Нормальна концентрація, або нормальністькількість моль-еквівалентів речовини, що містяться в 1 л розчину (позначають н). Дану концентрацію ще називають молярною концентрацією еквівалента.
Мольна доля - це відношення числа молей даної речовини до загального числа молей всіх речовин, що містяться у розчині (позначають для розчинника N1, для розчинених речовин N2, N3 і т.д.).
Бром - легколетка червоно-бура рідина з неприємним, задушливим запахом. Кипить при 58,8°С, твердне при -7,3°С. В 1 л води при 20°С розчиняється 35 г брому. В органічних розчинниках бром розчиняється значно краще.
За хімічними властивостями нагадує хлор. На зовнішньому рівні його атома є 7 електронів (s2р5), тому він легко приєднує електрон, утворюючи іон Вr‾. Завдяки наявності незаповненого d-рівня бром може в кисневмісних сполуках виявляти валентність +1, +3, +5 та +7.
Подібно хлору, бром взаємодіє з багатьма металами і неметалами, проте всі реакції брому протікають менш енергійно, ніж аналогічні реакції хлору:
2Аl + 3Вr2 → 2АlВr3
H2 + Вr2 → 2НВr
При розчиненні брому у воді реагує лише його частина, утворюючи бромоводневу та бромноватисту кислоти:
Вr2 + H2O ↔ НВr + НВrО
При розчиненні брому в лугах на холоді утворюються солі відповідних кислот:
Вr2 + 2NaOH → NaВr + NaВrО + H2O
З насиченими та ненасиченими вуглеводнями бром реагує також менш енергійно, ніж хлор.
Як і хлор, бром є окисником, і легко окислює, наприклад, сірчисту кислоту до сірчаної:
H2SO3 + Вr2 + H2O → H2SO4 + 2НВr
А якщо до розчину сірководню додати бромну воду, то червоно-буре забарвлення зникає і розчин мутніє внаслідок виділення сірки:
H2S + Вr2 → 2НВr + S↑
В лабораторних умовах бром отримують дією на бромоводневої кислоти або її солей на різні окисники:
2КMnO4 + 16НВr → 2КВr + 2MnВr2 + 5Вr2 + 8H2O
У промисловості бром отримують дією хлору на різні броміди:
2КВr + Cl2 → 2КCl + Вr2
Бром застосовують для отримання різних броморганічних сполук, які використовуються в лакофарбовій та фармацевтичній промисловостях. Значні кількості брому йдуть на виробництво броміду срібла, що використовується у якості світлочутливого шару при виготовленні фотоматеріалів.
До головної підгрупи ІІІ групи відносяться бор, алюміній, галій, індій, талій. На зовнішньому електронному рівні елементів головної підгрупи ІІІ групи є по 3 електрони (s2р1). Вони легко віддають ці електрони або утворюють 3 неспарених електрони за рахунок переходу одного s-електрона на р-рівень.
Для бору і алюмінію характерними є ступені окислення 3+. У галію, індію і талію на зовнішньому електронному рівні також знаходиться по 3 електрони (конфігурація s2р1), але вони розташовані після 18-електронного шару. Тому, на відміну від алюмінію, галій виявляє явно неметалічні властивості. В ряду галій-індій-талій металічні властивості посилюються.
До головної підгрупи ІV групи відносяться вуглець, кремній (неметали) та германій, олово, свинець (металоїди, метали).
На зовнішньому електронному рівні атомів головної підгрупи ІV групи знаходиться по 4 електрони (s2р2). Тому вони можуть приєднувати по 4 електрони, утворюючи восьмиелектронну оболонку, або за рахунок переходу s-елек-трона на р-рівень утворювати 4 неспарених електрони. З цієї причини для неметалів головної підгрупи ІV групи характерними ступенями окислення є 4- та 4+.
Вуглець зустрічається у природі як у вільному стані, так і у сполуках. Вміст його у земній корі становить 0,02%. У вільному кристалічному стані вуглець зустрічається у вигляді алотропних видозмін - алмазу, графіту, карбіну. У зв’язаному стані вуглець зустрічається в карбонатах (кальцит, магнезит, доломіт, залізний шпат, малахіт). Крім того, вуглець - головна складова кам’яного та інших видів вугілля, горючих природних газів та всіх живих організмів.
Алмаз - прозора речовина, найтвердіша з усіх відомих природних речовин. Його вважають еталоном твердості, яка за десятибальною шкалою оцінюється числом 10. Твердість алмазу обумовлена особливою структурою його кристалічної решітки. Алмаз погано проводить тепло і не проводить електричний струм. При нагріванні без доступу повітря перетворюється на графіт.
Графіт - темно-сіра речовина з металічним блиском. Він має шарувату структуру, тому порівняно м’який (залишає слід на папері). Графіт добре проводить електрику (але гірше, ніж метали), дуже тугоплавкий.
Чорний (аморфний) вуглець або карбін являє собою пористу речовину чорного кольору. Характерні представника цієї модифікації - сажа, кокс, деревне вугілля.
Найбільш реакційноздатним є чорний вуглець, за ним йдуть графіт і алмаз. За звичайної температури вуглець доволі інертний, але при нагріванні реагує з багатьма речовинами: киснем, сіркою, оксидами металів і неметалами. При взаємодії вуглецю з киснем утворюються монооксид або діоксид вуглецю та виділяється велика кількість теплоти:
С + O2 → СO2↑
2С + O2 → 2СО↑
Вуглець - сильний відновник: віднімаючи кисень у багатьох оксидів, він відновлює речовини до вільного стану:
ZnО + С → Zn + СО↑
Вуглець взаємодіє з металами з утворенням карбідів:
Са + 2С → СаС2
Деякі речовини здатні поглинати молекули інших речовин з газів, парів та розчинів і утримувати їх на своїй поверхні. Поглинання газів, парів та розчинених речовин поверхнею інших речовин називають адсорбцією, а речовини, які поглинають - адсорбентами. Чим більша поверхня адсорбенту, тим інтенсивніше йде процес поглинання.
Одним з кращих адсорбентів є деревне вугілля. Воно добре поглинає різні гази, пари та розчинені речовини. Наприклад, якщо водний розчин барвника прокип’ятити з деревним вугіллям і профільтрувати, то фільтрат виявиться безбарвним (весь барвник поглинеться вугіллям).
Оксид заліза (ІІ) - чорний порошок, що легко окислюється. FеО виявляє властивості оснóвних оксидів - легко розчиняється у кислотах, утворюючи солі заліза (ІІ).
Солі заліза (ІІ) являються відновниками. Спочатку гідроксид заліза (ІІ) випадає в осад білого кольору при дії лугу на солі заліза (ІІ) без доступу повітря:
FеSO4 + 2КOH → Fе (OH) 2↓ + К2SO4
Потім іони Fе2+ дуже легко окислюються киснем повітря або іншими окислювачами до іонів Fе3+. З цієї ж причини білий осад Fе (OH) 2 на повітрі стає спочатку зеленкуватим, а потім бурим, переходячи у гідроксид заліза (ІІІ):
4Fе (OH) 2 + 2H2O + O2 → 4Fе (OH) 3
Основною якісною реакцією на іон Fе2+ є:
3FeSO4 + 2K3 [Fe (CN) 6] → Fe3 [Fe (CN) 6] 2↓ + 3K2SO4
Осад, який утворюється, має назву „турнбулева синь".
1. Н.Л. Глинка - Общая химия, Ленінград, „Химия”, 1981.
2. А.Т. Пилипенко, В.Я. Починок - Справочник по элементарной химии, К.: "Наукова думка", 1985.