шпаты. Вто­рую по рас­про­странённо­сти в при­ро­де груп­пу со­еди­не­ний крем­ния со­став­ля­ют си­ли­ка­ты и алю­мо­си­ли­ка­ты.

Про­стое ве­ще­ство крем­ний по­лу­ча­ют вза­и­мо­дей­стви­ем рас­ка­лен­но­го ок­си­да крем­ния с углём. Дру­гим про­дук­том этой ре­ак­ции яв­ля­ет­ся угар­ный газ При ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре крем­ний ма­ло­ак­ти­вен и ре­а­ги­ру­ет толь­ко со фто­ром с об­ра­зо­ва­ни­ем фто­ри­да крем­ния(IV). При на­гре­ва­нии он ре­а­ги­ру­ет с хло­ром, бро­мом, кис­ло­ро­дом, раз­лич­ны­ми ме­тал­ла­ми. При рас­тво­ре­нии крем­ния в вод­ных рас­тво­рах ще­ло­чей об­ра­зу­ют­ся си­ли­ка­ты и вы­де­ля­ет­ся во­до­род. Си­ли­ка­ты также можно по­лу­чить при вза­и­мо­дей­ствии ок­си­да крем­ния со ще­ло­ча­ми. При вза­и­мо­дей­ствии рас­тво­ров си­ли­ка­тов с кис­ло­та­ми в оса­док вы­де­ля­ет­ся крем­ни­е­вая кис­ло­та, со­став ко­то­рой услов­но вы­ра­жа­ют фор­му­лой

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5−7.

Оксид цинка  — ве­ще­ство бе­ло­го цвета, в обыч­ных усло­ви­ях до­воль­но устой­чи­вое, прак­ти­че­ски не­рас­тво­ри­мое в воде. Об­ра­зу­ет­ся при об­жи­ге суль­фид­ных ми­не­ра­лов цинка — сфа­ле­ри­та и вюр­ци­та Оксид цинка ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся при про­из­вод­стве цин­ко­вых белил, при­го­тов­ле­нии ме­ди­цин­ской цин­ко­вой мази, в ка­че­стве ка­та­ли­за­то­ра в хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти. Ок­си­ду цинка со­от­вет­ству­ет гид­рок­сид, про­яв­ля­ю­щий ам­фо­тер­ные свой­ства. Так, он вза­и­мо­дей­ству­ет как с кис­ло­та­ми (на­при­мер, так и с ще­ло­ча­ми (на­при­мер,

В ла­бо­ра­то­рии оксид цинка можно по­лу­чить раз­ло­же­ни­ем кар­бо­на­та или гид­рок­си­да цинка

Оксид цинка про­яв­ля­ет очень сла­бые окис­ли­тель­ные свой­ства, вос­ста­нав­ли­ва­ясь при на­гре­ва­нии до цинка, на­при­мер, под дей­стви­ем во­до­ро­да или ме­тал­ли­че­ско­го алю­ми­ния.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фит на­трия  — это син­те­ти­че­ски со­здан­ный кон­сер­вант, при­ме­ня­ю­щий­ся в пи­ще­вой, фар­ма­цев­ти­че­ской и лёгкой про­мыш­лен­но­сти. На эти­кет­ках пи­ще­вых про­дук­тов суль­фит на­трия обо­зна­ча­ет­ся как Е221. Е221 не­за­ме­ним для про­из­вод­ства в боль­шом объёме мар­ме­ла­да, зе­фи­ра, ва­ре­нья, па­сти­лы, по­вид­ла, джема, соков и пюре из фрук­тов и ягод, ягод­ных по­лу­фаб­ри­ка­тов, овощ­но­го пюре.

По­лу­чить суль­фит на­трия можно в ре­зуль­та­те ре­ак­ции сер­ни­сто­го газа с рас­тво­ром гид­рок­си­да на­трия При дей­ствии рас­тво­ра силь­ных кис­лот, на­при­мер сер­ной кис­ло­ты на суль­фит на­трия вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ, ко­то­рый от­но­сят к ве­ще­ствах тре­тье­го клас­са опас­но­сти для че­ло­ве­че­ско­го ор­га­низ­ма.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фит на­трия  — это син­те­ти­че­ски со­здан­ный кон­сер­вант, при­ме­ня­ю­щий­ся в пи­ще­вой, фар­ма­цев­ти­че­ской и лёгкой про­мыш­лен­но­сти. На эти­кет­ках пи­ще­вых про­дук­тов суль­фит на­трия обо­зна­ча­ет­ся как Е221. Е221 не­за­ме­ним для про­из­вод­ства в боль­шом объёме мар­ме­ла­да, зе­фи­ра, ва­ре­нья, па­сти­лы, по­вид­ла, джема, соков и пюре из фрук­тов и ягод, ягод­ных по­лу­фаб­ри­ка­тов, овощ­но­го пюре.

По­лу­чить суль­фит на­трия можно в ре­зуль­та­те ре­ак­ции сер­ни­сто­го газа с рас­тво­ром кар­бо­на­та на­трия или гид­рок­си­да на­трия При дей­ствии на суль­фит на­трия рас­тво­ра хло­ро­во­до­ро­да вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ, ко­то­рый от­но­сят к ве­ще­ствах тре­тье­го клас­са опас­но­сти.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5−7.

Азот­ная кис­ло­та  — одно из важ­ней­ших не­ор­га­ни­че­ских со­еди­не­ний. Её по­лу­ча­ют, рас­тво­ряя в воде под дав­ле­ни­ем оксид азота(IV) в при­сут­ствии кис­ло­ро­да . В вод­ном рас­тво­ре азот­ная кис­ло­та пол­но­стью дис­со­ци­и­ру­ет на ионы.

Как и все кис­ло­ты, азот­ная кис­ло­та ре­а­ги­ру­ет с ме­тал­ла­ми, ок­си­да­ми и гид­рок­си­да­ми ме­тал­лов, ос­но­ва­ни­я­ми, со­ля­ми. Так, при дей­ствии азот­ной кис­ло­ты на гид­рок­сид калия по­лу­ча­ют нит­рат калия (ка­лий­ную се­лит­ру, цен­ное ми­не­раль­ное удоб­ре­ние). При на­гре­ва­нии нит­ра­та калия по­лу­ча­ют нит­рит калия и кис­ло­род

В хи­ми­че­ской ла­бо­ра­то­рии вы мо­же­те рас­тво­рить в азот­ной кис­ло­те мел оксид меди оксид каль­ция или гид­рок­сид каль­ция  — во всех этих слу­ча­ях об­ра­зу­ют­ся соли азот­ной кис­ло­ты — нит­ра­ты.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Кар­бо­нат каль­ция  — белое, не­рас­тво­ри­мое в воде ве­ще­ство. В при­ро­де встре­ча­ет­ся в виде ми­не­ра­лов — каль­ци­та, ара­го­ни­та и ва­те­ри­та, яв­ля­ет­ся глав­ной со­став­ной ча­стью из­вест­ня­ка, мра­мо­ра, мела, вхо­дит в со­став скор­лу­пы яиц.

По­лу­чить кар­бо­нат каль­ция можно при вза­и­мо­дей­ствии уг­ле­кис­ло­го газа с не­га­ше­ной из­ве­стью а также при про­пус­ка­нии уг­ле­кис­ло­го газа через из­вест­ко­вую воду Эту ре­ак­цию ис­поль­зу­ют для об­на­ру­же­ния уг­ле­кис­ло­го газа и его ко­ли­че­ствен­но­го со­дер­жа­ния в воз­ду­хе. Дру­гим спо­со­бом по­лу­че­ния этого ве­ще­ства яв­ля­ет­ся вза­и­мо­дей­ствие рас­тво­ри­мых солей каль­ция, на­при­мер, хло­ри­да каль­ция с кар­бо­на­та­ми

Не­рас­тво­ри­мый в воде кар­бо­нат каль­ция может раз­ла­га­ет­ся при на­гре­ва­нии, а также рас­тво­ря­ет­ся в рас­тво­рах силь­ных кис­лот, на­при­мер, в со­ля­ной и азот­ной кис­ло­тах

Кар­бо­нат каль­ция ис­поль­зу­ет­ся как белый пи­ще­вой кра­си­тель (Е170), в быту для по­бел­ки по­тол­ков, по­крас­ки ство­лов де­ре­вьев, для под­ще­ла­чи­ва­ния почвы в са­до­вод­стве. Также, кар­бо­нат каль­ция яв­ля­ет­ся важ­ней­шим со­став­ным эле­мен­том при про­из­вод­стве про­дук­ции бы­то­вой химии — средств для чист­ки сан­тех­ни­ки, кре­мов для обуви.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5−7.

Про­стое ве­ще­ство барий пред­став­ля­ет собой се­реб­ри­сто−белый ков­кий ме­талл, легко рас­ка­лы­ва­ю­щий­ся при рез­ком ударе. На воз­ду­хе барий быст­ро окис­ля­ет­ся, об­ра­зуя смесь ок­си­да бария и нит­ри­да бария а при не­зна­чи­тель­ном на­гре­ва­нии вос­пла­ме­ня­ет­ся. Барий ак­тив­но вза­и­мо­дей­ству­ет с раз­лич­ны­ми не­ме­тал­ла­ми кис­ло­та­ми. При вза­и­мо­дей­ствии ме­тал­ли­че­ско­го бария с водой об­ра­зу­ет­ся гид­рок­сид бария и вы­де­ля­ет­ся во­до­род.

Оксид и гид­рок­сид бария про­яв­ля­ют ос­нов­ный ха­рак­тер и вза­и­мо­дей­ству­ют с кис­лот­ны­ми ок­си­да­ми и кис­ло­та­ми с об­ра­зо­ва­ни­ем со­от­вет­ству­ю­щих солей. Мно­гие соли бария не­рас­тво­ри­мы или ма­ло­рас­тво­ри­мы в воде: суль­фат бария кар­бо­нат бария фос­фат бария Их можно легко по­лу­чить, дей­ствуя на рас­тво­ри­мые соли бария суль­фа­та­ми кар­бо­на­та­ми или фос­фа­та­ми ще­лоч­ных ме­тал­лов.

При ра­бо­те с рас­тво­ри­мы­ми со­ля­ми бария сле­ду­ет со­блю­дать осто­рож­ность, по­сколь­ку они вы­со­ко­ток­сич­ны. В тоже время его не­рас­тво­ри­мые соли, на­при­мер суль­фат бария, ток­сич­но­стью не об­ла­да­ют, что дает воз­мож­ность ис­поль­зо­вать их в ме­ди­ци­не. Так не­рас­тво­ри­мый и не­ток­сич­ный при­ме­ня­ет­ся в ка­че­стве рент­ге­но­кон­траст­но­го ве­ще­ства при ме­ди­цин­ском об­сле­до­ва­нии же­лу­доч­но−ки­шеч­но­го трак­та.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хи­ми­че­ский эле­мент сера яв­ля­ет­ся шест­на­дца­тым по рас­про­странённо­сти эле­мен­том в зем­ной коре. В при­ро­де сера встре­ча­ет­ся как в са­мо­род­ном виде, так и в со­ста­ве раз­лич­ных ми­не­ра­лов, таких как   — ки­но­варь,   — сфа­ле­рит или цин­ко­вая об­ман­ка,   — ко­вел­лин и др. Серу по­лу­ча­ют глав­ным об­ра­зом путём вы­плав­ки са­мо­род­ной серы не­по­сред­ствен­но в ме­стах её за­ле­га­ния под землёй. Её за­ле­жам почти все­гда со­пут­ству­ют скоп­ле­ния ядо­ви­тых газов  — со­еди­не­ний серы.

Сера хи­ми­че­ски ак­тив­на и при на­гре­ва­нии ре­а­ги­ру­ет со мно­ги­ми про­сты­ми и слож­ны­ми ве­ще­ства­ми. При вза­и­мо­дей­ствии серы с ме­тал­ла­ми об­ра­зу­ют­ся суль­фи­ды. Ре­а­ги­руя с во­до­ро­дом, она об­ра­зу­ет се­ро­во­до­род. При ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре сера вза­и­мо­дей­ству­ет со фто­ром, при этом об­ра­зу­ет­ся фто­рид серы(VI). Также она вза­и­мо­дей­ству­ет с кон­цен­три­ро­ван­ны­ми рас­тво­ра­ми ще­ло­чей с не­ко­то­ры­ми со­ля­ми и кис­ло­та­ми−окис­ли­те­ля­ми При го­ре­нии серы на воз­ду­хе об­ра­зу­ет­ся оксид серы(IV) Оксид серы(VI) на­пря­мую из серы не по­лу­ча­ет­ся. Его по­лу­ча­ют ка­та­ли­ти­че­ским окис­ле­ни­ем ок­си­да серы(IV). Оба ок­си­да серы про­яв­ля­ют кис­лот­ный ха­рак­тер и вза­и­мо­дей­ству­ют со ще­ло­ча­ми и с ос­нов­ны­ми ок­си­да­ми с об­ра­зо­ва­ни­ем солей.

Сера на­хо­дит ши­ро­кое при­ме­не­ние в про­мыш­лен­но­сти, сель­ском хо­зяй­стве, стро­и­тель­стве, ме­ди­ци­не. Так, её ис­поль­зу­ют для вул­ка­ни­за­ции ка­у­чу­ка, как фун­ги­цид для борь­бы с гриб­ко­вы­ми за­бо­ле­ва­ни­я­ми рас­те­ний, в про­из­вод­стве се­роби­тум­ных ком­по­зи­ций, сера вхо­дит в со­став раз­лич­ных пи­ро­тех­ни­че­ских сме­сей. При­мер­но по­ло­ви­на про­из­во­ди­мой серы идет на про­из­вод­ство сер­ной кис­ло­ты.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хло­ро­во­до­род   — до­воль­но ядо­ви­тый газ с рез­ким за­па­хом. В про­мыш­лен­но­сти его по­лу­ча­ют син­те­зом из про­стых ве­ществ, в ла­бо­ра­то­рии  — дей­стви­ем кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­ты на хло­рид на­трия. Хло­ро­во­до­род хо­ро­шо рас­тво­рим в воде, его вод­ный рас­твор на­зы­ва­ет­ся со­ля­ной кис­ло­той.

В со­ля­ной кис­ло­те рас­тво­ря­ют­ся мно­гие ме­тал­лы, на­при­мер, же­ле­зо, цинк, маг­ний. Так, при дей­ствии со­ля­ной кис­ло­ты на алю­ми­ний можно по­лу­чить хло­рид алю­ми­ния Со­ля­ная кис­ло­та ре­а­ги­ру­ет с мно­ги­ми ок­си­да­ми ме­тал­лов (на­при­мер, ок­си­да­ми на­трия или маг­ния и гид­рок­си­да­ми (на­при­мер, гид­рок­си­да­ми алю­ми­ния или на­трия

Со­ля­ная кис­ло­та вхо­дит в со­став же­лу­доч­но­го сока, спо­соб­ствуя пе­ре­ва­ри­ва­нию пищи. Из­бы­ток со­ля­ной кис­ло­ты в же­лу­доч­ном соке при­во­дит к из­жо­ге и раз­ви­тию га­стри­та. Мно­гие ле­кар­ствен­ные пре­па­ра­ты умень­ша­ют кис­лот­ность же­лу­доч­но­го сока, по­сколь­ку со­дер­жат ком­по­нен­ты (на­при­мер, гид­рок­сид маг­ния ко­то­рые ней­тра­ли­зу­ют со­ля­ную кис­ло­ту.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Обыч­ная сода  — уди­ви­тель­ное ве­ще­ство. Её хи­ми­че­ская фор­му­ла а на­зва­ние  — кар­бо­нат на­трия. В ста­ри­ну соду вы­де­ля­ли из воды не­ко­то­рых солёных озёр. Те­перь её по­лу­ча­ют хи­ми­че­ским путём. Так, в XIX веке Н. Леблан раз­ра­бо­тал спо­соб по­лу­че­ния соды, ос­но­ван­ный на дли­тель­ном про­ка­ли­ва­нии суль­фа­та на­трия с углём и кар­бо­на­том каль­ция Соду можно по­лу­чить также ре­ак­ци­ей гид­рок­си­да на­трия с уг­ле­кис­лым газом но этот спо­соб, не­со­мнен­но, зна­чи­тель­но более до­ро­гой.

Кроме обыч­ной соды есть так на­зы­ва­е­мая пи­ще­вая сода, гид­ро­кар­бо­нат на­трия  — Гид­ро­кар­бо­нат на­трия при про­ка­ли­ва­нии вы­де­ля­ет уг­ле­кис­лый газ и пре­вра­ща­ет­ся в кар­бо­нат на­трия. Если на пи­ще­вую соду по­дей­ство­вать рас­тво­ром со­ля­ной кис­ло­ты, про­ис­хо­дит «вски­па­ние» соды, вы­де­ле­ние уг­ле­кис­ло­го газа. Сода ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся как в хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти, так и в ме­ди­ци­не, мы­ло­ва­ре­нии, сель­ском хо­зяй­стве, про­из­вод­стве стек­ла.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Нит­рат се­реб­ра   — хо­ро­шо рас­тво­ри­мое в воде бес­цвет­ное твёрдое кри­стал­ли­че­ское ве­ще­ство. Его можно по­лу­чить вза­и­мо­дей­стви­ем се­реб­ра или ок­си­да се­реб­ра с азот­ной кис­ло­той В ре­зуль­та­те ре­ак­ции с се­реб­ром также вы­де­ля­ет­ся бурый газ  — ко­то­рый легко ре­а­ги­ру­ет со ще­ло­ча­ми, на­при­мер, с гид­рок­си­дом калия или на­трия и об­ра­зуя соли.

Нит­рат се­реб­ра ис­поль­зу­ет­ся в ана­ли­ти­че­ской химии, т. к. яв­ля­ет­ся ре­ак­ти­вом на со­ля­ную кис­ло­ту и её соли  — хло­ри­ды: ка­ти­он се­реб­ра вза­и­мо­дей­ствуя с хло­рид-ионом об­ра­зу­ет белый тво­ро­жи­стый оса­док хло­ри­да се­реб­ра

при­ме­ня­ет­ся в фо­то­гра­фии, при из­го­тов­ле­нии зер­кал, чер­нил и кра­си­те­лей, в ме­ди­ци­не.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Алю­ми­ний  — тре­тий по рас­про­странённо­сти эле­мент зем­ной коры. На ос­но­ве алю­ми­ния про­из­во­дят от­но­си­тель­но дешёвые спла­вы, ко­то­рые об­ла­да­ют вы­со­кой проч­но­стью. Из этих спла­вов из­го­тав­ли­ва­ют ка­стрюли, ско­во­ро­ды, про­тив­ни, по­лов­ни­ки и про­чую до­маш­нюю утварь. Алю­ми­ни­е­вая по­су­да от­лич­но про­во­дит тепло, очень быст­ро на­гре­ва­ет­ся, при этом легко чи­стит­ся. На алю­ми­ни­е­вой фоль­ге за­пе­ка­ют мясо в ду­хов­ке и вы­пе­ка­ют пи­ро­ги; в алю­ми­ни­е­вую фоль­гу упа­ко­ва­ны масло и мар­га­рин, шо­ко­лад и кон­фе­ты. Ме­тал­ли­че­ский алю­ми­ний устой­чив к кор­ро­зии, так как при вза­и­мо­дей­ствии с кис­ло­ро­дом воз­ду­ха на его по­верх­но­сти об­ра­зу­ет­ся тон­кий слой ок­си­да алю­ми­ния ко­то­рый имеет боль­шую проч­ность.

Наи­бо­лее рас­про­странённые при­род­ные со­еди­не­ния алю­ми­ния  — его оксид и гид­рок­сид. Эти со­еди­не­ния об­ла­да­ют ам­фо­тер­ны­ми свой­ства­ми, т. е. могут про­яв­лять как ос­нов­ные, так и кис­лот­ные свой­ства в за­ви­си­мо­сти от ха­рак­те­ра ве­ще­ства, ко­то­рое с ними всту­па­ет в ре­ак­цию. Бла­го­да­ря спо­соб­но­сти ней­тра­ли­зо­вать кис­ло­ты (на­при­мер, со­ля­ную кис­ло­ту) гид­рок­сид алю­ми­ния ис­поль­зу­ет­ся в ме­ди­ци­не при из­го­тов­ле­нии ле­карств от язвы же­луд­ка и из­жо­ги. В ла­бо­ра­то­рии гид­рок­сид алю­ми­ния можно по­лу­чить при дей­ствии ще­ло­чей на рас­тво­ры суль­фа­та алю­ми­ния или хло­ри­да алю­ми­ния

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хло­рид на­трия (по­ва­рен­ная соль ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся в пи­ще­вой и хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти. В при­ро­де хло­рид на­трия встре­ча­ет­ся в виде ми­не­ра­ла га­ли­та. В ла­бо­ра­то­рии его можно по­лу­чить вза­и­мо­дей­стви­ем на­трия с хло­ром гид­рок­си­да на­трия с со­ля­ной кис­ло­той или ок­си­да на­трия с со­ля­ной кис­ло­той. При вза­и­мо­дей­ствии с нит­ра­том се­реб­ра хло­рид на­трия об­ра­зу­ет белый тво­ро­жи­стый оса­док хло­ри­да се­реб­ра (ка­че­ствен­ная ре­ак­ция на со­ля­ную кис­ло­ту и её соли). При на­гре­ва­нии с кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­той по­ва­рен­ная соль вы­де­ля­ет га­зо­об­раз­ный хло­ро­во­до­род и об­ра­зу­ет­ся гид­ро­суль­фат на­трия Гид­ро­суль­фат на­трия от­но­сит­ся к кис­лым солям, при вза­и­мо­дей­ствии с гид­рок­си­дом на­трия он об­ра­зу­ет суль­фат на­трия (Na$_2$SO$_4$) и воду.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Суль­фид на­трия   — по­ро­шок бе­ло­го цвета, очень гиг­ро­ско­пич­ный и хо­ро­шо рас­тво­рим в воде. Тех­ни­че­ский суль­фид на­трия жел­то­ва­тый или ко­рич­не­ва­тый (крас­но­ва­тый).

По­лу­чить суль­фид на­трия можно в ре­зуль­та­те ре­ак­ции суль­фа­та на­трия с уг­ле­ро­дом, при этом еще одним про­дук­том ре­ак­ции ста­нет угар­ный газ Еще одним спо­со­бом по­лу­че­ния яв­ля­ет­ся вза­и­мо­дей­ствие се­ро­во­до­ро­да и гид­рок­си­да на­трия

Суль­фид на­трия ре­а­ги­ру­ет с кис­ло­та­ми. Так, на­при­мер, при ре­ак­ции с рас­тво­ром вы­де­ля­ет­ся се­ро­во­до­род   — ядо­ви­тый газ с за­па­хом тух­лых яиц. Сам суль­фид на­трия также ядо­вит: вды­ха­ние чре­ва­то воз­ник­но­ве­ни­ем кашля, на­смор­ка, раз­дра­жа­ю­щим дей­стви­ем на слез­ные же­ле­зы и, как ре­зуль­тат, силь­ным сле­зо­те­че­ни­ем.

Суль­фид на­трия при­ме­ня­ет­ся в про­из­вод­стве сер­ни­стых кра­си­те­лей и цел­лю­ло­зы, для уда­ле­ния во­ло­ся­но­го по­кро­ва шкур при дуб­ле­нии кож, как ре­а­гент в ана­ли­ти­че­ской химии, а также на хи­ми­че­ской во­до­очист­ке.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хло­ро­во­до­род   — до­воль­но ядо­ви­тый газ с рез­ким за­па­хом. В про­мыш­лен­но­сти его по­лу­ча­ют син­те­зом из про­стых ве­ществ, в ла­бо­ра­то­рии  — дей­стви­ем кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­ты на хло­рид на­трия. Хло­ро­во­до­род хо­ро­шо рас­тво­рим в воде, его вод­ный рас­твор на­зы­ва­ет­ся со­ля­ной кис­ло­той.

В со­ля­ной кис­ло­те рас­тво­ря­ют­ся мно­гие ме­тал­лы, на­при­мер, же­ле­зо, цинк, маг­ний. Так, при дей­ствии со­ля­ной кис­ло­ты на же­ле­зо можно по­лу­чить хло­рид же­ле­за Со­ля­ная кис­ло­та ре­а­ги­ру­ет с мно­ги­ми ок­си­да­ми ме­тал­лов (на­при­мер, ок­си­дом меди или ок­си­дом каль­ция и гид­рок­си­да­ми (на­при­мер, гид­рок­си­да­ми алю­ми­ния или на­трия

Со­ля­ная кис­ло­та вхо­дит в со­став же­лу­доч­но­го сока, спо­соб­ствуя пе­ре­ва­ри­ва­нию пищи. Из­бы­ток со­ля­ной кис­ло­ты в же­лу­доч­ном соке при­во­дит к из­жо­ге и раз­ви­тию га­стри­та. Мно­гие ле­кар­ствен­ные пре­па­ра­ты умень­ша­ют кис­лот­ность же­лу­доч­но­го сока, по­сколь­ку со­дер­жат ком­по­нен­ты (на­при­мер, гид­рок­сид алю­ми­ния) ко­то­рые ней­тра­ли­зу­ют со­ля­ную кис­ло­ту.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

В сель­ском хо­зяй­стве мед­ный ку­по­рос при­ме­ня­ет­ся как ан­ти­сеп­тик, фун­ги­цид и медно-сер­ное удоб­ре­ние. В про­мыш­лен­но­сти эту соль при­ме­ня­ют в про­из­вод­стве аце­тат­но­го во­лок­на, а также ис­поль­зу­ют в ка­че­стве фик­са­то­ра окрас­ки и кон­сер­ван­та. Мед­ным ку­по­ро­сом на­зы­ва­ют кри­стал­ло­гид­рат суль­фа­та меди(II). В про­мыш­лен­но­сти суль­фат меди(II) по­лу­ча­ют раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, на­при­мер, рас­тво­ре­ни­ем ок­си­да меди(II) в сер­ной кис­ло­те Эта соль часто слу­жит ис­ход­ным сырьём для по­лу­че­ния дру­гих со­еди­не­ний, на­при­мер гид­рок­си­да меди(II) Вод­ный рас­твор суль­фа­та меди(II) может ре­а­ги­ро­вать с ме­тал­ла­ми ак­тив­нее меди, на­при­мер с цин­ком. По­это­му мед­ный ку­по­рос нель­зя рас­тво­рять в воде, ис­поль­зуя при этом оцин­ко­ван­ное ведро. Суль­фат меди(II) яв­ля­ет­ся со­еди­не­ни­ем с уме­рен­ной ток­сич­но­стью, но при ра­бо­те с по­рош­ка­ми и пуд­рой суль­фа­та меди(II) сле­ду­ет со­блю­дать осто­рож­ность и не до­пус­кать их пы­ле­ния.

Хло­рат калия (бер­то­ле­то­ва соль)  — ве­ще­ство, из­вест­ное с XVIII века. В ла­бо­ра­то­рии хло­рат калия можно по­лу­чить вза­и­мо­дей­стви­ем хлора с го­ря­чим рас­тво­ром гид­рок­си­да калия или кар­бо­на­та калия по­пут­но при этом по­лу­ча­ет­ся и хло­рид калия При на­гре­ва­нии с ка­та­ли­за­то­ром хло­рат калия пе­ре­хо­дит в хло­рид калия, при этом вы­де­ля­ет­ся кис­ло­род Из-за лёгко­сти от­щеп­ле­ния кис­ло­ро­да бер­то­ле­то­ва соль про­яв­ля­ет окис­ли­тель­ные свой­ства. Так, смесь её с фос­фо­ром взры­ва­ет­ся при не­боль­шом на­дав­ли­ва­нии или ударе. В ре­зуль­та­те этой ре­ак­ции об­ра­зу­ют­ся хло­рид калия и оксид фос­фо­ра(V) Бер­то­ле­то­ва соль ис­поль­зу­ет­ся в прак­ти­ке хи­ми­че­ских ла­бо­ра­то­рий имен­но как силь­ный окис­ли­тель. При дей­ствии на хло­рат калия со­ля­ной кис­ло­ты вы­де­ля­ет­ся хлор. В быту вы также мо­же­те стал­ки­вать­ся с этим со­еди­не­ни­ем  — без бер­то­ле­то­вой соли не об­хо­дит­ся, на­при­мер, про­из­вод­ство обыч­ных спи­чек.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Хи­ми­че­ский эле­мент фос­фор в чи­стом виде в при­ро­де прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся ввиду вы­со­кой хи­ми­че­ской ак­тив­но­сти. Од­на­ко его со­еди­не­ния ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны: со­дер­жа­ние фос­фо­ра в зем­ной коре со­став­ля­ет около 0,1% по массе. Из при­род­ных со­еди­не­ний фос­фо­ра наи­боль­шее зна­че­ние имеет ор­то­фос­фат каль­ция   — глав­ная со­став­ная часть апа­ти­тов и фос­фо­ри­тов. Фос­фор не­об­хо­дим для жиз­не­де­я­тель­но­сти рас­те­ний и жи­вот­ных. Со­дер­жа­ние фос­фо­ра в ор­га­низ­ме взрос­ло­го че­ло­ве­ка со­став­ля­ет около 1% массы тела. Эта масса почти пол­но­стью при­хо­дит­ся на кости. Эмаль зубов также со­дер­жит со­еди­не­ния фос­фо­ра. Среди дру­гих ор­га­нов наи­боль­шее со­дер­жа­ние фос­фо­ра от­ме­ча­ет­ся в го­лов­ном мозге.

Со­еди­не­ния фос­фо­ра ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся. Так, в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти ис­поль­зу­ет­ся до­бав­ка Е338, ко­то­рая пред­став­ля­ет собой ор­то­фос­фор­ную кис­ло­ту При­ме­ня­ет­ся она в ос­нов­ном как кон­сер­вант, фик­са­тор цвета про­дук­тов, ре­гу­ля­тор кис­лот­но­сти. По­лу­че­ние ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты можно про­во­дить раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, один из ко­то­рых за­клю­ча­ет­ся во вза­и­мо­дей­ствии ок­си­да фос­фо­ра(V) с водой.

При вза­и­мо­дей­ствии ор­то­фос­фор­ной кис­ло­ты со ще­ло­ча­ми об­ра­зу­ют­ся её соли – ор­то­фос­фа­ты. Они также ши­ро­ко при­ме­ня­ют­ся в про­мыш­лен­но­сти. Так, на­при­мер, ор­то­фос­фат на­трия ис­поль­зу­ет­ся в со­ста­ве чи­стя­щих и мо­ю­щих средств, сти­раль­ных по­рош­ков и от­бе­ли­ва­те­лей. Это со­еди­не­ние часто ис­поль­зу­ют для смяг­че­ния (устра­не­ния жёстко­сти) воды. Жёсткость воды обу­слов­ле­на при­сут­стви­ем в ней рас­тво­ри­мых солей каль­ция и маг­ния (хло­ри­дов гид­ро­кар­бо­на­тов и др.). Смяг­че­ние воды не­об­хо­ди­мо, по­сколь­ку ис­поль­зо­ва­ние жёсткой воды в про­мыш­лен­но­сти вы­зы­ва­ет по­яв­ле­ние осад­ка (на­ки­пи) на стен­ках кот­лов, в тру­бах, а также су­ще­ствен­но уве­ли­чи­ва­ет рас­ход мо­ю­щих средств.

Хи­ми­че­ский эле­мент на­трий за­ни­ма­ет ше­стое место среди всех хи­ми­че­ских эле­мен­тов по рас­про­странённо­сти на Земле. На­трий при­сут­ству­ет почти во всех ор­га­нах, био­ло­ги­че­ских жид­ко­стях и тка­нях ор­га­низ­ма че­ло­ве­ка и вы­пол­ня­ет осо­бую роль во внут­ри­кле­точ­ных и меж­кле­точ­ных об­мен­ных про­цес­сах.

Из-за вы­со­кой хи­ми­че­ской ак­тив­но­сти на­трий в при­ро­де встре­ча­ет­ся толь­ко в виде со­еди­не­ний, ос­нов­ны­ми из ко­то­рых яв­ля­ют­ся ка­мен­ная соль, крио­лит, бура и т. д.

Про­стое ве­ще­ство на­трий от­но­сит­ся к наи­бо­лее хи­ми­че­ски ак­тив­ным ме­тал­лам и ре­а­ги­ру­ет прак­ти­че­ски со всеми не­ме­тал­ла­ми, на­при­мер, с кис­ло­ро­дом хло­ром фос­фо­ром и др.

При вза­и­мо­дей­ствии с водой об­ра­зу­ет­ся гид­рок­сид на­трия или едкий натр. Такое на­зва­ние он по­лу­чил за то, что «разъ­еда­ет» ткани, кожу, бу­ма­гу. Едкий натр по­лу­ча­ет­ся также при рас­тво­ре­нии в воде ок­си­да на­трия Эти со­еди­не­ния про­яв­ля­ют ос­нов­ные свой­ства и легко всту­паю в ре­ак­цию с ве­ще­ства­ми, про­яв­ля­ю­щи­ми кис­лот­ные свой­ства, на­при­мер, уг­ле­кис­лым и сер­ни­стым газом рас­тво­ром хло­ро­во­до­ро­да и др.

Самая из­вест­ная на­три­е­вая соль  — хло­рид на­трия   — на­хо­дит­ся в при­ро­де в мор­ской воде и в воде солёных озёр и ис­точ­ни­ков, встре­ча­ет­ся она и в виде твёрдой ка­мен­ной соли. По­ва­рен­ную соль ис­поль­зу­ют в раз­ных об­ла­стях, на­при­мер, в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти при кон­сер­ви­ро­ва­нии пи­ще­вых про­дук­тов: мяса, рыбы, ово­щей, гри­бов и т. п. Это её при­ме­не­ние ос­но­ва­но на ан­ти­сеп­ти­че­ских, или про­ти­во­гни­лост­ных, свой­ствах.

Еще одно хо­ро­шо из­вест­ное ве­ще­ство  — пи­тье­вая сода  — гид­ро­кар­бо­нат на­трия Она ис­поль­зу­ет­ся в про­мыш­лен­но­сти, пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти, в ку­ли­на­рии, в ме­ди­ци­не как ней­тра­ли­за­тор хи­ми­че­ских ожо­гов кожи и сли­зи­стых обо­ло­чек кон­цен­три­ро­ван­ны­ми кис­ло­та­ми и для сни­же­ния кис­лот­но­сти же­лу­доч­но­го сока.

Суль­фат меди(II)   — важ­ней­шая из солей меди. Кри­стал­ло­гид­рат суль­фа­та меди(II) на­зы­ва­ют мед­ным ку­по­ро­сом. Это хо­ро­шо рас­тво­ри­мые в воде сине-го­лу­бые кри­стал­лы. Имен­но рас­твор мед­но­го ку­по­ро­са при­ме­ня­ет­ся в сель­ском хо­зяй­стве в ка­че­стве как ан­ти­сеп­ти­ка, фун­ги­ци­да и медно-сер­но­го удоб­ре­ния. А в про­мыш­лен­но­сти эту соль при­ме­ня­ют в про­из­вод­стве аце­тат­но­го во­лок­на, а также ис­поль­зу­ют в ка­че­стве фик­са­то­ра окрас­ки и кон­сер­ван­та.

Среди хи­ми­че­ских свойств суль­фа­та меди(II) можно на­звать его вза­и­мо­дей­ствие с ме­тал­ла­ми, сто­я­щи­ми в ряду ак­тив­но­сти левее меди (на­при­мер, с же­ле­зом), а также с ще­ло­ча­ми, на­при­мер, с гид­рок­си­дом на­трия и калия Про­дук­том этого вза­и­мо­дей­ствия яв­ля­ет­ся   — гид­рок­сид меди(II). Как и мно­гие не­рас­тво­ри­мые ос­нов­ные гид­рок­си­ды при тер­ми­че­ском раз­ло­же­нии он рас­па­да­ет­ся на оксид и воду.

Суль­фат меди(II) в про­мыш­лен­но­сти по­лу­ча­ют раз­лич­ны­ми спо­со­ба­ми, на­при­мер, рас­тво­ре­ни­ем ок­си­да меди(II) в сер­ной кис­ло­те

Суль­фат меди(II) яв­ля­ет­ся со­еди­не­ни­ем с уме­рен­ной ток­сич­но­стью, но при ра­бо­те с по­рош­ка­ми и пуд­рой суль­фа­та меди(II), сле­ду­ет со­блю­дать осто­рож­ность и не до­пус­кать их пы­ле­ния.

Же­ле­зо  — один из самых пер­вых ме­тал­лов, из­вест­ных че­ло­ве­ку. Ис­поль­зо­вать из­де­лия из него на­ча­ли еще в на­ча­ле I ты­ся­че­ле­тия до н. э. На­зва­ние «же­ле­зо» в пе­ре­во­де с древ­не­рим­ско­го озна­ча­ет «кап­нув­ший с неба». Это объ­яс­ня­ет­ся тем, что в древ­но­сти люди не умели до­бы­вать со­еди­не­ния же­ле­за и по­лу­чать из них ме­талл, а ис­поль­зо­ва­ли толь­ко ме­тео­рит­ное же­ле­зо, то есть бук­валь­но же­ле­зо, «упав­шее с неба». Же­ле­зо об­ла­да­ет важ­ны­ми ме­ха­ни­че­ски­ми свой­ства­ми: боль­шой ме­ха­ни­че­ской проч­но­стью и пла­стич­но­стью, элек­тро- и теп­ло­про­вод­но­стью. По этой при­чи­не ши­ро­кое ис­поль­зо­ва­ние же­ле­за не пре­кра­ща­ет­ся и в на­сто­я­щее время. В са­мо­род­ном виде в при­ро­де же­ле­зо прак­ти­че­ски не встре­ча­ет­ся, од­на­ко его со­еди­не­ния ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны. Наи­бо­лее важ­ны­ми с про­мыш­лен­ной точки зре­ния яв­ля­ют­ся: ге­ма­тит маг­не­тит и пирит Пре­иму­ще­ствен­но из этих со­еди­не­ний же­ле­зо и по­лу­ча­ют в на­сто­я­щее время.

При на­гре­ва­нии же­ле­зо ре­а­ги­ру­ет с кис­ло­ро­дом, об­ра­зуя же­лез­ную ока­ли­ну, фор­му­ла ко­то­рой Же­ле­зо также ре­а­ги­ру­ет с га­ло­ге­на­ми, на­при­мер, с хло­ром. В ре­зуль­та­те ре­ак­ции об­ра­зу­ет­ся хло­рид же­ле­за(III) ко­то­рый ис­поль­зу­ет­ся при окра­ши­ва­нии тка­ней, при про­из­вод­стве кра­ся­щих пиг­мен­тов, в ка­че­стве ко­а­гу­лян­та при очист­ки воды. Этот же про­дукт об­ра­зу­ет­ся при вза­и­мо­дей­ствии же­ле­за с со­ля­ной кис­ло­той При вза­и­мо­дей­ствии хло­ри­да же­ле­за(III) с гид­рок­си­дом на­трия об­ра­зу­ет­ся гид­рок­сид же­ле­за(III)

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5−7.

Азот­ная кис­ло­та  — одно из важ­ней­ших не­ор­га­ни­че­ских со­еди­не­ний. Её по­лу­ча­ют, рас­тво­ряя в воде под дав­ле­ни­ем оксид азота(IV) в при­сут­ствии кис­ло­ро­да . В вод­ном рас­тво­ре азот­ная кис­ло­та пол­но­стью дис­со­ци­и­ру­ет на ионы.

Как и все кис­ло­ты, азот­ная кис­ло­та ре­а­ги­ру­ет с ме­тал­ла­ми, ок­си­да­ми и гид­рок­си­да­ми ме­тал­лов, ос­но­ва­ни­я­ми, со­ля­ми. Так, при дей­ствии азот­ной кис­ло­ты на гид­рок­сид калия по­лу­ча­ют нит­рат калия (ка­лий­ную се­лит­ру, цен­ное ми­не­раль­ное удоб­ре­ние). При на­гре­ва­нии нит­ра­та калия по­лу­ча­ют нит­рит калия и кис­ло­род

В хи­ми­че­ской ла­бо­ра­то­рии вы мо­же­те рас­тво­рить в азот­ной кис­ло­те мел оксид меди оксид каль­ция или гид­рок­сид каль­ция  — во всех этих слу­ча­ях об­ра­зу­ют­ся соли азот­ной кис­ло­ты — нит­ра­ты.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Же­ле­зо  — за­ни­ма­ет вто­рое место по рас­про­стра­нен­но­сти в зем­ной коре ме­тал­лов. Это один из самых ак­тив­но ис­поль­зу­е­мых ме­тал­лов: на него при­хо­дит­ся до 95% ми­ро­во­го ме­тал­лур­ги­че­ско­го про­из­вод­ства. Чаще всего при­ме­ня­ет­ся в виде спла­вов, наи­бо­лее из­вест­ны­ми из ко­то­рых яв­ля­ют­ся чугун и сталь. В при­ро­де су­ще­ству­ет боль­шое число руд и ми­не­ра­лов, со­дер­жа­щих же­ле­зо. Наи­боль­шее прак­ти­че­ское зна­че­ние имеют крас­ный же­лез­няк маг­нит­ный же­лез­няк си­де­рит ме­лан­те­рит ви­ви­а­нит Ок­си­ды же­ле­за можно вос­ста­но­вить до ме­тал­ли­че­ско­го же­ле­за при дей­ствии вос­ста­но­ви­те­лей, на­при­мер, алю­ми­ния и угар­но­го газа Про­дук­та­ми таких ре­ак­ций яв­ля­ет­ся же­ле­зо и со­от­вет­ству­ю­щие ок­си­ды  — алю­ми­ния и уг­ле­ро­да. Свой­ства со­еди­не­ний же­ле­за в зна­чи­тель­ной сте­пе­ни за­ви­сят от сте­пе­ни окис­ле­ния же­ле­за. Так, в сте­пе­ни окис­ле­ния +2 же­ле­зо об­ра­зу­ет оксид ко­то­рый про­яв­ля­ет ос­нов­ные свой­ства, ему со­от­вет­ству­ет гид­рок­сид Эти со­еди­не­ния спо­соб­ны ре­а­ги­ро­вать с рас­тво­ра­ми силь­ных кис­лот, на­при­мер, с со­ля­ной кис­ло­той с об­ра­зо­ва­ни­ем со­от­вет­ству­ю­щих солей (на­при­мер,

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Уг­ле­кис­лый газ   — газ, без цвета и без за­па­ха, в 1,5 раза тя­же­лее воз­ду­ха. При ат­мо­сфер­ном дав­ле­нии ди­ок­сид уг­ле­ро­да не су­ще­ству­ет в жид­ком со­сто­я­нии, пе­ре­хо­дя сразу из твер­до­го со­сто­я­ния в га­зо­об­раз­ное. Это свой­ство твёрдого уг­ле­кис­ло­го газа, ко­то­рый еще на­зы­ва­ют «сухим льдом», ис­поль­зу­ют в хо­ло­диль­ных уста­нов­ках, на­при­мер, при хра­не­нии за­мо­ро­жен­ных про­дук­тов. Уг­ле­кис­лый газ также при­ме­ня­ют в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти в зна­чи­тель­ных ко­ли­че­ствах для при­го­тов­ле­ния ши­пу­чих на­пит­ков, соды и мо­че­ви­ны. Ещё одна об­ласть при­ме­не­ния уг­ле­кис­ло­го газа  — ту­ше­ние по­жа­ров. В пен­ных ог­не­ту­ши­те­лях он об­ра­зу­ет­ся при вза­и­мо­дей­ствии сер­ной кис­ло­ты с кар­бо­на­том на­трия или гид­ро­кар­бо­на­том на­трия в ко­то­рый до­бав­ля­ют пе­но­об­ра­зо­ва­тель. Не­до­стат­ком пен­ных ог­не­ту­ши­те­лей яв­ля­ет­ся то, что об­ра­зу­ю­щий­ся ча­стич­но увле­ка­ет капли сер­ной кис­ло­ты. Этот не­до­ста­ток от­сут­ству­ет у ог­не­ту­ши­те­лей, на­пол­нен­ных жид­ким уг­ле­кис­лым газом.

Как кис­лот­ный оксид уг­ле­кис­лый газ ре­а­ги­ру­ет, на­при­мер, с рас­тво­ром гид­рок­си­да каль­ция на­зы­ва­е­мым еще из­вест­ко­вой водой.

Ос­нов­ным ис­точ­ни­ком из­бы­точ­но­го со­дер­жа­ния уг­ле­кис­ло­го газа в ат­мо­сфе­ре яв­ля­ет­ся сжи­га­ние топ­ли­ва. Так, на­при­мер, он об­ра­зу­ет­ся при сго­ра­нии ме­та­на   — ос­нов­но­го ком­по­нен­та бы­то­во­го газа. В боль­ших ко­ли­че­ствах он об­ра­зу­ет­ся при го­ре­нии дре­ве­си­ны, ка­мен­но­го угля и дру­гих уг­ле­род­со­дер­жа­щих ве­ществ, а также при вза­и­мо­дей­ствии угар­но­го газа с кис­ло­ро­дом.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Обыч­ная сода  — уди­ви­тель­ное ве­ще­ство. Её хи­ми­че­ская фор­му­ла а на­зва­ние  — кар­бо­нат на­трия. В ста­ри­ну соду вы­де­ля­ли из воды не­ко­то­рых солёных озёр. Те­перь её по­лу­ча­ют хи­ми­че­ским путём. Так, в XIX веке Н. Леблан раз­ра­бо­тал спо­соб по­лу­че­ния соды, ос­но­ван­ный на дли­тель­ном про­ка­ли­ва­нии суль­фа­та на­трия с углём и кар­бо­на­том каль­ция Соду можно по­лу­чить также ре­ак­ци­ей гид­рок­си­да на­трия с уг­ле­кис­лым газом но этот спо­соб, не­со­мнен­но, зна­чи­тель­но более до­ро­гой.

Кроме обыч­ной соды есть так на­зы­ва­е­мая пи­ще­вая сода, гид­ро­кар­бо­нат на­трия  — Гид­ро­кар­бо­нат на­трия при про­ка­ли­ва­нии вы­де­ля­ет уг­ле­кис­лый газ и пре­вра­ща­ет­ся в кар­бо­нат на­трия. Если на пи­ще­вую соду по­дей­ство­вать рас­тво­ром со­ля­ной кис­ло­ты, про­ис­хо­дит «вски­па­ние» соды, вы­де­ле­ние уг­ле­кис­ло­го газа. Сода ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся как в хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти, так и в ме­ди­ци­не, мы­ло­ва­ре­нии, сель­ском хо­зяй­стве, про­из­вод­стве стек­ла.

Про­чи­тай­те сле­ду­ю­щий текст и вы­пол­ни­те за­да­ния 5—7.

Сера  — про­стое ве­ще­ство жёлтого цвета, имеет не­сколь­ко ал­ло­троп­ных мо­ди­фи­ка­ций (ром­би­че­ская, мо­но­клин­ная и пла­сти­че­ская). Сера хи­ми­че­ски ак­тив­на, горит в кис­ло­ро­де, вза­и­мо­дей­ству­ет с во­до­ро­дом, ме­тал­ла­ми, га­ло­ге­на­ми.

При вза­и­мо­дей­ствии серы с ме­тал­ла­ми, на­при­мер с цин­ком, об­ра­зу­ет­ся соль  — суль­фид цинка В ре­зуль­та­те об­жи­га этой соли вы­де­ля­ет­ся сер­ни­стый газ Этот газ можно по­лу­чить также дей­стви­ем на эту соль силь­ной кис­ло­той, на­при­мер, со­ля­ной

Рас­твор сер­ни­сто­го газа в воде про­яв­ля­ет свой­ства кис­ло­ты, по­это­му вза­и­мо­дей­ству­ет с гид­рок­си­дом каль­ция с об­ра­зо­ва­ни­ем как сред­ней соли  — суль­фи­та каль­ция , так и кис­лой соли  — гид­ро­суль­фи­та каль­ция

Суль­фит на­трия можно при­ме­нять в быту для уда­ле­ния сле­дов иода на тка­нях. В фо­то­гра­фии его ис­поль­зу­ют как ос­нов­ное со­хра­ня­ю­щее ве­ще­ство в про­яви­те­лях.