Известняк является горной породой, образованной в результате осаждения частиц органогенного и хемогенного характера. Месторождения минерального сырья, применяющегося в различных отраслях производства, распространены на обширных территориях.

Характеристика минерального состава породы

В таблице величин твердости по Моосу камень известняк занимает 3-е место по мере возрастания показателей. Его твердость соответствует 3, а плотность зависит от содержания примесей, в том числе доломита, кварца и других минералов.

Вещества, входящие в химический состав известняка, могут разрушаться под действием воды, медленно разлагаться на соответствующие основания с выделением углекислого газа. Эти природные процессы являются источниками газа для минеральных вод и факторами, способствующими образованию карстовых пещер в земных глубинах.

При повышении температурного градиента до 200°C камень быстро разлагается, а в результате обжига образуется известь.

Формула известняка, состоящего из кальцита, — это CaCO3. Если состав содержит доломит, то химическая формула включает магний CaMg(CO3)2. Известняковая горная порода, состав которой формируют раковины и их обломки, называется ракушечник (ракушняк).

Цвет минерала обычно белый или серый, но примеси органических веществ изменяют породу, привнося черный и темно-серый оттенки. Наличие соединений железа в разных концентрациях придает желтую, красную или коричневую окраску.

Виды породы

Физические свойства известнякового материала зависят от наличия пустот и пор в породе. Залежи минерального сырья встречаются во всех геологических системах.

Наиболее интенсивное формирование отложений — в карбоне, меле. Основная характеристика известняка из карбона — отсутствие блеска и белый с желтоватым оттенком цвет. Его отличительная особенность — легкость в обработке, разнообразие текстурных поверхностей и естественных рисунков.

Структура минерала разнообразна и служит в качестве основы для выделения разновидностей породы. Выделяют такие типы:

• органогенно-обломочную;
• кристаллическую;
• смешанную (обломочно-кристаллическую);
• травертин (натечную).

По размеру зерен различают крупно-, мелко- и скрытокристаллические виды известняков.

Материал, используемый в качестве писчего инструмента, для нанесения контуров на ткань, с целью развития у детей творческого уклона, более известный как мел (белый известняк), относится к типу органогенно-обломочных образований. Если рассмотреть кусочек мела при увеличении, то можно увидеть в нем мелкие ракушки.

Для каждого месторождения характерен неравномерный показатель прочности сырья. Мраморовидный известняк в отличие от других минеральных образований, в том числе гранита, имеет меньшую твердость и легко поддается обработке.

Свойства минерала зависят от характера его образования и состава. Иногда порода сложена оолитовыми зернами, обломками кварца и кремния, характеризуется мелкими порами, невысокой прочностью.

Так, например, травертин (натечное образование) характеризуется структурой в виде ячеек, невысокой объемной массой; он легко поддается обработке.

Типичный пример карбонатных образований в современных условиях наблюдается возле источников, в водах которых растворенный компонент оседает на растениях и разнообразных предметах в виде налета.

Путиловский известняк в свое время являлся основным материалом при строительстве города на Неве. Отличные физико-химические свойства, минеральный состав и устойчивость к воздействию внешней среды позволяют активно внедрять его в строительство в качестве декоративного экономически выгодного материала.

Мраморизованный известняк состоит из карбонатов, в его составе содержатся окаменелости в виде моллюсков, раковин. Добываемый материал серовато-голубого, белого цвета с желтым оттенком. Мраморную известняковую породу используют в качестве отделочного компонента для фасадов при выполнении реставрационных работ.

Сферы применения минерального сырья

Горная порода не является редкой, месторождения разрабатываются во всем мире. Запасы доломитов на территории РФ распределены неравномерно, а основные залежи сырья сосредоточены в Центральном федеральном округе, на Урале и в Сибири.

В зависимости от форм залегания породы и глубины разработки добыча известняка производится с использованием специальной техники, различной по функциональности.

Применяется материал в различных отраслях промышленного производства, металлургии. Известняк в строительстве используется в качестве:

• необработанных глыб камня;
• щебня;
• извести (белого цвета);
• облицовочных плит;
• минеральной крошки и песка;
• стенового камня;
• минеральной ваты и порошка;
• муки.

В цементной отрасли используются разновидности минерального сырья — мел и мергель. Использование материала в строительстве в качестве компонента для растворов, бетона, штукатурки повышает качество и надежность работ.

Особенные свойства карбонатных образований делают их привлекательным материалом для декоративных и отделочных работ. Разнообразие текстурных и фактурных характеристик служит украшением любого интерьера.

Карбонатный материал (алебастр, гипс) является поделочным камнем. В течение многовековой истории его используют для изготовления статуэток, подсвечников, ювелирной бижутерии. Изделия, дошедшие до наших времен, пользуются спросом среди коллекционеров и ценителей искусства.

Флюсовый известняк и доломит применяются в металлургии в качестве материала и сырья для переработки нефелиновых руд на цемент, соду и глинозем. Известковый камень используют в качестве материала для строительства гидротехнических сооружений.

Флюсующая добавка компонента, вводимая в доменную шихту с целью снижения температуры плавления породы, не содержащей рудный компонент, является единственным видом основной добавки.

В металлургии используют доломитизированный известняк, повышающий содержание в шлаке оксида магния, который увеличивает подвижность и стабильность химических и физических свойств материала при изменении температурного градиента.

Производство использованного соединения, изменившего требования к свойствам флюса, предоставило возможность работать с непрочными материалами. Поэтому в качестве шихты применяют ракушечник. Его структура (большая пористость) позволяет улучшить технологический процесс и качество материала, а химический состав положительно влияет на сохранение температурных условий.

Применение известняка в сельскохозяйственном производстве (доломитовая мука) позволяет снизить кислотность почвы и увеличить урожайность культур. В качестве сырья порода используется в стекольной промышленности.

Известняковый компонент используется для очистки сахара от примесей, полировки изделий из цветных металлов, внешнего покрытия электродов и теплоизоляции конструкционных соединений.

Источник: https://wiki.Sunlight.net/osnovnyie-svoystva-izvestnyaka.html

Известняк. Свойства известняка. Описание известняка

Из известняка сложены все здания Мальты. Это государство расположено на островах в Средиземном море. Известняк образуется именно в морях, поэтому земли страны им богаты. Основу породу составляют остатки раковин моллюсков, кораллов, водорослей и прочих обитателей соленых вод.

Под их давлением частицы и цементируются. Их также скрепляют морские растворы, просачивающиеся сквозь дно, к примеру, газовые потоки, несущие множество минералов, элементов.

Физические и химические свойства известняка

Скелеты обитателей морей, раковины, слагающие основу известняка, состоят из кальцита. В связи с этим, и сам известняк близок к нему по химической формуле. CaO в породе около 60-ти процентов.

Остальную массу составляет CO2  и незначительные примеси. В зависимости от них, породу делят на подвиды. В доломитовых известняках присутствует оксид марганца.

В мергелистых известняках примешен оксид серы. Опалы, кварц, халцедон – отличительная особенность песчанистой породы. Мергелием называют известняк с солидной примесью глины.

От химической формулы зависят физические свойства камня. Объемные примеси кварца, доломита делают известняк крепким и плотным. Максимальная плотность – 3 000 килограммов на кубический метр. Минимальный показатель 2 500 килограммов  на тот же метр кубический.

Пористые частицы органики, скелетов в известняке пористые, поэтому порода неустойчива к влаге. Известняк камень быстро вбирает воду, становясь при этом хрупким, непрочным. Морозостойкость известняков тоже зависит от состава.

Примеси кварца и иных минералов придают камню кристаллическую структуру и устойчивость к отрицательным температурам. Порода, в которой мало минералов и много, к примеру, ракушек, менее морозоустойчива и структура у нее зернистая или обломочная.

Известняк довольно мягок. Недостаточная твердость имеет и преимущества. Камень легко обрабатывается. Известняк купить стремятся для вырезки барельефов, орнаментов и иных объемных композиций.

Окраска и цвет известняка

Белый известняк, камень всех оттенков серого и желтого – стандартные варианты. Примеси марганца, железа дают бурые и красноватые отблески в породе. Органические остатки, к примеру, водоросли, иногда приводят к зеленоватому цвету известняка, а также дают гамму коричневых тонов. Редко встречается черный известняк.

Месторождения известняка

В России большинство месторождений породы сосредоточены на западе страны.  Некогда, эту территорию покрывали моря, они и оставили известняковый след. Московская, Архангельская, Воронежская, Тульская, — вот области, где ведется добыча известняка.

Карьеры также разрабатываются в Белгородской, Ленинградской, Вологодской областях и в Краснодарском крае. В Сибири месторождения штучные. То же можно сказать и об Урале.

Дефицита в известняке нет и за пределами России. Порода распространенная. Ее месторождения есть почти во всех уголках мира. В Альпах, к примеру, из известняка сложено большинство горных хребтов. Это, опять же, служит свидетельством, что когда-то Альпы были частью морского дна.

Применение известняка

Здания из известняка – достопримечательность не только Мальты. Пусть и не в таких количествах, но строения из осадочной породы есть и в других государствах. Так, в России из известняка возведены многие храмы, к примеру, Троицкий собор и Успенский собор Кремля в Москве, церковь Покрова на Нерли.

Из известняка изготавливают не только стеновые блоки, но плиты для облицовки, мощения полов и тротуаров. Порода идет на фундаменты строений. Камень измельчается и добавляется в автодорожное покрытие. Правда, в ход оно идет лишь на трассах второй категории. Так называют дороги для особых нужд, не подвергающиеся постоянным нагрузкам.

В гидросооружения встраивают фильтры воды из известняка. Для этого используют камень пористой, а не кристаллической структуры. Кроме того, порода является составной бетона.

Известняк нужен в стекольной промышленности. Здесь используют породу с преобладанием оксида кальция. Его должно быть не меньше 53-х процентов.

Кальцит – минерал, известняк же – порода, то есть состав из множества минералов. Известняк называют мономинеральной породой.

Это значит, что кальцита в ней всегда больше, чем других элементов, но это не значит, что он единственный.

Лечебные и магические свойства известняка

Не навреди. Этот девиз врачей относится и к известняку. Природный материал, в отличие от искусственного пластика, к примеру, не вызывает аллергии. К тому же, известняк является антисептиком.

Рабочие в больших объемах вдыхают пыль породы, что негативно влияет на их самочувствие. Конечно, в обычной жизни, вдыхать известняк в таких объемах приходится редко. Раньше это делали, когда белили помещения.

Магические свойства известняка те же, что и у его основы – кальцита. Этот минерал имеет свойство притягивать, привязывать людей к своему хозяину. Этим часто пользуются женщины в погоне за любимым.

Эзотерики говорят, что ношение кальцита делает людей способными прогнозировать, предугадывать точные последствия своих действий. Ограничений по знакам зодиака минимум. Отрицательно известняк влияет только на скорпионов.

Источник: https://tvoi-uvelirr.ru/izvestnyak-svojstva-izvestnyaka-opisanie-izvestnyaka/

Что такое известняк и где применяют камень: виды, месторождения и скрытые свойства

Известняк – это минеральная порода, содержащая кальцит. Имеет много разновидностей. В ходе образования формируется в камень различной плотности и цвета, в основном пастельных оттенков. Он применяется в промышленности, а также в народной медицине, магии.

Что такое известняк

Известняк – полезное ископаемое. Бывает светлого или темного окраса. Строение с тонкими либо крупными зернами.

Камень формируется столетиями на дне водоемов из осадочной горной породы. Его находят в местах расположения древних и современных океанов, морей.

В натуральном камне, кроме кальция, также выявляют:

• морские лилии, ежей;
• кораллы;
• ракушек;
• моллюсков;
• брахиоподов;
• фораминифер;
• криноидей;
• окаменелые скелеты рыб.

Основа химического состава – 50―95 % карбоната кальция. От концентрации кальцита зависит плотность минерала и чистота белого цвета. Еще камень содержит 5―50 % кварца, полевых шпатов, опала, доломита, халцедона или каолина (глины). Они окрашивают минерал в серый, розовый, красный, кремовый, черный или голубой цвет.

Разновидности и цвета

По применению выделяют известняк кормовой, флюсовый, строительный. Первый мелкий, очищен от примесей, используется для минеральных добавок, фильтров, удобрений. Второй подходит для металлургической промышленности. Из третьего строят дома, делают плитки, щебень, порошок, камни, блоки или тротуар.

Строительным и декоративным ракушечником выкладывают стены, делают заборы, утепляют здания, полы.

Выветренный известняк в комбинации с песчаником используют для оформления сада, берегов водопада.

По структуре различают известняковый камень:

• трещиноватый – в породе есть расколы, от их количества зависит размер кусков после взрыва;
• меловой – хрупкий, пористый;
• слоистый – на изломе различаются неоднородные полосы разного цвета, оттенка;
• мелкозернистый – крупинки видно без увеличительного стекла;
• тонкозернистый – частицы видно под лупой;
• оолитовый – в мелкозернистой текстуре видны крупные кальциты;
• пористый, туф – тонкозернистый, видны крупные или мелкие отверстия;
• мраморизованный – кристаллический, плотный, неоднородный окрас, содержит окаменелости.

По химическому составу выделяют доломитизированный, глинистый (мергелистый), марганцовистый, железистый и битуминозный (черный) известняк. Название зависит от дополнительных веществ.

По происхождению минерал бывает хемогенным, вторичным, органогенным. В первом случае камень образовался из осадка карбоната кальция после химической реакции. Во втором – сформировался из обломков других известняков. Третий возник от скопления органических элементов.

К органогенной породе относят образования:

• нуммулитовые (Nummulites – вид одноклеточных организмов);
• коралловые, рифовые;
• шламовые (детритовые);
• меловые, мшанковые – (образованы из водорослей);
• фузулиновые – (Fusulina – простейшее морское животное);
• ракушечники (смесь кальция, глины, раковин моллюсков).

По цвету различают известняк белый, золотистый, бежевый, лимонно-желтый, серый, кремовый. Бывает камень зеленый, красный, розовый, голубой, бурый.

К редким относят черный минерал. Темный окрас получается из-за содержания нефтепродуктов или органики.

История и происхождение породы

Известняк использовался в древности. Из него строили храмы богов греки. В Египте обтесанными монолитами выложили пирамиду Хеопса. В России и Мальте из него возводили здания, соборы. Археологи из камня нашли много фигурок, лепнины, предметов интерьера.

Для образования известняка необходима осадочная порода. Она появляется двумя путями. В первом случае это осаждение веществ из горячих растворов, например возле термальных источников. Окаменение происходит в процессе охлаждения.

Во втором варианте на дно оседают остатки рыбьих скелетов, ракушки моллюсков, другие органические элементы. Толща воды способствует их уплотнению с последующим отвердением.

Такую осадочную породу также называют горной. Объяснение простое: оседание происходит длительно на большой площади. В результате получаются массивные пласты с разными окаменелыми минералами. Отложения меняют рельеф дна, образуя возвышенности. После высыхания древних морей на земле остались горы с осадочными породами, где впервые нашли известняк.

Известные «родственники» минерала – мрамор и кальцинированная сода.

Первый образуется в процессе метаморфоза, вызвавшего перекристаллизацию известняка. Во втором отложении есть натрий.

Как добывают и обрабатывают известняк

Условное обозначение известняковых залежей на физической карте выглядит в форме белого квадрата с двумя черными диагональными линиями. В инженерно-геологических документах скопление минерала отмечают прямоугольником с поперечными и продольными полосами. Знак напоминает рисунок кирпичной кладки.

Месторождения есть в Европе, России, Америке. Известняка нет только в Австралии. Мергель везут из Китая. Много ценных залежей есть в Крыму, на Донбассе, Кавказе. В Московской области добывают минерал, подходящий для цемента. В Челябинской области расположены Варненский и Устиновские карьеры. Последние привлекают туристов и ценны археологическими находками.

Путиловский известняк пестрый, лежит в Ленинградской области. Его брали для строительства Петербурга. В Волосовском р-не есть бежевый кикеринский минерал, а в Гатчинском – желтый елизаветинский доломит. Чобаретское и Ульяновское месторождения знамениты мраморным камнем.

Есть залежи красивых известняков:

• веневский – мраморный, в Туле;
• дагестанский – белый, желтый у села Акушинский и Мугги, города Лабинск;
• казахстанский – ракушняк в Восточно-Казахстанской области;
• владимирский – в Судогодском, Ковровском районах;
• крымский – мшанковые белоснежные в Инкерманском карьере, Белогорские разработки;
• мячковский – кремовый, в Подмосковье.

Способы добычи известняка разнятся в зависимости от его объема в карьерах. Вначале с поверхности бульдозерами счищают неликвидную породу. В больших месторождениях закладывают взрывчатку. В местах малых залежей бурами и фрезами вырезают прямоугольники.

Куски добытого известняка дробят фрезерным комбайном или гидравлическим разрыхлителем, грузят в самосвалы и отвозят на завод. Против коррозии почвы образовавшиеся ямы засыпают землей, засевают травами, сажают кустарниковые растения. Для получения извести мелкую фракцию камня обжигают в печах.

Известняковая пыль оседает в легких, вызывая развитие профессиональной астмы. Все рабочие должны носить респираторные маски для профилактики болезни.

Свойства и применение известняка

Применяют минерал везде с учетом его свойств. На прочность известняка влияет внешняя среда. Строительные материалы будут долго служить в сухом климате без резких температурных перепадов. При затяжных дождях поверхность изделия набирает влагу, может размываться. В случае внезапных заморозков влажные плиты начинают трескаться.

В условиях российского климата, для уличных работ и отделки фасадов подходит только один вид известняка – Юрский мраморизованный известняк, добывающийся в Германии. Данный камень сертифицирован в России и  соответствует требованиям ГОСТ 9480-2012, ГОСТ 23342-2012 и ГОСТ 9479-2011. Согласно протоколу испытаний, юрский камень легко выдерживает 150 циклов зима/лето, что является основным требованием для получения сертификата и разрешения на облицовку фасадов городских зданий.

Поэтому для применения в промышленности известняковый камень подлежит стандартизации. В маркировке указывают заглавные буквы названия и размера камня, процентное соотношение окисей микроэлементов.

Стандарты минерала:

Поскольку известняк тяжелее, а не легче воды, на его основе готовят белила, красящие эмульсии и другие растворы. Отсев (порошок) добавляют в цемент, шпаклевки, пластик. Включают в смеси для изготовления обувных кремов, зубных паст, битума, бумаги, резины, железобетона, тротуарной плитки. Зимой посыпают дорогу при гололедице.

Отсевом наполняют комбикорма или удобрения (минеральная добавка), ощелачивают закисленную землю. Его включают в фильтры для питьевой воды.

В аквариуме на дно укладывают промытые пористые камни для декора, обогащения воды кальцием.

В дополнение смотрите видео:

Физико-химические свойства

Минерал образуется путем соединения угольной кислоты с кальцием. У известняка без примесей формула химическая записывается как CaCO3. Известняк расщепляется под действием кислот H2SO4, CH3COOH, HCl. Кальций остается в растворе, углекислый газ СО2 улетучивается.

Физические характеристики известняка:

• разложение – не растворяется в воде;
• истираемость – при трении без усилий площадь уменьшается;
• плотность – 2.5 г/см3;
• по шкале Мооса твердость из 10 баллов – 3;
• пористость – 35 %;
• водопоглощение – 0.1―2 %;
• прочность в сухом состоянии – средняя;
• прочность при водопоглощении – минимальная;
• морозостойкость – до – 40 ºC;
• горение – нет.

Дополнительные минералы добавляют прочности известняку, снижают пористость до 2―30 % и водопоглощение – до 0.1―1 %. Кристаллизованная текстура выдерживает сдавливание в 300 мегапаскаль, ракушечник – в 0.4 МПа.

Минеральный состав по видам известняка:

• доломитизированный – Ca + MgO2 (оксид магния);
• органогенный, обломочный или хемогенный – Ca + SiO2 (оксид кремния);
• железистый – Ca + FeO2 (оксид железа, окрашивает структуру желтым);
• марганцовистый – Ca + MnO2 (оксид марганца, дает розовый цвет);
• глинистый – Ca + Al4[Si4O10](OH)8 (каолин).

Строение известняковых камней пористое, слоистое либо зернистое. В последнем случае в текстуре видно тонкие, мелкие, крупные или неодинаковые размеры округлых частиц.

Лечебные свойства

В помещениях известняком обеззараживают воздух, наносят раствор на стены от грибка. Полезна вода, очищенная фильтрами с кальцитом. Она удаляет из организма аллергены, токсические продукты деятельности вирусов, бактерий.

Литотерапевты рекомендуют держать натуральный камень в руках или прикладывать либо массировать им болезненную зону. Значение имеет цвет минерала.

Когда и какой известняк помогает:

• гипертония – голубой;
• нарушения сна, депрессия, болезни неврологии – розовый, красный;
• нарушенное пищеварение – желтый;
• болезни крови, органов кроветворения, сердца, сосудов – красный.

Минерал обладает противомикробным, сорбирующим свойством. Помогает при болезнях кожи, угрях. Смесь порошка с водой добавляют в ванны, наносят на лицо, делают примочки, обертывания.

Магические свойства

Эзотерики советуют использовать известняк юристам, врачам, инженерам, бухгалтерам. Камень надо носить с собой или поставить в кабинете статуэтку из него. Амулет оградит от ошибочных решений. Творческим же натурам он помогает взбодриться, найти вдохновение, избавиться от лени, апатии.

Желтоватый минерал используют во время медитаций. К женщине светлый кальцит притянет внимание понравившегося мужчины, усилит привязанность окружающих. Независимо от пола, у человека возрастает интуиция, улучшается способность просчитывать результат действий, прогнозировать ситуацию.

По гороскопу астрологи не рекомендуют использовать известняк только людям со знаком Скорпиона. Их энергетика не совпадает с камнем, поэтому в любви и делах начинается дисбаланс.

Известняк распространен на большинстве материков. Доступность и легкость обработки позволили людям применять камень с древних времен. Отвердевшим минералом пишут, декорируют ландшафт, строят дома, добавляют в руду при выплавке металла. Он не служит только топливом, хотя в битумном виде есть даже нефтепродукты.

Источник: https://zakamnem.ru/vidy/izvestnyak-eto

Об известняке

     Известняк – это мягкая осадочная порода органо-химического или органического происхождения, состоящая в основном из кальцита (карбоната кальция) и нередко содержащая примеси кварца, кремния, фосфата, песчаных и глинистых частиц, а также остатки известковых скелетов микроорганизмов.

Чаще всего она имеет белый, желтоватый, светло-серый или светло-бежевый цвет, реже бывает розоватого цвета. Бело-желтый и бело-розовый известняк считается наиболее ценным. По своей структуре известняки подразделяются на мраморовидные, плотные и пористые.

Учитывая, что известняк является одним из самых бюджетных вариантов при выборе природного камня,  заказ изделий из него – это отличное решение коммерческого вопроса.

      Мраморовидные породы являются промежуточным звеном между известняком и мрамором, и применяются при строительстве зданий и создании скульптур.

     Плотные породы широко используются для изготовления облицовочных плит (применяемых для наружной и внутренней облицовки зданий).

Такой камень был популярен еще с древних времен, толстым слоем известняка покрыты даже древние Египетские пирамиды. В нашей стране его часто применяли для возведения храмов.

Нередко встречаются и морозостойкие разновидности прочной породы, позволившие древним сооружениям дожить на наших времен, сохранив практически неизменным свой внешний вид.

     Пористые известняки имеют несколько видов, отличающихся друг от друга степенью и характером зернистости: оолитовые, пизолитовые, ракушечные, известковый туф и другие.

Оолитовые породы состоят из мелких шариков, в центре каждого из которых находится песчинка, обломок раковины или другой инородный материал. Более крупные шарики называются пизолитовым известняком. Ракушечник представляет собой скопления мелких обломков раковин.

Некоторые разновидности ракушечников считаются декоративным материалом, легко поддаются обработке и даже полировке. Ракушечник, состоящий из микроскопических раковин, называется мелом.

Пористые породы применяют как строительный материал для возведения стен, а также для внутренней и наружной облицовки зданий. Очень пористые отложения называют известковым туфом.

     Химический состав известняка: Хим. состав чистого известняка близок к кальциту (СаО 56%, СО2 44,0%).

классификация известняков построена на соотношениях содержаний кальцита и главных примесей, доломита и глинистого в-ва, кол-ва к-рых могут варьировать непрерывно вплоть до полного преобладания. К известнякам принято относить породы с содержанием кальцита не менее 50%.

     Физические свойства известняка: Главными физическими свойствами известняка являются пластичность, позволяющая придавать изделиям из него любую форму, долговечность, чистота цвета, прочность, однородность структуры, а также высокие теплоизоляционные свойства. Его можно пилить, резать и колоть в любом направлении, обрабатывать на токарном станке или вручную, воплощая любую архитектурную задумку. Этот материал бурно реагирует на кислотные соединения и растворяется в воде. В результате его разложения образуется углекислый газ.

• Плотность 2700-2900 кг/м3,
• Объёмная масса:
•  — у ракушечников — около 800 кг/м3
•  — у кристаллических известняков до 2800 кг/м3
• Предел прочности при сжатии:
• — для ракушечника 0,4 МПа
• — для кристаллического и афанитового известняка 300 Мпа

Водопоглощение – от 0.1% до 2.1%

1. Пористость – от 0.5% до 35%
2. Твердость по шкале Мооса — около 3
3. Морозостойкость для кристаллических известняков, 300-400 циклов

     Особенности образования известняка: Подавляющее большинство этих пород сформировалось в морских мелководных бассейнах (хотя часть из них образовалась и в пресноводных водоемах суши) и залегает в виде пластов и отложений. По своему происхождению известняки делятся на органогенные (из органических остатков), хемогенные (в результате осаждения кальцита) и обломочные (продукт разрушения других известняков).

     Добыча известняка: Добыча  натурального камня  известняк ведется открытым способом, с помощью специальных ломов и молотов, разбивающих верхний слой породы, и экскаваторов, поднимающих каменные глыбы.

В России карьерная добыча этого природного камня осуществляется в Ленинградской, Архангельской, Вологодской, Тульской, Белгородской, Воронежской областях, в Подмосковье, в Предуралье, Поволжье, Краснодарском крае, на Северном Кавказе, на Урале, в нескольких районах Восточной Сибири.

Одними из самых распространенных стали известняки Мячковского горизонта (Рязанская область) и Владимирский известняк.

    Область применения известняка: За 28 веков до нашей эры на Левобережье Нила воздвигнуто величайшее архитектурное сооружение всех времен – пирамида Хеопса, для строительства которой добыто 2,5 млн.м3 блоков известняка. Пирамида вызывает восхищение  колоссальными размерами, строгими пропорциями и высоким совершенством работы древних строителей. Она имеет высоту 147 м.

Европе белый камень (известняк и песчаник) стали использоваться для строительства культовых и гражданских сооружений древними греками и римлянами, начиная с V-VII веков до нашей эры (первый Афинский Акрополь был построен в VI веке до нашей эры).

Изделия из натурального облицовочного камня известняк используются для строительства зданий и сооружений и их облицовки, применяются при изготовлении наличников, колонн, каминных порталов и других декоративных элементов, незаменимы для внутренней отделки полов и стен, дверных и оконных проемов, в том числе в помещениях с повышенной влажностью (ванных комнатах, бассейнах).

Такие изделия применяют в ландшафтном дизайне при оформлении дорожек, фонтанов, патио, декоративных стенок и прочих объектов сада, а также для оформления оград и сооружения альпийских горок (сохраняет тепло, пропускает воду и воздух, нормализует почвенный состав).

Ракушечник и плитка из него используется для наружной и внутренней отделки помещений (квартир, ресторанов, офисов, саун), а также для изготовления декоративных архитектурных элементов, облицовки каминов и печей. Он является единственным материалом, имеющим 100% защиту от радиации.

Известняк одно из самых надежных решений для облицовки пола и идеально подходят для использования на кухнях и в ванных комнатах, поскольку они являются водонепроницаемыми и не становятся скользскими при намокании. В последние годы использование плитки из известняка для полов вырос в популярности. Кроме пола известняк может быть использован также для многих других поверхностей.

Источник: https://riel-stone.ru/o-kamne/ob-izvestnyake

Физические и химические свойства известняка

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Известняк представляет собой породу осадочного происхождения, в основном состоящую из карбоната кальция в виде кальцита.

Химический состав выражается формулой — ( mathrm{CaCO} 3 ). Молярная масса — 100 г / моль.

• Химические свойства основного компонента известняка — карбонат кальция
• Карбонат кальция представляет собой соединение, нерастворимое в воде. При прокаливании он разлагается до его оксидов:
• ( mathrm{CaCO} 3=mathrm{CaO}+mathrm{CO} 2 )
• Он растворяется в разбавленных кислотных растворах, что приводит к образованию неустойчивой углекислоты (( mathrm{H} 2 mathrm{CO} 3 )), которая мгновенно разлагается до углекислого газа и воды:
• ( mathrm{CaCO} 3+2 mathrm{HCldilute}=mathrm{CaCl} 2+mathrm{CO} 2+mathrm{H} 2 mathrm{O} ).

Карбонат кальция реагирует со сложными веществами — кислотными оксидами, солями, аммиаком и т. д.:

1. ( mathrm{CaCO} 3+mathrm{CO} 2+mathrm{H} 2 mathrm{O}
   ightarrow mathrm{Ca}(mathrm{HCO} 3) 2 );
2. ( mathrm{CaCO} 3+mathrm{SiO} 2=mathrm{CaSiO} 3+mathrm{CO} 2(mathrm{t}) )
3. ( mathrm{CaCO} 3+2 mathrm{NH} 3=mathrm{CaCN} 2+3 mathrm{H} 2 mathrm{O}(mathrm{t}) )
4. ( mathrm{CaCO} 3+2 mathrm{NH} 4 mathrm{Cl} mathrm{conc}=mathrm{CaCl} 2+2 mathrm{NH} 3+mathrm{CO} 2+mathrm{H} 2 mathrm{O} )(кипячение);
5. ( mathrm{CaCO} 3+mathrm{H} 2 mathrm{S}=mathrm{CaS}+mathrm{H} 2 mathrm{O}+mathrm{CO} 2 uparrow(mathrm{t}) )
6. Среди реакций взаимодействия карбоната кальция с простыми веществами наиболее важна реакция взаимодействия с углеродом:
7. ( mathrm{CaCO} 3+mathrm{C}=mathrm{CaO}+2 mathrm{CO} uparrow ).
8. Физические свойства основного компонента известняка — карбонат кальция

Карбонат кальция представляет собой твердые белые кристаллы, практически нерастворимые в воде. Точка плавления составляет 1242 С. Кальцит — это минерал, из которого известняк состоит из тригональной кристаллической структуры.

Нужны оригинальность, уникальность и персональный подход? Закажи свою оригинальную работу УЗНАТЬ СТОИМОСТЬ

Источник: https://sciterm.ru/spravochnik/fizicheskie-i-himicheskie-svojstva-izvestnyaka/

Известняк – виды, свойства, добыча, область применения

Осадочная горная порода известняк – издревле используемый человеком природный материал, широко применяемый в строительном деле.

Но применение известняка не ограничивается только строительством, материал также служит сырьем при создании скульптур или флюсом в металлургии (для создания сварочных швов), может быть использован как вспомогательное средство в химической и пищевой промышленности.

Известковые породы встречаются самых разных оттенков, наиболее распространенные цвета:

• серый;
• серо-белый;
• светло-серый;
• светло-желтый;
• бело-розовый.

Из всех видов природного камня известняк отличается невысокой стоимостью, поэтому с коммерческой точки зрения он выгоден, и изделия из него пользуются хорошим спросом.

Виды известковых пород

Известняк в природе чаще всего встречается в виде ракушечника, образуется из органических остатков в мелких водоемах, также может залегать в виде пластов. При этом известковые породы бывают:

• пористыми;
• плотными;
• мраморовидными.

Плотные материалы чаще всего берутся для производства облицовочных плит, некоторые виды этого камня отличаются превосходной морозостойкостью. Не зря же Египетские пирамиды, где использовался известняк в качестве облицовки, дожили до наших дней, многие старинные сооружения прекрасно сохранились.

Пористые породы характеризуются разнообразием, их делят на виды:

• пизолитовые;
• известковый туф;
• оолитовые;
• ракушечник.

Ракушечный известняк в основном состоит из раковин и обломков, очень мелкий ракушечник представляет собой мел.

Оолитовая порода – это материал, состоящий из мелких шариков, в каждом из которых находится мелкий предмет (песчинка, часть ракушки и т.п). Пизолитовый известняк аналогичен оолитовому, только структура у него более крупная.

Известковый туф является мягким камнем с большим содержанием карбоната кальция, характеризуется самой высокой пористостью среди всех подобных материалов.

Составы известковых пород

Природная известковая порода представляет собой карбонат кальция CaCO³(56 процентов) в сочетании с углекислым газом (44 процента), соединение в виде твердых кристаллов белого (светлого) цвета.

Это вещество может растворяться в растворах кислот, после чего получается малоустойчивая угольная кислота, легко разлагающаяся на CO2и H2O.

Также в составе известняка в небольшом количестве присутствует MnCO3, FeCO3 и CaMg(CO3)2, а в доломитизированной породе содержится MgO (4-17 %).

Известняк, содержащий до 50 % частиц глины, называется мергелем, если количество магния в составе вещества увеличено, оно имеет название долмит. В природном меле содержится 99 процентов СаСО3, под воздействием давления и температур (в результате метафоризма) известняк может переформироваться в мрамор.

Свойства

Как и любой природный камень, известняк обладает определенными качествами, имеет свои преимущества и недостатки. Из основных свойств известняка и его характерных особенностей следует отметить:

• нерастворимость в воде;
• высокую температуру плавления (+1242 ºC);
• пластичность;
• долговечность;
• хорошие теплоизоляционные характеристики.

Известковые породы легко поддаются обработке: этот камень можно раскалывать, пилить, шлифовать, работать с ним с помощью ручного инструмента и на различных станках.

Объемная масса породы зависит от ее типа, например, у ракушечника она равна примерно 800 кг/м3, у кристаллических типов – 2800 кг/м3.

Плотность известняка находится в пределах 2700-2900 кг/м3, зависит от содержания примесей.

Влажный материал нередко теряет свою прочность, а истиранию, износу и раздробленности легче подвергается известковый камень меньшей объемной массы.

Кристаллические известняки обладают неплохой морозостойкостью, способны выдерживать до 300-400 циклов.

Добыча известняка

Горная известковая порода в природе встречается повсеместно, ее можно найти во многих речных или морских водоемах. Где добывают известняк в России:

• на Урале;
• в Поволжье;
• в Архангельской, Тульской, Ленинградской областях;
• на Северном Кавказе;
• в Краснодарском крае.

За рубежом известняк добывают в Испании, Турции, Италии, Греции, Израиле, особой популярностью пользуются испанские сорта камня, которые отличаются эстетичностью и долговечностью. Немало месторождений открыто в Средней Азии, на территории Африки, также запасы известняка имеются и в Северной Америке (горная система Аппалачи).

Добыча породы производится различными способами:

• взрывным методом;
• с помощью специализированных экскаваторов;
• с применением фрезерных комбайнов.

Самый простой и менее затратный способ – с использованием пиротехники, в результате взрыва удается получить камни самых разных размеров (от крупных валунов до мелкой крошки). Добытая порода вывозится на камнеобрабатывающее предприятие, где она сортируется и проходит обработку.

При экскаваторном методе машина вместо ковша оснащается специальным оборудованием, позволяющим разрыхлять породу. Затем насадка снова меняется на ковш, чтобы собрать измельченный камень и отправить его на переработку.

Применение фрезерных комбайнов является наиболее выгодным способом в карьерных работах, так как при этом нет выброса продуктов горения от взрыва, мелкой пыли, не нарушается устойчивость откосов карьера. При этом методе можно добиться нужной ширины породных блоков, не требуется дополнительная обработка известняка.

Применение известняка в современном строительстве

В наше время известняк широко используется для оформления экстерьера и интерьера строений, с помощью такого материала выполняется внешняя облицовка зданий, выкладка дорожек. Мраморовидные сорта природногокамня используются для изготовления кухонных столешниц, напольных покрытий, подоконников, барных стоек, колонн.

Источник: https://mramormira.ru/articles/izvestnyak-vidy-svoystva-dobycha-oblast-primeneniya/

Сообщение Физические и химические свойства известняка появились сначала на Учебник.

Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Природные соединения

• FeS2 — пирит, колчедан
• ZnS — цинковая обманка
• PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 — сурьмяный блеск, Bi2S3 — висмутовый блеск
• HgS — киноварь
• CuFeS2 — халькопирит
• Cu2S — халькозин
• CuS — ковеллин
• BaSO4 — барит, тяжелый шпат
• CaSO4 — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

• Получение
• В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S, SO2.
• H2S + O2 = S + H2O (недостаток кислорода)
• SO2 + C = (t) S + CO2
• Серу можно получить разложением пирита
• FeS2 = (t) FeS + S
• В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.
• H2S + H2SO4 = S + H2O
• Химические свойства

• Реакции с неметаллами

На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания — только со фтором.

1. S + O2 = (t) SO2
2. S + F2 = SF6
3. S + Cl2 = (t) SCl2
4. S + C = (t) CS2



• Реакции с металлами
• При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.
• K + S = (t) K2S
• Al + S = Al2S3
• Fe + S = (t) FeS
• Реакции с кислотами
1. При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.
2. S + H2SO4 = (t) SO2 + H2O
3. S + HNO3 = (t) H2SO4 + NO2 + H2O
• Реакции с щелочами

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

S + KOH = (t) K2S + K2SO3 + H2O

Сероводород — H2S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).

• Получение
• Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.
• Al2S3 + H2O = (t) Al(OH)3↓ + H2S↑
• FeS + HCl = FeCl2 + H2S↑

Химические свойства

• Кислотные свойства

Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит от соотношения основания и кислоты).

1. MgO + H2S = (t) MgS + H2O
2. KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)
3. 2KOH + H2S = K2S + 2H2O
4. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.
5. Ca + H2S = (t) CaS + H2
• Восстановительные свойства

Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

• H2S + O2 = H2O + S (недостаток кислорода)
• H2S + O2 = H2O + SO2 (избыток кислорода)
• H2S + HClO3 = H2SO4 + HCl



• Качественная реакция

Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + HNO3

Оксид серы — SO2

Сернистый газ — SO2 — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).

1. Получение
2. В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.
3. FeS2 + O2 = (t) FeO + SO2

В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.

• K2SO3 + H2SO4 = (t) K2SO4 + H2O + SO2↑
• Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.
• Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2 + H2O

• Кислотные свойства
1. С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.
2. K2O + SO2 = K2SO3
3. NaOH + SO2 = NaHSO3
4. 2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O



• Восстановительные свойства

Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже. Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O = FeSO4 + H2SO4 SO2 + O2 = (t, кат. — Pt) SO3

• Как окислитель
• В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).
• CO + SO2 = CO2 + S
• H2S + SO2 = S + H2O

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

1. Получение
2. SO2 + H2O ⇄ H2SO3
3. Химические свойства

• Диссоциация
• Диссоциирует в водном растворе ступенчато.
• H2SO3 = H+ + HSO3-
• HSO3- = H+ + SO32-
• Кислотные свойства
1. В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.
2. CaO + H2SO3 = CaSO3 + H2O
3. H2SO3 + 2KOH = 2H2O + K2SO3 (соотношение кислота — основание, 1:2)
4. H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота — основание, 1:1)
• Окислительные свойства

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

H2SO3 + H2S = S↓ + H 2O

• Восстановительные свойства

Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

H2SO3 + Br2 = H2SO4 + HBr

Оксид серы VI — SO3

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

• Получение
• В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия — Pr, V2O5).
• SO2 + O2 = (кат) SO3
• В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.
• Fe2(SO4)3 = (t) SO3 + Fe2O3
• Химические свойства

• Кислотные свойства

Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.

1. SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке — средняя соль)
2. SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)
3. SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O

SO3 + Li2O = Li2SO4 SO3 + H2O = H2SO4

• Окислительные свойства

SO3 — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.

• SO3 + P = SO2 + P2O5
• SO3 + H2S = SO2 + H2O
• SO3 + KI = SO2 + I2 + K2SO4

Источник: https://studarium.ru/article/173

Сера: физические и химические свойства, сорта, получение

Cepa являeтcя 10-м нaибoлee pacпpocтpaнeнным элeмeнтoм вo Bceлeннoй. Ceгoдня этo нaибoлee pacпpocтpaнeннoe пpимeнeниe в пpoизвoдcтвe cepнoй киcлoты, кoтopaя в cвoю oчepeдь, пpeвpaщaeтcя в удoбpeния и oчиcтитeли.

Oнa тaкжe иcпoльзуeтcя для пepepaбoтки нeфти и пepepaбoтки pуды. Чиcтaя cepa нe имeeт зaпaxa. Boнь, cвязaннaя c элeмeнтoм, пocтупaeт из мнoгиx ee coeдинeний. Haпpимep, coeдинeния cepы нaзывaeмыe мepкaптaнaми, дaют cильный нeпpиятный зaпax. Гнилыe яйцa пpиoбpeтaют cвoй ocoбый apoмaт из-зa cepoвoдopoдa.

Сера (лат. Sulfur) S, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 16, атомная масса 32,06.

Природная Сера состоит из четырех стабильных изотопов: 32S (95,02%), 33S (0,75%), 34S (4,21%), 36S (0,02%). Получены также искусственные радиоактивные изотопы 31S (T½ = 2,4 сек), 35S (T½ = 87,1 сут), 37S (Т½= 5,04 мин) и другие.

Историческая справка

Сера в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с древнейших времен. Она упоминается в Библии, поэмах Гомера и других. Сера входила в состав «священных» курений при религиозных обрядах; считалось, что запах горящей Серы отгоняет злых духов.

Сера давно стала необходимым компонентом зажигательных смесей для военных целей, например «греческого огня» (10 в. н. э.). Около 8 века в Китае стали использовать Серу в пиротехнических целях. Издавна Серой и ее соединениями лечили кожные заболевания.

В период арабской алхимии возникла гипотеза, согласно которой Сера (начало горючести) и ртуть (начало металличности) считали составными частями всех металлов.

Элементарную природу Серы установил А. Л. Лавуазье и включил ее в список неметаллических простых тел (1789). В 1822 году Э. Мичерлих обнаружил аллотропию Серы.

Распространение Серы в природе

Сера относится к весьма распространенным химическим элементам (кларк 4,7·10-2); встречается в свободном состоянии (самородная сера) и в виде соединений — сульфидов, полисульфидов, сульфатов. Вода морей и океанов содержит сульфаты натрия, магния, кальция. Известно более 200 минералов Серы, образующихся при эндогенных процессах.

В биосфере образуется свыше 150 минералов Сера (преимущественно сульфатов); широко распространены процессы окисления сульфидов до сульфатов, которые в свою очередь восстанавливаются до вторичного H2S и сульфидов. Эти реакции происходят при участии микроорганизмов.

Многие процессы биосферы приводят к концентрации Серы — она накапливается в гумусе почв, углях, нефти, морях и океанах (8,9·10-2%), подземных водах, в озерах и солончаках. В глинах и сланцах Серы в 6 раз больше, чем в земной коре в целом, в гипсе — в 200 раз, в подземных сульфатных водах — в десятки раз.

В биосфере происходит круговорот Серы: она приносится на материки с атмосферными осадками и возвращается в океан со стоком. Источником Сера в геологическом прошлом Земли служили главным образом продукты извержения вулканов, содержащие SO2 и H2S. Хозяйственная деятельность человека ускорила миграцию Серы; интенсифицировалось окисление сульфидов.

Физические свойства Серы

Сера — твердое кристаллическое вещество, устойчивое в виде двух аллотропических модификаций.

Ромбическая α-S лимонно-желтого цвета, плотность 2,07 г/см3, tпл 112,8 °С, устойчива ниже 95,6 °С; моноклинная β-S медово-желтого цвета, плотность 1,96 г/см3, tпл119,3 °С, устойчива между 95,6 °С и температурой плавления. Обе эти формы образованы восьмичленными циклическими молекулами S8 с энергией связи S-S 225,7 кдж/моль.

При плавлении Сера превращается в подвижную желтую жидкость, которая выше 160 °С буреет, а около 190 °С становится вязкой темно-коричневой массой.

Выше 190 °С вязкость уменьшается, а при 300 °С Сера вновь становится жидкотекучей.

Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °С кольца S8 начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °С уменьшает среднюю длину таких цепей.

Если расплавленную Серу, нагретую до 250-300 °С, влить тонкой струей в холодную воду, то получается коричнево-желтая упругая масса (пластическая Сера). Она лишь частично растворяется в сероуглероде, в осадке остается рыхлый порошок.

Растворимая в CS2 модификация называется λ-S, а нерастворимая — μ-S. При комнатной температуре обе эти модификации превращаются в устойчивую хрупкую α-S. tкип Серы 444,6 °С (одна из стандартных точек международной температурной шкалы).

В парах при температуре кипения, кроме молекул S8, существуют также S6, S4 и S2. При дальнейшем нагревании крупные молекулы распадаются, и при 900 °С остаются лишь S2, которые приблизительно при 1500 °С заметно диссоциируют на атомы. При замораживании жидким азотом сильно нагретых паров Серы получается устойчивая ниже -80 °С пурпурная модификация, образованная молекулами S2.

Сера — плохой проводник тепла и электричества. В воде она практически нерастворима, хорошо растворяется в безводном аммиаке, сероуглероде и в ряде органических растворителей (фенол, бензол, дихлорэтан и других).

Химические свойства Серы

Конфигурация внешних электронов атома S 3s2Зр4. В соединениях Сера проявляет степени окисления -2, +4, +6.

Сера химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N2, I2, Au, Pt и инертных газов.

С О2 на воздухе выше 300 °С образует оксиды: SO2 — сернистый ангидрид и SO3— серный ангидрид, из которых получают соответственно сернистую кислоту и серную кислоту, а также их соли сульфиты и сульфаты.

Уже на холоду S энергично соединяется с F2, при нагревании реагирует с Cl2; с бромом Сера образует только S2Br2, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150-200 °С) наступает обратимая реакция с Н2 с получением сернистого водорода. Сера образует также многосернистые водороды общей формулы H2SХ, так называемые сульфаны. Известны многочисленные сераорганические соединения.

При нагревании Сера взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). При температуре 800-900 °С пары Серы реагируют с углеродом, образуя сероуглерод CS2. Соединения Серы с азотом (N4S4 и N2S5) могут быть получены только косвенным путем.

Получение Серы

Элементарную Сера получают из серы самородной, а также окислением сернистого водорода и восстановлением сернистого ангидрида. Источник сернистого водорода для производства Серы — коксовые, природные газы, газы крекинга нефти. Разработаны многочисленные методы переработки H2S; наибольшее значение имеют следующие:

1) H2S извлекают из газов раствором моногидротиоарсената натрия:

• Na2HAsS2O2 + H2S = Na2HAsS3O + Н2О.

Затем продувкой воздуха через раствор осаждают Сера в свободном виде:

• NaHAsS3O + ½O2 = Na2HAsS2O2 + S.

2) H2S выделяют из газов в концентрированном виде. Затем его основные масса окисляется кислородом воздуха до Серы и частично до SO2. После охлаждения H2S и образовавшиеся газы (SO2, N2, CO2) поступают в два последовательных конвертора, где в присутствии катализатора (активированный боксит или специально изготовляемый алюмогель) происходит реакция:

В основе получения Сера из SO2 лежит реакция восстановления его углем или природными углеводородными газами. Иногда это производство сочетается с переработкой пиритных руд.

Сорта Серы

Выплавленная непосредственно из серных руд Сера называется природной комовой; полученная из Н2S и SO2 — газовой комовой. Природная комовая Сера, очищенная перегонкой, называется рафинированной.

Сконденсированная из паров при температуре выше точки плавления в жидком состоянии и затем разлитая в формы — черенковой Серой. При конденсации Серы ниже точки плавления на стенках конденсационных камер образуется мелкий порошок Серы — серный цвет. Особо высоко дисперсная Сера носит название коллоидной.

Применение Серы

Сера применяется в первую очередь для получения серной кислоты; в бумажной промышленности (для получения сульфитцеллюлозы); в сельском хозяйстве (для борьбы с болезнями растений, главным образом винограда и хлопчатника); в резиновой промышленности (вулканизующий агент); в производстве красителей и светящихся составов; для получения черного (охотничьего) пороха; в производстве спичек.

В медицинской практике применение Серы основано на ее способности при взаимодействии с органических веществами организма образовывать сульфиды и пентатионовую кислоту, от присутствия которых зависят кератолитические (растворяющие — от греч. keras — рог и lytikos -растворяющий), противомикробные и противопаразитарные эффекты.

Сера входит в состав мази Вилькинсона и других препаратов, применяемых для лечения чесотки. Очищенную и осажденную Серу употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз и других); в порошке — при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах — для пиротерапии прогрессивного паралича и других.

Сера в организме

В виде органических и неорганических соединений Сера постоянно присутствует во всех живых организмах и является важным биогенным элементом. Ее среднее содержание в расчете на сухое вещество составляет: в морских растениях около 1,2%, наземных — 0,3%, в морских животных 0,5-2%, наземных — 0,5%.

Биологическая роль Серы определяется тем, что она входит в состав широко распространенных в живой природе соединений: аминокислот (метионин, цистеин), и следовательно белков и пептидов; коферментов (кофермент А, липоевая кислота), витаминов (биотин, тиамин), глутатиона и других. Сульфгидрилъные группы (-SH) остатков цистеина играют важную роль в структуре и каталитической активности многих ферментов.

Образуя дисульфидные связи (-S-S-) внутри отдельных полипептидных цепей и между ними, эти группы участвуют в поддержании пространственной структуры молекул белков. У животных Сера обнаружена также в виде органических сульфатов и сульфокислот — хондроитинсерной кислоты (в хрящах и костях), таурохолиевой кислоты (в желчи), гепарина, таурина.

В некоторых железосодержащих белках (например, ферродоксинах) Сера обнаружена в форме кислотолабильного сульфида. Сера способна к образованию богатых энергией связей в макроэргических соединениях.

Неорганические соединения Сера в организмах высших животных обнаружены в небольших количествах, главным образом в виде сульфатов (в крови, моче), а также роданидов (в слюне, желудочном соке, молоке, моче).

Морские организмы богаче неорганическими соединениями Серы, чем пресноводные и наземные.

Для растений и многих микроорганизмов сульфат (SO42-) наряду с фосфатом и нитратом служит важнейшим источником минерального питания. Перед включением в органические соединения Сера претерпевает изменения в валентности и превращается затем в органических форму в своем наименее окисленном состоянии; таким образом Сера широко участвует в окислительно-восстановительных реакциях в клетках.

В клетках сульфаты, взаимодействуя с аденозинтрифосфатом (АТФ), превращаются в активную форму — аденилилсульфат.

Животные усваивают Серу в составе органических соединений. Автотрофные организмы получают всю Серу, содержащуюся в клетках, из неорганических соединений, главным образом в виде сульфатов.

Способностью к автотрофному усвоению Серы обладают высшие растения, многие водоросли, грибы и бактерии.

(Из культуры бактерий был выделен специальный белок, осуществляющий перенос сульфата через клеточную мембрану из среды в клетку.)

Большую роль в круговороте Серы в природе играют микроорганизмы — десульфурирующие бактерии и серобактерии. Многие разрабатываемые месторождения Серы — биогенного происхождения. Сера входит в состав антибиотиков (пенициллины, цефалоспорины); ее соединения используются в качестве радиозащитных средств, средств защиты растений.

Интересные факты о сере

• Сера составляет почти 3 процента массы Земли. Это достаточно, чтобы сделать две дополнительные луны.
• Сера (как двуокись серы) использовалась для сохранения вина в течение тысячелетий и остается ингредиентом в вине сегодня, согласно Практическому Виноделию и Виноградному Журналу.
• Неясно, откуда взялось название «сера». Оно может быть получен из «суфры» или «желтого» на арабском языке. Или это может быть от санскритского «шулбари», что означает «враг меди». Второй вариант интригует, потому что сера сильно реагирует с медью. Знали ли древние люди об этом свойстве серы и назовали её соответствующим образом?
• Двуокись серы использовалась для фумигации домов с древних времен, практика, которая продолжалась и в XIX веке. Одна статья 1889 года главного инспектора здравоохранения Нью-Йорка описала, как чиновники сжигали серу и алкоголь в домах, страдающих от оспы, скарлатины, дифтерии и кори.
• Ах, расслабьтесь! Горячие источники, наполненные растворенными соединениями серы, могут иметь сомнительный запах, но они давно ценятся за их предполагаемые лечебные свойства. Например, город Горячих Серовых Спрингсов, Колорадо, возник в 1860 году после того, как белые поселенцы обнаружили серные источники, которые в течение столетий использовались индейцами.
• Подождите, что случилось с этим написанием? «Серна» — обычное правописание в Соединенном Королевстве, в то время как «сера» является предпочтительной в остальном мире. Но, с научной точки зрения, «серна» правильнее, согласно Международному союзу чистой и прикладной химии, организации, задачей которой является определить эти вещи.
• Сера может дать число на кораблекрушениях. В исследовании, проведенном в 2008 году на шведском военном корабле, затонувшем в 1628 году, было обнаружено более 2 тонн серы, пропитывающей древесные отходы спасенного судна.
• Извините! Основная причина, что кишечный газ имеет этот неприятный запах, заключается в том, что толстая кишка полна бактерий, которые выделяют соединения серы в качестве отходов.

Источники:

http://chem100.ru/elem.php?n=16

https://tagweb.ru/2017/09/29/poleznye-fakty-o-sere/

Источник: https://vseprokamni.ru/vidy/drugie/primenenie-sery-i-ejo-harakteristiki.html

Сера — урок. Химия, 8–9 класс

Сера — химический элемент № (16). Она расположена в VIА группе третьем периоде Периодической системы.

S16+16)2e)8e)6e

На внешнем слое атома серы содержатся шесть валентных электронов. До завершения внешнего слоя не хватает двух электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом сера проявляет степень окисления (–2). При взаимодействии с более электроотрицательными элементами (кислородом, галогенами) сера образует соединения, в которых её степень окисления положительная ((+4) или (+6)).

В земной коре сера встречается в самородном виде или в виде минералов и горных пород: (пирит — FeS2, цинковая обманка — ZnS, свинцовый блеск — PbS, гипс — CaSO4⋅2H2O, глауберова соль — Na2SO4⋅10H2O).

Самородная сера

Свинцовый блеск

Сера относится к макроэлементам живых организмов. Она содержится в белках. Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Входит она также в состав некоторых витаминов и гормонов.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Обычно мы имеем дело с кристаллической серой, которая состоит из восьмиатомных циклических молекул.

Молекулы образуют кристаллы разного строения, и поэтому существуют аллотропные видоизменения: ромбическая и моноклинная сера. Обе модификации представляют собой жёлтые легкоплавкие вещества. Температуры плавления их несколько различаются ((+112,8) °С и (+119,3) °С).

При нагревании сера плавится, превращается в лёгкую жидкость, а затем начинает темнеть и становится вязкой. Образуется пластическая сера, состоящая из длинных линейных молекул.

В воде сера не растворяется и ею не смачивается. Поэтому порошок серы не тонет в воде, несмотря на более высокую плотность ((2,07) г/см³). Такое явление называется флотацией.

Подожжённая сера реагирует с кислородом, и образуется сернистый газ. Сера в этой реакции — восстановитель.

• S0+O20=tS+4O2−2.
• Окислительные свойства сера проявляет в реакциях с металлами и водородом.
• С активными металлами и ртутью реагирует при комнатной температуре:
• Hg0+S0=Hg+2S−2.
• При нагревании сера вступает в реакцию с большинством металлов — железом, алюминием, цинком и другими, кроме золота и платины.
• 2Al0+3S0=tAl+32S−23.
• В реакциях с металлами образуются сульфиды.
• При повышенной температуре сера реагирует с водородом. Образуется сероводород:
• H20+S0=tH2+1S−2.

• Используется в химической промышленности для производства серной кислоты;
• находит применение в сельском хозяйстве для обеззараживания помещений;
• входит в состав некоторых мазей;
• используется в производстве спичек и бумаги;
• с её помощью каучук превращают в резину;
• входит в состав взрывчатых веществ.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/sera-i-ee-soedineniia-161314/re-a1f2cdc2-2459-4002-9341-11ca09872e70

Сера

Чистая желтая сера

Сера — минерал из класса самородных элементов. Сера представляет собой пример хорошо выраженного энантиоморфного полиморфизма. В природе образует 2 полиморфные модификации: a-сера ромбическая и b-сера моноклинная.

При атмосферном давлении и температуре 95,6°С a-сера переходит в b-серу.

Сера жизненно необходима для роста растений и животных, она входит в состав живых организмов и продуктов их разложения, ее много, например, в яйцах, капусте, хрене, чесноке, горчице, луке, волосах, шерсти и т.д. Она присутствует также в углях и нефти.

СТРУКТУРА

Кристаллическая структура и две сингонии серы

Самородная сера обычно представлена a-серой, которая кристаллизуется в ромбической сингонии, ромбо-дипирамидальный вид симметрии. Кристаллическая сера имеет две модификации; одну из них, ромбическую, получают из раствора серы в сероуглероде (CS2) испарением растворителя при комнатной температуре.

При этом образуются ромбовидные просвечивающие кристаллы светложелтого цвета, легко растворимые в CS2. Эта модификация устойчива до 96° С, при более высокой температуре стабильна моноклинная форма.

Моноклинная модификация серы представляет собой длинные прозрачные темножелтые игольчатые кристаллы, также растворимые в CS2. При охлаждении моноклинной серы ниже 96° С образуется более стабильная желтая ромбическая сера.

СВОЙСТВА

Самородная сера

Самородная сера жёлтого цвета, при наличии примесей — жёлто-коричневая, оранжевая, бурая до чёрной; содержит включения битумов, карбонатов, сульфатов, глины. Кристаллы чистой серы прозрачны или полупрозрачны, сплошные массы просвечивают в краях. Блеск смолистый до жирного. Твердость 1-2, спайности нет, излом раковистый. Плотность 2,05 -2,08 г/см3, хрупкая.

Легко растворима в канадском бальзаме, в скипидаре и керосине. В HCl и H2SO4 нерастворима. HNO3 и царская водка окисляют серу, превращая её в H2SO4. Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов.
Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу.

Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями.

Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую).

Формулу серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами.
Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %). Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость, которая выше 160 °C превращается в очень вязкую тёмно-коричневую массу.

Наибольшую вязкость расплав серы приобретает при температуре 190 °C; дальнейшее повышение температуры сопровождается уменьшением вязкости и выше 300 °C расплавленная сера снова становится подвижной. Это связано с тем, что при нагревании серы она постепенно полимеризуется, увеличивая длину цепочки с повышением температуры. При нагревании серы свыше 190 °C полимерные звенья начинают рушиться.

Сера может служить простейшим примером электрета. При трении сера приобретает сильный отрицательный заряд.

Источник: http://mineralpro.ru/minerals/sulphur/

Что за минерал сера: удивительные свойства, применение и описание камня жизни

Главная › Виды камней

12.08.2019

С незапамятных времен сера привлекала внимание людей. Ее едкого запаха боялись, но при этом широко применяли во врачевании, для магических и алхимических опытов, в военном деле. В современной промышленности минерал используется в самых разных областях.

Описание и внешние признаки минерала

Сера — минерал, относящийся к элементам самородного класса. Для кристалла присущ неметаллический алмазный блеск. Он легко возгорается, пламя окрашено в голубой цвет. При этом выделяется сернистый газ, появляется специфический запах.

Среди оттенков самородной серы наиболее распространены желтые. Из-за примесей встречаются серые, красноватые, зеленоватые кристаллы. Битумы придают коричневатый, почти черный цвет.

В классификацию минерала включают его аллотропные типы:

1. Кристаллическая сера — ромбическая самородная (α-S) светло-желтого цвета и призматическая (β-S) прозрачная темно-желтого оттенка с кристаллами в виде игл.
2. Аморфная — пластическая каучукоподобная бурого или темно-красного цвета и коллоидная (серное молоко) — белый тонкодисперсный осадок.
3. Аморфно-кристаллическая — серный цвет, сублимированная, мелкозернистая.
4. Вулканит (селеносера) — красно-бурые, оранжево-красные оттенки ей придают примеси селена.

История и месторождения минерала

Минерал был знаком людям еще до нашей эры. В Древнем Египте применяли серную мазь, в Греции вещество использовали для обеззараживания, отбеливания тканей, в качестве составляющей греческого огня. Как пиротехническое средство серу использовали с VIII века в Китае, а в XII веке обжигание сульфидной медной руды описал Пресвитер Теофил.

В русском государстве в XV веке слово «сера» уже употреблялось, был распространен способ получения вещества из пиритов.

Арабские алхимики кристалл по ртутно-серной теории почитали отцом всех металлов. Позднее минерал, как принцип горючести, стал базой для теории флогистона. В XVIII веке А. Лавуазье классифицировал серу в качестве элемента. Промышленная добыча началась с распространением в Европе пороха.

1. Образованные в результате деятельности вулканов небольшие скопления минерала встречаются на Камчатке, в Армении, Италии, Исландии, США, Японии, Мексике, на острове Ява.
2. В горячих источниках — на Кавказе, Курилах, в Йеллоустонском парке (США), Испании.
3. Из-за разложения сульфидов формируются крупные скопления залежей самородной серы, например, на Урале.
4. Промышленная добыча минерала ведется в месторождениях осадочных пород в России, Средней Азии, США, Италии, Испании.

Интересные статистические факты подтверждают широкое распространение серы. Элемент занимает по распространенности среди веществ:

• 6 место — в природной воде;
• 9 место —на планете Земля;
• 10 место — в солнечной системе;
• 11 место —в организме человека;
• 14 место — в земной коре.

Смотрите видео с описанием минерала:

Свойства и применение серы

Часто сера встречается в чистом виде. Однако находят образцы с примесями селена, теллура, титана, мышьяка в химическом составе. Является составной частью многих важнейших минералов, таких как сфалерит, галерит, пирит, киноварь.

Кристаллическая структура α-S моноклинная или ромбическая. Самородная сера отличается хрупкостью (по шкале Мооса твердость 1–2), низкой электропроводностью. При трении минерал приобретает отрицательный заряд, хорошо растворяется в керосине, скипидаре, сероуглероде, плавится при температуре 112 °С, загорается — при 248 °С.

Древние лекари применяли серу для дезинсекции, делали мази для лечения кожных заболеваний, окуривали больных.

Показанием к использованию лекарственных препаратов на основе минерала являются болезни органов, в которых вещество присутствует:

• кожные высыпания, вызванные аллергическими и нервными расстройствами, паразитами;
• воспаление, отложение солей в суставах;
• туберкулез;
• судороги и мышечные зажимы;
• сахарный диабет.

За счет сернистого газа, выделяемого при горении минерала, отпугивают темные силы. Кристаллы нейтрализуют любой негатив, поглощают отрицательную энергию. Оберег из самородной серы дома или в офисе избавляет от конфликтов. Талисман снимает раздражение, способствует принятию компромиссного решения при застарелых спорах.

В астрологии сера олицетворяет дух жизни, который благоприятен для всех знаков зодиака.

Минерал кристаллического типа в промышленности называют комовая сера. У нее самое широкое применение:

• получение серной кислоты;
• каучуковая вулканизация;
• изготовление красящих веществ;
• целлюлозно-бумажная промышленность;
• в качестве инсектофунгицида в сельском хозяйстве;
• пиротехническое производство;
• добавление в строительные материалы.

Коллоидная сера нашла применение в лекарственных препаратах.

Дополнительно смотрите про применение минерала в садово-огородных работах:

Кристаллы самородной серы обладают привлекательным видом. Издавна людьми оценены уникальные лечебные свойства и магия горючего вещества. Высоко значение его промышленного применения.

А вам что известно о сере? Поделитесь в х опытом использования серных продуктов. Расскажите об уникальном минерале друзьям в соцсетях.

Что за минерал сера: удивительные свойства, применение и описание камня жизни Ссылка на основную публикацию

Источник: https://zakamnem.ru/vidy/sera-mineral

СЕРА

Содержание статьи

СЕРА, S (sulfur), неметаллический химический элемент, член семейства халькогенов (O, S, Se, Te и Po) – VI группы периодической системы элементов. Cера, как и многие ее применения, известны с далекой древности. А.

Лавуазье утверждал, что сера – это элемент. Сера жизненно необходима для роста растений и животных, она входит в состав живых организмов и продуктов их разложения, ее много, например, в яйцах, капусте, хрене, чесноке, горчице, луке, волосах, шерсти и т.д.

Она присутствует также в углях и нефти.

Применение

Около половины ежегодного потребления серы идет на производство таких промышленных химических продуктов, как серная кислота, диоксид серы и дисульфид углерода (сероуглерод).

Кроме того, сера широко используется в производстве инсектицидов, спичек, удобрений, взрывчатых веществ, бумаги, полимеров, красок и красителей, при вулканизации каучука.

Ведущее место в добыче серы занимают США, страны СНГ и Канада.

Распространенность в природе

Сера встречается в свободном состоянии (самородная сера). Кроме того, имеются огромные запасы серы в виде сульфидных руд, прежде всего руд свинца (свинцовый блеск), цинка (цинковая обманка), меди (медный блеск) и железа (пирит).

При извлечении металлов из этих руд освобождаются от серы обычно обжигом в присутствии кислорода, при этом образуется диоксид серы(IV), который часто выбрасывается в атмосферу без использования. Кроме сульфидных руд достаточно много серы встречается в виде сульфатов, например, сульфата кальция (гипс), сульфата бария (барит).

В морской воде и многих минеральных водах присутствуют растворимые в воде сульфаты магния и натрия. В некоторых минеральных водах встречается сульфид водорода (сероводород). В промышленности серу можно получать как побочный продукт процессов в плавильных, коксовых печах, при нефтепереработке, из топочных или природных газов.

Из природных подземных отложений серу добывают, расплавляя ее перегретой водой и доставляя на поверхность сжатым воздухом и насосами. Во фраш-процессе извлечения серы из сероносных отложений на установке в виде концентрических труб, запатентованной Г.Фрашем в 1891, сера получается чистотой до 99,5%.

Свойства

Сера имеет вид желтого порошка или хрупкой кристаллической массы без запаха и вкуса и нерастворима в воде. Для серы характерны несколько аллотропных модификаций.

Наиболее известны следующие: кристаллическая сера – ромбическая (самородная сера, a-S) и моноклинная (призматическая сера, b-S); аморфная – коллоидная (серное молоко) и пластическая; промежуточная аморфно-кристаллическая – сублимированная (серный цвет).

Кристаллическая сера

Кристаллическая сера имеет две модификации; одну из них, ромбическую, получают из раствора серы в сероуглероде (CS2) испарением растворителя при комнатной температуре. При этом образуются ромбовидные просвечивающие кристаллы светложелтого цвета, легко растворимые в CS2.

Эта модификация устойчива до 96° С, при более высокой температуре стабильна моноклинная форма.

Моноклинная модификация серы представляет собой длинные прозрачные темножелтые игольчатые кристаллы, также растворимые в CS2. При охлаждении моноклинной серы ниже 96° С образуется более стабильная желтая ромбическая сера.

Некристаллическая сера

Твердая сера существует также в двух некристаллических, аморфных, формах. Коллоидная сера получается при осаждении серы из раствора (например, при кипячении серы с известью) и фильтровании с последующим добавлением хлороводородной кислоты к прозрачному фильтрату.

Осадок представляет собой мелкодисперсную белую и хорошо растворимую в CS2 серу. Коллоидную серу используют в медицине как антисептик, слабительное и противопаразитическое средство в виде порошков и мазей.

Другая некристаллическая форма – пластическая сера – образуется при резком охлаждении расплава, например, холодной водой.

Пластическая сера бывает темнокрасного или коричневого цвета, она каучукоподобна (плотность 2,046 г/см3) и не растворяется в CS2; при хранении становится хрупкой, желтеет и по мере превращения в ромбическую все лучше растворяется в CS2.

В дополнение к этим кристаллическим и аморфным формам существует промежуточная форма, известная как серный цвет или сублимированная сера, которая получается конденсацией паров серы, минуя жидкую фазу.

Она состоит из мельчайших зерен, имеющих центр кристаллизации и аморфную поверхность. Эта форма медленно и не полностью растворяется в CS2.

После обработки аммиаком для очистки от таких примесей, как мышьяк, получается продукт, известный в медицине как промытая сера, которая используется аналогично коллоидной сере.

Жидкое состояние

Молекулы серы состоят из замкнутой цепочки восьми атомов (S8). Жидкая сера обладает необычным свойством: с повышением температуры ее вязкость увеличивается. Ниже 160° С сера – типичная жидкость желтоватого цвета, ее состав соответствует формуле S8 и обозначается l-S.

С повышением температуры кольцевые молекулы S8 начинают разрываться и соединяться друг с другом, образуя длинные цепи (m-S), цвет жидкой серы становится темнокрасным, вязкость возрастает, достигая максимума при 200–250° С.

При дальнейшем повышении температуры жидкая сера светлеет, длинные цепи рвутся, образуя короткие, с меньшей способностью к переплетению, что приводит к меньшей вязкости.

Газ

Сера кипит при 444,6° C, образуя оранжево-желтые пары, состоящие преимущественно из молекул S8. С повышением температуры окраска паров переходит в темнокрасную, затем в палевую, а при 650° C в соломенно-желтую.

При дальнейшем нагревании молекулы S8 диссоциируют, образуя равновесные формы S6, S4 и S2 при разных температурах. И, наконец, при >1000° С пары состоят практически из молекул S2, а при 2000° С – из одноатомных молекул.

Химические свойства

Сера – типичный неметалл. На внешней электронной оболочке у нее шесть электронов, и она легче присоединяет электроны других элементов, чем отдает свои. Со многими металлами реагирует с выделением тепла (например, при соединении с медью, железом, цинком). Она соединяется и почти со всеми неметаллами, хотя не так энергично.

Соединения

Диоксид серы

образуется при сжигании серы на воздухе, в частности, при обжиге сульфидных руд металлов. Диоксид серы – бесцветный газ с удушающим запахом. Это ангидрид сернистой кислоты, он легко растворяется в воде с образованием сернистой кислоты. Диоксид легко сжижается (т. кип.

–10° C) и его хранят в стальных цилиндрах.

Диоксид используют в производстве серной кислоты, в холодильных установках, для отбеливания текстиля, древесной массы, соломы, свекловичного сахара, для консервации фруктов и овощей, для дезинфекции, в пивоваренных и пищевых производствах.

Сернистая кислота

H2SO3 существует только в разбавленных растворах (менее 6%). Это слабая кислота, образующая средние и кислые соли (сульфиты и гидросульфиты). Сернистая кислота – хороший восстановитель, реагируя с кислородом образует серную кислоту.

Сернистая кислота находит несколько областей применения, среди которых – обесцвечивание шелка, шерсти, бумаги, древесной массы и аналогичных веществ. Она используется как антисептик и консервант, особенно для предотвращения брожения вина в бочках, для предотвращения ферментации зерна при извлечении крахмала. Кислоту используют и для сохранения продуктов.

Наибольшее значение из ее солей имеет гидросульфит кальция Ca(HSO3)2, используемый при переработке древесной щепы в целлюлозу.

Триоксид серы

SO3 (серный ангидрид), образующий с водой серную кислоту, представляет собой либо бесцветную жидкость, либо белое кристаллическое вещество (кристаллизуется при 16,8° С; т. кип. 44,7° С).

Он образуется при окислении диоксида серы кислородом в присутствии соответствующего катализатора (платина, пентаоксид ванадия). Триоксид серы сильно дымит во влажном воздухе и растворяется в воде, образуя серную кислоту и выделяя много тепла.

Его используют в производстве серной кислоты и получении синтетических органических веществ.

Серная кислота

H2SO4. Безводная H2SO4 – бесцветная маслянистая жидкость, растворяет SO3, образуя олеум. Смешивается с водой в любых отношениях. При растворении в воде образуются гидраты с выделением очень большого количества теплоты; поэтому во избежание разбрызгивания кислоты обычно при растворении осторожно, постепенно добавляют кислоту в воду, а не наоборот.

Концентрированная кислота хорошо поглощает пары воды и поэтому применяется для осушения газов. По этой же причине она приводит к обугливанию органических веществ, особенно углеводов (крахмала, сахара и т.п.). При попадании на кожу вызывает сильные ожоги, пары разъедают слизистую дыхательных путей и глаз. Серная кислота – сильный окислитель. Конц.

H2SO4 окисляет HI, HBr до I2 и Br2 соответственно, уголь – до CO2, серу – до SO2, металлы – до сульфатов. Разбавленная кислота тоже окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода.

Серная кислота – один из важнейших продуктов химической промышленности (производящей щелочи, кислоты, соли, минеральные удобрения, хлор). Ее получают главным образом контактным или башенным способом по принципиальной схеме:

Бóльшая часть получаемой кислоты идет на производство минеральных удобрений (суперфосфат, сульфат аммония).

Серная кислота служит исходным сырьем для получения солей и других кислот, для синтеза органических веществ, искусственных волокон, для очистки керосина, нефтяных масел, бензола, толоуола, при изготовлении красок, травлении черных металлов, в гидрометаллургии урана и некоторых цветных металлов, для получения моющих и лекарственных средств, как электролит в свинцовых аккумуляторах и как осушитель.

Тиосерная кислота

H2S2O3 структурно аналогична серной кислоте за исключением замены одного кислорода на атом серы. Наиболее важным производным кислоты является тиосульфат натрия Na2S2O3 – бесцветные кристаллы, образующиеся при кипячении сульфита натрия Na2SO3 с серным цветом. Тиосульфат (или гипосульфит) натрия используется в фотографии как закрепитель (фиксаж).

Сульфонал

(CH3)2C(SO2C2H5)2 – белое кристаллическое вещество, без запаха, слабо растворимое в воде, является наркотиком и используется как седативное и снотворное средство.

Сульфид водорода

H2S (сероводород) – бесцветный газ с резким неприятным запахом тухлых яиц. Он несколько тяжелее воздуха (плотность 1,189 г/дм3), легко сжижается в бесцветную жидкость и хорошо растворим в воде. Раствор в воде является слабой кислотой с рН ~ 4. Жидкий сероводород используют как растворитель.

Раствор и газ широко применяют в качественном анализе для отделения и определения многих металлов. Вдыхание незначительного количества сероводорода вызывает головную боль и тошноту, большие количества или непрерывное вдыхание сероводорода вызывают паралич нервной системы, сердца и легких.

Паралич наступает неожиданно, в результате нарушения жизненных функций организма.

Монохлорид серы

S2Cl2 – дымящая масляная жидкость янтарного цвета с едким запахом, слезоточивая и затрудняющая дыхание. Она дымит во влажном воздухе и разлагается водой, но растворима в сероуглероде. Монохлорид серы – хороший растворитель для серы, иода, галогенидов металлов и органических соединений.

Монохлорид используется для вулканизации каучука, в производстве типографской краски и инсектицидов. При реакции с этиленом образуется летучая жидкость, известная как горчичный газ (ClC2H4)2S – токсичное соединение, используемое как боевое химическое отравляющее вещество раздражающего действия.

Дисульфид углерода

CS2 (сероуглерод) – бледножелтая жидкость, ядовитая и легко воспламеняющаяся. CS2 получают синтезом из элементов в электрической печи.

Вещество нерастворимо в воде, имеет высокий коэффициент светопреломления, высокое давление паров, низкую температуру кипения (46° C).

Сероуглерод – эффективный растворитель жиров, масел, каучука и резин – широко используют для экстракции масел, в производстве искусственного шелка, лаков, резиновых клеев и спичек, уничтожения амбарных долгоносиков и одежной моли, для дезинфекции почв.

Источник: https://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/SERA.html

Сообщение Сера и её характеристики появились сначала на Учебник.

• Из 118 химических элементов, открытых на данный момент (из них не все официально признаны), к металлам относят:

• 6 элементов в группе щелочных металлов,
• 6 в группе щёлочноземельных металлов,
• 38 в группе переходных металлов,
• 11 в группе лёгких металлов,
• 7 в группе полуметаллов,
• 14 в группе лантаноиды + лантан,
• 14 в группе актиноиды (физические свойства изучены не у всех элементов) + актиний,
• вне определённых групп бериллий и магний.

1. Таким образом, к металлам, возможно, относится 96 элементов из всех открытых.
2. В астрофизике термин «металл» может иметь другое значение и обозначать все химические элементы тяжелее гелия
3. Характерные свойства металлов

1. Металлический блеск (характерен не только для металлов: его имеют и неметаллы иод и углерод в виде графита)
2. Хорошая электропроводность
3. Возможность лёгкой механической обработки 
4. Высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов)
5. Высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы)
6. Большая теплопроводность
7. В реакциях чаще всего являются восстановителями.

Физические свойства металлов

Все металлы (кроме ртути и, условно, франция) при нормальных условиях находятся в твёрдом состоянии, однако обладают различной твёрдостью. Ниже приводится твёрдость некоторых металлов по шкале Мооса.

Температуры плавления чистых металлов лежат в диапазоне от −39 °C (ртуть) до 3410 °C (вольфрам). Температура плавления большинства металлов (за исключением щелочных) высока, однако некоторые «нормальные» металлы, например олово и свинец, можно расплавить на обычной электрической или газовой плите.

В зависимости от плотности, металлы делят на лёгкие (плотность 0,53 ÷ 5 г/см³) и тяжёлые (5 ÷ 22,5 г/см³). Самым лёгким металлом является литий (плотность 0.53 г/см³).

Самый тяжёлый металл в настоящее время назвать невозможно, так как плотности осмия и иридия — двух самых тяжёлых металлов — почти равны (около 22.

Большинство металлов пластичны, то есть металлическую проволоку можно согнуть, и она не сломается. Это происходит из-за смещения слоёв атомов металлов без разрыва связи между ними. Самыми пластичными являются золото, серебро и медь.

Из золота можно изготовить фольгу толщиной 0.003 мм, которую используют для золочения изделий. Однако не все металлы пластичны. Проволока из цинка или олова хрустит при сгибании; марганец и висмут при деформации вообще почти не сгибаются, а сразу ломаются.

Пластичность зависит и от чистоты металла; так, очень чистый хром весьма пластичен, но, загрязнённый даже незначительными примесями, становится хрупким и более твёрдым.

Некоторые металлы такие как золото, серебро, свинец, алюминий, осмий могут срастаться между собой, но на это может уйти десятки лет.

Все металлы хорошо проводят электрический ток; это обусловлено наличием в их кристаллических решётках подвижных электронов, перемещающихся под действием электрического поля. Серебро, медь и алюминий имеют наибольшую электропроводность; по этой причине последние два металла чаще всего используют в качестве материала для проводов.

Очень высокую электропроводность имеет также натрий, в экспериментальной аппаратуре известны попытки применения натриевых токопроводов в форме тонкостенных труб из нержавеющей стали, заполненных натрием.

Благодаря малому удельному весу натрия, при равном сопротивлении натриевые «провода» получаются значительно легче медных и даже несколько легче алюминиевых.

Цвет у большинства металлов примерно одинаковый — светло-серый с голубоватым оттенком. Золото, медь и цезий соответственно жёлтого, красного и светло-жёлтого цвета.

• Химические свойства металлов
• На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны)
• Реакции с простыми веществами

• С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды:

 оксид лития пероксид натрия надпероксид калия

Чтобы получить из пероксида оксид, пероксид восстанавливают металлом:

Со средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании:

• С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды:

При нагревании:

• С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины:

Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид:

• С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода −1:

• С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются ацетилениды или метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды — метан.

1. Взаимодействие кислот с металлами
2. Взаимодействие неокисляющих кислот с металлами, стоящими в электрическом ряду активности металлов до водорода
3. Происходит реакция замещения, которая также является окислительно-восстановительной:

Взаимодействие серной кислоты H2SO4 с металлами

Окисляющие кислоты могут взаимодействовать и с металлами, стоящими в ЭРАМ после водорода:

Очень разбавленная кислота реагирует с металлом по классической схеме:

При увеличении концентрации кислоты образуются различные продукты:

Реакции для азотной кислоты (HNO3)

При взаимодействии с активными металлами вариантов реакций ещё больше:

Источник: https://www.sites.google.com/site/helpchemistry78/metally

Свойства металлов

Металлы, это группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск. В данной статье все свойства металлов будут представлены в виде отдельных таблиц.

Свойства металлов делятся на физические, химические, механические и технологические.

Физические свойства металлов

К физическим свойствам относятся: цвет, удельный вес, плавкость, электропроводность, магнитные свойства, теплопроводность, теплоемкость, расширяемость при нагревании.

Удельный вес металла — это отношение веса однородного тела из металла к объему металла, т.е. это плотность в кг/м3 или г/см3.

Плавкость металла — это способность металла расплавляться при определенной температуре, называемой температурой плавления.

Электропроводность металлов — это способность металлов проводить электрический ток, это свойство тела или среды, определяющее возникновение в них электрического тока под воздействием электрического поля.

 Под электропроводностью подразумевается способность проводить прежде всего постоянный ток (под воздействием постоянного поля), в отличие от способности диэлектриков откликаться на переменное электрическое поле колебаниями связанных зарядов (переменной поляризацией), создающими переменный ток.

Магнитные свойства металлов характеризуются: остаточной индукцией, коэрцетивной силой и магнитной проницаемостью.

Теплопроводность металлов — это их способность передавать тепло от более нагретых частиц к менее нагретым. Теплопроводность металла определяется количеством теплоты, которое проходит по металлическому стержню сечением в 1см2, длиной 1см в течение 1сек. при разности температур в 1°С.

Теплоемкость металлов — это количество теплоты, поглощаемой телом при нагревании на 1 градус. Отношение количества теплоты, поглощаемой телом при бесконечно малом изменении его температуры, к этому изменению единицы массы вещества (г, кг) называется удельной теплоёмкостью, 1 моля вещества — мольной (молярной).

Расширяемость металлов при нагревании.Все металлы при нагревании расширяются, а при охлаждении сжимаются. Степень увеличения или уменьшения первоначального размера металла при изменении температуры на один градус характеризуется коэффициентом линейного расширения.

Химические свойства металлов

К химическим — окисляемость, растворимость и коррозионная стойкость.

Окисление металлов — это реакция соединения металла с кислородом, сопровождающаяся образованием окислов (оксидов). Если рассмотреть окисляемость шире, то это реакции, в которых атомы теряют электроны и образуются различные соединения, например, хлориды, сульфиды. В природе металлы находятся в основном в окисленном состоянии, в виде руд, поэтому их производство основано на процессах восстановления различных соединений.
Растворимость металлов — это их способность образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых металл находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Металлы растворяются в растворителях, в качестве которых выступают сильные кислоты и едкие щелочи. В промышленности наиболее часто используются: серная, азотная и соляные кислоты, смесь азотной и соляной кислот (царская водка), а также щелочи — едкий натр и едкий калий.
Коррозионная стойкость металлов — это их способность сопротивляться коррозии.

Механические свойства металлов

• К механическим — прочность, твердость, упругость, вязкость, пластичность.
• Прочностью металла называется его способность сопротивляться действию внешних сил, не разрушаясь.
• Твердостью металлов называется способность тела противостоять проникновению в него другого, более твердого тела.
• Упругость металлов — свойство металла восстанавливать свою форму после прекращения действия внешних сил, вызвавших изменение формы (деформацию).

Вязкость металлов — это способность металла оказывать сопротивление быстро возрастающим (ударным) внешним силам.

Вязкость — свойство обратное хрупкости.

Пластичность металлов — это свойство металла деформироваться без разрушения под действием внешних сил и сохранять новую форму после прекращения действия сил. Пластичность—свойство обратное упругости.

Технологические свойства металлов

1. К технологическим — прокаливаемость, жидкотекучесть, ковкость, свариваемость, обрабатываемость резанием.
2. Прокаливаемость металлов – это их способность получать закаленный слой определенной глубины.

3. Жидкотекучесть металлов — это свойство металла в жидком состоянии заполнять литейную форму и воспроизводить ее очертания в отливке.
4. Ковкость металлов —это технологическое свойство, характеризующее их способность к обработке деформированием, например, ковкой, вальцеванием, штамповкой без разрушения.

5. Свариваемость металлов — это их свойство образовывать в процессе сварки неразъемное соединение, отвечающее требованиям, обусловленным конструкцией и эксплуатацией производимого изделия.

Обрабатываемость металлов резанием — это их способность изменять геометрическую форму, размеры, качество поверхности за счет механического срезания материала заготовки режущим инструментом. Обрабатываемость металлов зависит от их механических свойств, в первую очередь прочности и твердости.

Современными методами испытания металлов являются механические испытания, химический анализ, спектральный анализ, металлографический и рентгенографический анализы, технологические пробы, дефектоскопия. Эти испытания дают возможность получить представление о природе металлов, их строении, составе и свойствах, а также определить качество готовых изделий.

Таблицы свойств металлов

Таблица «Свойства металлов: Чугун, Литая сталь, Сталь»

1. Предел прочности на растяжение
2. Предел текучести (или Rp 0,2);
3. Относительное удлинение образца при разрыве;
4. Предел прочности на изгиб;
5. Предел прочности на изгиб приведен для образца из литой стали;
6. Предел усталости всех типов чугуна, зависит массы и сечения образца;
7. Модуль упругости;
8. Для серого чугуна модуль упругости уменьшается с увеличением напряжения растяжения и остается практически постоянным с увеличением напряжения сжатия.

Таблица «Свойства пружинной стали»

1. Предел прочности на растяжение,
2. Относительное уменьшение поперечного сечения образца при разрыве,
3. Предел прочности на изгиб;
4. Предел прочности при знакопеременном циклическом нагружении при N ⩾ 107,
5. Максимальное напряжение при температуре 30°С и относительном удлинении 1 2% в течение 10 ч; для более высоких температур см. раздел «Способы соединения деталей»,
6. см. раздел «Способы соединения деталей»;
7. 480 Н/мм2 для нагартованных пружин;
8. Приблизительно на 40% больше для нагартованных пружин

Таблица «Свойства кузовных тонколистовых металлов»

Таблица «Свойства цветных металлов»

1. Модуль упругости, справочные данные;
2. Предел прочности на растяжение;
3. Предел текучести, соответствующий пластической деформации 0,2%;
4. Предел прочности на изгиб;
5. Наибольшая величина;
6. Для отдельных образцов

Таблица «Свойства легких сплавов»

1. Предел прочности на растяжение;
2. Предел текучести, соответствующий пластической деформации 0,2%;
3. Предел прочности на изгиб;
4. Наибольшая величина;
5. Показатели прочности приведены для образцов и для отливок;
6. Показатели предела прочности на изгиб приведены для случая плоского нагружения

Таблица «Металлокерамические материалы (PM)1) для подшипников скольжения»

1. В соответствии со стандартом DIN 30 910,1990 г. издания;
2. Применительно к подшипнику 10/16 г 10;
3. Углерод содержится, главным образом, в виде свободного графита;
4. Углерод содержится только в виде свободного графита

Таблица «Свойства металлокерамических материалов (РМ)1 для конструкционных деталей»

1. В соответствии со стандартом DIN 30 910,1990 г. издания;

Магнитные материалы

Таблица «Свойства магнитомягких материалов»

1. Данные относятся только к магнитным кольцам.

Магнитомягкие металлы

Таблица «Свойства магнитной листовой и полосовой стали»

Материалы для преобразователей и электрических реакторов

Магнитная проницаемость листового сердечника для классов сплавов С21, С22, Е11, Е31 и Е41 для секции тонколистового сердечника EY11

Материалы для реле постоянного тока

Таблица «Свойства материалов для реле постоянного тока»

Металлокерамические материалы для магнитомягких компонентов

Таблица «Свойства металлокерамических материалов для магнитомягких компонентов»

Магнитомягкие ферриты

Таблица «Свойства магнитомягких ферритов»

1. Нормируемые величины;
2. Потеря материалом магнитных свойств в зависимости от частоты при низкой плотности магнитного потока (В < 0,1 мТл);
3. Потери магнитных свойств при высокой плотности магнитного потока; замеряются предпочтительно при f = 25 кГц, В = 200 мТл, Θ = 100°С;
4. Магнитная проницаемость при строго синусоидальном магнитном поле; замеряется при f

Источник: http://press.ocenin.ru/svojstva-metallov/

Не секрет, что все вещества в природе делятся на три состояния: твердые, жидкие и газообразные. А твердые вещества в свою очередь делятся на металлы и неметаллы, разделение это нашло свое отображение и в таблице химических элементов великого химика Д. И. Менделеева. Наша сегодняшняя статья о металлах, занимающих важное место, как в химии, так и во многих других сферах нашей жизни.

Химические свойства металлов

Все мы, так или иначе, но сталкиваемся с химией в нашей повседневной жизни. Например, во время приготовления еды, растворение поваренной соли в воде является простейшей химической реакцией. Вступают в разнообразные химические реакции и металлы, а их способность реагировать с другими веществами это и есть их химические свойства.

Среди основных химических свойств или качеств металлов можно выделить их окисляемость и коррозийную стойкость. Реагируя с кислородом, металлы образуют пленку, то есть проявляют окисляемость.

Аналогичным образом происходит и коррозия металлов – их медленное разрушение по причине химического или электрохимического взаимодействия. Способность металлов противостоять коррозии называется их коррозийной стойкостью.

Физические свойства металлов

Среди основных общих физических свойств металлов можно выделить:

• Плавление.
• Плотность.
• Теплопроводность.
• Тепловое расширение.
• Электропроводность.

Важным физическим параметром металла является его плотность или удельный вес. Что это такое? Плотность металла – это количество вещества, которое содержится в единице объема материала.

Чем меньше плотность, тем металл более легкий. Легкими металлами являются: алюминий, магний, титан, олово. К тяжелым относятся такие металлы как хром, марганец, железо, кобальт, олово, вольфрам и т. д.

(в целом их имеется более 40 видов).

Способность металла переходить из твердого состояния в жидкое, именуется плавлением. Разные металлы имеют разные температуры плавления.

Скорость, с которой в металле проводится тепло при нагревании, называется теплопроводностью металла. И по сравнению с другими материалами все металлы отличаются высокой теплопроводностью, говоря по-простому, они быстро нагреваются.

Помимо теплопроводности все металлы проводят электрический ток, правда, некоторые делают это лучше, а некоторые хуже (это зависит от строения кристаллической решетки того или иного металла).

Способность металла проводить электрический ток называется электропроводностью.

Металлы, обладающие отличной электропроводностью, это золото, алюминий и железо, именно поэтому их часто используют в электротехнической промышленности и приборостроении.

Механические свойства металлов

Основными механическими свойствами металлов является их твердость, упругость, прочность, вязкость и пластичность.

При соприкосновении двух металлов могут образоваться микро вмятины, но более твердый металл способен сильнее противостоять ударам. Такая сопротивляемость поверхности металла ударам извне и есть его твердость.

Чем же твердость металла отличается от его прочности. Прочность, это способность металла противостоять разрушению под действием каких-либо других внешних сил.

Под упругостью металла понимается его способность возвращать первоначальную форму и размер, после того как нагрузка, вызвавшая деформацию металла устранена.

Способность металла менять форму под внешним воздействием называется пластичностью.

Технологические свойства металлов

Технологические свойства металлов и сплавов важны в первую очередь при их производстве, так как от них зависит способность подвергаться различным видам обработки с целью создания разнообразных изделий.

Среди основных технологических свойств можно выделить:

• Ковкость.
• Текучесть.
• Свариваемость.
• Прокаливаемость.
• Обработку резанием.

Под ковкостью понимается способность металла менять форму в нагретом и холодном состояниях. Ковкость метала, была открыта еще в глубокой древности, так кузнецы, занимающиеся обработкой металлических изделий, превращением их в мечи или орала (в зависимости от потребности) на протяжении многих веков и исторических эпох были одной из самых уважаемых и востребованных профессий.

• Способность двух металлических сплавов при нагревании соединяться друг с другом называют свариваемостью.
• Текучесть металла тоже очень важна, она определяет способность расплавленного метала растекаться по заготовленной форме.
• Свойство металла закаливаться называется прокаливаемостью.

Интересные факты о металлах

• Самым твердым металлом на Земле является хром. Этот голубовато-белый метал был открыт в 1766 году под Екатеринбургом.
• И наоборот, самыми мягкими металлами являются алюминий, серебро и медь. Благодаря своей мягкости они нашли широкое применение в разных областях, например, в электроаппаратостроении.
• Золото – которое на протяжении веков было самим драгоценным металлом имеет и еще одно любопытное свойство – это самый пластичный металл на Земле, обладающий к тому же отличной тягучестью и ковкостью. Также золото не окисляется при нормальной температуре (для этого его нужно нагреть до 100С), обладает высокой теплопроводностью и влагоустойчивостью. Наверняка все эти физические характеристики делают настоящее золото таким ценным.
• Ртуть – уникальный металл, прежде всего тем, что он единственный из металлов, имеющий жидкую форму. Причем в природных условиях ртути в твердом виде не существует, так как ее температура плавления -38С, то есть в твердом состоянии она может существовать в местах, где просто таки очень холодно. А при комнатной температуре 18С ртуть начинает испаряться.
• Вольфрам интересен тем, что это самый тугоплавкий металл в мире, чтобы он начал плавиться нужна температура 3420С. Именно по этой причине в электрических лампочках нити накаливания, принимающие основной тепловой удар, изготовлены из вольфрама.

Металлы, видео

И в завершение образовательное видео по теме нашей статьи.

При написании статьи старался сделать ее максимально интересной, полезной и качественной. Буду благодарен за любую обратную связь и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Также Ваше пожелание/вопрос/предложение можете написать на мою почту pavelchaika1983@gmail.com или в Фейсбук, с уважением автор.

Источник: https://www.poznavayka.org/fizika/svoystva-metallov/

Общие физические свойства металлов — урок. Химия, 8–9 класс

Металлы — это простые вещества, образованные металлическими химическими элементами.

В металлах существует особый вид связи — металлическая химическая связь.

Металлическая связь — это химическая связь, образующаяся за счёт притяжения катионов (положительно заряженных ионов) металлов и свободно перемещающихся электронов (так называемого «электронного газа»), заряженных отрицательно.

• На рисунке изображена модель кристаллической решётки металлов: в узлах кристаллической решётки находятся как электрически нейтральные, так и положительно заряженные катионы металлов, а между ними свободно перемещаются отрицательно заряженные электроны (электронный газ).
• За счёт наличия в кристаллах свободно движущихся электронов для большинства металлов характерны общие физические свойства: особый металлический блеск, высокие электропроводность и теплопроводность, ковкость и другие.
• Общие физические свойства металлов
• Агрегатное состояние и цвет металлов

• При обычных условиях все металлы (за исключением ртути, её температура плавления — (–39) °C) являются твёрдыми веществами. 
• Способность металлов отражать падающий на них свет является причиной наличия у них особого металлического блеска.
• Металлы не имеют запаха.
• В своём большинстве металлы имеют серебристо-белый или серебристо-серый цвет. Исключение составляют медь (красного цвета) и золото (жёлтого цвета).

В технике металлы принято подразделять на чёрные и цветные. Как правило, к чёрным металлам относят железо и его сплавы, а к цветным — все остальные металлы.

Алюминий Al	Капельки ртути Hg	Медь Cu

Электро- и теплопроводностьМеталлы хорошо проводят тепло. Все металлы хорошо проводят электрический ток, что обусловлено наличием в кристаллической решётке электронов, которые способны свободно перемещаться. Очень хорошими проводниками электрического тока являются золото (Au), медь (Cu) и серебро (Ag).

Пластичность

Металлы в большинстве своём пластичны. Их можно ковать, вытягивать в проволоку и прессовать. Исключение составляют сурьма и висмут, они хрупкие и от удара рассыпаются.

Температура плавления

Температура плавления металлов изменяется в широком интервале: от (–39) °C у ртути до (3420) °C у вольфрама. По температуре плавления металлы условно подразделяют на:

• легкоплавкие (температура плавления до (1000) °C);
• среднеплавкие (температура плавления от (1000) °C до (1600) °C);
• тугоплавкие (температура плавления выше (1600) °C).

1. Плотность
2. Плотность различных металлов также колеблется в сравнительно широких пределах: от (0,53)  г/см³ у лития до (22,61) г/см³ у осмия.
3. По плотности металлы принято подразделять на лёгкие (плотность меньше (5) г/см³) и тяжёлые (плотность свыше (5) г/см³).

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/klassy-neorganicheskikh-veshchestv-14371/metally-15154/re-a5531b87-3eac-40ca-a3ae-f4f5a1d95caa

Общие физические и химические свойства металлов

Благодаря  наличию свободных электронов (“электронного газа”) в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:

1)     Пластичность – способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.

2)    Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.

4)     Теплопроводность.  Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность – у висмута и ртути.

5)     Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6)     Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий – литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее  5 г/см3 считаются “легкими металлами”.

7)     Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me0 – nē →  Men+

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

1. Реакции металлов с неметаллами

• 1)     С кислородом:
  2Mg + O2 →  2MgO
• 2)     С серой:
  Hg + S →  HgS
• 3)     С галогенами:
  Ni + Cl2  –t°→   NiCl2
• 4)     С азотом:
  3Ca + N2  –t°→   Ca3N2
• 5)     С фосфором:
  3Ca + 2P  –t°→   Ca3P2
• 6)     С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
  2Li + H2 →  2LiH
• Ca + H2 →  CaH2

2. Реакции металлов с кислотами

1. 1)     Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:
2. Mg + 2HCl →   MgCl2 + H2
3. 2Al+ 6HCl →  2AlCl3 + 3H2
4. 6Na + 2H3PO4 →  2Na3PO4 + 3H2­
5. 2) С кислотами-окислителями:
6. При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется!
7. 
8. Zn + 2H2SO4(К) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
9. 4Zn + 5H2SO4(К) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
10. 3Zn + 4H2SO4(К) → 3ZnSO4 + S + 4H2O
11. 2H2SO4(к) + Сu → Сu SO4 + SO2 + 2H2O
12. 10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
13. 4HNO3(к) + Сu → Сu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3. Взаимодействие металлов с водой

• 1)     Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание (щелочь) и водород:
• 2Na + 2H2O →  2NaOH + H2
• Ca+ 2H2O →  Ca(OH)2 + H2
• 2)     Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:
• Zn + H2O  –t°→   ZnO + H2­
• 3)     Неактивные (Au, Ag, Pt) – не реагируют.

4.    Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

1. Cu + HgCl2 →  Hg+ CuCl2
2. Fe+ CuSO4 →  Cu+ FeSO4
3. 

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси — сплавы, в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (латунь) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем – дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) – это широко известные чугун и сталь.

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой, в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание.

Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается.

Рыхлая оксидная пленка (ржавчина), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте – металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg – только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи – «царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их коррозия, т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО2 и SО2; создается кислотная среда, и катионы Н+ вытесняются активными металлами в виде водорода Н2 (водородная коррозия).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия).

Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара.

Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь), имеют высокую коррозионную стойкость.

Источник: http://www.yoursystemeducation.com/obshhie-fizicheskie-i-ximicheskie-svojstva-metallov/

Физические и химические свойства металлов – Осварке.Нет

В статье подробно рассматриваются физические и химические свойства металлов.

Физические свойства

К физическим свойствам металлов относят цвет, плотность, температуру плавления, теплопроводность, тепловое расширение, теплоемкость, электропроводность, магнитные свойства и др.

Цветом называют способность металлов отражать световое излучение с определенной длиной волны. Например, медь имеет розово-красный цвет, алюминий – серебристо-белый.

Плотность металла характеризуется его массой, заключенной в единице объема. По плотности все металлы делят на легкие (менее 4500 кг/м3) и тяжелые. Плотность имеет большое значение при создании различных изделий. Например, в самолето- и ракетостроении стремятся использовать более легкие металлы и сплавы (алюминиевые, магниевые, титановые), что способствует снижению массы изделий.

Температура плавления

Температурой плавления называют температуру, при которой металл переходит из твердого состояния в жидкое. По температуре плавления различают тугоплавкие металлы (вольфрам 3416°С, тантал 2950°С, титан 1725°С, и др.

) и легкоплавкие (олово 232°С, свинец 327°С, цинк 419,5°С, алюминий 660°С). Температура плавления имеет большое значение при выборе металлов для изготовления литых изделий, сварных и паяных соединений, термоэлектрических приборов и других изделий.

В единицах СИ температуру плавления выражают в градусах Кельвина (К).

Теплопроводность

Теплопроводностью называют способность металлов передавать тепло от более нагретых к менее нагретым участкам тела. Серебро, медь, алюминии обладают большой теплопроводностью. Железо имеет теплопроводность примерно в три раза меньше, чем алюминий, и в пять раз меньше, чем медь.

Теплопроводность имеет большое значение при выборе материала для деталей. Например, если металл плохо проводит тепло, то при нагреве и быстром охлаждении (термическая обработка, сварка) в нем образуются трещины. Некоторые детали машин (поршни двигателей, лопатки турбин) должны быть изготовлены из материалов с хорошей теплопроводностью.

В единицах СИ теплопроводность имеет размерность Вт/(м∙К).

Тепловое расширение

Тепловым расширением называют способность металлов увеличиваться в размерах при нагревании и уменьшаться при охлаждении. Тепловое расширение характеризуется коэффициентом линейного расширения α=(l2-l1)/[l1(t2-t1)], где l1 и l2 длины тела при температурах t1 и t2.

Коэффициент объемного расширения равен 3α.

Тепловые расширения должны учитываться при сварке, ковке и горячей объемной штамповке, изготовлении литейных форм, штампов, прокатных валков, калибров, выполнении точных соединений и сборке приборов, при строительстве мостовых ферм, укладке железнодорожных рельс.

Теплоемкость

Теплоемкостью называют способность металла при нагревании поглощать определенное количество тепла. В единицах СИ имеет размерность Дж/К. Теплоемкость различных металлов сравнивают по величине удельной теплоемкости – количеству тепла, выраженному в больших калориях, которое требуется для повышения температуры 1 кг металла на 1°С (в единицах СИ – Дж/(кг∙К).

Способность проводить электрический ток

Способность металлов проводить электрический ток оценивают двумя взаимно противоположными характеристиками – электропроводностью и электросопротивлением.

Электрическая проводимость оценивается в системе СИ в сименсах (См), а удельная электропроводность – в Cм/м, аналогично электросопротивление выражают в омах (Ом), а удельное электросопротивление — в Ом/м. Хорошая электропроводность необходима, например, для токонесущих проводов (медь, алюминий).

При изготовлении электронагревателей приборов и печей необходимы сплавы с высоким электросопротивлением (нихром, константан, манганин). С повышением температуры металла его электропроводность уменьшается, а с понижением – увеличивается.

Магнитные свойства

Магнитные свойства характеризуются абсолютной магнитной проницаемостью или магнитной постоянной, т. е. способностью металлов намагничиваться. В единицах СИ магнитная постоянная имеет размерность Гн/м.

Высокими магнитными свойствами обладают железо, никель, кобальт и их сплавы, называемые ферромагнитными. Материалы с магнитными свойствами применяют в электротехнической аппаратуре и для изготовления магнитов.

Химические свойства

Химические свойства характеризуют способность металлов и сплавов сопротивляться окислению или вступать в соединение с различными веществами: кислородом воздуха, растворами кислот, щелочей и др.

Чем легче металл вступает в соединение с другими элементами, тем быстрее он разрушается. Химическое разрушение металлов под действием на их поверхность внешней агрессивной среды называют коррозией.

Металлы, стойкие к окислению при сильном нагреве, называют жаростойкими или окалиностойкими. Такие металлы применяют для изготовления деталей, которые эксплуатируются в зоне высоких температур.

Химические свойства металлов обязательно учитываются при изготовлении тех или иных изделий. Особенно это относится к изделиям или деталям, работающим в химически агрессивных средах.

Сохранить:

Источник: http://osvarke.net/materialovedenie/fizicheskie-i-himicheskie-svojstva-metallov/

Сообщение Физические и химические свойства металлов появились сначала на Учебник.

Черный металлические кристаллы селена, образованный на горящем угольном отвале. Ширина изображения — 1,8 мм. Германия, Северный Рейн-Вестфалия, Аахен, Альсдорф, шахта Анна

Селен — хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета (устойчивая аллотропная форма, неустойчивая форма — киноварно-красная). Относится к халькогенам.

Входит в состав активных центров некоторых белков в форме аминокислоты селеноцистеина.

В организме человека содержится 10—14 мг селена, большая его часть сконцентрирована в печени, почках, селезенке, сердце, яичках и семенных канатиках у мужчин. Селен входит в состав белков мышечной ткани, белков миокарда.

СТРУКТУРА

Кристаллическая структура селена

Существует две модификации селена:
1. Кристаллическая (моноклинный селен a- и b-форм, гексагональный селен g-формы).
2. Аморфная (порошкообразная, коллоидная и стекловидная формы селена).

Модификация аморфный красного цвета селен — это одна из неустойчивых модификаций элемента. Порошкообразная и коллоидная формы селена получаются путем восстановления вещества из раствора селенистой кислоты H2SeO3.

Черный стекловидный селен можно получить путём нагревания элемента любой модификации до температуры 220 градусов Цельсия с быстрым охлаждением. Гексагональный селен имеет серый цвет. Эту модификацию, наиболее устойчивую термодинамически, можно получить также путем нагревания до температуры плавления с дальнейшим охлаждением до температуры 180-210 градусов Цельсия. Необходимо некоторое время выдерживать такой температурный режим.

СВОЙСТВА

Черный, стеклообразный аморфный и красный аморфный селен

Температура плавления вещества – 217 (α-Se) и 170–180 градусов Цельсия (β-Se), а закипает он при температуре 6850.

Степени окисления, что селен проявляет в реакциях: (-2), (+2), (+4), (+6), он устойчив к воздуху, кислороду, воде, соляной кислоте и разбавленной серной кислоте.

Поддается растворению в азотной кислоте высокой концентрации, «царской водке», более длительно растворяется в щелочной среде с окислением. Является диамагнетиком.

Запасы и добыча

Селен

Поскольку селен примешен к сере, элемент извлекают из сульфата железа. Для этого даже делать особо ничего не надо. 34-ый металл накапливается в пылеочистительных камерах сернокислотных заводов. Забирают селен и из установок электролиза меди.

После него остается анодный шлам. Из него-то и выделяют 34-ый элемент. Достаточно обработать шлам растворами гидроксида натрия и диоксида серы. Полученный селен нужно очистить. Для этого используют метод дистилляции. После, металл подсушивают.

ПРОИСХОЖДЕНИЕ

Отличные глянцевые кристаллы из горящих угольных отвалов. Ширина изображения — 1,8 мм. Германия, Северный Рейн-Вестфалия, Аахен, Альсдорф, шахта Анна

Содержание селена в земной коре — около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы.

Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi2(Se, S)3, хастит CoSe2, платинит PbBi2(S, Se)3, ассоциирующие с различными сульфидами, а иногда также с касситеритом. Изредка встречается самородный селен.

Главное промышленное значение на селен имеют сульфидные месторождения. Содержание селена в сульфидах колеблется от 7 до 110 г/т. Концентрация селена в морской воде 4·10-4 мг/л.

ПРИМЕНЕНИЕ

Селен

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль.

В современной технологии полупроводников применяются селениды многих элементов, например, селениды олова, свинца, висмута, сурьмы, селениды лантаноидов. Особенно важны свойства фотоэлектрические и термоэлектрические как самого селена, так и селенидов.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз). Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с пятиокисью ванадия применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл).

Полупроводниковые свойства селена в чистом виде широко использовались в середине 20-го века для изготовления выпрямителей, особенно в военной технике по следующим причинам: в отличие от германия, кремния, селен малочувствителен к радиации, и, кроме того, селеновый выпрямительный диод обладает уникальным свойством самовосстанавливаться при пробое: место пробоя испаряется и не приводит к короткому замыканию, допустимый ток диода несколько снижается, но изделие остается функциональным. К недостаткам селеновых выпрямителей относятся их значительные габариты.
Селен применяется как мощное противораковое средство, а также для профилактики широкого спектра заболеваний. Согласно исследованиям прием 200 мкг селена в сутки снижает риск заболеваемости раком прямой и толстой кишки — на 58 %, опухолями простаты на 63 %, раком легких — на 46 %, снижает общую смертность от онкологических заболеваний на 39 %.
Малые концентрации селена подавляют гистамин и за счет этого оказывают антидистрофический эффект и противоаллергическое действие. Также селен стимулирует пролиферацию тканей, улучшает функцию половых желез, сердца, щитовидной железы, иммунной системы.
В комплексе с йодом селен используется для лечения иододефицитных заболеваний и патологий щитовидной железы.

Соли селена способствуют восстановлению пониженного артериального давления при шоке и коллапсе

Селен (англ. Selenium) — Se

КЛАССИФИКАЦИЯ

Hey’s CIM Ref1.53

Физические свойства

Оптические свойства

Кристаллографические свойства



Источник: http://mineralpro.ru/minerals/selen/

Селен

Селен — химический элемент 6-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium), хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета (устойчивая аллотропная форма, неустойчивая форма — киноварно-красная). Относится к халькогенам.

Элемент открыт Й. Я. Берцелиусом в 1817.

Сохранился рассказ самого Берцелиуса о том, как произошло это открытие:

Я исследовал в содружестве с Готлибом Ганом метод, который применяют для производства серной кислоты в Грипсхольме. Мы обнаружили в серной кислоте осадок, частью красный, частью светло-коричневый.

Этот осадок, опробованный с помощью паяльной трубки, издавал слабый редечный запах и образовывал свинцовый королёк. Согласно Клапроту, такой запах служит указанием на присутствие теллура.

Ган заметил при этом, что на руднике в Фалуне, где собирается сера, необходимая для производства кислоты, также ощущается подобный запах, указывающий на присутствие теллура. Любопытство, вызванное надеждой обнаружить в этом коричневом осадке новый редкий металл, заставило меня исследовать осадок.

Приняв намерение отделить теллур, я не смог, однако, открыть в осадке никакого теллура. Тогда я собрал всё, что образовалось при получении серной кислоты путём сжигания фалюнской серы за несколько месяцев, и подверг полученный в большом количестве осадок обстоятельному исследованию.

Я нашёл, что масса (то есть осадок) содержит до сих пор неизвестный металл, очень похожий по своим свойствам на теллур. В соответствии с этой аналогией я назвал новое тело селеном (Selenium) от греческого σελήνη (луна), так как теллур назван по имени Tellus — нашей планеты.

В 1873 году Уиллоуби Смит обнаружил, что электрическое сопротивление серого селена зависит от освещённости. Это свойство стало основой для чувствительных к свету ячеек. Первый коммерческий продукт на основе селена был представлен на рынке в середине 1870-х годов Вернером фон Сименсом.

Селеновая ячейка использовалась в фотофоне, созданном Александром Беллом в 1879 году. Электрический ток, проходящий через селен, пропорционален количеству света, падающему на его поверхность, — это свойство использовано в различных измерителях освещённости (экспонометрах).

Полупроводниковые свойства селена нашли применение в других областях электроники В 1930-е годы началось развитие селеновых выпрямителей, которые пришли на смену медно-закисным выпрямителям благодаря высокой эффективности Селеновые выпрямители использовались до 1970-х годов, когда им на смену пришли кремниевые выпрямители.

В 1957 году была установлена важная роль селена в биологии млекопитающих. В 1970-е годы было показано наличие селена в двух независимых группах энзимов, а затем обнаружен селеноцистеин в белках. В 1980-е годы было установлено, что селеноцистеин кодируется кодоном UGA.

Механизм кодирования был установлен сначала для бактерий, а затем для млекопитающих (SECIS-элемент).

Происхождение названия

Название происходит от греч. σελήνη — Луна. Элемент назван так в связи с тем, что в природе он является спутником химически сходного с ним теллура (названного в честь Земли).

Нахождение в природе

Содержание селена в земной коре — около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi2(Se, S)3, хастит CoSe2, платинит PbBi2(S, Se)3, ассоциирующие с различными сульфидами, а иногда также с касситеритом. Изредка встречается самородный селен. Главное промышленное значение на селен имеют сульфидные месторождения. Содержание селена в сульфидах колеблется от 7 до 110 г/т. Концентрация селена в морской воде 0,4 мкг/л. На территории Кавказских Минеральных Вод есть источник с содержанием биогенного Se более 50 мкг/л.

Получение

Значительные количества селена получают из шлама медно-электролитных производств, в котором селен присутствует в виде селенида серебра.

Применяют несколько способов получения: окислительный обжиг с возгонкой SeO2; нагревание шлама с концентрированной серной кислотой, окисление соединений селена до SeO2 с его последующей возгонкой; окислительное спекание с содой, конверсия полученной смеси соединений селена до соединений Se(IV) и их восстановление до элементного селена действием SO2.

Физические свойства

Монокристаллический селен (99,9999 %)

Твёрдый селен имеет несколько аллотропных модификаций:

• Серый селен (γ-Se, «металлический селен») — наиболее устойчивая модификация с гексагональной кристаллической решёткой;
• Красный кристаллический селен — три моноклинные модификации: оранжево-красный α-Se, тёмно-красный β-Se, красный γ-Se;
• Красный аморфный селен;
• Чёрный стекловидный селен.

При нагревании серого селена он даёт серый же расплав, а при дальнейшем нагревании испаряется с образованием коричневых паров. При резком охлаждении паров селен конденсируется в виде красной аллотропной модификации.

Химические свойства

Селен — аналог серы и проявляет степени окисления −2 (H2Se), +4 (SeO2) и +6 (H2SeO4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 — сильнейшие окислители, а соединения селена (−2) — гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO2. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO2, SeO2 — не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO2 + H2O → H2SeO3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO3), получают селеновую кислоту H2SeO4, более сильную, чем серная.

Биологическая роль

Входит в состав активных центров некоторых белков в форме аминокислоты селеноцистеина. Является необходимым для жизни микроэлементом, но большинство соединений достаточно токсичны (селеноводород, селеновая и селенистая кислота) даже в средних концентрациях.

В организме человека содержится 10—14 мг селена, бо́льшая его часть сконцентрирована в печени, почках, селезёнке, сердце, яичках и семенных канатиках у мужчин. Селен присутствует в ядре клетки.

Суточная потребность человека в селене составляет 70-100 мкг. Повышенное содержание селена в организме может приводить к депрессии, тошноте, рвоте, диарее, поражению ЦНС и др.

Согласно данным эпидемиологических исследований 1990-х годов, более чем у 80 % россиян наблюдается дефицит селена.

Селен в организме взаимодействует с витаминами, ферментами и биологическими мембранами, участвует в регуляции обмена веществ, в обмене жиров, белков и углеводов, а также в окислительно-восстановительных процессах. Селен является составным компонентом более 30 жизненно важных биологически активных соединений организма.

Селен входит в активный центр ферментов системы антиоксидантно-антирадикальной защиты организма, метаболизма нуклеиновых кислот, липидов, гормонов (глутатионпероксидазы, йодотиронин-дейододиназы, тиоредоксинредуктазы, фосфоселенфосфатазы, фосфолипид-гидропероксид-глутатионпероксидазы, специфических протеинов Р и W и др.).

Селен входит в состав белков мышечной ткани, белков миокарда. Также селен способствует образованию трийодтиронина (гормонов щитовидной железы).

Селен является синергистом витамина E и иода. При дефиците селена иод плохо усваивается организмом. Согласно исследованиям, селен необходим для нормального функционирования иммунной системы. Он задействован в механизмах противодействия вирусным инфекциям, включая ВИЧ. Было доказано, что у пациентов, уже заразившихся ВИЧ, он замедляет переход заболевания в СПИД.

• Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль. В современной технологии полупроводников применяются селениды многих элементов, например, селениды олова, свинца, висмута, сурьмы, лантаноидов. Особенно важны свойства фотоэлектрические и термоэлектрические как самого селена, так и селенидов.
• Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве источника гамма-излучения для дефектоскопии.
• Селенид калия совместно с пятиокисью ванадия применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл).
• Полупроводниковые свойства селена в чистом виде широко использовались в середине 20-го века для изготовления выпрямителей, особенно в военной технике по следующим причинам: в отличие от германия и кремния, селен малочувствителен к радиации, и, кроме того, селеновый выпрямительный диод самовосстанавливается при пробое: место пробоя испаряется и не приводит к короткому замыканию, допустимый ток диода несколько снижается, но изделие остается функциональным. К недостаткам селеновых выпрямителей относятся их значительные габариты.
• Соединения селена применяются для окрашивания стекла в красный и розовый цвет. Обычно используют металлический селен и селенистокислый натрий Na2SeO3. Красные стекла, окрашенные селеном, называют селеновым рубином. Селен применялся при производстве стекла рубиновых звёзд Московского Кремля.

Селен применяется как мощное противораковое средство, а также для профилактики широкого спектра заболеваний.

Из-за его влияния на репарацию ДНК, апоптоз, эндокринную и иммунную системы, а также другие механизмы, включая его антиоксидантные свойства, селен может играть роль в профилактике рака.

Согласно исследованиям, приём 200 мкг селена в сутки снижает риск заболеваемости раком прямой и толстой кишки на 58 %, опухолями простаты — на 63 %, раком легких — на 46 %, снижает общую смертность от онкологических заболеваний на 39 %.

В комплексе с йодом селен используется для лечения иододефицитных заболеваний и патологий щитовидной железы.

Соли селена способствуют восстановлению пониженного артериального давления при шоке и коллапсе..

Токсичность

Общий характер воздействия селена и его соединений

Селен и его соединения ядовиты, по характеру действия несколько напоминает мышьяк; обладает политропным действием с преимущественным поражением печени, почек и ЦНС. Металлический селен менее ядовит.

Из неорганических соединений селена наиболее токсичными являются селеноводород, диоксид селена (ЛД50 = 1,5 мг/кг, крысы, интратрахеально) и селениты натрия (ЛД50 = 2,25 мг/кг, кролик, перорально) и лития (ЛД50 = 8,7 мг/кг, крысы, перорально).

Особенно токсичен селеноводород, однако, ввиду его отвратительного запаха, ощущаемого даже в ничтожных концентрациях (0,005 мг/л), удаётся избежать отравлений.

Органические соединения селена, такие как алкил- или арил-производные (например, диметилселен, метилэтилселен или дифенилселен), являются сильнейшими нервными ядами, с очень отвратительными запахами; так, порог восприятия для диэтилселена составляет 0,0064 мкг/л.

При попадании металлического порошкового селена в количестве 1 грамма перорально вызывает боль в животе в течение двух суток и учащённый стул, со временем симптомы проходят.

Действие на кожу

Соли селена при непосредственном соприкосновении с кожей вызывают ожоги и дерматиты. Диоксид селена при контакте с кожей способен вызывать резкую боль и онемение. При попадании на слизистые оболочки соединения селена могут вызывать раздражение и покраснение, при попадании в глаза резкую боль, слезотечение и конъюктивит.

Изотопы

Основная статья: Изотопы селена

Селен в природе состоит из 6 изотопов: 74Se (0,87 %), 76Se (9,02 %), 77Se (7,58 %), 78Se (23,52 %), 80Se (49,82 %), 82Se (9,19 %). Из них пять, насколько это известно, стабильны, а один (82Se) испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 9,7⋅1019 лет.

Кроме того, искусственно созданы ещё 24 радиоактивных изотопа (а также 9 метастабильных возбуждённых состояний) в диапазоне массовых чисел от 65 до 94.

Из искусственных изотопов применение нашел 75Se как источник гамма-излучения для неразрушающего контроля сварных швов и целостности конструкций.

Периоды полураспада некоторых радиоактивных изотопов селена:

Источник: https://chem.ru/selen.html

Селен, для чего нужен организму, польза, в каких продуктах содержится

Селен представляет собой следовой минеральный элемент, содержащийся в земле, продуктах и воде. Минерал важен для человеческого тела. Селена микроэлементы – это антиоксиданты, которые обеспечивают улучшение иммунной системы (иммунитет защищает людей от заболеваний) и защиту от воспалительных процессов. Также минерал поддерживает нормальный метаболизм.

В соответствии с научными данными, он положительно влияет на борьбу организма с вирусами; обеспечивает улучшение способности к зачатию детей и снижение вероятности появления онкологии, аутоиммунных болезней, заболеваний щитовидки. Если вам интересно, селен для чего нужен организму, ознакомьтесь со всеми его преимуществами.

Что такое селен для чего нужен организму

Это химический компонент, относящийся к неметаллам. Данный микроэлемент хрупок, имеет блеск темного оттенка на изломе.

Минерал считается «защитником» внутренних органов, усиливает антиоксидантные возможности, нормализует кровоток, благодаря этому веществу человек становится устойчивее к заболеваниям и стрессовым факторам.

Из этого следует, что химический компонент помогает организму, уменьшая вероятность появления онкологических образований, борясь с вирусными микроорганизмами, предотвращая нарушения сердечно-сосудистой системы, облегчая симптомы, которые связаны с иными тяжелыми заболеваниями (астма). Так, чтобы риск болезней сердца/сосудов стал меньше, употребляйте селеновые добавки.

Чтобы покрыть потребность в селене, надо употреблять определенные продукты (бразильские орехи семена подсолнуха, курицу). Натуральные продукты – наилучший поставщик элемента, в особенности та, которую термически не обрабатывали.

Минерал разрушается, попав в высокотемпературные условия при готовке продуктов.

У здоровых людей в современных государствах нехватка подобного вещества случается нечасто.

Люди с болезнями, ухудшающими усвояемость питательных компонентов из продуктов, часто страдают от нехватки минерала.

Польза селена для человека

Полезное действие селенового компонента состоит в следующем:

1. Антиоксидантное действие, предотвращение окислительного стресса. Преимущество минерала состоит в борьбе со старением, помощи иммунитету за счет снижения числа свободных радикалов. Когда он работает вместе с прочими антиоксидантными компонентами, их действие на организм становится сильнее. К примеру, когда минерал совместно работает с витамином E, организму проще бороться с окислительным стрессом. Кроме того, снижается вероятность онкологии простаты и кишечника.Минерал считается важным элементом глутатионпероксидазы, обеспечивающей защиту липидов в мембранах клеток. Он борется с окислительной деградацией, предотвращает мутационные изменения.
2. Защита от онкологии. Селен для мужчин в особенности полезен, если они имеют ослабленный иммунитет либо склонность к развитию болезней онкологического типа. В соответствии с научными данными, минерал снижает вероятность появления рака печени сердца, простаты, легочной системы, облегчает его симптомы.Он проникает в клеточное ядро, где размещается ДНК, выявляет нарушения. Затем минерал связывается с антиоксидантными компонентами, нейтрализует изменения ДНК, приводящие к развитию раковой опухоли.
3. Улучшение иммунной системы. Польза селена детям и взрослым заключается в том, что он дает возможность иммунной системе правильно работать. Кроме того, минерал особенно важно употреблять для борьбы с вирусами.
4. Улучшение кровотока, снижение вероятности появления болезней сердца, например, болезни Кешана. Недостаточность минерала может привести к возникновению сердечно-сосудистых нарушений. Селеновые добавки либо повышение количества потребляемых продуктов с селеном способствуют предотвращают сердечную ишемию, понижают риск развития сердечно сосудистых заболеваний. Известно, что минерал полезен для сердца, так как борется с воспалительными процессами, делает лучше кровообращение, уменьшает окислительный стресс.
5. Нормализация работы активных гормонов щитовидной. Множество проведенных обследований свидетельствуют о связи метаболизма щитовидки и селенового элемента. Минерал работает как катализатор, производит активные гормоны щитовидной железы.Щитовидка регулирует работу организма, отвечает за аппетит, сон, температуру, массу тела, общий тонус человека. Заболевание щитовидной железы могут привести к тому, что человек станет раздражительным, будет ощущать слабость в теле, начнет испытывать сложности с засыпанием.
6. Увеличение длительности жизни. Селен для женщин и мужчин полезен тем, что способствует повышению продолжительности жизни. Чем старше человек, тем больше вероятность того, что он заболеет астмой, артритом. Потреблением минерала можно снизить риск развития данных болезней, увеличить длительность жизни.
7. Облегчение симптомов астмы. Исследования свидетельствуют о пониженном уровне селена у астматиков. Астматики, принимавшие добавки с минералом, испытывали меньшее количество симптомов, которые связаны с астмой, чем люди, принимавшие плацебо.
8. Участие в процессе роста волос. Польза селена для волос заключается в том, что при недостатке данного элемента волосы станут ломким, могут начать выпадать.
9. Улучшение потенции. Минерал активно участвует в выработке мужских гормонов, обеспечивает поддержание нормального либидо. Селен для потенции полезен, потому, при наличии нарушений, связанных с половой активностью, нужно есть больше продуктов, содержащих данных химический элемент. Селеновые добавки улучшают половое здоровье мужчин.
10. Повышение фертильности. Минерал нужен, чтобы сперматозоиды были подвижными, следовательно, при недостатке селена могут возникнуть проблемы с зачатием. Элемент входит в оболочку митохондрий спермы, воздействует на поведение и функцию семенной жидкости при ее продвижении по вагинальному каналу.

В каких продуктах содержится селен

Нехватку минерала рекомендуется восполнять, употребляя селен в продуктах. Принимать за день больше селеновых добавок, чем нужно, нежелательно.

Таблица продуктов богатых селеном:

Зная, в каком продукте содержится селен больше, вы можете рассчитать, сколько определенной пищи нужно употребить, чтобы покрыть ежедневную потребность своего организма в этом компоненте.

Препараты с селеном

В перечень препаратов, которые представляют собой источники селена, включены:

1. Лекарственные препараты – Мультимакс (американское производство), Селенобел (белорусское), Селеназа (австрийское), Цефасель (немецкое).
2. БАДы – Динамизан (итальянское), Вита-Селен (американское), Селцинк Плюс (чешское), Доппельгерц (немецкое), Перфектил (английское), Дуовит (словенское).
3. Селен Актив – это средство стоит выделить отдельно, так как оно – 1 из наилучших поставщиков селенового микроэлемента, произведено в России. Средство выпускается в таблетированном виде.

Суточная потребность в селене

Оптимальную суточную норму селена рассчитывают, учитывая возраст человека:

• один-три года – двадцать микрограмм в сутки;
• четыре-восемь лет – тридцать микрограмм;
• девять-тринадцать лет – сорок микрограмм;
• больше четырнадцати лет – пятьдесят пять микрограмм.

Для беременных и кормящих установлены свои нормы. Беременным девушкам нужно потреблять шестьдесят микрограмм минерала в сутки. Для девушек в лактационный период ежедневная норма микроэлемента составляет семьдесят микрограмм.

Причины и симптомы нехватки селена в организме

Главной причиной малой концентрации минерала в пище считается его низкая доступность из почв. Используя искусственные удобрения на протяжении долгого времени, агрономы наполнили землю большими объемами серных и фосфорных элементов. Данные компоненты уменьшают доступность селена из почв. Следовательно, все, что произрастает на таких почвах, имеет невысокую концентрацию минерала.

Малое количество селена, к примеру, в пшенице приводит к тому, что этого минерала мало и в хлебе. Кроме того, селена становится мало и в мясомолочных продуктах, яйцах, ведь пшеницей часто кормят животных.

Еще одной причиной сниженной доступности минерала считается закисление почв, происходящее при земледельческих процессах. Дефицит селена вызывается болезнями печени, дисбактериозом кишечной системы, отравлением.

Недостаточное количество минерала в организме часто приводит к появлению такой симптоматики:

• резко снижается работоспособность, как физическая, так и умственная;
• развиваются профессиональные заболевания у тех, кто работает на опасных производствах;
• снижается клеточный и гуморальный иммунитет;
• раны медленно заживают после травм;
• повышается склонность к болезням печени;
• нарушается зрение;
• возникает половое бессилие, вплоть до полного исчезновения потенции.

Переизбыток селена чем опасен человеку

Употребление минерала из продуктов в нормальных дозах обыкновенно не провоцирует побочных эффектов. Однако избыток селена приводит к:

• малоприятному запаху из ротовой полости;
• лихорадочному состоянию;
• тошноте;
• заболеваниям печени, почек, сердца.

Некоторые виды минерала считаются канцерогенными для животных, однако доказательства прямой их опасности для людей отсутствуют. Если принимать селен, не превышая ежесуточно установленной нормы, никаких проблем не будет.

Источник: https://vitaminic.ru/vitaminy-i-mineraly/selen-se

СЕЛЕН: Польза и способы применения

Селен это важный микроэлемент, присутствующий в организме человека (главным образом в скелетной мышечной ткани) и в различных продуктах питания; он имеет многочисленные преимущества для здоровья Узнайте больше о селене, его пользе, пищевых источниках и побочных эффектах из этой статьи.

Селен (Se) впервые был обнаружен почти 200 лет назад шведским химиком бароном Йоном Берцелиусом. Много десятилетий спустя, научные работники считают селен центральным элементом, необходимым для улучшения здоровья человека. Эта страница поможет вам узнать больше о селене: его пользе для здоровья, пище, богатой им и его потенциальных побочных эффектах, которых нужно опасаться.

Что такое селен? Польза и его применение

Селен это важный микроэлемент, присутствующий в организме человека (главным образом в скелетной мышечной ткани), и в различных продуктах питания; он имеет многочисленные преимущества для здоровья (подробнее об этом позже).

Исследователи подчеркивают, что селен крайне важен для человека, но его дефицит все еще является распространенной проблемой. Почти 1 миллиард людей во всем мире страдают от него, в то время как еще больше людей потребляют меньше рекомендуемой ежедневной нормы, необходимой для обеспечения защиты от болезней.

Для того чтобы обезопасить себя от рисков, связанных с дефицитом, рекомендуется принимать добавку. Обычно селен можно принимать как компонент витаминно-минеральной добавки или как питательную антиоксидантную формулу.

Большинство добавок содержат форму селена под названием селенометионин. Если вы столкнетесь с продуктом под названием сульфид селена, не используйте его для решения проблемы дефицита, учитывая, что он продается в виде лосьона и применяется в качестве шампуня для лечения перхоти и грибковой инфекции кожи под названием опоясывающий лишай.

Богатые селеном продукты, которые вам стоит попробовать

Помимо приема добавки селена, вы также можете бороться с негативными последствиями дефицита, употребляя продукты с его высоким содержанием. Примеры еды, богатой селеном, включают:

• Бразильские орехи
• Рыба, такая как сардины, пойманный в дикой природе лосось и сельдь
• Чеснок
• Семена чиа и подсолнечника
• Органические яйца
• Органическая курица и индейка
• Печень травоядного скота (баранина или говядина)
• Грибы

Учтите, что уровень селена в некоторых продуктах зависит от количестве этого минерала в почве, в которой они выращивались. В идеале их стоит есть сырыми или слегка приготовленными, или искать необработанные органические разновидности, так как селен разрушается при рафинировании или термической обработке.

Польза селена для здоровья

Селен приносит пользу организму, что в некоторых случаях уже доказано исследованиями:

• Служит необходимым компонентом пероксидазы глутатиона — это энзим, который может преобразовать перекись водорода в воду.
• Обладает антиоксидантными и противовоспалительными свойствами для улучшения иммунной функции — Когда селен используется для производства глутатионпероксидазы, он проявляет антиоксидантные свойства и выступает в качестве первой линии защиты от накопления свободных радикалов в клетках.

Селен также обладает потенциалом влиять на иммунный ответ через селенопротеины (селеносодержащие протеины), что может помочь справиться с повышенным иммунным ответом и хроническим воспалением.

• Помощь в борьбе с инфекционными заболеваниями и вирусными инфекциями — селен может быть полезен для подавления ВИЧ, так как у пациентов с этим заболеванием наблюдается его низкий уровень.

Несколько исследований также подчеркнули что селен может помочь победить вирусные инфекции, такие как Грипп, и бактериальные, такие как Коксаки, которая может мутировать в высокопатогенный штамм.

• Помощь в поддержании правильной функции щитовидной железы — хотя его определенные эффекты все еще изучаются, селен играет определенную роль в сохранении правильной функции щитовидной железы, которая содержит больше селена на грамм ткани чем любой другой орган в теле и может экспрессировать специфические селенопротеины.
• Поддержание здоровья во время беременности — предполагается, что селен понижает риск выкидыша.
• Решение проблем фертильности у мужчин — было установлено, что он благоприятно влияет на мужскую фертильность.
• Помощь людям с хронической астмой — обсервационные исследования показали, что у людей с хронической астмой может быть более низкий уровень селена по сравнению со здоровыми.
• Уменьшение риска развития рака — из-за потенциала селена предотвращать накопление свободных радикалов, что является известным предшественником рака.

Многочисленные исследования выявили, что низкие уровни cелена были связаны с повышенным риском смерти от рака и остальных заболеваний.

Помните, что значительно увеличивать потребление селена нужно правильно, чтобы предотвратить риски для здоровья. Я предлагаю проконсультироваться с врачом, прежде чем принимать добавки или увеличивать количество богатых селеном продуктов в рационе.

Идеальная дозировка селена

Селен необходим организму в очень небольшом количестве (мкг).

Я предлагаю вам потреблять его умеренно, будь то из пищевых источников или добавок, потому что его избыток может привести к токсичности. В идеале, я рекомендую не превышать норму в 200 мкг ежедневно.

 Большинство исследований селена поддерживают эту дозу и подчеркивают, что у более высоких дозировок нет значительных преимуществ.

Если вы хотите увеличить уровень селена с помощью бразильских орехов, полезно будет съедать по 2-3 штуки ежедневно.

Также можно принимать добавки для увеличения уровня селена, при условии, что вы сначала посоветуетесь с врачом. После того, как вы получите разрешение, убедитесь, что вы выбрали правильную форму добавки.

Дрожжи с высоким содержанием селена — это научно протестированная и наиболее рекомендуемая форма приема.

Побочные эффекты селена

Хотя трудно «получить передозировку» селена из продуктов питания, в случае добавки все же существует такая опасность. Отравление селеном или его токсичность это главная угроза здоровью, связанная с эти минералом. Прием слишком большого количества селена может вызвать различные симптомы его токсичности. Отравление может быть острым или хроническим:

• Острое отравление селеном — у людей развивается при вдыхании (обычно в виде диоксида селена или селенида водорода) или при пероральном воздействии. С этими двумя методами воздействия связаны различные побочные эффекты:
• 
• Хроническое отравление — может произойти из-за высоких уровней селена в пище и воде. Оно может привести к таким осложнениям, как:

• Обесцвечивание кожи
• Деформация и потеря ногтей
• Облысение
• Обильное гниение и обесцвечивание зубов
• «Чесночное дыхание»
• Слабость
• Отсутствие умственной активности
• Вялость
• Кожная сыпь
• Усталость
• Раздражительность
• Потеря веса

Чрезмерное количество селена также связано с повышенным риском увеличения уровня холестерина и диабета. Если вы принадлежите к любой из следующих групп, то избегайте приема добавки без предварительной консультации с врачом:

• Люди с диагнозом гипотиреоз
• Люди, у которых был рак кожи
• Люди в группе риска рака кожи

Лекарства, которых нужно избегать, если вы планируете прием добавки селена

Если вы или кто-то, кого вы знаете, пьете любой из этих препаратов, не принимайте добавку селена без консультации или информирования вашего лечащего врача, из-за риска побочных эффектов, таких как:

Снижение уровня селена — эти препараты, как известно, снижают уровень этого минерала в вашем организме:

• Цисплатин (широко применяющийся в химиотерапии препарат)
• Клозапин (Клоразил)
• Кортикостероиды, такие как преднизон
• Вальпроевая кислота (Депакот)
• Антикоагулянты и антитромбоцитарные препараты

Повышенный риск кровотечения — прием добавок селена наряду с этими препаратами может повысить риск внутреннего кровотечения:

• Клопидогрел (Плавикс)
• Варфарин (Кумадин)
• Гепарин
• Аспирин
• Барбитураты

Более продолжительный седативный эффект — некоторые исследования на животных показали что селен может сделать седативный эффект этих препаратов слишком продолжительным:

• Бутабарбитал (Бутизол)
• Мефабарбитал (Мебарал)
• Фенобарбитал (Нембутал)
• Секобарбитал (Секонал)

Вмешательство в химиотерапию — пациентам, проходящим химиотерапию, рекомендуется проконсультироваться с онкологом или врачом, прежде чем принимать селеновые добавки, так как этот минерал может изменить эффекты от лечения.

Уменьшение эффективности препаратов, снижающих уровень холестерина — селен снижает эффективность статиновых препаратов.

Если вы женщина, принимающая противозачаточные таблетки, но хотите попробовать добавку селена, сначала обратитесь к врачу или гинекологу. Исследователи предположили, что такие женщины могут уже иметь высокий уровень селена, а дальнейшее его потребление вызовет отравление или токсичность.

Между тем, соли золота, которые являются химическими соединениями, снижают уровень селена в организме и вызывают симптомы его дефицита.

Селен: этот минерал достоин похвалы

Когда что-то считается «важным», должен быть список причин, по которым оно заслуживает этого наименования. Селен доказывал свою значимость в качестве необходимого питательного вещества, благодаря его пользе для здоровья при различных заболеваниях.

К сожалению, оптимизировать уровень селена нужно с осторожностью, учитывая риск отравления или токсичности, которые возникают при приеме чрезмерно высоких количеств, а также потенциальных побочных эффектов, связанных с добавками.

Как я уже упоминал ранее, было бы целесообразно проконсультироваться с врачом, прежде чем принимать их, чтобы уменьшить риск осложнений.

Часто Задаваемые Вопросы (ЧАВО) о селене

B: Чем полезен селен?

О: Селен связан с такими преимуществами для здоровья как:

• Служит важным компонентом фермента пероксидазы глутатиона
• Обладает антиоксидантными и противовоспалительными свойствами для повышения иммунной функции
• Помогает в борьбе с инфекционными заболеваниями и вирусными инфекциями
• Поддерживает правильную работу щитовидной железы
• Помогает беременным женщинам
• Решает проблему фертильности среди мужчин
• Помогает людям с хронической астмой
• Снижает риск развития рака

В: Какие продукты содержат большое количество селена?

О: Есть пищевые источники селена, которые будут вам полезны. К ним относятся бразильские орехи, семена подсолнечника и чиа, чеснок, органические яйца, органическая курятина и индейка, печень травоядного скота (говядина или баранина), рыба, такая как дикий аляскинский лосось и сельдь и грибы.

В: Сколько селена нужно принимать в день?

О: Я настоятельно советую принимать 200 мкг селена ежедневно. Избегайте превышать это количество, потому что это может увеличить риск токсичности или отравления.

При покупке добавки, ищите дрожжи с высоким содержанием селена, которые научно протестированы и являются наиболее рекомендуемой формой приема.

Поговорите с врачом, чтобы узнать, сколько этого минерала требуется вашему организму.опубликовано econet.ru.

1. © Джозеф Меркола
2. Если у вас возникли вопросы, задайте их здесь

P.S. И помните, всего лишь изменяя свое потребление — мы вместе изменяем мир! © econet

Источник: https://econet.ru/articles/185236-selen-polza-i-sposoby-primeneniya

Микроэлемент долголетия — селен

Селен, этот важный по своему действию в организме элемент, благодаря выполняемым функциям, еще называют «микроэлементом долголетия».

Роль селена в организме

Микроэлемент селен концентрируется в организме главным образом в почках, печени, костном мозге, сердце, поджелудочной железе, легких, коже, ногтях и волосах.

Избыточные поступления ртути, меди, сульфатов, парацетамола, фенацетина, лекарств от малярии могут привести к дефициту селена в организме. Улучшает усвоение селена витамин С и Е.

Селен выполняет следующие функции в организме:

• усиливает иммунитет организма (стимулирует образование антител, белых кровяных клеток, клеток-киллеров, макрофагов и интерферона, участвует в выработке эритроцитов)
• является сильным антиоксидантом (препятствует развитию опухолевых процессов и старению организма, нейтрализует и выводит чужеродные вещества, активирует витамин Е)
• снижает риск развития сердечнососудистых заболеваний (предотвращает мышечную дистрофию сердца, нейтрализует токсины, стимулирует синтез гемоглобина, участвует в выработке эритроцитов и кофермента Q10)
• выступает сильным антиопухолевым фактором (предотвращает и приостанавливает развитие злокачественных опухолей)
• входит в состав большинства гормонов, ферментов и некоторых белков
• стимулирует обменные процессы в организме
• защищает организм от токсичных проявлений ртути, кадмия, свинца, таллия и серебра
• стимулирует репродуктивную функцию (входит в состав сперматозоидов)
• стабилизирует работу нервной системы
• нормализирует работу эндокринной системы
• уменьшает остроту воспалительных процессов
• благотворно влияет на состояние кожных покровов, ногтей и волос

Селен против рака и старения

Селен – одно из немногих веществ с доказанным профилактическим эффектом в отношении рака. Исследования противораковых свойств селена проводились в разных странах на протяжении нескольких десятков лет. Результат всех этих работ одинаков: селен противостоит росту злокачественных образованиц.

Селен вместе с витамином Е и витамином С защищает нас от губительного действия свободных радикалов. Эти микроэлементы необходимы для производства главных антиоксидантов. Поэтому селен можно считать не только противораковым агентом, но и активным антиоксидантом, препятствующим старению каждой клетки и организма в целом.

• Высокий уровень селена и важнейших витаминов снижает риск артрита и поражения сосудов, инфаркта и инсульта, уберегает от катаракты и от ухудшения зрения, в том числе возрастного.
• Представьте себе чудодейственное вещество, которое не дает злобным вирусам, в том числе вирусу СПИДа, вырваться из клеток и начать сеять смерть и разрушение. Это селен – мощный антиоксидант и важный микроэлемент с разнообразными омолаживающими свойствами. Когда в ваших клетках уменьшается содержание селена – а так всегда происходит с возрастом – ваша иммунная система расстраивается, и вы оказываетесь более подвержены инфекциям, раку и болезням сердца.
• Далее: селен не только обладает собственным антиоксидантным действием, но и является важным строительным элементом в создании глютатион-пероксидазы, одного из самых важных ферментов нашего организма, который нейтрализует свободные радикалы, а в особенности те, которые нападают на молекулы жира, буквально превращая их в прогорклые.
• Поскольку в молекулу глютатионпероксидазы входит четыре атома селена, исследователи считают, что своей действенностью в борьбе со старением селен обязан именно способности увеличивать выработку этого фермента.
• Тревожный факт: С возрастом уровень селена в вашем организме падает. По данным исследований, после шестидесяти лет уровень селена падает на 7%, а после семидесяти пяти — на 24%.

Селен блокирует развитие рака. «Вещество, способное снизить заболеваемость раком почти на 40% и уменьшить смертность от рака на 40%, следовало бы провозгласить нашим величайшим прорывом в медицине» – считал знаменитый диетолог и натуропат доктор Аткинс.

В его клинике в Манхэттене препараты селена в дозе 200-400 мкг являются первоочередными элементами программы профилактики и терапии раковых заболеваний. Селен, по всей видимости, борется с раком, предотвращая мутации клеток, восстанавливая нанесенные клеткам повреждения и омолаживая иммунную систему.

Как показали исследования, у пожилых людей после двухмесячного приема препаратов селена реакция лимфоцитов на мутагены возросла на 79% и достигла уровня, обычного для более молодых и здоровых людей.

Однако, существует и другое мнение: «Миф о пользе селена развенчан!» Данный вывод был сделан сотрудниками организации The Cochrane collaboration в ходе анализа 55 изысканий, в которых приняли участие более миллиона человек.

Он помогает выстроить сильную иммунную систему, которая борется с инфекциями и болезнями. Селен содержится во множестве продуктов – в бразильском орехе, тунце и пасте. Добавки же, как и прочие витамины не работают в качестве защиты от рака, наоборот, повышая риск онкологических болезней в некоторых случаях».

В свою очередь, Инка Эбо из Британского исследовательского центра рака уверен, что людям стоит более внимательно относиться к приему добавок, подумав дважды перед тем, как начинать курс, полагаясь на селен.

Лучший способ восполнить нехватку микроэлементов – еда. Именно полноценное питание, по словам эксперта, будет работать в качестве защиты от рака.

Большинству же здоровых людей вообще нет необходимости принимать добавки.

Селен борется с заболеваниями сердца. Низкий уровень селена в крови делает вас более уязвимыми для сердечных заболеваний.

У людей с низким уровнем селена в крови риск коронарной болезни сердца на 70% выше по сравнению с теми, кто не испытывает дефицита этого минерала.

Чем ниже уровень селена, тем выше степень закупорки артерий, что определяется с помощью ангиограммы (рентгеноскопии сосудов сердца).

Селен защищает сердце не только благодаря своей роли в выработке глутатионпероксидазы, но и за счет ограничения содержания в организме таких ядовитых металлов, как кадмий, ртуть и свинец, для которых он является антагонистом. Накопление в организме токсичных металлов опасно не только для сердечной мышцы, но и является главной причиной такой болезни, как рассеянный склероз.

Противовоспалительное действие селена. Поскольку глутатионпероксидаза имеет противовоспалительные свойства, селен оказывает благотворное действие при ревматоидном артрите, остеоартрите, астме и других заболеваниях, например, колите и псориазе.

Селен очень важен для функции щитовидной железы, поскольку от него зависит фермент, который активизирует главный тиреоидный гормон. Дефицит селена способен привести к замедленному обмену веществ и даже ожирению, а эффект заместительной терапии может быть неполным.

Суточная потребность в селене

Источник: https://health-diet.ru/article/nutrient_vitamins/mikroelement_selen/

Сообщение Селен и его характеристики появились сначала на Учебник.

Главная > Учебные материалы > Математика:  Дифференциал 1.Понятие дифференциала. 2.Свойства дифференциала. 3.Дифференциал сложной функции. 4.Приближенные вычисления с помощью дифференциала. 9 10 11 12 13 14 15 16 17    Допустим функция y=f(x) определена на промежутке Х и дифференцируема в некоторой окресности точки xϵX, т.е. существует производная y'. Согласно теореме о связи бесконечно малых величин с пределами функции запишем: из рисунка 1 видно, что угол β равен сумме двух углов: ϕ и γ. tg ϕ = f'(x) в точке М, tg β — tg ϕ = а(∆x) представляет собой бесконечно малую величину, зависящую от ∆x.    ∆y/∆x = f'(x) + а(∆x)    где а(∆x) — бесконечно малая величина при ∆х →0, откуда    ∆y = f'(x)∆x + а(∆x)∆x     dy =f'(x) ∆x или dy = f'(x) dx  из формулы можно увидеть, что приращение функции ∆y состоит из двух слагаемых: линейного относительно ∆x и нелинейного. Таким образом, дифференциалом функции называется главная, линейная часть приращения функции относительно ∆x, равная произведению производной на приращение независимой переменной.    Допустим задана функция y = f(x). Возьмем произвольную точку М(x,y). Дадим переменной x приращение ∆x. Тогда функция получит приращение ∆y = f(x+∆x) — f(x). (см.рис. 1). Проведем касательную к кривой y = f(x) в точке М, которая образует угол ϕ с положительным направлением оси Ох, т.е f'(x) = tg ϕ. Из прямоугольного треугольника МAB AB = MB · tg ϕ = ∆x tg ϕ = f' (x)∆x т.е. dy = AB. Можно сказать что, дифференциал функции есть приращение ординаты касательной, проведенной к графику функции y = f(x) в данной точке, когда х получает приращение ∆x. Рис 1. Геометрический смысл дифференциала.    Дифференциал имеет следующие свойства.    1. dc=0    2. d(cu)= c du    3. d(u+v)=du+dv          5. d(u/v) = (v du — u dv) / v²    4. d(uv)=v du + u dv          Дифференциал функции dy = f'(x) dx. Рассмотрим функцию y = f(u), где f(u) является сложной функцией, т.е. y = f(g(x)). Если функции y = f(u) и u = g(x) — дифференцируемые функции от своих аргументов, то производная сложной функции равна:    dy = f'(x) dx = f'(u) · u'dx = f'(u) du.    т.е. dy = f'(u) du    Из формулы ∆y = f'(x)∆x + а(∆x)∆x можно увидеть, что приращение функции приблизительно равно ее дифференциалу, т.к. величина а(∆x)∆x бесконечно малая. Именно поэтому, при достаточно малых значениях ∆x можно считать, что ∆y≈ dy т.е. f(x+∆x)≈f(x)+f '(x)∆x. Данная формула тем точнее, чем меньше значение ∆x. Это приближенное равенство можно применить в приближенных вычислениях. Пример: 9 10 11 12 13 14 15 16 17

Источник: http://www.mathtask.ru/0005-differential.php

Понятие дифференциала функции одной переменной и его геометрический смысл

Понятие и геометрический смысл дифференциала

Определение. Дифференциалом функции в некоторой точке x называется главная, линейная часть приращения функции.

Дифференциал функции y = f(x) равен произведению её производной на приращение независимой переменной x (аргумента).

Это записывается так: или или же

Почему дифференциал можно использовать в приближенных вычислениях?

Дифференциал, является главной, линейной относительно частью приращения функции; чем меньше , тем большую долю приращения составляет эта часть. В этом можно убедиться, мысленно передвигая перпендикуляр, опущенный из точки P (см. рисунок) к оси Ox, ближе к началу координат. Поэтому при малых значениях (и при ) приращение функции можно приближенно заменить его главной частью , т.е.

О разных формах записи дифференциала Дифференциал функции в точке x и обозначают или Следовательно, (1) или (2)

поскольку дифференциал функции y = f(x) равен произведению её производной на приращение независимой переменной. Замечание. Нужно помнить, что если x – исходное значение аргумента, а — наращенное значение, то производная в выражении дифференциала берётся в исходной точке x ; в формуле (1) этого не видно из записи.Дифференциал функции можно записать в другой форме: (3)

или (4)

30. Свойства дифференциала.

• Свойства дифференциала
• Дифференциал обладает свойствами, аналогичными свойствам производной:
• (С – постоянная величина) (5)
• (6) (7)
• (8) (9)
• Формулы (5) – (9) получаются из соответствующих формул для производной умножением обеих частей каждого равенства на .
• Применение дифференциала в приближенных вычислениях
• Установленное во втором параграфе приближенное равенство
• или (10)
• позволяет использовать дифференциал для приближенных вычислений значений функции.
• Запишем приближенное равенство более подробно. Так как
• а то или
• (11)
• Абсолютная и относительная погрешности приближенных вычислений

Пользуясь приближенным значением числа, нужно иметь возможность судить о степени его точности. С этой целью вычисляют его абсолютную и относительную погрешности.

Абсолютная погрешность приближенного числа равна абсолютной величине разности между точным числом и его приближенным значением: (12)

Относительной погрешностью приближенного числа называется отношение абсолютной погрешности этого числа к абсолютной величине соответствующего точного числа:

(13) Если точное число неизвестно, то (14)

31. Применение дифференциала к приближенным вычислениям.

Как уже известно, приращение ∆у функции у=ƒ(х) в точке х можно представить в виде ∆у=ƒ'(х)•∆х+α•∆х, где α→0 при ∆х→0, или ∆у=dy+α•∆х. Отбрасывая бесконечно малую α•∆х более высокого порядка, чем ∆х, получаем приближенное равенство ∆у≈dy, (3)

причем это равенство тем точнее, чем меньше ∆х.

Источник: https://cyberpedia.su/18x1f4f.html

Лекция 18. Дифференциал функции. Дифференциал сложной функции

Понятие дифференциала

Дифференциалом dy функции y=f(x) называется произведение производной этой функции на приращение независимой

переменной , т.е. .

Дифференциал независимой переменной , по определению, равен приращению независимой переменной . Поэтому (1)

т.е. дифференциал функции равен произведению производной функции на дифференциал независимой переменной.

Операция нахождения дифференциала так же, как и операция нахождения производной, называется дифференцированием.

Применение дифференциала к приближенным вычислениям

Перепишем формулу в виде: , где -приращение функции, — дифференциал функции, при . Тогда , т. е. приближенное значение приращения функции совпадает и её дифференциалом.

При достаточно малом приближённое равенство обладает достаточно высокой степенью точности. Отсюда находим: или . Перепишем последнее равенство, используя определение дифференциала: .

• Это соотношение часто используется в приближенных вычислениях.
• Геометрический смысл дифференциала
• Для выяснения геометрического смысла дифференциала к графику функции в точке М(х,у) проведём касательную МТ, обозначив через φ её угол наклона к положительному направлению оси ОХ.

Так как , то . Поэтому из треугольника MLN следует, что дифференциал dy есть приращение ординаты касательной, соответствующее приращению аргумента .

Замечая, что , т.е. что дифференциал независимой переменной равен её приращению, получаем .

Таким образом , дифференциал функции равен произведению её производной на дифференциал (или приращение) независимой переменной. Т. о. , т.е. производная функции равна отношению дифференциала этой функции к дифференциалу аргумента.

Дифференциал сложной функции

Таким образом, дифференциал сложной функции имеет тот же вид, какой он имел бы в том случае, если бы промежуточный аргумент её был независимой переменной. Иначе говоря, форма записи дифференциала не зависит от того, является аргумент функции независимой переменной или функцией другого аргумента. Это свойство дифференциала называется инвариантностью формы дифференциала.

Производные и дифференциалы высших порядков

Производная функции есть также функция от х и называется производной первого порядка. Если функция дифференцируема, то ее производная называется производной второго порядка и обозначается , то есть . Производная n – го порядка называется производная от производной — го порядка: . Производные порядка выше первого называются производными высших порядков.

Источник: https://megaobuchalka.ru/11/56569.html

Теорема о производной обратной функции (Лекция №6)

ЛОГАРИФМИЧЕСКОЕ ДИФФЕРЕНЦИРОВАНИЕ

Дифференцирование многих функций упрощается, если их предварительно прологарифмировать. Для этого поступают следующим образом. Если требуется найти y' из уравнения y=f(x), то можно:

1. Прологарифмировать обе части уравнения (по основанию е) ln y = ln f(x) = j(x).
2. Продифференцировать обе части равенства, считая ln y сложной функцией от переменной x: .
3. Выразить y' = y·j'(x) = f(x)·(lnx)'.

Примеры.

1. y = xa – степенная функция с произвольным показателем.

• ПОКАЗАТЕЛЬНО-СТЕПЕННАЯ ФУНКЦИЯ И ЕЕ ДИФФЕРЕНЦИРОВАНИЕ
• Показательно-степенной функцией называется функция вида y = uv, где u=u(x), v=v(x).
• Логарифмическое дифференцирование применяется для нахождения производной от показательно-степенной функции.

Примеры.

2. .

ТАБЛИЦА ПРОИЗВОДНЫХ

Объединим в одну таблицу все основные формулы и правили дифференцирования, выведенные ранее. Всюду будем полагать u=u(x), v=v(x), С=const. Для производных основных элементарных функций будем пользоваться теоремой о производной сложной функции.

1. .
2. .
3. .
4. .
5. .

   а).

   б) .

6. .
7. .

   .

8. .
9. .
10. .
11. .
12. .
13. .
14. .
15. .
16. .

Примеры.

1. . Найти y'(–1).

1. ПОНЯТИЕ ДИФФЕРЕНЦИАЛА ФУНКЦИИ. СВЯЗЬ МЕЖДУ ДИФФЕРЕНЦИАЛОМ И ПРОИЗВОДНОЙ
2. Пусть функция y=f(x) дифференцируема на отрезке [a; b]. Производная этой функции в некоторой точке х0 Î [a; b] определяется равенством
3. .
4. Следовательно, по свойству предела
5. Умножая все члены полученного равенства на Δx, получим:
6. Δy = f '(x0)·Δx + a·Δx.

Итак, бесконечно малое приращение Δy дифференцируемой функции y=f(x) может быть представлено в виде суммы двух слагаемых, из которых первое есть (при f '(х0) ≠ 0) главная часть приращения, линейная относительно Δx, а второе – бесконечно малая величина более высокого порядка, чем Δx. Главную часть приращения функции, т.е. f '(х0)·Δx называют дифференциалом функции в точке х0 и обозначают через dy.

Таким образом, если функция y=f(x) имеет производную f '(x) в точке x, то произведение производной f '(x) на приращение Δx аргумента называют дифференциалом функции и обозначают:

Найдем дифференциал функции y= x. В этом случае y' = (x)' = 1 и, следовательно, dy=dx=Δx. Таким образом, дифференциал dxнезависимой переменной xсовпадает с ее приращением Δx. Поэтому формулу (1) мы можем записать так:

Но из этого соотношения следует, что . Следовательно, производную f '(x) можно рассматривать как отношение дифференциала функции к дифференциалу независимой переменной.

Ранее мы показали, что из дифференцируемости функции в точке следует существование дифференциала в этой точке.

Справедливо и обратное утверждение.

Если для данного значения x приращение функции Δy = f(x+Δx) – f(x) можно представить в виде Δy = A·Δx + α, где α – бесконечно малая величина, удовлетворяющая условию , т.е. если для функции y=f(x) существует дифференциал dy=A·dx в некоторой точке x, то эта функция имеет производную в точке x и f '(x)=А.

• Действительно, имеем , и так как при Δx→0, то .
• Таким образом, между дифференцируемостью функции и существованием дифференциала имеется очень тесная связь, оба понятия равносильны.
• Примеры. Найти дифференциалы функций:

1. .

ГЕОМЕТРИЧЕСКИЙ СМЫСЛ ДИФФЕРЕНЦИАЛА

Рассмотрим функцию y=f(x) и соответствующую ей кривую.

Возьмем на кривой произвольную точку M(x; y), проведем касательную к кривой в этой точке и обозначим через α угол, который касательная образует с положительным направлением оси Ox.

Дадим независимой переменной x приращение Δx, тогда функция получит приращение Δy = NM1. Значениям x+Δx и y+Δy на кривой y = f(x) будет соответствовать точка

M1(x+Δx; y+Δy).

Из ΔMNT находим NT=MN·tg α. Т.к. tg α = f '(x), а MN = Δx, то NT = f '(x)·Δx. Но по определению дифференциала dy=f '(x)·Δx, поэтому dy = NT.

1. Таким образом, дифференциал функции f(x), соответствующей данным значениям x и Δx, равен приращению ординаты касательной к кривой y=f(x) в данной точке х.
2. ТЕОРЕМА ОБ ИНВАРИАНТНОСТИ ДИФФЕРЕНЦИАЛА
3. Ранее мы видели, что если u является независимой переменной, то дифференциал функции y=f '(u) имеет вид dy = f '(u)du.

Покажем, что эта форма сохраняется и в том случае, когда u является не независимой переменной, а функцией, т.е. найдем выражение для дифференциала сложной функции. Пусть y=f(u), u=g(x) или y = f(g(x)). Тогда по правилу дифференцирования сложной функции:

• .
• Следовательно, по определению
• , но g'(x)dx= du, поэтому dy= f'(u)du.
• Мы доказали следующую теорему.

Теорема. Дифференциал сложной функции y=f(u), для которой u=g(x), имеет тот же вид dy=f'(u)du, какой он имел бы, если бы промежуточный аргумент u был независимой переменной.

Иначе говоря, форма дифференциала не зависит от того, является аргумент функции независимой переменной или функцией другого аргумента. Это свойство дифференциала называется инвариантностью формы дифференциала.

Пример. . Найти dy.

1. Учитывая свойство инвариантности дифференциала, находим
2. .
3. ПРИМЕНЕНИЕ ДИФФЕРЕНЦИАЛА К ПРИБЛИЖЕННЫМ ВЫЧИСЛЕНИЯМ

Пусть нам известно значение функции y=f(x) и ее производной y0' = f '(x0) в точке x0. Покажем, как найти значение функции в некоторой близкой точке x.

Как мы уже выяснили приращение функции Δyможно представить в виде суммы Δy=dy+α·Δx, т.е. приращение функции отличается от дифференциала на величину бесконечно малую. Поэтому, пренебрегая при малых Δx вторым слагаемым в приближенных вычислениях, иногда пользуются приближенным равенством Δy≈dyили Δy»f'(x0)·Δx.

Т.к., по определению, Δy = f(x) – f(x0), то f(x) – f(x0)≈f'(x0)·Δx.

Откуда

Примеры.

1. y = x2 – 2x. Найти приближенно, с помощью дифференциала, изменение y (т.е. Δy), когда x изменяется от 3 до 3,01.
   • Имеем Δy≈dy=f'(x)·Δx.
   • f'(x)=2x – 2 ,f'(3)=4, Δx=0,01.
   • Поэтому Δy ≈ 4·0,01 = 0,04.
2. Вычислить приближенно значение функции в точке x = 17.
   1. Пусть x0= 16. Тогда Δx = x – x0= 17 – 16 = 1, ,
   2. .
   3. Таким образом, .
3. Вычислить ln 0,99.

   Будем рассматривать это значение как частное значение функции y=lnx при х=0,99.

   Положим x0 = 1. Тогда Δx = – 0,01, f(x0)=0.

   , f '(1)=1.Поэтому f(0,99) ≈ 0 – 0,01 = – 0,01.

ПРОИЗВОДНЫЕ ВЫСШИХ ПОРЯДКОВ

Пусть функция y=f(x) дифференцируема на некотором отрезке [a; b]. Значение производной f'(x), вообще говоря, зависит от x, т.е. производная f'(x) представляет собой тоже функцию переменной x. Пусть эта функция также имеет производную. Дифференцируя ее, получим так называемую вторую производную от функции f(x).

Производная от первой производной называется производной второго порядка или второй производной от данной функции y=f(x) и обозначается y''или f''(x). Итак, y'' = (y')'.

Аналогично, в свою очередь, производную второго порядка тоже можно дифференцировать. Производная от второй производной называется производной третьего порядка или третьей производной и обозначается y'''или f'''(x).

• Вообще, производной n-го порядка от функции f(x) называется производная (первая) от производной (n – 1)-го порядка и обозначается символом y(n) или f(n)(x): y(n) = (y(n-1))'.
• Таким образом, для нахождения производной высшего порядка от данной функции последовательно находят все ее производные низших порядков.
• Примеры.

1. Найти производную четвертого порядка функции y= ln x.

   .

2. .
3. Найти производную n-го порядка функции y = ekx.

   y'= k·ekx, y''= k2·ekx, y''' = k3·ekx, …,y(n) =kn·ekx.

4. Найти производную n-го порядка функции y = sin x.

   Имеем

   Выясним механический смысл второй производной. (Механический смысл первой производной – скорость).

   Пусть материальная точка движется прямолинейно по закону s=s(t), где s – путь, проходимый точкой за время t. Тогда скорость vэтого движения есть v= s'(t) = v(t), т.е. тоже некоторая функция времени.

   В момент времени t скорость имеет значение v=v(t). Рассмотрим другой момент времени t+Δt. Ему соответствует значение скорости v1 = v(t+Δt).

   Следовательно, приращению времени Δt соответствует приращение скорости Δv= v1 – v = v(t + Δt) – v(t).

   Отношение называется средним ускорением за промежуток времени Δt.

   Ускорением в данный момент времени t называется предел среднего ускорения при Δt→0:

   .

   Таким образом, ускорение прямолинейного движения точки есть производная скорости по времени. Но как мы уже видели, скорость есть производная пути s по времени t: v = s'. Учитывая это, имеем:

   a = v'(t) = (s')' = s''(t),

   т.е. ускорение прямолинейного движения точки равно 2-й производной пути по времени

   a = S''(t).

Источник: https://toehelp.ru/theory/math/lecture06/lecture06.html

Дифференциал функции

Если
функция
дифференцируема в точке,то её
приращение можно представить в виде
суммы двух слагаемых

.
Эти слагаемые являются бесконечно
малыми функциями при .

Первое слагаемое
линейно относительно ,второе является
бесконечно малой более высокого порядка,
чем

png» width=»28″>.Действительно,

• Таким образом второе слагаемое
  при быстрее стремится к нулю и при нахождении
  приращения функцииглавную роль играет первое слагаемоеили (так как).
• Определение.
  Главная часть
  приращения функции
  
  в точке ,
  линейная относительно,называется
  дифференциалом функции
  в этой точке
  и обозначается dy или df(x)
• . (2)
• Таким
  образом, можно сделать вывод: дифференциал
  независимой переменной совпадает с её
  приращением, то есть .
• Соотношение
  (2) теперь принимает вид
• (3)
• Замечание.
  Формулу (3) для краткости часто записывают
  в виде
• (4)

Геометрический смысл дифференциала

Рис.2

Рассмотрим
график дифференцируемой функции .
Точкиипринадлежат графику функции.

В точкеМ
проведена
касательная К
к графику
функции, угол которой с положительным
направлением оси обозначим через.

Проведем прямыеMN параллельно
оси Ox и параллельно осиOy.
Приращение функции равно длине отрезка
.
Из прямоугольного треугольника

Q4d2/img-yjde73.png» width=»44″>, в котором,
получим

Изложенные выше
рассуждения позволяют сделать вывод:

Дифференциал
функции

в точке изображается приращением ординаты
касательной к графику этой функции в
соответствующей её точке.

Связь дифференциала с производной

Рассмотрим
формулу (4)

Разделим
обе части этого равенства на dx
, тогда

1. Таким
   образом, производная
   функции равна отношению её дифференциала
   к дифференциалу независимой переменной.
2. Часто
   это отношение рассматривается просто как символ,
   обозначающий производную функцииу по аргументу х.
3. Удобными
   обозначениями производной также
   являются:
4. , и так далее.
5. Употребляются также записи
6. , ,
7. особенно
   удобные, когда берется производная от
   сложного выражения.

2. Дифференциал суммы, произведения и частного

• Так
  как дифференциал получается из производной
  умножением её на дифференциал независимой
  переменной, то, зная производные основных
  элементарных функций, а также правила
  для отыскания производных, можно прийти
  к аналогичным правилам для отыскания
  дифференциалов.
• 10.
  Дифференциал
  постоянной равен нулю
• .
• 20.
  Дифференциал
  алгебраической суммы конечного числа
  дифференцируемых функций равен
  алгебраической сумме дифференциалов
  этих функций

30.

Дифференциал
произведения двух дифференцируемых
функций равен сумме произведений первой
функции на дифференциал второй и второй
функции на дифференциал первой

Следствие.
Постоянный
множитель можно выносить за знак
дифференциала

.

Пример.
Найти дифференциал функции .

Решение.Запишем данную
функцию в виде

тогда
получим

4. Функции, заданные параметрически, их дифференцирование

1. Определение.
   Функция

   png» width=»59″>называется заданной параметрически,
   если обе переменныех
   и у
   определяются
   каждая в отдельности как однозначные
   функции от одной и той же вспомогательной
   переменной – параметра t:

2. png»>

3. где t изменяется в пределах .

Замечание.
Параметрическое задание функций широко
применяется в теоретической механике,
где параметр t обозначает
время, а уравнения

png» width=»24″>представляют собой законы изменения
проекций движущейся точкина осии.

Замечание.
Приведем параметрические уравнения
окружности и эллипса.

• а)
  Окружность с центром в начале координат
  и радиусом rимеет
  параметрические уравнения:
• где .
• б)
  Запишем параметрические уравнения для
  эллипса:

1. где
   .
2. Исключив
   параметр t из
   параметрических уравнений рассматриваемых линий, можно прийти к их каноническим
   уравнениям.
3. Теорема.
   Если функция у от аргумента х задана
   параметрически уравнениями ,
   гдеидифференцируемые поt
   функции и ,
   то
4. .

Пример.
Найти производную функции у
от х ,
заданной параметрическими уравнениями.

Источник: https://studfile.net/preview/2824756/page:2/

Сообщение Дифференциал функции: основные понятия и определения появились сначала на Учебник.

Такая практика проводится в вузах, колледжах и техникумах перед производственной и преддипломной. Разберемся, в чем ее особенность, и как правильно написать по ней отчет — документ, который подтверждает ее прохождение.

Особенность этой формы обучения заключается в том, что она универсальна и заранее утверждена программой учебного заведения. Об универсальности свидетельствует тот факт, что с ней сталкиваются студенты всех курсов и специальностей — юристы, бухгалтеры, экономисты, те, кто получает образование в сфере строительства и др.

Учебная практика бывает:

• ознакомительной. Проводится в форме посещений предприятия/завода. Их организационно-правовая форма значения не имеет;
• предметно-методической. Представляет собой познавательные беседы или лекции;
• производственной. На ней учащиеся могут получить профессиональные навыки, которые им пригодятся в будущем. Специфика предприятия должна соответствовать учебному профилю и регламентироваться общеобразовательным стандартом.

2 важные цели учебной практики:

• трансформировать знания в навыки и умения, необходимые для профессиональной деятельности;
• заложить основу для последующих практик, направленных на применение теоретических знаний на производстве.

Чтобы впоследствии правильно и грамотно написать документ, необходимо заранее подумать о том, какую информацию собирать и на что обращать внимание.

Мы советуем тщательно ознакомиться со структурой организации, ее функционированием, достижениями и прочей активностью. Важно разобраться в правилах, специфике и особенностях рабочего процесса. Не только потому, что это пригодится для написания отчета, но и для дальнейшей профессиональной деятельности.

Обязательно нужно выяснить нюансы работы отдела, в котором проходит практика, должностных обязанностях каждого сотрудника. Изучите, хотя бы поверхностно, документацию предприятия: настоящую и архивную. Все это пригодится при составлении дневника учебной практики.

Не лишними будут:

• научная и учебная литература;
• нормативно-правовые акты, с помощью которых получается лучше и полнее раскрыть деятельность компании.

Обязательно нужно ознакомиться с:

• инструкциями, которые используются в настоящее время;
• методическими рекомендациями;
• документацией, которой подчиняется работа организации (также документация по бухучету);
• стандартами оформления отчета, отзывов и характеристики.

Программа содержит список задач, которые ставятся перед практикантом:

• разобраться со спецификой конкретной профессии;
• понять, как выбранное направление обучения выглядит в комплексе;
• приобрести необходимые методы исследования;
• научиться работать самостоятельно.

Практика предусматривает ментора, который помогает во всем разобраться — это научный руководитель с места учебы. Он же обычно ставит задачи, а также проверяет отчет студента. Если возникнут какие-либо сложности, нужно обращаться именно к нему.

В процессе нельзя отклоняться от программы, если это не согласовано с ментором. Если нужны бланки и образцы, обращайтесь на кафедру учебного заведения.

Отчет по учебной практике не отличается особой структурой. Как и другие виды аналогичных документов, основной текст включает:

• введение. Оно знакомит с целями и задачами, которые перед учащимся поставили преподаватель и учебное заведение. В нем кратко описывают структуру и функционирование предприятия или организации;
• основную часть. Приводится отзыв на компанию, как она помогала или не помогала практиканту. Далее нужно подробно проанализировать свою работу, привести доказательства, цифры и различные сведения в виде графиков, таблиц и т. д.;
• заключение. Оно отводится под выводы. Это должна быть информация о предприятии, конкретном отделе, полученных знаниях и умениях.

На отдельных листах оформляются:

• титульник. Не нумеруется. Содержит минимально необходимую информацию о студенте и месте практики. Требования по его оформлению у каждого учебного заведения разные. Лучше всего заранее спросить образец на кафедре;
• оглавление. Содержит пункты, раскрытые в документе;
• индивидуальное задание. Пишется полностью. Также здесь нужно указать Ф. И. О. преподавателя, дату, когда задание было выполнено;
• список использованных источников. Оформляется по ГОСТу: вначале перечисляются источники вроде нормативных актов, законов, а в последнюю очередь — интернет-ресурсы;
• приложения. К ним относятся использованные образцы и бланки, объемные графики, таблицы, расчеты и т. д.

Оно регламентируется ГОСТом, но может дополняться рекомендациями отдельного учебного заведения.

К основным требованиям относятся:

• использование шрифта Times New Roman;
• размер шрифта равен 14 к.;
• межстрочный интервал равен 1,5;
• отступ по правому краю — 0,15 см.;
• отступ по левому краю — 0,3 см.;
• отступы снизу и сверху — 0,2 см.;
• применяется сквозная нумерация;
• титульник не нумеруется;
• выравнивание заголовков — по центру.

Таблицы и рисунки должны быть названы и пронумерованы.

Дополнительно студенту необходимо написать и сдать на проверку дневник, характеристику и пояснительную записку.

Дневник встречается только в отчетах. Средний объем такого документа — от 2 до 4 страниц.

Дневник нужен для ежедневного описания своей деятельности на практике. В большинстве случаев готовая форма выдается практиканту заранее, ее не нужно нигде искать. Но в отдельных случаях студентам приходится оформлять дневник и таблицу в нем самостоятельно.

В дневнике должна быть важная информация о:

• пройденных инструктажах, лекциях, семинарах;
• посещенных экскурсионных мероприятиях;
• участии во внешней деятельности организации, оказанной профсоюзу помощи;
• знакомство с документацией организации.

Запись в дневнике должна быть короткой, четкой и только по делу.

Записка должна отражать все, что вы сделали на учебной практике. Стиль ее написания не отличается от общего стиля документа.

Пояснительная записка нужна для проверяющих. В ней приведены краткие сведения о практике и полученном опыте, поэтому комиссии не нужно читать весь отчет. Объем записки — не более одного листа.

Когда проверяющий прочтет записку, у него должно сложиться впечатление, что вы действительно были на практике и работали над отчетностью самостоятельно.

Обычно характеристику пишет руководитель организации. В ней он указывает успеваемость студента, приобретенные им навыки, профессиональные черты характера, отмечает достоинства.

• Куратор может указывать любую информацию, которую посчитает важной и необходимой.
• Чтобы получить хороший отзыв, чаще контактируйте с руководителем, советуйтесь с ним, давайте советы и рекомендации по улучшению работы предприятия или отдела.
• Если вам приходится писать характеристику вместо куратора, мы уже рассказывали, как это сделать правильно в статье «Как написать крутую характеристику для отчета по практике: полезные советы и примеры».

Нужна помощь в написании отчета по учебной практике? Свяжитесь с нашими экспертами: они помогают качественно и оперативно.

Источник: https://Studently.ru/blog/otchet-po-praktike/otchet-po-ychebnoi-praktike/

Написать отчет о прохождении учебной практики: план, структура, пример оформления

Обучение в вузе призвано стать мостиком от школьника к специалисту, способному самостоятельно осуществлять профессиональную деятельность.

Студент не только получает теоретические знания, но и проходит циклы практики на предприятиях. Первой из таких практик является учебная практика.

По итогам проведенного на предприятии времени стажер пишет отчет о прохождении учебно-ознакомительной практики.

Как проходит учебная практика

Введение в профессию требует не только изучения различных предметов на базе вуза, но и посещений мест, где работают специалисты в этой профессии. Первая практика проходит после окончания первого курса (после летней сессии).

В зависимости от специальности, база практики может быть разной:

• Для экономистов – любое предприятие.
• Для юристов – государственные органы или юридические отделы компаний.
• Для технологов – производства.
• Для будущих врачей – больницы.

Еще одним вариантом является прохождение практики на кафедре. В таком случае от студентов чаще всего требуют выполнения низкоквалифицированной работы – перепечатывания документов, сортировки архивов или вообще поливки цветов.

Пример 1

Учебная практика на предприятии может иметь две формы:

• Выполнение поручений в отделе, не требующих профессиональных навыков, но позволяющих что-то узнать о будущей специальности.
• Посещение экскурсий и бесед с сотрудниками предприятия (возможно такое построение практики, что посещается несколько разных организаций).

Независимо от базы практики и формы ее прохождения, по итогам необходимо написать отчет о прохождении учебной практики.

Структура отчета по учебной практике

Сотрудники вузов прекрасно понимают, что первокурсников не допустят к профессиональной деятельности; для проведения глубокого анализа у стажеров тоже еще недостаточно знаний, поэтому выглядит отчет по учебной практике примерно как сочинение на тему «Как я провел лето» — достаточно вольное описание того, что было сделано и увидено за отведенные дни.

Чтобы отчет по практике имел более солидный и научный вид, можно ориентироваться на следующую структуру:

1. Введение.
2. Общее описание базы практики – когда предприятие было создано, чем занимается, какую роль играет в регионе. Для государственных органов можно сделать обзор законодательной базы их функционирования (цели, полномочия, место в структуре государственных органов).
3. Описание работы в отделе, где проходила практика. Можно указать количество сотрудников, их должностные обязанности (привести выдержки из инструкций). Также обязательно нужно сделать акцент на свою деятельность: что доверили сделать самому, за чем была возможность понаблюдать.
4. Заключение – общие выводы по итогам практики.
5. Список использованных источников.

Дополнительно к отчету прилагается характеристика и дневник прохождения практики.

Отчет по учебной практике на кафедре

С серьезными затруднениями сталкиваются студенты, которые проходят практику на кафедре: им очень сложно сочинить содержание отчета по учебной практике. Ничего нового (по сравнению с увиденным за год обучения) узнать обычно не удается (за исключением, разве что, нюансов отношений в педагогическом коллективе), интересную работу студентам не доверяют, описывать оказывается нечего.

В таком случае нужно постараться узнать максимум информации о деятельности кафедры – учебной, научной, социальной работе, которая ведется. Нет необходимости распыляться на все направления – достаточно выбрать одно и описать его подробно.

Преимуществом является доступность различных планов, проектов и отчетов, из которых как из кубиков конструктора по шаблону можно собрать отчет по учебной практике.

Пример 2

1. Введение.
2. Характеристика моделей государственного и муниципального управления и его прикладной деятельности на территории Курской области.
3. Проектная деятельность по продвижению положительного имиджа вуза и направления подготовки.
4. Разработка и реализация волонтерского проекта в сфере повышения социальной ответственности.
5. Заключение.
6. Список использованных источников.

Первая глава этого отчета носит сугубо теоретический характер и служит для понимания, в какой сфере могут быть приложены впоследствии знания, полученные студентами на этой кафедре.

Вторая глава послужила отражением участия студентки во вступительной кампании (в вузе летом проходили выступления представителей кафедр перед абитуриентами).

В третьей главе получила отражение помощь в подготовке отчета по работе, которая велась кафедрой на протяжении всего года.

Пример написания отчета по учебной практике на предприятии

Если практика сводилась к экскурсии по предприятию, отчет по учебной практике должен начинаться с общей характеристики этого предприятия.

Пример 3

Приведем план отчета по учебной практике студента, обучающегося на специальности «Экономическая безопасность» и проходившего ознакомительную практику на предприятии:

1. Введение.
2. Технико-экономическая характеристика предприятия.
3. Анализ финансово-хозяйственной деятельности предприятия.
4. Факторы, влияющие на экономическую безопасность предприятия.
5. Заключение.
6. Список использованных источников.

Первая глава писалась на основании сайта предприятия, подготовленных для участия в выставке брошюр, а также учредительных документов.

Вторая глава основывалась на финансовой отчетности компании, также студент продемонстрировал полученные навыки экономического анализа.

Для третьей главы использовались сведения, услышанные во время экскурсий и выступлений сотрудников, а также находящиеся в свободном доступе макроэкономические показатели, влияющие на отрасль.

Пример заполнения дневника как части отчета по учебной практике

К отчету по практике должен прилагаться дневник. Если отчет носит обобщающую характеристику, то дневник содержит сведения по дням. Для заполнения дневника важно четко узнать даты прохождения практики (как они указаны в приказе и в договоре на прохождение практики) – недопустимо выходить за границы этого периода, а также пропускать дни, в которые практика должна была проходить.

Дневник представляет собой таблицу из следующих граф:

1. Дата.
2. Выполняемая работа.
3. Подпись руководителя от предприятия.

Подпись за каждую дату может не ставиться – нередко ограничиваются одной подписью в нижней части листа. Расписываться должен руководитель практики от предприятия, с указанием должности, фамилии, имени и отчества. Также подпись заверяется печатью организации, на которой проходилась стажировка.

• Рисунок 1. Дневник по учебной практике
• Намного проще заполнять дневник ежедневно (это не потребует много времени), чем по окончании практики пытаться вспомнить, что происходило в каждый из дней.
• Записи в дневнике могут быть достаточно краткими, нет необходимости расписывать, что именно было выяснено в ходе изучения, к каким выводам удалось прийти – все это отражается в основной части отчета по практике.

Характеристика с места прохождения практики

Если в основной части отчета вы пишете свои впечатления о месте, где проходили практику, то в характеристике оценивают вас.

По идее, характеристику должен писать руководитель от предприятия. Но выполнение этой обязанности сотрудниками организаций являются скорее исключением, обычно студентам предлагают написать все самостоятельно.

В характеристике следует обязательно указать анкетные данные (фамилия, имя, отчество студента, вуз, группу, специальность, курс), даты прохождения практики, вид практики. Далее описывается, чем студент занимался и как себя проявил. Оценке подлежат не только профессиональные, но и личностные характеристики. В заключении пишутся рекомендации по выставлению оценки за практику.

Чтобы получить высокий балл, обязательно принести положительную характеристику, но слишком перехваливать себя тоже не стоит – это может выглядеть смешно и неправдоподобно для преподавателя, который имел возможность оценить уровень ваших знаний в процессе сдачи сессии.

Оформление отчета о прохождении учебной практики

Образец оформления текстовой части отчета по учебной практике лучше всего взять на кафедре: требования в разных вузах очень сильно отличаются. Выпишем наиболее общие требования, не противоречащие взглядам большинства учебных заведений:

• Распечатка отчета производится на листах формата А4 белого цвета, с одной стороны (вторая сторона остается чистой).
• Отчет складывается в папку-скоросшиватель.
• Объемные рисунки, таблицы, а также документация с предприятия выносятся в приложения.
• Параметры шрифта: Times New Roman, размер 14, цвет черный.
• Параметры абзаца: междустрочный интервал – 1,5, интервал перед и после 0, первая строка – отступ на 1.25 см.
• Поля: слева 3 см, сверху и снизу 2 см, справа 1.5 см.
• Первый лист – титульный (на нем номер не ставится), второй – содержание (автособираемое оглавление).
• Список литературы в отчете по учебной практике оформляется по ГОСТу, как и в любой научной работе. Источников в списке, как правило, много не требуется – в основном это законы, на которые даются ссылки по тексту, сайт базы прохождения практики.
• Структурные элементы отчета начинаются с новой страницы, параграфы продолжают ту страницу, на которой закончился предыдущий параграф.

Рисунок 2. Оформление рисунка в отчете по учебной практике

• Рисунки и таблицы должны иметь подписи (тип объекта – рисунок или таблица, номер со сквозной нумерацией, заголовок, характеризующий содержание). Для таблицы размещается перед таблицей, для рисунка – после самого рисунка. В тексте должны быть ссылки на эти объекты.
• Нумерация страниц (начиная со второй) производится одинаковым образом – или внизу по центру, или внизу справа, или – реже – вверху справа.

Перед тем, как приступить к оформлению, нужно четко понять, какова цель отчета о прохождении учебной практики: это отличная тренировка в подготовке объемной работы (одной из первых в жизни студента).

Как сдать отчет по учебной практике

Написания отчета по образцу недостаточно для получения высокой оценки (а прохождение практики обязательно оценивается руководителем от вуза, и баллы выставляются в ведомость и в зачетную книжку, а потом идут в приложение к диплому). Отчет по учебной практике – после завершения оформления – необходимо сдать, а в большинстве случаев еще и защитить.

Защита может происходить по-разному:

• В форме индивидуальной беседы с руководителем.
• В форме публичного выступления перед одногруппниками.

Пример 4

Индивидуальная беседа сводится к вопросам «где вы проходили практику», «чем занимается компания», «что вы там делали».

Если вы были добросовестны и посещали предприятие, сложностей с рассказом не возникнет даже без специальной подготовки.

К публичному выступлению лучше подготовить тезисы и презентацию. Это сделает речь более живой и интересной.

Источник: https://spravochnick.ru/articles/otchety_po_praktike/primer_otcheta_po_uchebnoj_praktike/

Отчет по учебной практике: программа, требования, примеры

Учебная практика — обязательный этап учебного процесса подготовки студентов, причем курс значения не имеет. Ее цель:

• знания, которые студент получил в период учебы в ВУЗе, в техникуме, колледже, преобразовать в профессиональные навыки и умения;
• подготовить студента к последующим производственной и преддипломной практике.

• Причем проходят учебную практику все студенты независимо от выбранной профессии:

• юристы,
• бухгалтеры,
• государственные и муниципальные служащие,
• студенты, обучающиеся менеджменту и экономике,
• студенты, осваивающие рабочие профессии. 

1. Выделяют 3 вида учебной практики:

1. ознакомительная. Включает в себя обзорные экскурсии по предприятиям (организациям) в соответствии со специальностью практиканта. Причем прохождение ознакомительной учебной практики возможно как в обществе с ограниченной ответственность (ООО), так в школе или в суде;
2. предметно-методическая. Заключается в проведении лекций и бесед;
3. производственная, в ходе которой студент приобретет начальные профессиональные умения. Ее еще называют учебно-производственной практикой. Проходит на предприятиях, в учреждениях, в организациях, где осуществляется деятельность по изучаемой студентом специальности.

Прохождение практики осуществляется в соответствии с рабочей программой профессионального модуля, разработанной на основе Федерального государственного образовательного стандарта.

Программа учебной практики

Задачи учебной практики:

• рассмотреть особенности выбранной профессии;
• сформировать комплексное представление по направлению обучения;
• овладеть методами исследования;
• совершенствовать навыки и умения самостоятельной работы.

Практика проходится в строгом соответствии с  рабочей программой под руководством руководителя — преподавателя учебного учреждения. Необходимо решить все поставленные руководителем задачи и написать отчет студента по учебной практике. Бланки документов по прохождению практики размещаются на сайте учебного учреждения.

Непосредственное управление рабочим процессом написания отчета и дневника осуществляет руководитель от учебного учреждения из педагогического состава. Он же и окажет помощь при возникновении сложностей с прохождением учебной практики, а также подскажет, как написать отчет по учебной практике

Руководителем от университета (иного учебного учреждения) из педагогического состава оценивается содержание и качество выполнения студентами следующих отчетных документов:

1. отчета о прохождении учебной практики в организации;
2. дневника.

У него же можно взять образцы указанных документов, либо скачать их на сайте учебного учреждения. Программа учебной практики содержит структурированные требования к прохождению, оформлению документов и отчета.   Завершающим этапом прохождения учебной практики является написание отчета.

Отчет о прохождении учебной практики: как писать

Отчет по учебной практике в организации каждый студент должен составить только индивидуально, отразив деятельность, осуществляемую им в период практики. То есть юристы делают основной упор на нормативную базу, менеджеры и бухгалтеры – на финансовую и бухгалтерскую части, педагоги – на воспитательную.   

Студент, осваивающий экономическую специальность, может указать, что в бухгалтерии изучал учет денежных средств на предприятии, принимал участие в составлении бухгалтерской отчетности и планировании, в материальном и техническом снабжения хозяйства.

Юрист же, обучающийся на социального работника, может отметить, что в период прохождения практики в юридическом отделе  (юридической службе) изучил действующие нормативно-правовые акты, которые регулируют деятельность организации, оказал помощь отделу кадров в составлении дополнительных соглашений к трудовым договорам с персоналом, подготовил письмо в администрацию и в Министерство сельского хозяйства РФ об оформлении земельного участка в собственность Российской Федерации.

Необходимо изучить устав, положение об отделе, должностные инструкции сотрудников и иные локальные нормативные акты. Отчет и дневник прохождения практики заверяются подписями: студента, руководителя или уполномоченного сотрудника от организации и руководителя от учебного заведения.

При написании отчета студент должен придерживаться согласованного с руководителем плана

Все страницы, кроме титульного листа, нумеруются. На титульном листе должны писаться наименование учебного учреждения, данные студента, год оформления отчета. Требования к оформлению титульных листов учебным учреждение (университетом, институтом, техникумом, колледжем)  разрабатываются самостоятельно.

Введение, основная часть, заключение, список литературы, приложения оформляются с новой страницы.

В введение студент указывает, в каком учреждении (организации) проходил практику, функции и задачи учреждения (организации), структура и т.п.

Основную часть отчета рекомендуется составлять согласно программе практики с учетом специфики деятельности предприятия.

В основу отчета должна быть положена информация, полученная при прохождении практики, а также любые сведения, относящиеся непосредственно к деятельности места прохождения практики.

Материал также можно брать из учебников, научной литературы, интернета, правовых систем.

Свои пояснения желательно написать, основываясь на нормативной и законодательной базе РФ

Необходимо сделать выводы о деятельности предприятия и отдела, о направлениях деятельности и выполняемых задачах, о примененных теоретических знаниях и приобретенных практических умениях.

Акцентируется внимание на проблемах, выявленных в ходе прохождения практики и предлагаются пути их решения. Готовый отчет прошивается и сдается в учебное учреждение. Данные из отчета по учебной практике могут быть положены в основу преддипломной практики.

Требования к оформлению отчета по учебной практике

Отчет по практике — самостоятельная творческая работа студента. В нем описывается только его трудовая деятельность на предприятии (в организации, учреждении) как будущего специалиста.

То есть юристы делают основной упор на нормативную базу, менеджеры и бухгалтеры – на финансовую часть, педагоги – на образовательную.

  Экономисты предоставляют отчет по практике по экономике предприятия.

При написании отчета можно использовать:

• научную и учебную литературу
• нормативно-правовые акты, которые наиболее полно позволяют раскрыть деятельность места, в котором происходит освоение специальности.

• Необходимо рассмотреть:

1. действующие инструкции, применяемые в организации,
2. методические указания (рекомендации),
3. локальные документы, регламентирующие работу организации (предприятия, учреждения), в том числе по бухгалтерскому учету,
4. образцы оформления отчета, отзыва и характеристики.

1. Можно сказать, что это небольшой научный труд, при написании которого практикант демонстрирует теоретические знания, полученные в учебном учреждении, и практический опыт, полученный на предприятии.
2. На завершающем этапе похождения практики студент должен собранные им сведения скомпоновать, структурировать и оформить в виде отчета.

Скачивать отчет по практике с интернета не рекомендуется – у каждого студента свои особенности места практики, к тому же у разных учебных заведений могут отличаться требования к оформлению и структуре

• Отчет по учебной практике на предприятии оформляется в соответствии с требованиями программы с обязательным учетом особенностей предприятия (организации), с соблюдением согласованного с руководителем плана.
• Оформляя отчет, студент должен соблюдать следующие единые стандартные требования:
• Структурно отчет должен состоять из 4-х частей:

1. Введение – вступительная часть отчета. Здесь студент указывает, где проходил практику, каковы функции и задачи учреждения, структура организации и т.п. В введении необходимо указать цель учебной практики и задачи, решение которых направлено на достижение поставленной цели. По объему введение должно составлять не более одной-двух страниц.
2. Основная часть. В ней даются ответы на вопросы по содержательной части работы, со ссылкой на законодательство. Содержит аналитическую часть, в том числе анализ судебной, правоприменительной практики.  Раскрывается правовое обеспечение профессиональной деятельности. В тексте отчёта следует делать ссылки на приложенные к отчёту документы.
3. Заключение. В нем студент или студентка тезисно излагают выводы по описанной в отчете работе, рассказать о своих впечатлениях от работы, о полученных знаниях и умениях, о  недостатках в организации работы и своих предложениях по ее усовершенствованию. Объем отчёта (без приложений) должен составлять 10-15 страниц печатного текста с интервалом 1,5, 14 шрифтом Times New Roman. Страницы отчета нумеруются.
4. Приложения. Желательно прикладывать то, с чем практикант работал – это могут быть любые бланки, образцы. Требования предъявляются только к их оформлению – обязательно указывается номер приложения и на него в тексте делается ссылка.

Приветствуется предварительное направление готового отчета на проверку руководителю практики от учебного заведения. Отчет по практике пример приведен ниже.

Дневник учебной практики: правила написания и оформления

Готовый дневник подписывается руководителем от того предприятия (организации), где проходила практика, и сдается в учебный отдел.

Дневник позволяет зафиксировать работу студента, а преподаватель сможет оценить сформировавшийся понятийный аппарат студента за годы учебы, а также увидеть непредвзятую оценку практиканта со стороны.

Если преподавателя все устроит – в диплом пойдет оценка о результатах прохождения практики.

Пример отчетов по учебной практике

1. Отчет по учебной практике управление персоналом
2. Отчет по учебной практике в суде
3. Отчет по учебной практике в доу
4. Отчет по учебной практике в администрации
5. Учебная практика магистранта отчет пример
6. Отчет по учебной практике социального работника пример

Источник: http://100umov.ru/services/otchet-po-praktike/otchet-po-uchebnoy-praktike/

Как писать отчет по учебной практике, образец

Студенты первого-второго курсов высших учебных заведений в обязательном порядке походят учебную или ознакомительную практику. По окончанию практики каждый из них должен подготовить отчет.

Естественно, никто понятия не имеет как это делать. Рассмотрим как писать отчет по учебной практике, образец и пример составления данной работы.

Во время учебной практики перед студентом стоит задача закрепить полученные в учебном заведении теоретические знания, дать представление о будущей профессии, получить начальные практические навыки работы.

отчета по учебной практике

Каждый отчет по учебной практике должен состоять из следующих разделов:

• Введение
• Основная часть
• Заключение

Во введении студент должен указать свои данные, данные руководителя, сроки прохождения практики, место ее прохождения. Так же нужно расписать актуальность практики, ее цели и задачи.

Обычно эти данные есть в методических пособиях на кафедре учебного заведения.

В отличие от производственной и преддипломной практик, учебная проходит у всех примерно одинаково и можно воспользоваться готовыми шаблонными формулировками: «Ознакомление с основными направлениями деятельности предприятия…», «изучение структуры предприятия…», «ознакомление с нормативными актами и документами, регламентирующими деятельность организации…» и т.п..

В основной части описывается предприятие или организация, в которой студент проходил практику, вид деятельности, особенности работы, статут или законодательная база на которой основывается работа предприятия, структура организации, штатное расписание, должностные инструкции работников и т.д.

Здесь можно привести копии документов.

В заключении подводятся итоги вышесказанного, расписываются результаты пройденной практики, полученные знания и умения.

Как оформить отчет по учебной практике образец

Отчет по учебной практики должен быть от 5 до 15 страниц в объеме и оформляется подобно любой научной работе студента.

Титульный лист выравнивается по центру и содержит следующую информацию: полное название учебного заведения, кафедры, название работы. Далее информация об авторе работы (выравнивается по правому краю): фамилия, имя, отчество студента, специальность, курс, группа. Ниже указывается имя руководителя практики. Внизу титульного листа по центру пишете город и год составления отчета.

Все листы работы должны быть пронумерованы. Выравнивание текста выполняется по ширине листа, отступы по краям: по 2 см сверху и снизу, 3 см слева и 1 см справа.

Естественно, в работе не должно быть орфографических и пунктуационных ошибок.

Как правильно написать отчет по учебной практике

• Прежде всего, обратитесь к вашему руководителю практики от учебного заведения – он должен предоставить вам методические рекомендации, в которых подробно расписано, что и как должно быть написано.
• Если у вас нет возможности это сделать, либо методички нет, можете просмотреть варианты составления отчетов в интернете, введя просто «Как писать отчет по учебной практике образец» в строку поиска.
• Но учитывайте так же, что разные учебные заведения выставляют разные требования.

Данный вид работы весьма непрост, особенно учитывая, что это первая практика в жизни студента. Мы можем помочь с составлением отчета по учебной практике.

Наши специалисты быстро справятся с этой задачей, и вы получите качественный отчет, не тратя на это своего времени и сил.

Вам понравилась статья?

Наши авторы уже более 10 лет пишут для студентов отчеты по практике, курсовые, дипломы и другие виды учебных работ и они отлично в них разбираются. Если Вам тоже надо написать отчет, то оформляйте заказ и мы оценим его в течение 10 минут! Заказать работу Узнать цену

Источник: http://ru.solverbook.com/stati/otchety-po-praktike/kak-pisat-otchet-po-uchebnoj-praktike-obrazec/

Как написать отчет по учебной практике

Хотите заказать отчёт по учебной практике? Цены здесь Распечатывание, запись на CD, e-mail

После завершения учебно-ознакомительной практики необходимо сдать по ней отчёт. Как написать отчёт по учебной практике? Это письменная аналитическая работа, которая делается в соответствии с определенными требованиями ФГОС.

Что понадобится для написания отчёта?

От студента, прошедшего учебно-ознакомительную практику, требуется не подробный анализ собранных им материалов, а их обзор, а также выполнение рекомендаций, указанных в задании на практику.

отчёта по учебной практике определяется её программой и напрямую зависит от профессии.

Но даже если учебная (учебно-ознакомительная практика) на предприятии и отчёт касаются специальностей «менеджмент» и «бухгалтерский учёт» — подробно исследовать отчётность предприятия не обязательно.

Данная практика – самая простая и короткая форма учебного процесса, общее знакомство с деятельностью предприятия и будущей должностью практиканта.

Для написания отчёта необходимы:

• сведения об организационной структуре предприятия;
• сведения о работе конкретного подразделения, где проходила практика;
• сведения об основных функциях персонала;
• документы предприятия, архивные данные, статистика.

• К отчёту должен прилагаться дневник практики, в котором по дням расписаны все трудовые действия студента.
• Структура отчёта по учебной практике
• Отчёт по практике имеет стандартную структуру студенческой письменной работы:

1. Введение, в котором указываются цели и задачи учебной практики.
2. Основная часть (два или три раздела), содержащая характеристику предприятия, перспективы его развития и рассмотрение вопросов, поставленных в задании на практику.
3. Заключение, излагающее выводы о проделанной работе.
4. Библиографический список, включающий учебные пособия, научные источники и документация предприятия.
5. Приложения: в них входят копии рассмотренных документов и графические материалы.

1. Пример отчёта по учебной практике вы можете посмотреть здесь.
2. Как оформить отчёт по учебной практике
3. Оформление отчёта по учебной практике проводится в строгом соответствии с нормами ГОСТ. Общие стандарты оформления таковы:

• На титульном листе отчёта должны быть указаны наименование вуза и кафедры, специальность, ФИО автора, название города и год прохождения практики.
• Объём отчёта – 30-40 листов формата А4.
• Шрифт: Times New Roman, 14-1 кегль.
• Межстрочный интервал: полуторный.
• Поля: правое и левое – соответственно 15 и 30 мм, верхнее и нижнее – 20 мм.
• Каждый раздел следует начинать с новой страницы. Нумерация страниц: сквозная, справа вверху.
• Заголовки располагаются по центру и пишутся прописными буквами. Переносы слов и точки в конце заголовка недопустимы. Расстояние от заголовка до последующего текста – 3 интервала (пропуск трёх строк).
• Каждая таблица или рисунок имеют собственное название и порядковый номер. Нумеруются они по единому принципу сквозной нумерации (по порядку от начала до конца отчёта). В тексте делаются ссылки на таблицы.
• Сноски оформляются в двух вариантах: квадратные скобки в тексте (номер источника и страницы) или подстрочные (под чертой внизу страницы).

Библиографический список оформляется следующим образом:

• порядок перечисления источников: 1) правовые и нормативные документы; 2) книги и журналы; 3) ссылки на сайты;
• все названия источников располагаются в алфавитном порядке, но сначала перечисляются русские авторы, за ними — иностранные;
• название источника должно выглядеть так: Стрепетов О. В. Современный менеджмент. -М: ЭКСМО, 1995. — 184 с. В случае одинаковых фамилий авторов они размещаются в алфавитном порядке инициалов: Стрепетов О. В. (), далее — Стрепетов Р. С.  Если источником является статья в журнале, пункт списка оформляется так: Стрепетов О. В. Современный менеджмент // Вопросы менеджмента. — 1995. № 10. — С. 12-19.

Важно: в вашем вузе могут существовать и собственные правила оформления отчёта. Не забудьте внимательно ознакомиться с методичкой!

Отчёты по учебной практике от Dip24 – круглосуточно и без плагиата

Если у вас нет возможности написать отчёт по учебной практике самостоятельно – обратитесь к специалистам Дип24. У нас можно заказать отчет по практике любой сложности и по любым специальностям:

• отчёт по учебной практике бухгалтера, юриста, экономиста
• отчёт по учебной практике менеджера, психолога, товароведа, инженера
• отчёт по учебной практике: туризм, финансы, логистика, бухучёт
• отчёт по учебно-педагогической практике

Прочитайте о наших акциях, оставьте онлайн-заявку и будьте уверены в том, что мы выполним заказ быстро, качественно и без плагиата.

• Звоните:

Источник: http://Dip24.ru/blog/praktika/kak-napisat-otchet-po-uchebnoj-praktike.html

Как написать отчет по учебной практике

Учебная практика – это одна из форм обучения студентов начальных курсов, которая направлена на закрепление теоретических знаний и подготовку к практическим заданиям. Обычно такая практика заранее утверждена вузом и проходит в соответствии с определенным учебным планом.

Учебная практика любого студента, вне зависимости от вида деятельности, должна заканчиваться написанием отчета. Это, своего рода, итог полученных навыков и знаний.

Как написать отчет по учебной практике: сбор информации

Легкость и достоинство учебной практики состоит в том, что чаще всего эти занятия проходят в группе.

Обычно во время практики группу студентов ведут на экскурсию на какое-либо предприятие, где они подробно узнают его структуру, анализируют его деятельность, выносят для себя полезную информацию, знакомятся с правилами работы, осознают то, с чем им придется столкнуться после окончания ВУЗа.

Уже на начальных этапах прохождения практики у многих учащихся возникает вопрос о том, как написать отчет по практике. Для этого, в первую очередь, нужно по мере прохождения практики собрать такую информацию:

• Информация об организации, на которой проводится практика, и ее структуре;
• Информация о работе отдела, в котором проходили занятия;
• Информация об обязанностях работающих в этом отделе людей;
• Документы, содержащиеся на предприятии, всевозможные архивы и выписки.

Кроме того, отчет по учебной практике должен дополняться так называемым дневником практики.

Дневник практики – это документ, в котором содержится подробная информация о том, что делал студент каждый день прохождения практики. В нем указывается дата и вид выполняемой работы.

Очень правильным шагом будет попросить у руководителя учебной практики пример отчета, а также определенные требования к нему. Дело в том, что очень часто во многих ВУЗах требования к оформлению отличаются от общепринятых требований, особенно в последнее время.

Как оформить отчет по учебной практике

Пожалуй, самая сложная часть написания отчета – это его оформление в соответствии со всеми правилами и стандартами. Последовательность написания правильного отчета такова:

1. Оформление титульного листа в соответствии с требованиями ВУЗа;
2. является неотъемлемой частью отчета;
3. На третьем листе следует написать индивидуальное задание, которое было выдано каждому студенту, а также имя и инициалы преподавателя или куратора (в зависимости от того, как называется должность руководителя). Также можно отметить дату выдачи индивидуального задания;
4. После этого нужно приступить непосредственно к написанию самого отчета. Первый пункт – введение. Он включает в себя цели и поставленные ВУЗом задачи. Нужно максимально реалистично отразить реальное положение вещей: что можно изучить и освоить во время прохождения практики;
5. Следующий этап – основная часть отчета. Первый шаг – составление характеристики предприятия, на котором проходила практика. В этом пункте нужно указать, все ли необходимые сведения предоставило предприятие, насколько оно выполнило свою работу в отношении студентов;
6. В первой половине основной части нужно отразить общую работу предприятия в соответствии с реальностью. Вторая часть сложна тем, что студенту придется потрудиться с различными графиками, аналитическими таблицами, а также составить собственные выводы;
7. Последний этап – написание заключения. В заключении нужно сделать упор на поставленные изначально задачи. Можно расписать, какие навыки вы получили, с какими трудностями столкнулись, какие выводы для себя сделали, а также описать полученный опыт.

Чтобы было более понятно, что отразить во введении и заключении, следует изучить сами определения этих понятий.

Введение – часть работы, которая помогает выделить общее представление об отчете. Оно содержит актуальную информацию, а также кратко охватывает весь материал работы, который был собран и проанализирован студентом.

Заключение – часть отчета, в котором студент самостоятельно анализирует степень освоения материала и выполнения всех требований, который были предъявлены ему изначально. Стоит акцентировать внимание на удачных моментах, однако не стоит упускать из виду те навыки, освоить которые так и не удалось.

Особые требования при оформлении отчета по учебной практике

Каждое высшее учебное заведение обычно выдвигает свои требования к отчетности, какой бы она не была. Но существует перечень общепринятых стандартов, которыми обязан пользоваться каждый студент:

• Титульный лист обязательно должен содержать наименование учебного заведения, город, фамилию и инициалы студента и преподавателя или куратора, а также специальность и год, в котором была пройдена практика;
• Стандартный объем учебного отчета не должен быть короче 30 листов и длиннее 40 листов;
• Печатный вариант отчета набирается шрифтом Times New Roman, 14-1 кеглем;
• Межстрочный интервал всегда должен быть полуторный;
• Правое поле должно быть 15 мм, левое – 30 мм. Верхнее и нижнее поле – по 20 мм;
• Каждый заголовок и подзаголовок, а также раздел набирается с новой страницы. Нумеровать их следует в верхнем правом углу. Нумерация сквозная;
• Заголовки разделов должны быть расположены вверху по центру. Пишутся они прописными буквами. Ни в коем случае нельзя переносить слова и ставить знаки препинания в конце заголовков. Прежде чем начинать писать сам раздел, нужно отступить от заголовка три строки;
• Если в тексте присутствует таблица или рисунок, то они должны обязательно иметь собственное название и порядковый номер. Пронумерованы они должны быть в соответствии с порядком появления в тексте;
• Если в отчете есть сноски, то отмечаются они либо в квадратных скобках, либо внизу страницы, под чертой;

Последним этапом оформления учебного отчета является составления списка использованной литературы и источников. Порядок перечисления их таков:

1. Документы, используемые при написании отчета;
2. Книги, журналы и прочая литература;
3. Ссылки на используемые сайты.

Перечислять источники нужно в алфавитном порядке. Единственное замечание: в соответствии с общепринятыми правилами сначала перечисляются русские источники, следом – иностранные.

Название каждого учебника в использованной литературе тоже должно быть оформлено определенным способом. Например: Стрепетов О. В. Современный менеджмент. -М: ЭКСМО, 1995. – 184 с. То есть информация указывается в таком порядке:

1. Фамилия и инициалы;
2. Название учебника или пособия;
3. Город издания;
4. Издательство;
5. Год издания;
6. Страница, с которой берется информация.

Бывает такое, что встречаются две одинаковые фамилии. В таком случае нужно смотреть на букву первого инициала.

Следует помнить, что правила оформления литературы могут корректироваться высшим учебным заведением, поэтому нужно обязательно иметь в наличии образец.

Дополнительные приложения к отчету по учебной практике

Кроме самого отчета нужно написать еще несколько документов, которые обязательны при сдаче отчета:

• Дневник практики;
• Пояснительная записка;
• Характеристика.

На каждом из этих пунктов следует остановиться подробнее.

Дневник учебной практики

Стоит отметить, что дневник практики – это уникальный документ. Ни в каких работах, кроме всевозможных отчетов, он не требуется. Объем этого приложения должен быть не менее двух страниц и не более четырех.

Суть ведения дневника заключается в подробном ежедневном расписании своих действий во время прохождения практики. Значительно облегчает работу тот факт, что бланк дневника выдается учебным заведением сразу, его необходимо просто заполнить.

Случается, что студент посещает практику не каждый день. Это может происходить как по особым обстоятельствам, так и по договоренности с куратором. В таком случае заполнять определенные даты дневника нужно все равно, опираясь при этом на свое воображение и фантазию.

Кроме того, в дневнике практики должна содержаться информация по поводу следующих типов работы:

• Прослушивание всевозможных инструктажей и лекций;
• Посещение экскурсий;
• Участие в общественной деятельности и помощь профсоюзу;
• Изучение документов предприятия.

Делать записи в дневнике нужно кратко, четко и по существу.

Пояснительная записка к отчету по учебной практике

Пояснительная записка – это первое, на что будет обращать внимание проверяющий. Пояснительная записка пишется самостоятельно. В ней указывается информация о том, что вы делали на практике, какие навыки получили и какие знания для себя вынесли.

Коротко, пояснительная записка – это резюме пройденной практики. Не стоит писать ее объемом больше, чем один лист.

В записке должны быть указаны все ваши действия. Писать ее следует в таком же стиле, как и сам отчет.

Обязательно напишите записку так, чтобы у проверяющего обязательно возникло чувство, что практику проходили вы сами и сами же составляли отчет о прохождении.

Характеристика с места прохождения учебной практики

Характеристика – это, пожалуй, единственный раздел отчета по учебной практике, который пишется не студентом, а руководителем практики.

В характеристике преподаватель отмечает уровень успеваемости практиканта с его точки зрения. Также в ней могут быть прописаны практические навыки, которые получил студент, его профессиональные качества характера, а также достоинства, которые могут пригодиться в будущем. Указывается также особая информация, которая важна с точки зрения куратора.

Эти документы обязательно должны прилагаться к отчету по учебной практике. Их сдают вместе с отчетом в обязательном порядке в любом учебном заведении страны.

Пример отчета по учебной практике

К статье приложены несколько грамотных, правильных отчетов по учебной практике, на которые можно ссылаться при составлении собственного отчета.

Отчет по практике пример которого больше всего подойдет вашей теме, можно взять за основу и заполнить его по правилам и стандартам вашего учебного заведения.

Таким образом, к написанию отчета по учебной практике нужно подходить со всей серьезностью и ответственностью. К студенту предъявляется много требований, выполнив которые, можно без проблем сдать работу, однако нужно быть очень внимательным: упустить из вида любой маленький недостаток очень легко.

Источник: https://NauchnieStati.ru/blog/kak-napisat-otchet-po-uchebnoj-praktike/

Сообщение Как написать отчет по учебной практике, образец появились сначала на Учебник.

Обозначим через вектор неизвестных и определим вектор-функцию Тогда система (1) записывается в виде уравнения:

Теперь вернёмся к всеми любимому Python и отметим его первенство среди языков программирования, которые хотят изучать [1].

Этот факт является дополнительным стимулом рассмотрения числительных методов именно на Python. Однако, среди любителей Python бытует мнение, что специальные библиотечные функции, такие как scipy.optimize.root, spsolve_trianular, newton_krylov, являются самым лучшим выбором для решения задач численными методами.

С этим трудно не согласится хотя бы потому, что в том числе и разнообразие модулей подняло Python на вершину популярности. Однако, существуют случаи, когда даже при поверхностном рассмотрении использование прямых известных методов без применения специальных функций библиотеки SciPy тоже дают неплохие результаты. Иными словами, новое- это хорошо забытое старое. Так, в публикации [2], на основании проведенных вычислительных экспериментов, доказано, что библиотечная функция newton_krylov, предназначенная для решения больших систем нелинейных уравнений, имеет в два раза меньшее быстродействие, чем алгоритм TSLS+WD (two-step least squares), реализованный средствами библиотеки NumPy.

Целью настоящей публикации является сравнение по числу итераций, быстродействию, а главное, по результату решения модельной задачи в виде системы из ста нелинейных алгебраических уравнений при помощи библиотечной функции scipy.optimize.root и методом Ньютона, реализованного средствами библиотеки NumPy.

Возможности решателя scipy.optimize.root для численного решения систем алгебраических нелинейных уравнений

Библиотечная функция scipy.optimize.root выбрана в качестве базы сравнения, потому что имеет обширную библиотеку методов, пригодных для сравнительного анализа.

scipy.optimize.root(fun, x0, args=(), method='hybr', jac=None, tol=None,callback=None, ptions=None)

fun — Векторная функция для поиска корня. x0 –Начальные условия поиска корней

method:

hybr -используется модификация Пауэлл гибридный метод; lm – решает системы нелинейных уравнений методом наименьших квадратов. Как следует из документации [3] методы broyden1, broyden2, anderson, linearmixing, diagbroyden, excitingmixing, krylov являются точными методами Ньютона. Остальные параметры являются «не обязательными» и с ними можно ознакомится в документации.

Методы решения систем нелинейных уравнений

Приведенный далее материал действительно можно прочитать в литературе, например в [4], но я уважаю своего читателя и для его удобства приведу вывод метода по возможности в сокращенном виде. Те, кто не любит формулы, этот раздел пропускают.

В методе Ньютона новое приближение для решения системы уравнений (2) определяется из решения системы линейных уравнений:

Определим матрицу Якоби: Запишем(3) в виде: Многие одношаговые методы для приближенного решения (2) по аналогии с двухслойными итерационными методами для решения систем линейных алгебраических уравнений можно записать в виде:

где — итерационные параметры, a — квадратная матрица n х n, имеющая обратную.

При использовании записи (6) метод Ньютона (5) соответствует выбору:

Система линейных уравнений (5) для нахождения нового приближения может решаться итерационно. В этом случае мы имеем двухступенчатый итерационный процесс с внешними и внутренними итерациями. Например, внешний итерационный процесс может осуществляться по методу Ньютона, а внутренние итерации — на основе итерационного метода Зейделя

При решении систем нелинейных уравнений можно использовать прямые аналоги стандартных итерационных методов, которые применяются для решения систем линейных уравнений. Нелинейный метод Зейделя применительно к решению (2) дает:

• (7)
• Основные вычислительные сложности применения метода Ньютона для приближенного решения систем нелинейных уравнений связаны с необходимостью решения линейной системы уравнений с матрицей Якоби на каждой итерации, причем от итерации к итерации эта матрица меняется. В модифицированном методе Ньютона матрица Якоби обращается только один раз:
• (8)

В этом случае каждую компоненту нового приближения из решения нелинейного уравнения, можно получить на основе метода простой итерации и метода Ньютона в различных модификациях. Тем самым снова приходим к двухступенчатому итерационному методу, в котором внешние итерации проводятся в соответствии с методом Зейделя, а внутренние — с методом Ньютона.

Выбор модельной функции

Такой выбор не является простой задачей, поскольку при увеличении числа уравнений в системе в соответствии с ростом числа переменных результат решения не должен меняться, поскольку в противном случае невозможно отследить правильность решения системы уравнений при сравнении двух методов.

Привожу следующее решение для модельной функции: n=100
def f(x):
f = zeros([n])
for i in arange(0,n-1,1):
f[i] = (3 + 2*x[i])*x[i] — x[i-1] — 2*x[i+1] — 2
f [0] = (3 + 2*x[0] )*x[0] — 2*x[1] — 3
f[n-1] = (3 + 2*x[n-1] )*x[n-1] — x[n-2] — 4
return f Функция f создаёт систему из n нелинейных уравнений, решение которой не зависит от числа уравнений и для каждой из n переменных равно единице.

Программа для тестирования на модельной функции c результатами решения системы алгебраических нелинейных уравнений с помощью библиотечной функции optimize.root для разных методов отыскания корней

from numpy import*
from scipy import optimize
import time
ti = time.

clock()
n=100
def f(x):
f = zeros([n])
for i in arange(0,n-1,1):
f[i] = (3 + 2*x[i])*x[i] — x[i-1] — 2*x[i+1] — 2
f [0] = (3 + 2*x[0] )*x[0] — 2*x[1] — 3
f[n-1] = (3 + 2*x[n-1] )*x[n-1] — x[n-2] — 4
return f
x0 =zeros([n])
sol = optimize.

root(f,x0, method='krylov')
print('Solution:
', sol.x)
print('Krylov method iteration = ',sol.nit)
print('Optimize root time', round(time.

clock()-ti,3), 'seconds') Только один из методов, приведенных в документации [3] прошёл тестирование по результату решения модельной функции, это метод 'krylov'. Решение для n=100: Solution: [1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1.

00000001 1.00000013 1.00000002 0.9999997 0.99999987 1.00000005 0.99999978 1.0000002 1.00000012 1.00000023 1.00000017 0.99999979 1.00000012 1.00000026 0.99999987 1.00000014 0.99999979 0.99999988 1.00000046 1.00000064 1.00000007 1.00000049 1.00000005 1.00000032 1.00000031 1.00000028 0.99999992 1.0000003 1.0000001 0.99999971 1.00000023 1.00000039 1.0000003 1.

00000013 0.9999999 0.99999993 0.99999996 1.00000008 1.00000016 1.00000034 1.00000004 0.99999993 0.99999987 0.99999969 0.99999985 0.99999981 1.00000051 1.0000004 1.00000035 0.9999998 1.00000065 1.00000061 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.

0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.

0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.0000006 1.00000059 1.00000056 1.00000047 1.00000016 1.00000018 0.99999988 1.00000061 1.00000002 1.00000033 1.00000034 1.0000004 1.00000046 1.00000009 1.00000024 1.00000017 1.00000014 1.00000054 1.00000006 0.99999964 0.99999968 1.00000005 1.00000049 1.

0000005 1.00000028 1.00000029 1.00000027 1.00000027 0.9999998 1.00000005 0.99999974 0.99999978 0.99999988 1.00000015 1.00000007 1.00000005 0.99999973 1.00000006 0.99999995 1.00000021 1.00000031 1.00000058 1.00000023 1.00000023 1.00000044 0.99999985 0.99999948 0.99999977 0.99999991 0.99999974 0.99999978 0.99999983 1.0000002 1.00000016 1.00000008 1.00000013 1.

00000007 0.99999989 0.99999959 1.00000029 1.0000003 0.99999972 1.00000003 0.99999967 0.99999977 1.00000017 1.00000005 1.00000029 1.00000034 0.99999997 0.99999989 0.99999945 0.99999985 0.99999994 0.99999972 1.00000029 1.00000016] Krylov method iteration = 9178 Optimize root time 23.397 seconds Вывод: С увеличением числа уравнений вдвое заметно появление ошибок в решении. При дальнейшем увеличении n решение становится не приемлемым, что возможно из-за автоматической адаптации к шагу, эта же причина резкого падения быстродействия. Но это только моё предположение.

Программа для тестирования на модельной функции c результатами решения системы алгебраических нелинейных уравнений с помощью программы написанной на Python 3 с учётом соотношений (1)-(8) для отыскания корней по модифицированному методу Ньютона

Программа отыскания корней по модифицированному методу Ньютонаfrom numpy import*
import time
ti = time.clock()
def jacobian(f, x):
h = 1.

0e-4
n = len(x)
Jac = zeros([n,n])
f0 = f(x)
for i in arange(0,n,1):
tt = x[i]
x[i] = tt + h
f1= f(x)
x[i] = tt
Jac [:,i] = (f1 — f0)/h
return Jac, f0
def newton(f, x, tol=1.

0e-9):
iterMax = 50
for i in range(iterMax):
Jac, fO = jacobian(f, x)
if sqrt(dot(fO, fO) / len(x)) < tol: return x, i dx = linalg.

solve(Jac, fO)
x = x — dx
print («Too many iterations for the Newton method»)
n=100
def f(x):
f = zeros([n])
for i in arange(0,n-1,1):
f[i] = (3 + 2*x[i])*x[i] — x[i-1] — 2*x[i+1] — 2
f [0] = (3 + 2*x[0] )*x[0] — 2*x[1] — 3
f[n-1] = (3 + 2*x[n-1] )*x[n-1] — x[n-2] — 4
return f
x0 =zeros([n])
x, iter = newton(f, x0)
print ('Solution:
', x)
print ('Newton iteration = ', iter)
print('Newton method time', round(time.clock()-ti,3), 'seconds') Решение для n=100: Solution: [1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1.] Newton iteration = 13 Newton method time 0.496 seconds Решение для n=200: Solution: [1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1.] Newton iteration = 14 Newton method time 1.869 seconds Чтобы убедиться в том, что программа действительно решает систему, перепишем модельную функцию для ухода от корня со значением 1 в виде: n=10
def f(x):
f = zeros([n])
for i in arange(0,n-1,1):
f[i] = (3 + 2*x[i])*x[i]*sin([i]) — x[i-1] — 2*x[i+1] — 2+e**-x[i]
f [0] = (3 + 2*x[0] )*x[0] — 2*x[1] — 3
f[n-1] = (3 + 2*x[n-1] )*x[n-1] — x[n-2] — 4
return f Получим: Solution: [ 0.96472166 0.87777036 0.48175823 -0.26190496 -0.63693762 0.49232062 -1.31649896 0.6865098 0.89609091 0.98509235] Newton iteration = 16 Newton method time 0.046 seconds

Вывод: Программа работает и при изменении модельной функции.

Теперь вернёмся к начальной модельной функции и проверим более широкий диапазон для n, например в 2 и 500. n=2 Solution: [1. 1.] Newton iteration = 6 Newton method time 0.048 seconds n=500n=500Solution: [1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1. 1.] Newton iteration = 15 Newton method time 11.754 seconds

Выводы:

Источник: https://habr.com/post/419453/

Методы решения нелинейных уравнений



Статья посвящена изучению методов решения нелинейных уравнений, в том числе, с использованием системы автоматизированного проектирования MathCAD. Рассмотрены шаговый метод, методы половинного деления и Ньютона, приведены подробные алгоритмы применения данных методов, а также проведен сравнительный анализ указанных методов.

• Ключевые слова: нелинейные уравнения, прикладная математика, САПР MathCAD, метод Ньютона, шаговый метод, метод дихотомии.
• Цель работы: изучить методы решения нелинейных уравнений с одним неизвестным и апробировать их в опытно-экспериментальной работе.
• Задачи работы:

1. Проанализировать специальную литературу и выбрать наиболее рациональные способы решения нелинейных уравнений, позволяющие глубоко изучить и усвоить данную тему всем выпускникам средней школы.
2. Разработать некоторые аспекты методики решения нелинейных уравнений с применением ИКТ.
3. Изучить методы решения нелинейных уравнений:

1. ‒ Шаговый метод
2. ‒ Метод деления пополам
3. ‒ Метод Ньютона
4. ‒ PTC Mathcad
5. Введение.

Без математической грамотности невозможно успешное освоение методов решения задач по физике, химии, биологии и другим предметам. Весь комплекс естественных наук построен и развивается на базе математических знаний.

Например, исследование ряда актуальных задач математической физики приводит к необходимости решения нелинейных уравнений. Решение нелинейных уравнений необходимо в нелинейной оптике, физике плазмы, теории сверхпроводимости и физике низких температур.

По этой теме есть достаточное количество литературы, но во многих учебниках и статьях трудно разобраться ученику средней школы. В данной работе рассмотрены методы решения нелинейных уравнений, которые можно использовать при решении прикладных задач физики, химии.

Шаговый метод.

Пусть требуется решить нелинейное уравнение вида уравнение F(x)=0. Предположим также, что нам задан некоторый интервал поиска [x0,x1]. Требуется найти интервал [а,b] длиной h, содержащий первый корень уравнения, начиная с левой границы интервала поиска.

Рис. 1. Шаговый метод

Решить подобную задачу можно несколькими способами. Шаговый метод является наиболее простым из численных методов решения неравенств, но для достижения большой точности необходимо существенно уменьшить шаг, а это сильно увеличивает время расчётов. Алгоритм решения уравнений с помощью данного метода состоит из двух этапов.

I этап. Отделение корней.

На этом этапе определяются участки, на каждом из которых находится только один корень уравнения. Есть несколько вариантов реализации этого этапа:

• Подставляем значения X (желательно с каким-то достаточно мелким шагом) и смотрим где функция сменит знак. Если функция сменила знак, это значит, что на участке между предыдущим и текущим значением X лежит корень (если функция не меняет характер возрастания/убывания, то можно утверждать, что корень на этом интервале один).
• Графический метод. Строим график и оцениваем на каких интервалах лежит один корень.
• Исследуем свойства конкретной функции.

II этап. Уточнение корней.

На данном этапе значение корней уравнения, определенных ранее, уточняется. Как правило на этом этапе используются итерационные методы. Например, метод половинного деления (дихотомии) или метод Ньютона.

Метод половинного деления

Быстрый и достаточно простой численный метод решения уравнений, основанный на последовательном сужении интервала, содержащего единственный корень уравнения F(x)=0 до того времени, пока не будет достигнута заданная точность Е.

Данный метод обычно используется при решении квадратных уравнений и уравнений высших степеней.

Однако у данного метода есть существенный недостаток — если на отрезке [а,b] содержится более одного корня, то с его помощью не удастся добиться хороших результатов.

Рис. 2. Метод дихотомии

• Алгоритм данного метода следующий:
• ‒ Определить новое приближение корня х в середине отрезка [а;b]: х=(а+b)/2.
• ‒ Найти значения функции в точках а и х: F(a) и F(x).

‒ Проверить условие F(a)*F(x) < 0. Если условие выполнено, то корень расположен на отрезке [а;х]. В этом случае необходимо точку b переместить в точку х (b=х). Если условие не выполнено, то корень расположен на отрезке [х;b]. В этом случае необходимо точку а переместить в точку х (а=х).

‒ Перейти к пункту 1 и вновь поделить отрезок пополам. Алгоритм продолжить до того времени, пока не будет выполнено условие |F(x)| < Е.

Метод Ньютона

Самый точный из численных методов решения; подходит для решения очень сложных уравнений, но усложняется необходимостью вычисления производных на каждом шаге. заключается в том, что если xn — некоторое приближение к корню уравнения , то следующее приближение определяется как корень касательной к функции f(x), проведенной в точке xn.

Уравнение касательной к функции f(x) в точке xnимеет вид:

В уравнении касательной положим y = 0 и x = xn+1.

Тогда алгоритм последовательных вычислений в методе Ньютона состоит в следующем:

Сходимость метода касательных квадратичная, порядок сходимости равен 2.

Таким образом, сходимость метода касательных Ньютона очень быстрая.

Без всяких изменений метод обобщается на комплексный случай. Если корень xiявляется корнем второй кратности и выше, то порядок сходимости падает и становится линейным.

1. Метод Ньютона (метод касательных) обычно применяется в том случае, если уравнение f(x) = 0 имеет корень , и выполняются условия:
2. 1) функция y= f(x) определена и непрерывна при ;
3. 2) f(a)·f(b) < 0 (функция принимает значения разных знаков на концах отрезка [a;b]);

3) производные f'(x) и f''(x) сохраняют знак на отрезке [a;b] (т. е. функция f(x) либо возрастает, либо убывает на отрезке [a;b], сохраняя при этом направление выпуклости);

Смысл метода заключается в следующем: на отрезке [a;b] выбирается такое число x0, при котором f(x0) имеет тот же знак, что и f''(x0), т. е. выполняется условие f(x0)·f''(x) > 0. Таким образом, выбирается точка с абсциссой x0, в которой касательная к кривой y=f(x) на отрезке [a;b] пересекает ось Ox. За точку x0 сначала удобно выбирать один из концов отрезка.

Рассмотрим данный алгоритм на конкретном примере.

Пусть нам дана возрастающая функция y = f(x) =x2–2, непрерывная на отрезке (0;2), и имеющая f '(x) =2x>0 и f ''(x) = 2> 0.

В нашем случае уравнение касательной имеет вид: y-y0=2×0·(x-x0). В качестве точки x0 выбираем точку B1(b; f(b)) = (2,2). Проводим касательную к функции y = f(x) в точке B1, и обозначаем точку пересечения касательной и оси Ox точкой x1. Получаем уравнение первой касательной:y-2=2·2(x-2), y=4x-6. Точка пересечения касательной и оси Ox: x1 =

Рис. 3. Построение первой касательной к графику функции f(x)

Затем находим точку пересечения функции y=f(x) и перпендикуляра, проведенного к оси Ox через точку x1, получаем точку В2 =(1.5; 0.25). Снова проводим касательную к функции y = f(x) в точке В2, и обозначаем точку пересечения касательной и Ox точкой x2.

Уравнение второй касательной: y-2.25=2*1.5(x-1.5), y = 3x — 4.25. Точка пересечения касательной и оси Ox: x2 = .

Затем находим точку пересечения функции y=f(x) и перпендикуляра, проведенного к оси Ox через точку x2, получаем точку В3 и так далее.

В3 = ()

Рис. 4. Построение второй касательной к графику функции f(x)

Первое приближение корня определяется по формуле:

= 1.5.

• Второе приближение корня определяется по формуле:
• =
• Третье приближение корня определяется по формуле:

1. Таким образом, i-ое приближение корня определяется по формуле:
2. Вычисления ведутся до тех пор, пока не будет достигнуто совпадение десятичных знаков, которые необходимы в ответе, или заданной точности e — до выполнения неравенства |xi-xi-1| < e.

В нашем случае, сравним приближение, полученное на третьем шаге с реальным ответом. Как видно, уже на третьем шаге мы получили погрешность меньше 0.000002.

• Решение уравнения при помощи САПР MathCAD
• Для простейших уравнений вида f(x) = 0 решение в MathСAD находится с помощью функции root.

root(f(х1, x2, …), х1, a, b)— возвращает значение х1, принадлежащее отрезку [a, b], при котором выражение или функция f(х) обращается в 0. Оба аргумента этой функции должны быть скалярами. Функция возвращает скаляр.

Рис. 5. Решение нелинейного уравнения в MathCAD (функция root)

Если в результате применения данной функции возникает ошибка, то это может означать, что уравнение не имеет корней, или корни уравнения расположены далеко от начального приближения, выражение имеет локальные max и min между начальным приближением и корнями.

Чтобы установить причину ошибки, необходимо исследовать график функции f(x). Он поможет выяснить наличие корней уравнения f(x) = 0 и, если они есть, то определить приблизительно их значения. Чем точнее выбрано начальное приближение корня, тем быстрее будет найдено его точное значение.

Если начальное приближение неизвестно, то целесообразно использовать функцию solve. При этом если уравнение содержит несколько переменных, нужно указать после ключевого слова solve список переменных, относительно которых решается уравнение.

Рис. 6. Решение нелинейного уравнения в MathCAD (функция solve)

Заключение

Те уравнения, которые хорошо решаются известными в школе методами разложения на множители и т. п., не имеет смысла решать более сложными способами. Прикладные задачи математики, важные для физики, химии и требующие сложных вычислительных операций при решении уравнений успешно решаются, например, с помощью программирования.

Их же хорошо решать методом Ньютона.

Для уточнения корней можно применять несколько методов решения одного и того же уравнения. Именно это исследование и легло в основу данной работы. При этом легко проследить, какой метод наиболее удачен при решении каждого этапа уравнения, а какой метод на данном этапе лучше не применять.

Изученный материал, с одной стороны, способствует расширению и углублению математических знаний, привитию интереса к математике. С другой стороны, задачи реальной математики важно уметь решать тем, кто собирается приобрести профессии технического и инженерного направления. Поэтому данная работа имеет значение для дальнейшего образования (например, в высшем учебном заведении).

Литература:

1. Митяков С. Н. Информатика. Комплекс учебно-методических материалов. — Н. Новгород: Нижегород. гос. техн. ун-т.,2006
2. Вайнберг М. М., Треногин В. А. Теория ветвления решений нелинейных уравнений. М.: Наука, 1969. — 527 с.
3. Бронштейн И. Н., Семендяев К. А. Справочник по математике для инженеров и учащихся ВТУЗов — М.: Наука, 1986.
4. Омельченко В. П., Курбатова Э. В. Математика: учебное пособие. — Ростов н/Д.: Феникс, 2005.
5. Савин А. П. Энциклопедический словарь юного математика. — М.: Педагогика, 1989.
6. Корн Г., Корн Т. Справочник по математики для научных работников и инженеров. — М.: Наука, 1973.
7. Кирьянов Д. Mathcad 15/MathcadPrime 1.0. — С-Пб.: БХВ-Петербург, 2012.
8. Черняк А., Черняк Ж., Доманова Ю. Высшая математика на базе Mathcad. Общий курс. — С-Пб.: БХВ-Петербург, 2004.
9. Поршнев С., Беленкова И. Численные методы на базе Mathcad. — С-Пб.: БХВ-Петербург, 2012.

Основные термины (генерируются автоматически): метод Ньютона, уравнение, функция, шаговый метод, приближение корня, метод решения, корень уравнения, решение уравнений, пересечение касательной, начальное приближение.

Источник: https://moluch.ru/young/archive/6/414/

Численные методы решения нелинейных уравнений

• Пусть имеется уравнение вида
• f(x)= 0
• где f(x) — заданная алгебраическая или трансцендентная функция.
• Решить уравнение — значит найти все его корни, то есть те значения x, которые обращают уравнение в тождество.

Если уравнение достаточно сложно, то задача точного определения корней является в некоторых случаях нерешаемой.

Поэтому ставится задача найти такое приближенное значение корня xПP, которое отличается от точного значения корня x* на величину, по модулю не превышающую указанной точности (малой положительной величины) ε, то есть

1. │x* – xпр │< ε
2. Величину ε также называют допустимой ошибкой, которую можно задать по своему усмотрению.

Этапы приближенного решения нелинейных уравнений

Приближенное решение уравнения состоит из двух этапов:

• Отделение корней, то есть нахождение интервалов из области определения функции f(x), в каждом из которых содержится только один корень уравнения f(x)=0.
• Уточнение корней до заданной точности.

Отделение корней

Отделение корней можно проводить графически и аналитически.
Для того чтобы графически отделить корни уравнения, необходимо построить график функции f(x). Абсциссы точек его пересечения с осью Ox являются действительными корнями уравнения. Для примера рассмотрим задачу решения уравнения

где угол x задан в градусах. Указанное уравнение можно переписать в виде

Для графического отсечения корней достаточно построить график функции
Из рисунка видно, что корень уравнения лежит в промежутке x∈(6;8).

Аналитическое отделение корней

Аналитическое отделение корней основано на следующих теоремах.
Теорема 1. Если непрерывная функция f(x) принимает на концах отрезка [a; b] значения разных знаков, т.е.

то на этом отрезке содержится по крайней мере один корень уравнения.

Теорема 2. Если непрерывная на отрезке [a; b] функция f(x) принимает на концах отрезка значения разных знаков, а производная f'(x) сохраняет знак внутри указанного отрезка, то внутри отрезка существует единственный корень уравнения f(x) = 0.

Уточнение корней

Для уточнения корней может использоваться один из следующих методов:

Метод последовательных приближений (метод итераций)

Метод итерации — численный метод решения математических задач, используемый для приближённого решения алгебраических уравнений и систем.

Суть метода заключается в нахождении по приближённому значению величины следующего приближения (являющегося более точным). Метод позволяет получить решение с заданной точностью в виде предела последовательности итераций.

Характер сходимости и сам факт сходимости метода зависит от выбора начального приближения решения.
Функциональное уравнение может быть записано в виде

Функцию f(x) называют сжимающим отображением.

Последовательность чисел x0, x1 ,…, xn называется итерационной, если для любого номера n>0 элемент xn выражается через элемент xn-1 по рекуррентной формуле

а в качестве x0 взято любое число из области задания функции f(x).

Реализация на C++ для рассмотренного выше примера

Уравнение может быть записано в форме
123456789101112131415161718192021

22

#define _USE_MATH_DEFINES#include #include using namespace std;double find(double x, double eps){

  double rez; int iter = 0;

  cout 

Источник: https://prog-cpp.ru/digital-find/

Нелинейные уравнения и системы уравнений. Методы их решения

• Одной из важных задач прикладной математики является задача решения нелинейных уравнений, встречающихся в разных областях научных исследований.
• Под нелинейными уравнениями (nonlinear equations) понимаются алгебраические и трансцендентные уравнения с одним неизвестным в следующем виде:
• ,
• где  — действительное число,  — нелинейная функция.
•          Под системой нелинейных уравнений понимается система алгебраических и трансцендентных уравнений в следующем виде:

1. где {} — действительные числа, {…} — нелинейные функции.
2. Алгебраическое уравнение — это уравнение содержащие только алгебраические функции, которое можно представить многочленом n‐ой степени с действительными коэффициентами (целые, рациональные, иррациональные) в следующем виде:
3. .

Трансцендентное уравнение – это уравнение содержащие в своем составе функции, которые являются не алгебраическими. Простейшими примерами таких функций служат показательная функция, тригонометрическая функция, логарифмическая функция и т.д.

• Решением нелинейного уравнения (или системы нелинейных уравнений) называют совокупность (группа) чисел , которые, будучи подставлены на место неизвестных , обращают каждое уравнение (или систему уравнений) в тождество:
• .
• Для решения нелинейных уравнений (или систем нелинейных уравнений) существует несколько методов решения: графические, аналитические и численные методы.
• Графические методы наименее точны, но позволяют в сложных уравнениях определить наиболее приближенные значения, с которых в дальнейшем можно начинать находить более точные решения уравнений.

Аналитические методы (или прямые методы) позволяют определить точные значения решения уравнений. Данный метод позволяет записать корни в виде некоторого соотношения (формул).

Подобные методы развиты для решения простейших тригонометрических, логарифмических, показательных, а также алгебраических уравнений. Однако подавляющее большинство нелинейных уравнений, встречающихся на практике, не удается решить прямыми методами.

В таких случаях обращаются к численным методам, позволяющим получить приближенное значение корня с любой заданной точностью.

1. Численные методы решения нелинейных уравнений – это итерационный процесс расчета, который состоит в последовательном уточнении начального приближения значений корней уравнения (системы уравнений). При численном подходе задача о решении нелинейных уравнений разбивается на два этапа:
2. — локализация (отделение) корней
3. — уточнение корней.
4. › Под локализацией корней  понимается процесс отыскания приближенного значения корня или нахождение таких отрезков, в пределах которых содержится единственное решение
5. › Под уточнением корней понимается процесс вычисления приближенных значений корней с заданной точностью по любому численному методу решения нелинейных уравнений.

Недостатком почти всех итерационных методов нахождения корней является то, что они при однократном применении позволяют найти лишь один корень функции, к тому же, мы не знаем какой именно. В случае повторения итерационного процесса при изменении стартовых точек отсутствуют гарантии, что найдется новый корень уравнения, так как итерационный процесс может  сойтись к найденному корню.

Для поиска других корней используется метод удаления корней. Данный метод основан на принципе создания новой функции  путем деление основной функции на найденный корень уравнения:

.

Так, например, если  — корень функции  то, чтобы произвести удаление найденного корня и поиск оставшихся корней исходной функции необходимо создать функцию  . Точка  будет являться корнем функции  на единицу меньшей кратности, чем , при этом все остальные корни у функций  и  совпадают с учетом кратности. Повторяя указанную процедуру, можно найти все корни   с учетом кратности.

Следует обратить внимание,  что когда производим деление на тот или иной корень , то в действительности мы делим лишь на найденное приближение , и, тем самым, несколько сдвигаем корни вспомогательной функции относительно истинных корней функции .

Это может привести к значительным погрешностям, если процедура отделения применялась уже достаточное число раз.

Чтобы избежать этого, с помощью вспомогательных функций вычисляются лишь первые итерации, а окончательные проводятся по исходной функции , используя в качестве стартового приближения, последнюю итерацию, полученную по вспомогательной функции.

Локализация корней.

› Локализация корней аналитическим способом

Для отделения корней уравнения необходимо иметь критерий, позволяющий убедится, что, во-первых, на рассматриваемом отрезке  имеется корень, а, во-вторых, что этот корень единственный на указанном отрезке. Если функция  непрерывна на отрезке ,  а на концах отрезка её значения имеют разные знаки , то на этом отрезке расположен, по крайней мере, один корень.

Дополнительным условием, обеспечивающем единственность корня на отрезке  является требование монотонности функции на этом отрезке. В качестве признака монотонности функции можно воспользоваться условиемзнакопостоянства первой производной .

› Локализация корней табличным способом

Допустим, что все интересующие нас корни уравнения  находятся на отрезке . Выбор этого отрезка (интервала поиска корней) может быть сделан, например, на основе анализа конкретной физической или иной задачи.

Будем вычислять значения  , начиная с точки , двигаясь вправо с некоторым шагом h.

Как только обнаруживается пара соседних значений , имеющих разные знаки, так соответствующие значения аргумента x можно считать границами отрезка, содержащего корень.

Надежность рассмотренного подхода к отделению корней уравнений зависит как от характера функции , так и от выбранной величины шага h.

Действительно, если при достаточно малом значении h () на границах текущего отрезка   функция  принимает значения одного знака, то естественно ожидать, что уравнение   корней на этом отрезке не имеет.

Однако, это не всегда так: при несоблюдении условия монотонности функции  на отрезке  могут оказаться корни уравнения (рис. 1, а). Также несколько корней на отрезке могут оказаться и при выполнении условия  (рис. 1, б). Предвидя подобные ситуации, следует выбирать достаточно малые значения h.

Рис. 1. Варианты поведения функции на интервале локализации корня

Поскольку данный способ предполагает выполнение лишь элементарных арифметических и логических операций, количество которых может быть велико при малых значениях h, для его реализации целесообразно использовать вычислительные возможности компьютера.

Отделяя, таким образом, корни, мы, по сути, получаем их приближенные значения с точностью до выбранного шага.

Так, например, если в качестве приближенного значения корня взять середину отрезка локализации, то абсолютная погрешность этого значения не будет превосходить половины шага поиска (h/2).

Уменьшая шаг в окрестности каждого корня, можно, в принципе, повысить точность отделения корней до любого наперед заданного значения. Однако такой способ требует большого объема вычислений.

Поэтому при проведении численных экспериментов с варьированием параметров задачи, когда приходится многократно осуществлять поиск корней, подобный метод не годится для уточнения корней и используется только для отделения (локализации) корней, т.е. определения начальных приближений к ним. Уточнение корней проводится с помощью других, более экономичных методов.

• Уточнение корней.
• На данном этапе задача состоит в получении приближенного значения корня, принадлежащего отрезку , с заданной точностью (погрешностью) e. Это означает, что вычисленное значение корня  должно отличаться от точного  не более чем на величину e:
• Существует большое количество численных методов решения нелинейных уравнений для уточнения корней, которые условно можно разделить:
• › Методы решение уравнений с одним неизвестным. Основными представителями являются:
• — метод половинного деления;
• — метод хорд;
• — метод простой итерации;
• — метод Ньютона для уравнения с одним неизвестным;
• — метод секущих;
• — метод парабол (Метод Мюллера);
• — Метод Ридерса;
• — Метод Дэккера и Брэнта;
• — Метод Лобачевского;

— и т.д.

1. › Метода решения систем уравнений с несколькими неизвестными. Основными представителями являются:
2. — метод простой итерации для системы уравнений;
3. — метод Зейделя;
4. — метод Ньютона для системы уравнений;
5. — модифицированный метод Ньютона;
6. — разностный метод Ньютона;
7. — метод Ньютона с последовательной аппроксимацией матриц;
8. — Метод Брауна;

— и т.д.

Для того, чтобы добавить Ваш комментарий к статье, пожалуйста, зарегистрируйтесь на сайте.

Источник: http://simenergy.ru/math-analysis/solution-methods/40-nle-intro

Решение нелинейных уравнений

Уравнения, в которых содержатся неизвестные функции, произведенные в степень больше единицы, называются нелинейными. Например, y=ax+b – линейное уравнение, х^3 – 0,2x^2 + 0,5x + 1,5 = 0 – нелинейное (в общем виде записывается как F(x)=0).

Системой нелинейных уравнений считается одновременное решение нескольких нелинейных уравнений с одной или несколькими переменными.

Существует множество методов решения нелинейных уравнений и систем нелинейных уравнений, которые принято относить в 3 группы: численные, графические и аналитические. Аналитические методы позволяют определить точные значения решения уравнений.

Отделение корней осуществляется различными способами: графически, при помощи различных специализированных компьютерных программ и др.

Рассмотрим несколько методов уточнения корней с определенно заданной точностью.

Методы численного решения нелинейных уравнений

Метод половинного деления.

Суть метода половинного деления заключается в делении интервала [a,b] пополам (с=(a+b)/2) и отбрасывании той части интервала, в которой отсутствует корень, т.е. условие F(a)xF(b)

Рис.1. Использование метода половинного деления при решении нелинейных уравнений.

Рассмотрим пример. Необходимо решить уравнение х^3 – 0,2x^2 + 0,5x + 1,5 = 0 с точностью до e

В общем виде уравнение имеет вид: F(x)= х^3 – 0,2x^2 + 0,5x + 1,5
Разделим отрезок на 2 части: (a-b)/2 = (-1+0)/2=-0,5.
Если произведение F(a)*F(x)>0, то начала отрезка a переносится в x (a=x), иначе, конец отрезка b переносится в точку x (b=x). Полученный отрезок делим опять пополам и т.д. Весь произведенный расчет отражен ниже в таблице.

Рис.2. Таблица результатов вычислений

• Метод хорд.

В результате вычислений получаем значение с учетом требуемой точности, равной x=-0,946

При использовании метода хорд, задается отрезок [a,b], в котором есть только один корень с установленной точностью e. Через точки в отрезке a и b, которые имеют координаты (x(F(a);y(F(b)), проводится линия (хорда). Далее определяются точки пересечения этой линии с осью абсцисс (точка z).
Если F(a)xF(z)

Рис.3. Использование метода хорд при решении нелинейных уравнений.

Рассмотрим пример. Необходимо решить уравнение х^3 – 0,2x^2 + 0,5x + 1,5 = 0 с точностью до e

В общем виде уравнение имеет вид: F(x)= х^3 – 0,2x^2 + 0,5x + 1,5 Найдем значения F(x) на концах отрезка [a,b]: F(-1) = — 0,2>0; F(0) = 1,5>0. Определим вторую производную F’’(x) = 6x-0,4.

1. F’’(-1)=-6,4
   F’’(0)=-0,4
2. На концах отрезка условие F(-1)F’’(-1)>0 соблюдается, поэтому для определения корня уравнения воспользуемся формулой:

Рис.4. Таблица результатов вычислений

• В результате вычислений получаем значение с учетом требуемой точности, равной x=-0,946
• Метод касательных (Ньютона)

Данный метод основывается на построении касательных к графику, которые проводятся на одном из концов интервала [a,b]. В точке пересечения с осью X (z1) строится новая касательная. Данная процедура продолжается до тех пор, пока полученное значение не будет сравним с нужным параметром точности e (F(zi)

Рис.6. Таблица результатов вычислений

В результате вычислений получаем значение с учетом требуемой точности, равной x=-0,946

Если материал был полезен, вы можете отправить донат или поделиться данным материалом в социальных сетях:

Источник: https://reshit.ru/Reshenie-nelineynyh-uravneniy

Сообщение Нелинейные уравнения и их решение появились сначала на Учебник.

ПОЛОЖЕНИЕ УРАНА В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

Положение урана в Периодической системе химических элементов до последнего времени служило предметом научных споров. Как известно, Д. И. Менделеев расположил уран в самом конце своей периодической таблицы в группе хрома, молибдена и вольфрама, исходя из их химических свойств.

В целом ряде соединений высшей валентности уран проявляет характерные свойства аналога хрома и особенно молибдена и вольфрама.

Однако исследования атомного спектра паров урана показали, что в основном состоянии он имеет электронную структуру 5f36d7s2, что свидетельствует о принадлежности урана не к VI группе, а к группе тяжелых актиноидных элементов, аналогов группы лантаноидов.

Сложность химических свойств урана определяется близостью энергетических уровней подгрупп 5f и 6d электронной оболочки, взаимное положение которых зависит от состава соединений. Таким образом, наблюдаемая двойственность природы урана обусловлена близостью энергий электронов 5f и 6d, что делает возможным переход 5f-электронов на подуровень 6d в процессах химического взаимодействия элементов.

Сложность химического поведения характерна не только для урана, но и для других представителей группы 5f-элементов. В настоящее время эти вопросы изучаются особенно подробно в связи с открытием советскими учеными семивалентных состояний нептуния, плутония и америция и двух- и одновалентных состояний кюрия и менделевия.

Валентные состояния урана

Хорошо известны твердые соединения урана, в которых степень окисления урана равна +2, +3, +4, +5 и +6. Ионные радиусы увеличиваются с понижением валентного состояния урана: 0,79 А для U (VI), 1,05 А для U (IV), 1,2 А для U (III). Атомный радиус металлического урана составляет 1,485 А (для g-фазы с экстраполяцией к обычной температуре).

Благодаря низкому окислительному потенциалу урана (IV) и урана (VI) можно легко получить соединения урана в различных валентных состояниях. Поливалентность урана широко используют в технологии урана в процессах его очистки от некоторых примесей и выделения в чистом виде.

Обычные соли уранила и их растворы окрашены в желтый цвет. Некоторые соединения шестивалентного урана белые или почти белые (гексафторид и уранил-фторид).

Соли урана (IV) и их растворы имеют зеленую окраску с различными оттенками — от светло-зеленого до густого темно-зеленого.

Соли урана (III) в твердом состоянии оливково-зеленые, красно-коричневые или черные в зависимости от размеров кристаллов, в растворах — пурпурно-красные.

Химия соединений урана в настоящее время подробно изучена исследователями разных стран, в том числе и советскими учеными. Она весьма сложна, особенно в водных средах. Свойства урана в растворах — один из самых интересных разделов химии этого элемента.

Из четырех возможных окислительно-восстановительных состояний для водных растворов урана характерны только два — (IV) и (VI), соответствующие ионам U4+ и UO22+ . Лишь в специальных условиях удается получать растворы, содержащие ионы U3+.

Весьма неустойчивое пятивалентное состояние урана представляет собой чаще всего лишь промежуточное состояние во многих окислительно-восстановительных реакциях с участием урана (IV) и урана (VI). Ион пятивалентного урана UO2+ относительно устойчив в узком диапазоне кислотности при рН, близком к 2, где он медленно диспропорционирует на U4+ и UO22+ .

В более кислых растворах реакция диспропорционирования протекает очень быстро. Растворы урана (IV) достаточно устойчивы на воздухе в кислых растворах, особенно при низких значениях рН среды. Однако целый ряд обычных окислителей легко переводит уран (IV) в уран (VI).

Ниже приведены потенциалы различных степеней окисления урана (в кислой среде):

1.80B +0.63B -0.58B -0.06B

U0 ——— ® U3+ ——— ® U4+ ——— ® UO2+ ——— ® UO22+

Самое устойчивое состояние урана в водных растворах — шестивалентное, при этом стабилизация высокого положительного заряда урана происходит вследствие образования иона уранила UO22+. Известно немного восстановителей, которые способны восстанавливать ион уранила, да и то в специальных условиях. Более подробно эти вопросы будут разобраны при обсуждении конкретных технологических процессов.

Рекомендуемые страницы:

Источник: https://poisk-ru.ru/s41898t11.html

ПОИСК

    Электролитические ячейки обычно изготовляют из кварца, который устойчив ко многим галогенидам, кроме фторидов, а также к окислителям — хлору, кислороду, азоту.

Однако он легко взаимодействует с расплавами, содержащими ионы низших валентностей многих активных металлов (редкоземельные элементы, цирконий, то )нй, уран и др.), и с активными металлами. [c.101]

    Числа слева означают валентность элементов.

Пунктирная линия соединяет наиболее устойчивые валентные состояния она показывает, что от тория к урану валентность в устойчивом состоянии возрастает, а затем начинает падать до значения 3.  [c.288]

    Купферон не осаждает шестивалентного урана, поэтому он является хорошим реагентом для выделения железа, меди, циркония, титана и земельных кислот из кислых сернокислых растворов, содержащих сульфат уранила. С другой стороны, четырехвалентный уран количественно осаждается купфероном. Таким образом, понизив в растворе сернокислого уранила валентность урана до (IV), можно отделить уран от алюминия, бериллия и всех двухвалентных металлов. [c.340]

    Какова плотность по водороду паров летучего соединения урана с фтором, в котором уран проявляет наивысшую валентность  [c.41]

Поэтому на валентные свойства лантаноидов и актиноидов /-электроны влияют тогда, когда их число на подуровне менее семи.

Так, например, церий и торий устойчивы в четырехвалентном, уран—в шестивалентном, а нептуний —в семивалентном состояниях. [c.321]

    Лишь два элемента во фторидах и хлоридах проявляют высшую степень окисления, равную 6 уран и нептуний.

Замена фтора и хлора менее сильными окислителями — бромом и иодом — позволяет получить четырехвалентные соединения для урана тогда как нептуний только с бромом проявляет дань[ую валентность, а с иодом дает лишь трииодид.

После нептуния изредка осуществляется валентность, равная 4, а доминирует валентность 3. [c.289]

    В атомах актиноидов до плутония включительно возможны два способа распределения электронов по подуровням (табл. 36). И в этом семействе, как у лантаноидов, наблюдается сжатие (актиноидное).

Кроме валентности три, некоторые актиноиды проявляют валентность четыре, пять и шесть (уран, нептуний, плутоний, америций), четыре (торий, кюрий, беркелий), четыре и пять (протактиний).

    Отделение продуктов деления от плутония основывается на том, что, если данный элемент — продукт деления сходен с одной из валентных форм плутония, то он будет отличаться от плутония в других валентных состояниях. В зависимости от числа повторяющихся циклов можно очистить плутоний до необходимой чистоты. Из приведенных в табл.

18 и 19 данных следует, что для использования сульфата калия, фосфорной, фтористоводородной, фитиновой и фениларсоновой кислот для извлечения и очистки плутония необходимо введение носителя (соли циркония, лантана, висмута и др.). При осаждении карбонатов или ацетатов из растворов, содержащих уран, сам уран служит носителем. [c.

266]

    Уран является типичным металлом в своих соединениях, как в твердых солях, так и в растворе, он проявляет четыре степени окисления от -[-3 до +6, три из которых (валентности 3, 4 и 6) установлены давно и хорошо изучены исследованиями, проведенными позднее, найдено, что уран существует и в пятивалентном состоянии. [c.8]

    Само собою разумеется, что уран, присутствуюш,ий в других валентных состояниях, предварительно окисляется перекисью водорода до шестивалентного, который затем уже взаимодействует с избытком перекиси водорода с образованием нерастворимого пере-кисного соединения. [c.59]

    При восстановлении урана (VI) многими восстановителями в зависимости от условий часть урана восстанавливается до урана (III).

В этом случае для избежания завышенных результатов образовавшийся уран (III) предварительно окисляют до урана (IV) продуванием воздуха через восстановленный раствор.

При этом уран (IV) в соответствующе подобранных условиях не изменяет своей валентности. [c.78]

    В этих валентных состояниях элементы дают характерные полосы поглощения с более высокими молярными коэффициентами поглощения.

Пятивалентный уран не поглощает в видимой области, так как расстояние между подуровнями в 5/-оболочке настолько велико, что полоса лежит в ультрафиолетовой области. [c.105]

    Высокая избирательность при отделении урана от мешающих элементов может быть достигнута за счет использования различных валентных состояний урана. Этот прием оказался особенно успешным в методах отделения посредством осаждения.

В тех случаях, когда реагент осаждает уран в одном его валентном состоянии и не взаимодействует с ним в другом, сначала переводят уран в то валентное состояние, в котором он не осаждается данным осадителем. и выделяют предварительно мешающие элементы.

Затем, переведя его в соответствующее валентное состояние, осаждают этим же реагентом. При этом лишь немногие элементы, которые обладают несколькими валентными состояниями и в одном из них, как и уран, не осаждаются выбранным осадителем и осаждаются в другом, оказываются неотделенными от урана.

Применение комплексона П1 в таких случаях, как правило, позволяет достигнуть отделения и от таких элементов. [c.260]

    Адсорбция из раствора сильной кислоты. Ряд металлов, обладающих высокой валентностью, т. е.

находящихся в наибольшей степени окисления элемента, обычно способны сильно адсорбироваться при pH 2 или ниже, а некоторые элементы могут адсорбироваться даже из раствора сильной кислоты. Например, Ре + адсорбируется при pH 2.

    Эти различия в спектрах поглощения урана используются для качественного и количественного определения валентных состояний урана. Спектры поглощения соединений урана (III), урана (IV) и уранила с различными анионами изучались как в водных [4, 8, 368, 953], так и в органических растворах [4, 8, 627, 733].

Влияние различных анионов на характер спектров обусловлено комплексо-образованием как правило, для урана (IV) это влияние сказывается меньше, чем для урана (VI), что объясняют [4] трудностью воздействия внешних аддендов на поглощающие свет электроны, находящиеся во внутренней 5/-оболочке. Тем не менее и для урана [c.

105]

    Спектры поглощения арсеназо III и его комплекса с четырех-валентным ураном представлены на рис. 18.

Резкий сдвиг кривых при комплексообразовании (углубление окраски), достаточно узкий пик кривых светопоглощения комплекса, вместе с весьма высокой прочностью комплекса благоприятно сказывается на увеличении чувствительности реакции.

Так, молярный коэффициент погашения для и (IV), определенный по методу насыщения при постоянной концентрации реагента, Бо олш/с ЮО ООО. [c.134]

    При восстановлении до низших степеней валентности следует иметь в виду действие кислорода воздуха. Закисное железо, пятивалентный молибден, четырехвалентные ванадий и уран довольно устойчивы на воздухе.

В этих случаях можно не принимать мер для предотвраш,ения действия воздуха.

При восстановлении урана цинком или кадмием частично образуется трехвалентный уран при встряхивании на воздухе последний превращается в четырехвалентный уран таким образом, доступ воздуха здесь даже необходим. [c.370]

    Всестороннее химическое исследование его свойств показало, что нептуний не является аналогом ренияине может быть отнесен к побочной подгруппе VII группы. Его химические свойства аналогичны урану максимальная валентность равна 6, но окисляется из низшего в высшее валентное состояние труднее, чем уран. [c.286]

    Критерий положения имитаторов перед центральным и последним элементами серии не следует подвергать сомнению, так как он совери№нно твердо установлен для Сг перед Мп и для Си перед 2п, как перед последним Зк-элементом.

Не следует забывать н об имитации галогенами электронных оболочек N6, Аг, Кг и Хе как последних в ряду р-элементов. Другим примером чрезмерно произвольного толкования деления элементов по группам является причисление урана к VI группе и помещение его в число гомологов Сг, Мо и Л/.

Не говоря уже о целом ряде коренных отличий в свойствах (например, ход энергий сублимации простых тел), уран по строению электронной оболочки своего атома является 5/-элементом и гомологом неодима повышенная валентность присуща ему по сравнению с кайносимметриком N(1 и подобна тому, что наблюдается при сравнении NFз и РР5. [c.115]

    Значение заряда для химических свойств чрезвычайно велико, особенно потому, что с его изменением меняются и остальные основные характеристики элемента (радиус, структура электронной оболочки). Одинаковость заряда часто влечет за собой большое сходство между членами различных групп периодической системы.

Например, шестивалентный уран по хймическим свойствам очень похож на шестивалент ный вольфрам (при резком различии свойств у простых веществ). С другой стороны, для одного и того же элемента в разных валентных состояниях обычно характерны резко различные свойства.

Например, двухвалентный Мп гораздо более похож на двухвалентное Ре, чем на семивалентный Мп. [c.471]

По этой теории у элементов, начиная формально с тория и кончая лауренсием, происходит последовательное заполнение четырнадцатью электронами внутреннего энергетического уров1НЯ 5/.

Так как количество внешних валентных электронов (один электрон 6d и два —7s) при этом не меняется и остается рав ным количеству валентных электронов актиния, химические и физические свойства членов ряда должны быть сходны, а сам ряд получил название актинидов.

Подобная закономерность четко выражена у лантанидов, имеющих электронную структуру сверх структуры ксенона if ndQs и главную валентность 3. [c.13]

    Такое поведение не характерно для лантанидов, у которых валентность 2 для 5т, Ей и УЬ является нормальной, но соответствует свойствам актинидо-уранидов. В полуторных сульфидах торий является гомологом циркония, а уран—гомологом молибдена. [c.18]

    Изменения валентных состояний наблюдались также под действием интенсивных потоков улучей (до 4 10 эв1см ) в азотнокислых и хлорнокислых растворах [181, 182].

Попов [181] показал, что в 0,3—2,3 М НС1О4 плутоний может восстанавливаться или окисляться в зависимости от соотношения валентных форм в первоначальном растворе, содержаш,ем 3,4 10- моль/л плутония.

Облучение приводит к стационарному состоянию, которому соответствует около 47% окисленных форм — Ри(У) и Ри(У1). В присутствии и(У1) относительное содержание окисленных форм тем меньше, чем больше концентрация перхлората уранила. [c.82]

Это объясняется, во-первых, тем, что уран является аналогом плутония во всех его валентных состояниях и, во-вторых, тем, что он обычно присутствует в плутониевых растворах в значительных количествах. Поэтому чистота отделения плутония от урана — один из основных показателей оценки рассматриваемого метода отделения.

При работе с макроколичествами плутония нео бходимо считаться с реакциями диопропорционирования [485]. Наличие в растворе плутония в различных валентных состояниях значительно усложняет методы отделения. В связи с этим в ряде методов осаждению должно предшествовать приведение плутония к одной валентной форме.

Ниже рассмотрены операции осаждения плутония для наиболее часто встречающихся в аналитической практике методов отделения. [c.289]

    Химические методы количественного определения урана, к которым относятся весовые и титриметрические методы, отличаются большим разнообразием.

Это разнообразие обусловлено тем, что уран принадлежит к числу элементов, способных легко проявлять различную валентность, а также обладает ярко выраженной склонностью к образованию труднорастворимых соединений и комплексов с большим числом различных реагентов.

Эти свойства урана находятся в тесной связи со строением его электронной оболочки, а такж с легкой поляризуемостью его ионов [54, 171 ]. [c.55]

    Все известные в настояш,ее время весовые методы определения урана основаны на осаждении его из растворов, в которых он находится в 1 етырех- и шестивалентном состоянии. В этих валентных состояниях уран обладает способностью участвовать в образований труднорастворимых соединений не только в виде катиона, но и в виде аниона. [c.55]

находится в одной группе с серой и хромом, которые в своей высшей положительной валентности (+б) дают с кислородом двухвалентные анионы 5.04″ и Сг04″.

Так как согласно общему правилу чем ниже положение элемента в группе, тем сильнее выражены его основные свойства, то уран в своей высшей положитель- [c.587]

    Уран относится к числу элементов, весьма предр сположенных к комплексообразованию. Известно большое число колшлексных соединений как четырех-, так и шести валентного урана.

Большинство этих соединений относится к типу двойных солей, кристаллогидратов и внутрикомплексных солей.

Следует отметить, что для урана малохарактерны комплексы с азотсодержащими, а также серусодержащими аддендами, хотя в литературе есть указания [c.17]

    Определение урана с помощью торона. Торон (бензол-2-ap o-новая кнслота-< 1-азо-1 >-2-оксинафталин-3,6-дисульфокислота) предложен В. И. Кузнецовым. В солянокислой среде реагент дает чувствительную реакцию с ураном, находящимся в четырех валентном состоянии. А. В. Николаев и А. А.

Сорокина [184] для определения урана восстанавливали его до урана (IV) иодидами. Выделившийся в результате восстановления иод удаляли из раствора продуванием азотом. Удобным для колориметрирования интервалом является ЫО —2-10 г/л1Л. Нижний предел определения — 0 г урана в 1 мл.

 [c.138]

Источник: https://www.chem21.info/info/576577/

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Cтраница 1

Валентность урана в соединении определяют путем двойного окисления раствором сернокислого церия.

Для определения кремния навеску вещества растворяют РІ концентрированной серной кислоте Рё обрабатывают смесью нитрата Рё сульфата аммония.  [1]

• Валентность урана РЅРµ постоянная РІ твердых растворах, Рё отношение кислород — металл определяется составом Рё условиями синтеза.  [3]
• Валентность урана непостоянна РІ твердых растворах, Рё отношение кислород-металл определяется составом Рё условиями синтеза.  [5]
• Чем выше валентность урана РІ его хлоридах, тем РѕРЅРё более летучи Рё легкоплавки.  [6]

Данные Рѕ валентности урана РІ этом окисле нам неизвестны. Рюдорфф Рё РґСЂ. [23] рассматривают его как соединение MgO-UsOs, аналогичное уранатам ( V) щелочных металлов V2Me2O — l Os.

Р� хотя РїСЂРё исследовании смесей разреза UO2 — MgUO4 нет оснований отдавать предпочтение этому окислу перед твердыми растворами РґСЂСѓРіРёС… составов, тем РЅРµ менее РЅРµ следует исключать рассмотрение его как сильно диссоциированного химического соединения бертоллидного типа.  [7]

Здесь Рё далее СЂРёРјСЃРєРѕР№ цифрой обозначена валентность урана.  [8]

Р’ СЂСЏРґСѓ состава UmY7 — TOOi2 РІ зависимости РѕС‚ величины С‚ РїСЂРѕРёСЃС…РѕРґРёС‚ изменение концентрации катионов Рё валентности урана, что вызывает изменение интенсивности отражений РЅР° рентгенограммах.

Однако это РЅРµ искажает симметрии, так как процесс замены катионов РїСЂРѕРёСЃС…РѕРґРёС‚ таким образом, что РѕРґРёРЅ РёР· РёРѕРЅРѕРІ урана остается РЅР° старом месте, Р° второй — статистически распределяется РІ главной иттриевой позиции.  [9]

Характерные спектры поглощения РёРѕРЅРѕРІ урана приведены РЅР° СЂРёСЃ. 3.7. РћРЅРё РјРѕРіСѓС‚ быть использованы для идентификации той или РёРЅРѕР№ валентности урана РІ растворе.  [10]

Р’ соответствии СЃ данными термодинамических расчетов РїСЂРё температурах выше 2000 Рљ фториды урана диссоциируют таким образом, что валентность урана уменьшается РѕС‚ Р± РґРѕ 4, одновременно РїСЂРё этом протекают разнообразные реакции конверсии фторидов Рё оксифторидов урана. Тем РЅРµ менее соответствующие оценки показывают, что РІСЃРµ химические Рё фазовые превращения РІ ( U-F-N — Рћ — Рќ) — плазме лимитируются несколькими химическими реакциями Рё процессами конденсации; состав выгружаемых РёР· реактора продуктов сильно зависит также РѕС‚ рекомбинации, которая СЃ тем или иным выходом неизбежна, поскольку РІСЃРµ гетерофазные реакции рекомбинации сильно экзотермичны. Механизм конверсии UFe описывается, РїРѕ данным анализа, проведенного РІ РіР».  [11]

�он железа ( II) количественно восстанавливает плутоний до плутония ( III) [ см. уравнение ( 5) ], в то время как валентность урана остается прежней.

Поскольку плутоний ( III) совершенно не экстрагируется гексоном, он переходит в водную фазу. Как и прежде, уран удерживается в гек-соновой фазе за счет высаливающего действия 1 28 М раствора нитрата алюминия.

Для гарантии полного разделения урана Рё плутония РІ нижнюю часть экстрактора вводится промытый гексоновый раствор, содержащий 0 01 Рњ HNO3; этот раствор поднимается противоточно спускающемуся РІРѕРґРЅРѕРјСѓ потоку, содержащему плутоний. Выше точки РІРІРѕРґР° питающего раствора этот поток присоединяется Рє РѕСЃРЅРѕРІРЅРѕРјСѓ РёСЃС…РѕРґРЅРѕРјСѓ потоку гексона. Весь оставшийся РІ РІРѕРґРЅРѕР№ фазе уран вымывается РІ гексоновую фазу. Водная фаза РЅР° этой стадии содержит плутоний, 0 0Р“ Рњ РќРњРћ3, 1 28 Рњ A1 ( NO3) 3 Рё 0 05 Рњ солей железа. РџСЂРё этом уран переходит РІ РІРѕРґРЅСѓСЋ фазу, Р° гекган очищается Рё может повторно использоваться РІ процессе. Стадия очистки гексона необходима РёР·-Р·Р° наличия радиационных эффектов РІ РќРњРћР· Рё разрушительного воздействия ее РЅР° гексон.  [13]

Атом урана находится РІ положении 000, Р° кислород — РІ 1 / 2 0 0, 0 1 / 2 Рћ, Рћ Рћ 1 / 2 СЃ некоторыми вакансиями РІ анионной части решетки; равновесие зарядов достигается усреднением валентности урана. Р�Р· СЂРёСЃ. 1.

12, РіРґРµ изображена структура 8 — UO3 РІ изометрической проекции, РІРёРґРЅРѕ, что каждый атом урана находится РІ октаэдре РёР· атомов кислорода, Р° каждый кислород имеет линейную СЃРІСЏР·СЊ СЃ ураном.

Эта структура может рассматриваться как структура перовскита АВО3, в которой вместо атома В в положении 1 / 2 1 / 2 1 / 2 имеется вакансия.

Однако РІ отличие РѕС‚ гексагональной UO3 РІ кубической модификации UO3 РІСЃРµ расстояния U-Рћ одинаковы Рё РІСЃРµ химические СЃРІСЏР·Рё — однотипные уранилО Вые.  [14]

Страницы:      1    2

Источник: https://www.ngpedia.ru/id313177p1.html

§6.2.Химические свойства

Все актиноиды
являются химически активными металлами.

Подобно
лантаноидам, 5f-элементы обладают высокой
химической активностью по отношению к
кислороду, галогенам, азоту, сере. Так,
торий, уран и нептуний уже при комнатной
температуре медленно окисляются на
воздухе. Чистый плутоний, оставленный
на воздухе является пирофорным.

Различие
химических свойств актиноидов и
лантаноидов проявляется в том, что
актиноиды легче вступают в реакции и
имеют разные валентные состояния.

Особенно это характерно для тех элементов,
атомы которых имеют малое количество
5f-электронов. Объясняется это тем, что
энергии 5f-, 7s- и 6d-подуровней очень близки
.

• Большинство
  элементов данной группы могут иметь
  разные степени окисления, причем в
  наиболее стабильных соединениях
  проявляются следующие степени окисления
  :
• актиний — +3
• торий — +4
• протактиний — +5
• уран — +6
• нептуний — +5
• плутоний — +4
• америций и остальные
  актиноиды — +3

По химическим
свойствам актиний напоминает лантан,
что объясняется, в первую очередь, их
сходными ионными радиусами. Подобно
лантану, для актиния свойственна лишь
степень окисления +3.

Актиний в отличие
от лантана проявляет более слабую
реакционную способность и более ярко
выраженные осно́вные свойства.

Среди
остальных трёхзарядных ионов Ac3+
выделяется присутствием наиболее слабых
кислотных свойств, то есть актиний в
водных растворах гидролизуется лишь в
незначительной степени.

Торий
характеризуется высокой химической
активностью. Для тория, как и для элементов
четвёртой группы, характерна степень
окисления +4. Из-за отсутствия электронов
на 6d- и 5f-орбиталях соединения
четырёхвалентного тория не имеют
окраски. В растворах солей тория при pH
< 3 преобладают катионы [Th(H2O)8]4+.

Ион
Th4+ имеет необычайно большой радиус; в
зависимости от координационного числа
он может принимать значения от 0,95 до
1,14 Å. Именно с данной характерной
особенностью связана низкая способность
солей тория к гидролизу.

Отличительной
способностью солей тория считается их
высокая растворимость не только в воде,
но и в полярных органических растворителях.

Протактиний
имеет два валентных состояния — 5 и 4. В
отличие от стабильного пятивалентного
состояния четырёхвалентный протактиний
в растворах чрезвычайно легко окисляется
до Pa5+ кислородом воздуха.

Известно, что PaIV образует много
кристаллических соединений, изоструктурных
с соединениями UIV и тория. Фториды,
фосфаты, гипофосфаты, иодаты и фениларсонаты
PaIV нерастворимы в воде и в достаточно
разбавленных кислотах. Протактиний
образует растворимые карбонаты.

По
гидролитическим свойствам пятивалентный
протактиний близок к TaV и NbV. Сложность
химического поведения протактиния
является следствием появления у атомов
данного элемента 5f-орбит.

Для урана,
как и для многих d-элементов, характерно
наличие нескольких степеней окисления,
в частности, уран принимает значения
валентности от 3 до 6, наиболее устойчивой
степенью окисления является +6.

В
шестивалентном состоянии уран является
полным электронным аналогом элементов
шестой группы, хотя значительная разница
в радиусах ионов U6+ и W6+ делает сходство
между ними лишь формальным (однако они
имеют одинаковые составы высших оксидов
и некоторых оксоанионов, например ).

В
соединениях уранаIV и уранаVI присутствует
ряд нестехиометрических соединений,
то есть оксиды переменного состава. К
примеру, химическую формулу его диоксида
— UO2 — правильнее записывать UO2+x, где x
имеет значения от −0,4 до +0,32. Соединения
уранаVI не являются сильными окислителями.

Соединения уранаIV проявляют
восстановительные свойства, например
легко окисляются кислородом из воздуха.
Соединения уранаIII являются очень
сильными восстановителями. Уран склонен
к образованию металлоорганических
соединений. Данное свойство объясняется
наличием d-орбитали.

Для нептуния
возможны валентности 3, 4, 5, 6 и 7. В растворах
он может находиться одновременно в
нескольких из них. Это объясняется
диспропорционированием пятивалентного
нептуния в сильнокислых растворах из-за
близости редокс-потенциалов ионных пар
нептуния. Наиболее стабильными в
растворах являются ионы NpV.

Ионы данного элемента отличаются высокой
склонностью к образованию координационных
соединений и гидролизу.

Для плутония,
так же как и для нептуния, возможны
валентности от 3 до 7. Химическое поведение
плутония аналогично для урана и нептуния.
В химическом отношении плутоний является
весьма активным элементом. На воздухе
он окисляется, образуя плёнку из PuO при
50 °C. Плутоний заметно реагирует с
водородом даже при 25—50 °C.

Металлический
плутоний довольно активно взаимодействует
с галогенами и галогеноводородами.
Данный элемент обладает сильным
потенциалом к образованию интерметаллических
соединений. Реакции гидролиза ионов
плутония разных степеней окисления
довольно разнообразны.

Для PuIV в зависимости
от условий характерны реакции
полимеризации.

Наибольшим
разнообразием отличается америций, у
которого достоверно установлено наличие
степеней окисления от +2 до +6. Двухвалентный
америций получен только в сухих
соединениях и в неводных растворах
(ацетонитриле). Состояния окисления +3,
+5 и +6 характерны для водных растворов
америция, хотя известно большое количество
соответствующих им твёрдых соединений.

Четырёхвалентный америций образует
устойчивые твёрдые соединения (диоксид,
фторид, гидроксид америция), в водном
растворе он существует в виде различных
комплексных соединений. Сообщалось,
что в щелочном растворе америций может
быть окислен до семивалентного состояния,
однако эти данные оказались ошибочными.

Наиболее устойчивой валентностью
америция в водном растворе является
+3, в твёрдых соединения +3 и +4.

Валентность
+3 является доминирующей у всех последующих
элементов вплоть до лоуренсия (за
исключением, возможно, нобелия).

Сообщалось об окисления
кюрия в водном растворе до шестивалентного
состояния, однако другие исследователи
не смогли воспроизвести этот результат.

Берклий,
наряду с валентностью +3, также проявляет
валентность +4, более устойчивую чем у
кюрия; ей отвечает ряд твёрдых соединений
(фторид, диоксид берклия), а в водном
растворе устойчивость иона Bk4+ близка
к устойчивости иона Ce4+. У калифорния,
эйнштейния и фермия единственной
достоверной валентностью является +3.

Доказано наличие двухвалентного
состояния у менделевия и нобелия, причем
у нобелия оно является более устойчивым,
чем трёхвалентное.

Валентности двух
последних трансплутониевых элементов
— лоуренсия и резерфордия — очень
скудны; известно, что лоуренсий как в
растворе, так и в сухих соединениях
проявляет только валентность +3; а
резерфордий в виде хлорида ведет себя
подобно гафнию, то есть, по-видимому,
четырёхвалентен.

Из-за того
что торий, протактиний и уран имеют
высокие стабильные степени окисления,
их иногда ставят как элементы побочных
подгрупп четвёртой, пятой и шестой
групп.

Если бы и действительно существовала
такая тенденция, трансурановые элементы
должны были бы находится в восьмой и
седьмой группах, и у них легче, чем у
урана, должна была бы проявляться высокая
валентность.

Но этого не наблюдается,
потому что от урана до америция способность
создавать соединения с валентностью
+6 уменьшается. В этом можно убедиться,
проставляя полученные в стандартных
условиях редокс-потенциалы :

1. уран: −0,32 В,
2. нептуний: +0,34 В,
3. плутоний: +1,04 В,
4. америций: +1,34 В.
5. Отсюда
   напрашивается вывод, что восстановительная
   способность иона M4+ возрастает от
   америция до урана.

Как и
лантаноиды, все металлы-актиноиды легко
соединяются с кислородом, галогенами
и халькогенами, углеродом, водородом и
серой.

Для америция установлено, что
возможно получить гидрид данного
вещества — AmH3. Торий, протактиний и уран
также соединяются с водородом при 250
°C. Создают гидриды и другие актиноиды.

Гидриды с общей формулой MH3 своими
свойствами напоминают соли. Все соединения
имеют чёрный цвет.

Источник: https://studfile.net/preview/1726270/page:6/

Сообщение Валентность урана (u), формулы и примеры появились сначала на Учебник.

Органическая химия – это химия углеводородов и их производных.

Углеводороды (УВ) – это простейшие органические вещества, молекулы которых состоят из атомов только двух элементов: С и Н. Например: СН4, С2Н6, С6Н6 и т.д.

Производные УВ – это продукты замещения атомов «Н» в молекулах УВ на другие или группы атомов. Например:

Название «органическая химия» появилось в начале XIX в., когда было установлено, что углеродсодержащие вещества являются основой растительных и животных организмов.

До 20-х годов XIX в. многие ученые считали, что органические вещества нельзя получить в лаборатории из неорганических веществ, что они образуются только в живой природе при участии особой «жизненной силы». Учение о «жизненной силе» называется витализмом.

А.М. Бутлеров

• Это учение просуществовало недолго, потому что уже в начале и середине XIX в. были синтезированы многие органические вещества:
• 1828 г. – Велер синтезирует мочевину CO(NH2)2, которая является одним из продуктов, образующихся в организме;
• 1850-е гг. – Бертло синтезирует жиры;

1861 г. – Бутлеров синтезировал один из углеводов.

Сейчас известно более 10 млн органических веществ; многие из них не существуют в природе, а получены в лаборатории. Промышленный синтез различных органических веществ является одним из основных направлений химической промышленности.

Кроме С и Н, в состав многих органических веществ входят следующие элементы: O, N, S, P, Cl, Br и др.

Принципиального различия между органическими и неорганическими веществами нет. Однако типичные органические вещества имеют ряд свойств, которые отличают их от типичных неорганических веществ. Это объясняется различием в характере химической связи:

Основные положения теории химического строения органических соединений

Эту теорию разработал русский ученый А.М. Бутлеров (1858 – 1861).

I положение. Атомы в молекулах органических веществ соединяются друг с другом в определенной последовательности согласно их валентности.

Последовательность соединения атомов в молекуле называется химическим строением (структурой).

В органических соединениях атомы углерода могут соединяться друг с другом, образуя цепи (углеродный скелет). В зависимости от наличия тех или иных атомов углерода цепи бывают:

а) прямые (неразветвленные) – содержат два первичных атома углерода (крайние в цепи), остальные атомы – вторичные; например:

б) разветвленные – содержат хотя бы один третичный или хотя бы один четвертичный атом углерода; например:

в) замкнутые (циклы) – не содержат первичных атомов углерода; например:

II положение. Свойства веществ зависят не только от состава, но и от строения их молекул.

Например, существуют 2 различных вещества, которые имеют одинаковый состав, выражаемый эмпирической формулой С2Н6О:

1. Изомеры – это вещества, которые имеют одинаковый состав, но разное строение молекул и различные свойства.
2. Изомерия – явление существования изомеров.
3. Изомеры имеют одинаковую эмпирическую формулу и разные структурные формулы. С увеличением числа атомов углерода в молекуле число изомеров резко возрастает; например:
4. С4Н10 – 2 изомера,
5. С10Н22 – 75 изомеров.
6. Типы изомерии
7. 1. Структурная изомерия

• 2. Пространственная изомерия (геометрическая изомерия, цис-транс-изомерия)
• Порядок соединения атомов в этих изомерах одинаковый, но расположение атомов в пространстве различно.
• 3. Межклассовая изомерия – изомерия веществ, принадлежащих к разным классам органических соединений:

III положение. В молекулах органических веществ атомы и группы атомов влияют друг на друга. Это взаимное влияние определяет свойства веществ.

1. Рассмотрим, например, влияние ОН-группы на подвижность атомов «Н» в цикле бензола:
2. В бензольном ядре замещается один атом водорода.
3. При наличии группы – ОН в бензольном ядре замещаются три атома водорода.
4. С другой стороны, углеводородный радикал влияет на подвижность атома водорода в ОН-группе:
5. Если группа – ОН связана с бензольным кольцом, атом водорода в ней является подвижным и может замещаться на атом металла при взаимодействии со щелочью.
6. Если группа – ОН связана с алкильным радикалом, подвижность атома водорода в ней невелика, и он не может замещаться на металл при действии щелочи.

                            Гомологический ряд. Гомологи

Гомологический ряд – это ряд органических соединений, в котором каждый следующий член ряда отличается от предыдущего на группу СН2. Сходные по химическим свойствам соединения, образующие гомологический ряд, называются гомологами. Группа СН2 называется гомологической разностью.

Например: СН4, С2Н6, С3Н8, С4Н10 …CnH2n+2.

Состав всех членов гомологического ряда может быть выражен общей формулой.

                            Классификация органических веществ

Большинство органических соединений можно представить формулой: R – X, где R – углеводородный радикал; Х – функциональная группа.

Функциональные группы – это группы атомов, которые определяют наиболее характерные химические свойства органических соединений. Углеводородные радикалы – остатки УВ, связанные с функциональными группами.

• 1. Классификация органических веществ по строению углеводородного радикала (R)
• 2. Классификация органических веществ по функциональным группам (Х)

                                  Типы органических реакций

1. Реакции присоединения

2. Реакции замещения

3. Реакции отщепления

4. Реакции разложения

5. Реакции изомеризации

6. Реакции окисления

Источник: https://al-himik.ru/osnovnye-polozhenija-organicheskoj-himii/

Органические вещества — урок. Химия, 8–9 класс

Все известные вещества можно разделить на две группы: органические и неорганические (минеральные).

Органические вещества — соединения углерода.

Исключения: оксиды углерода, угольная кислота и её соли (относятся к неорганическим).

Все органические соединения обязательно содержат углерод и водород. В их состав могут входить атомы кислорода, азота, галогенов, серы.

Органические вещества составляют основную часть всех живых организмов. Белки, жиры, углеводы являются органическими соединениями.

Природный газ, нефть, каменный уголь, торф также состоят из органических веществ.

Примеры природных органических веществ, которые использует человек: сахар, крахмал, уксусная кислота, каучук, жиры, древесина.

Мы используем огромное количество синтетических органических веществ, которые в природе никогда не существовали (полиэтилен, капрон, лавсан и многие другие).

В быту мы постоянно применяем моющие средства, лекарства, косметику.

Машины не могут передвигаться без резиновых  шин.

Наша одежда состоит из волокон, которые тоже представляют собой органические соединения.

• имеют молекулярное строение;
• легкоплавкие и летучие;
• разлагаются при нагревании с образованием угля;
• горят на воздухе и образуют при этом углекислый газ и воду.

Плавление и горение парафина

Источники:

Габриелян О. С. Химия. 9 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. М.: Дрофа, 2011. — 193 с.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/organicheskie-veshchestva-102302/sostav-i-stroenie-organicheskikh-veshchestv-102303/re-d27df276-437c-4142-9b8b-ef5195d439ba

Предмет органической химии. ТХСОС А. М. Бутлерова

Органические вещества были известны ещё в далёкой древности. С давних пор человек применял экстракты из растений для лечения болезней, а природные красители – для окраски тканей. Из жира получали мыло, а способы приготовления уксуса и спиртных напитков знали во всех древних странах.

Период до 8 века называют алхимическим: алхимики искали некий философский камень, способный превращать любые металлы в золото (алхимия) или излечивать все болезни (ятрохимия).

На протяжении 9 – 10 вв. арабский алхимик Абу Бакр ар-Рази сделал попытку разделить все химические вещества по их происхождению на три группы: минеральные, растительные и животные. Эта классификация существовала почти 1000 лет.  Но  в начале 19 века возникла необходимость объединить химию веществ растительного и животного происхождения в единую науку.

Долгое время господствовало учение о витализме, согласно которому считалось, что для получения органических веществ из неорганических необходима  особая «жизненная сила» − vis vitalis. Поэтому получить органические соединения из неорганических вне живых организмах невозможно.

   Однако в результате развития химии и накопления новых знаний и фактов доказано, что виталисты глубоко заблуждались в своих убеждениях. В 1828 году немецкий химик Ф. Вёлер синтезировал органическое вещество мочевину из неорганического вещества – цианата аммония. Французский учёный М. Бертло в 1854 году получил в пробирке жир, а в 1861 году русский химик А. М.

Бутлеров синтезировал сахаристое вещество. Поэтому виталистическая теория рухнула.

В настоящее время органическая химия бурно развивается. Сейчас насчитывается более 25 млн. органических соединений.

Все органические соединения по происхождению можно условно разделить на три типа: природные, искусственные и синтетические.

Природные органические соединения – это продукты жизнедеятельности живых организмов (бактерий, грибов, растений и животных). Это такие соединения, как белки, жиры, углеводы, витамины, гормоны, ферменты, натуральный каучук.

Искусственные органические соединения – это продукты, которые получены на основе природных веществ, но сами в природе не встречаются. Например, на основе природного органического соединения – целлюлозы – получают искусственные волокна – ацетатное, вискозное, медно-аммиачное, бездымный порох, пластмассы и другие.

Синтетические органические соединения получают синтетическим путём с помощью химических превращений. К ним относятся синтетические каучуки, пластмассы, лекарственные препараты, синтетические витамины, стимуляторы роста, средства защиты растений и другие.

В состав всех органических веществ входят атомы углерода, поэтому органическую химию можно назвать химией соединений углерода. Кроме углерода, в состав органических соединений входят атомы водорода. Эти два элемента образуют такой класс органических соединений, как углеводороды. А все остальные классы органических соединений можно рассматривать как производные углеводородов.

Это позволило немецкому химику К. Шорлеммеру дать определение понятию «органическая химия».

Органическая химия – эта химия углеводородов и их производных, то есть продуктов, образующихся при замене водорода в молекулах этих веществ, другими атомами или группами атомов.  

Так, при замене одного атома водорода в молекуле метана – СН4 на гидроксильную группу – ОН, образуется спирт метанол – СН3ОН.

В состав органических соединений могут входить и атомы кислорода, серы, азота, фосфора. Эти элементы называются органогенами, то есть из этих атомов образованы молекулы органических веществ и они составляют основу жизни, потому что входят в состав белков, жиров, углеводов, нуклеиновых кислот.

Для того чтобы изучить состав, строение и свойства органического вещества, нужно синтезировать и получить его в чистом виде. Но органические соединения содержатся в виде смесей с другими веществами, поэтому существуют специальные методы, позволяющие получить чистые вещества. Это перегонка, перекристаллизация и хроматография.

После того, как получено чистое вещество определяют его качественный состав. Для этого органическое вещество при нагревании окисляют оксидом меди (II) до углекислого газа и воды.

Выделяющаяся при этом вода обнаруживается по превращению безводного сульфата меди (II) в кристаллогидрат CuSO4 · 5H2O голубого цвета, а образующийся углекислый газ – по помутнению известковой воды.

• C2H6 + 7CuO →2CO2↑ + 3H2O + 7Cu
• 5H2O + CuSO4 → CuSO4 · 5H2O
• CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + H2O

Затем определяют количественный состав соединения, то есть молекулярную формулу.

В настоящее время качественный и количественный состав органических соединений устанавливают с помощью приборов хромато-масс-спектрометров.

После установления качественного и количественного состава устанавливают химическое строение вещества. Для этого применяют физический метод исследования – протонный магнитный резонанс (ПМР).

 Предметом органической химии являются органические вещества, их строение и свойства, химические реакции, методы изучения и получения, а также возможные области практического применения этих веществ.

Без органической химии и химической технологии человечество уже не может существовать.

Но развитие и использование продуктов органической химии имеет и обратную сторону: происходит загрязнение окружающей среды твёрдыми, жидкими и газообразными отходами органического происхождения, химия создаёт и средства для очистки окружающей среды от производственных загрязнений и бытовых отходов. Например, ранее производимый синтетический пестицид ДДТ – химически устойчивое соединение, не разлагается микроорганизмами, при частом применении создаёт остаточную токсичность у рыб и птиц, препятствует их размножению. В настоящее время использование соединения запрещено в большинстве стран. Фторхлоруглеводороды (фреоны), как CF2Cl2 способствуют разрушению озонового слоя атмосферы. По этой причине фреоны заменяются на менее опасные летучие насыщенные углеводороды.

Таким образом, молекулы всех органических соединений содержат атомы углерода, практически все содержат атомы водорода, поэтому органические вещества являются горючими, при горении этих веществ образуется углекислый газ и вода.

Органических веществ гораздо больше, чем неорганических. Кроме этого, органические вещества построены более сложно, чем неорганические вещества, их молекулярная масса гораздо больше, чем молекулярная масса неорганических веществ. Это такие вещества, как белки, углеводы, нуклеиновые кислоты, молекулярная масса которых огромна.

Органические соединения образованы за счёт ковалентных связей и поэтому имеют молекулярное строение, у них невысокие температуры плавления и кипения, они термически неустойчивы. Органические вещества плохо растворяются в воде, но хорошо – в неполярных неводных растворителях – бензине, бензоле и других.

В первой половине 19 века с ростом числа экспериментальных исследований начался процесс преобразования органической химии из описательной науки в науку, которая стремиться раскрыть сущность органических веществ, объяснить причины их своеобразия, закономерности их превращения.

Теория химического строения органических соединений является результатом обобщения опыта, который накопила органическая химия. Органическая химия, как наука оформилась в начале 19 века. Но объяснить многообразие органических соединений учёные начала 19 века не могли.

Термины «строение», «структура» ввёл русский учёный А. М. Бутлеров. Он утверждал, что всякое изменение в структуре молекул неизбежно влечёт за собой изменение их свойств.

 Химик Ф. Вёлер в одном письме Й. Я. Берцелиусу так описывал органическую химию: «Органическая химия может сейчас кого угодно свести с ума. Она кажется мне дремучим лесом, полным удивительных вещей, безграничной чащей, из которой нельзя выбраться, куда не осмелишься проникнуть…»

Большое влияние на развитие химии оказали работы английского учёного Э. Франкланда, который ввёл понятие валентность.

Помните, валентность – это свойство атомов химических элементов образовывать химические связи. То есть валентность определяет число химических связей, которыми данный атом соединён с другими атомами в молекуле.

Понятие «валентность» является аналогом понятия «степень окисления». Однако это не одно и тоже.

Поэтому, порядок соединения атомов в молекуле согласно их валентности называют химическим строением.

Теория химического строения – результат работы трёх выдающихся учёных: Ф. Кекуле, А. Купера и А. Бутлерова.

В 1857 году Ф. Кекуле отнёс углерод к четырёхвалентным элементам, а затем вместе с А. Купером в 1858 году отметил, что атомы углерода способны соединяться друг с другом в различные цепи. Их работы послужили основой объяснения явления изомерии, взаимосвязи состава, строения и свойств молекул органических соединений.

Однако основные идеи теории впервые были высказаны А. М. Бутлеровым в 1861 году. Первое положение теории строения органических соединений заключается в том, что атомы в молекулах органических веществ соединены в определённой последовательности согласно их валентности.

Так, атом углерода всегда четырёхвалентен, а его атомы способны соединяться друг с другом, образуя различные цепи. Валентность водорода равна I, а кислорода – II.

Основой скелета органических веществ являются атомы углерода. Они соединяются друг с другом с помощью одинарных или кратных углерод-углеродных связей, образуя цепи.

Второе положение теории: свойства веществ зависят не только от их качественного и количественного состава, но и от строения их молекул, то есть соединения атомов в молекулах. Это положение объясняет явление изомерии. Например, молекула бутана имеет линейное строение и разветвлённое. Эти два вещества будут различаться свойствами.

В органической химии используется несколько видов химических формул: молекулярные и структурные. Молекулярная формула отражает качественный и количественный состав, а структурная формула отражает порядок соединения атомов в молекуле согласно их валентности.

Следствия теории химического строения:

1. Возможность предсказать химические свойства и пути синтеза веществ, установить для каждого вещества истинную формулу.

2. Объяснить явление изомерии, взаимного влияния атомов в молекулах.

3. Возможность синтезировать огромный практический материал, предсказывать существование новых веществ и пути их получения.

Источник: https://videouroki.net/video/01-predmet-organicheskoj-himii-thsos-a-m-butlerova.html

Конспект Предмет органической химии

Органическая химия Понятие органической химии и причины её выделения в самостоятельную дисциплину

Органическая химия – химия углеводородов и их производных, т. е. продуктов, образующихся при замене водорода в молекулах этих веществ другими атомами или группами атомов.

Признаки органических веществ:

1. Содержат углерод в валентности 4
2. Горят или разлагаются с образованием углеродсодержащих продуктов
3. Связь в молекуле, как правило, ковалентные

Причины выделения в самостоятельную дисциплину органическую химию:

1. Многообразие органических соединений
2. Многочисленность органических соединений
3. Специфическое строение и свойства органических соединений
4. Большое практическое значение соединений углерода: нефть и способы её переработки

Причины многообразия органических соединений:

1. Соединение атомов углерода в цепи различной длины
2. Разный характер углеродных цепей: прямые, разветвленные циклические
3. Способность атома углерода образовывать простые и кратные связи друг с другом и другими атомами
4. Множество элементов, входящих в состав органических соединений
5. Изомерия

Изомеры – вещества одинакового качественного и количественного состава (т.е. имеющие одинаковую суммарную формулу), но разного строения, следовательно, различными физическими и химическими свойствами.

Фенантрен (справа) и антрацен (слева) – структурные изомеры.

Краткий очерк развития органической химии

Первый период развития органической химии, называемый эмпирическим (с середины XVII до конца XVIIIвека), охватывает большой промежуток времени от первоначального знакомства человека с органическими веществами до возникновения органической химии как науки. В этот период познание органических веществ, способов их выделения и переработки происходило опытным путем.

По определению знаменитого шведского химика И. Берцелиуса, органическая химия этого периода была «химией растительных и животных веществ». К концу эмпирического периода были известны многие органические соединения. Из растений были выделены лимонная, щавелевая, яблочная, галловая, молочная кислоты,  из мочи человека – мочевина, из мочи лошади – гиппуровая кислота.

Обилие органических веществ послужило стимулом для углубленного изучения их состава и свойств. Следующий период, аналитический (конец XVIII – середина XIX века), связан с появлением методов установления состава органических веществ. Важнейшую роль в этом сыграл открытый М. В. Ломоносовым и А.

Лавуазье закон сохранения массы (1748), положенный в основу количественных методов химического анализа. Именно в этот период было установлено, что все органические соединения содержат углерод. Кроме углерода, в составе органических соединений были обнаружены такие элементы, как водород, азот, сера, кислород, фосфор, которые в настоящее время называют элементами-органогенами.

Стало ясно, что органические соединения отличаются от неорганических прежде всего по составу. К органическим со­единениям существовал тогда особое отношение: их продолжали счи­тать продуктами жизнедеятельности растительных или животных организмов, которые можно получить только с участием нематериальной «жизненной силы». Эти идеалистические воззрения были опровергнуты практикой.

В 1828 г. немецкий химик Ф. Велер синтезировал органическое соединение мочевину из неорганического цианата аммония.

С момента исторического опыта Ф. Велера начинается бурное развитие органического синтеза. И. Н. Зинин восстановлением нитробензола получил анилин, положив тем самым начало анилинокрасочной промышленности (1842). А.

Кольбе синтезировал уксусную кислоту (1845). М, Бертло – вещества типа жиров (1854). А. М. Бутлеров – первое сахаристое вещество (1861). В наши дни органический синтез составляет основу многих отраслей промышленности.

Важное значение в истории органической химии имеет структурный период (вторая половина XIX – начало XX века), ознаменовавшийся рождением научной теории строения органических соединений, основоположником которой был великий русский химик А. М. Бутлеров. Основные положения теории строения имели большое значение не только для своего времени, но служат научной платформой и для современной органической химии. В начале XX века органическая химия вступила в современный период развития. В настоящее время в органической химии для объяснения ряда сложных явлений используются квантово-механические представления; химический эксперимент все больше сочетается с использованием физических методов; возросла роль различных расчетных методов. Органическая химия превратилась в такую обширную область знаний, что от нее отделяются новые дисциплины – биоорганическая химия, химия элементоорганических соединений и др.

Теория химического строения органических соединений А. М. Бутлерова

Решающая роль в создании теории строения органических соединений принадлежит великому русскому ученому Александру Михайловичу Бутлерову. 19 сентября 1861 года на 36-м съезде немецких естествоиспытателей А.М.Бутлеров обнародовал ее в докладе «О химическом строении вещества».

Основные положения теории химического строения А.М.Бутлерова:

1. Все атомы в молекуле органического соединения связаны друг с другом в определенной последовательности в соответствии с их валентностью. Изменение последовательности расположения атомов приводит к образованию нового вещества с новыми свойствами. Например, составу вещества С2Н6О отвечают два разных соединения: диметиловый эфир (СН3-О-СН3) и этиловый спирт (С2Н5ОН) – смотрите Изомерия.
2. Свойства веществ зависят от их химического строения. Химическое строение – это определенный порядок в чередовании атомов в молекуле, во взаимодействии и взаимном влиянии атомов друг на друга – как соседних, так и через другие атомы. В результате каждое вещество имеет свои особые физические и химические свойства. Например, диметиловый эфир – это газ без запаха, нерастворимый в воде, t°пл. = -138°C, t°кип. = 23,6°C; этиловый спирт – жидкость с запахом, растворимая в воде, t°пл. = -114,5°C, t°кип. = 78,3°C. Данное положение теории строения органических веществ объяснило явление изомерии, широко распространенное в органической химии. Приведенная пара соединений  – диметиловый эфир и этиловый спирт – один из примеров, иллюстрирующих явление изомерии.
3. Изучение свойств веществ позволяет определить их химическое строение, а химическое строение веществ определяет их физические и химические свойства.
4. Атомы углерода способны соединятся между собой, образовывая углеродные цепи различного вида. Они могут быть как открытыми, так и замкнутыми (циклическими), как прямыми, так и разветвленными. В зависимости от числа связей, затрачиваемых атомами углерода на соединение друг с другом, цепи могут быть насыщенными (с одинарными связями) или ненасыщенными (с двойными и тройными связями).
5. Каждое органическое соединение имеет одну определенную формулу строения или структурную формулу, которую строят, основываясь на положении о четырехвалентном углероде и способности его атомов образовывать цепи и циклы. Строение молекулы как реального объекта можно изучить экспериментально химическими и физическими методами.

А.М.Бутлеров не ограничился теоретическими объяснениями своей теории строения органических соединений. Он провел ряд экспериментов, подтвердив предсказания теории получением изобутана, трет. бутилового спирта и т.д. Это дало возможность А.М.Бутлерову заявить в 1864 году, что имеющиеся факты позволяют ручаться за возможность синтетического получения любого органического вещества.

Источник: http://studentoriy.ru/konspekt-predmet-organicheskoj-ximii/

Сайт преподавателя химии и биологии Коноваловой Лидии

• Органическая химия изучает соединения, основу которых составляют атомы углерода, связанные между собой и многими элементами периодической системы простыми и кратными связями, способные образовывать линейные и разветвленные цепи, циклы, полициклы и др.
• Критерием деления соединений на органические и неорганические служит их элементный состав.
• К органическим соединениям относятся химические вещества, содержащие в своем составе углерод, например 

за исключением  простейших (оксидов углерода, угольной кислоты и ее солей, карбидов)

Органические соединения отличаются от неорганических рядом характерных особенностей:

• почти все органические вещества горят или легко разрушаются при нагревании с окислителями, выделяя СО2 (по этому признаку можно установить принадлежность исследуемого вещества к органическим соединениям);
• в молекулах органических соединений углерод может быть соединен почти с любым элементом Периодической системы;
• органические молекулы могут содержать последовательность атомов углерода, соединенных в цепи (открытые или замкнутые);
• молекулы большинства органических соединений не диссоциирует на достаточно устойчивые ионы;
• реакции органических соединений протекают значительно медленнее и в большинстве случаев не доходят до конца;
• среди органических соединений широко распространено явление изомерии;
• органические вещества имеют более низкие температуры фазовых переходов (т.кип., т.пл.).

Многочисленность и разнообразие органических соединений требует особого внимания к их классификации. В основу этой классификации положены два главных структурных признака молекул:

• строение углеродной цепи,
• наличие и природа функциональной группы.

1. Углеродная цепь (углеродный скелет молекулы) — последовательность химически связанных между собой атомов углерода.
2. Функциональная группа — атом или группа атомов, определяющая химические свойства соединения и его принадлежность к конкретному классу.
3. Значение органической химии

Органическая химия имеет исключительно важное научное и практическое значение. Объектом её исследований в настоящее время являются более 20 млн. соединений. Поэтому органическая химия стала крупнейшим и наиболее важным разделом современной химии. Все многообразие органических веществ можно условно разделить на три типа:

А) Природные органические вещества и их превращения лежат в основе явлений Жизни. Поэтому органическая химия является химическим фундаментом биологической химии и молекулярной биологии — наук, изучающих процессы, происходящие в клетках организмов на молекулярном уровне. Исследования в этой области позволяют глубже понять суть явлений живой природы.

Б) Искусственные – это продукты химических преобразований природных веществ в соединения, которые в живой природе не встречаются. Так на основе природного органического соединения целлюлозы получают искусственные волокна (ацетатное, вискозное и др.)

В) Синтетические – это соединения, которые получают синтетическим путем, то есть соединением простых молекул в более сложные, не встречающиеся в природе. К ним относятся, например, синтетические каучуки, пластмассы, лекарственные препараты, красители и т.п.

Успехи в области получения и использования органических соединений имеют большое значение для промышленности, сельского хозяйства, бытовых нужд.Без знания основ органической химии современный человек не способен экологически грамотно использовать все эти продукты цивилизации.

Краткая история развития органической химии.

Очень интересно об истории развития органической химии рассказывают здесь, можно послушать онлайн

Впервые понятия об органических веществах и об органической химии ввёл шведский учёный Берцелиус. В своём учебнике химии Берцелиус (1827) высказывает убеждение, что «…

в живой природе элементы повинуются иным законам, чем в безжизненной» и что органические вещества не могут образовываться под влиянием обычных физических и химических сил, но требуют для своего образования особой «жизненной силы».

Органическую химию он и определил, как химию растительных и животных веществ. Последующее развитие органической химии доказало ошибочность этих взглядов.

В 1928 году Вёллер показал, что неорганическое вещество-циановокислый аммоний-при нагревании превращается в продукт жизнедеятельности животного организма-мочевину.

В 1845 г. Кольбе синтезировал органическое вещество-уксусную кислоту, в качествеисходных веществ он использовал древесный уголь, серу, хлор и воду. За сравнительно короткий период были синтезированы и другие органические кислоты, которые раньше выделялись только из растений.

В 1854 г. Бертло удалось синтезировать вещества, относящиеся к классу спиртов.

В 1861 г. А.М.Бутлеров действуя известковой водой на параформальдегид впервые осуществил синтез метиленитана, которое относится к сахарам, которые играют важную роль в процессах жизнедеятельности организмов.
Развитиие органической химии требовали разрешения вопроса, являются ли молекулы беспорядочным нагромождением атомов, удерживаемых силами притяжения, или же они представляют собой частицы с определённым строением, которое можно установить, исследуя свойства вещества. В органической химии к тому моменту накопились факты и обобщения, которые могли служить основойсдля решения вопроса о строении молекул.

Он писал: «Исходя из мысли, что каждый химический атом, входящий в состав тела, принимает участие в образовании этого последнего и действует здесь определённым количеством принадлежащей ему химической силы, я называю химическим строением распределение действия данной сил, вследствие которого химические атомы, посредственно влияя друг на друга, соединяются в химическую частицу.» 

На следующем занятии будет тест, рекомендую проработать его заранее он здесь

Источник: https://lidijavk.ucoz.ru/load/studentam/lekcii/lekcija_quot_predmet_organicheskoj_khimii_organicheskie_veshhestva_quot/44-1-0-659

Сланцы (горючие) – осадочная горная порода, содержащая органический горючий материал, дающий при сухой перегонке значительное количество смолы (близкой по составу к нефти). Образовались 450 миллионов лет тому назад на дне моря из растительных и животных остатков.

Используются как местное топливо, сырье для получения жидких топлив, вяжущих строительных материалов, сырье для получения битумов, масел, фенолов, бензола, толуола, ксилолов, нафтолов, ихтиола и др.

В последнее десятилетие ведётся экологически небезопасная добыча метана из некоторых сланцев (сланцевый газ).

Сланцевый газ — природный газ, добываемый из горючих сланцев, состоит преимущественно из метана.
По своим физическим свойствам очищенный сланцевый газ принципиально ничем не отличается от традиционного природного газа. Однако технология его добычи и очистки подразумевает гораздо большие по сравнению с традиционным газом затраты.

Добыча сланцевого газа производится путём горизонтального бурения и гидроразрыва пласта. Горизонтальная скважина прокладывается через слой газоносного сланца. Затем внутрь скважины под давлением закачиваются десятки тысяч кубометров воды, песка и химикатов. В результате разрыва пласта газ по трещинам поступает в скважину и далее на поверхность. Схема добычи сланцевого газа

Данная технология наносит колоссальный вред окружающей среде. Независимые экологи подсчитали, что специальный буровой раствор содержит 596 наименований химикатов: ингибиторы коррозии, загустители, кислоты, биоциды, ингибиторы для контроля сланца, гелеобразователи и др.

Назначение некоторых химикатов:

• соляная кислота помогает растворять минералы;
• этиленгликоль препятствует появлению отложений на стенках труб;
• изопропиловый спирт используется для увеличения вязкости жидкости;
• глютаральдегид борется с коррозией;
• легкие фракции нефти используются для минимизации трения;
• гуаровая камедь увеличивает вязкость раствора;
• пероксодисульфат аммония препятствует распаду гуаровой камеди;
• формамид препятствует коррозии;
• борная кислота поддерживает вязкость жидкости при высоких температурах;
• лимонная кислота используется для предотвращения осаждения металла;
• хлорид калия препятствует прохождению химических реакций между грунтом и жидкостью;
• карбонат натрия или калия используется для поддержания баланса кислот.

Для каждого бурения нужно до 26 тыс. кубометров раствора. При добыче сланцевого газа требуется бурить большое число скважин, так как срок их службы весьма низок.

Десятки тонн раствора из сотен наименований химикатов смешиваются с грунтовыми водами и вызывают широчайший спектр непрогнозируемых негативных последствий. Ядовитые продукты попадают в питьевую воду и воздух.

В местах добычи наблюдается мор животных, птиц, рыбы, кипящие ручьи с метаном. Домашние животные болеют, теряют шерсть, умирают. Среди людей отмечается скачок онкологических и других заболеваний.

Кроме того, нарушение структуры глубоких почвенных слоёв вызывает опасность возникновения землетрясений.
Несмотря на то, что «сланцевая революция» широко разрекламирована, технические и экономические подробности добычи не афишируются.

Источник: http://orgchem.ru/chem1/p1_0.php

Урок «Предмет органической химии. Общие и отличительные признаки органических и неорганических веществ»

Урок 

Тема:Предмет органической химии. Общие и отличительные признаки органических и неорганических веществ.

• Цель:
• Учебная:познакомиться с предметом изучения органической химии, разнообразием органических веществ; рассмотреть подобные и различные признаки органических и неорганических веществ; раскрыть особенности органических веществ; ознакомить учеников с историей органической химии
• Развивающая: развивать умение анализировать,сопоставлять сравнивать, делать выводы
• Воспитательная: воспитывать чувства гуманизма, коллективизма, уважения к старшим, взаимопомощи, отзывчивости.

Оборудование: мультимедийная презентация, образцы органических веществ (сахар, крахмал, вата, уксус, пластмасса, синтетические волокна, растительное масло, маргарин, мыло, бумага, аспирин, мёд ти т.д.

1. Тип урока: изучение нового материала
2. Ход урока
3. І. Организационный момент

ІІ. Мотивация учебной деятельности обучающихся, формулировка целей урока.

Нас окружает множество различных веществ. Свойства, строение, происхождение этих веществ различно. Сначала все известные вещества химики поделили на 3 группы: Минеральные, растительные и животные.

Изучая эти вещества, шведский химик Берцеллиус пришёл к выводу, что между веществами растительного и животного происхождения нет существенных отличий. Он предложил называть их » органическими», т.к. они содержатся в живых организмах.

Так возникла » Органическая химия».

Что такое органическая химия и что она изучает? Какие вещества относятся к органическим? Какое строение они имеют, каковы их свойства и применение?

Проблемный вопрос: Каких веществ больше органических или неорганических? Почему?

• Цель урока:
• рассмотреть историю развития органической химии;
• выяснить, что изучает органическая химия;
• сравнить органические и неорганические вещества;
• выяснить причины многообразия органических веществ.
• ІІІ. Изучение нового материала
• История развития органической химии

Способы получения различных органических веществ были известны еще с древности. Египтяне и римляне использовали красители индиго и ализарин, содержащиеся в растительных веществах. Многие народы знали секреты производства спиртных напитков и уксуса из сахар- и крахмалсодержащего сырья.

Во времена средневековья к этим знаниям ничего не прибавилось, некоторый прогресс начался только в 16-17 в: были получены некоторые продукты, в основном путем перегонки некоторых растительных продуктов. В 1769—1785 г. Шееле выделил несколько органических кислот, таких как яблочная, винная, лимонная, галловая, молочная и щавелевая. В 1773 г. Руэль выделил из человеческой мочи мочевину.

Выделенные из животного или растительного сырья продукты имели между собой много общего, но отличались от неорганических соединений. Так возник термин «Органическая химия» — раздел химии, изучающий вещества, выделенные из организмов (определение Берцелиуса, 1807 г.). При этом полагали, что эти вещества могут быть получены только в живых организмах благодаря «жизненной силе».

Важным этапом стала разработка теории валентности Купером и Кекуле в 1857 г., а также теории химического строения Бутлеровым в 1861 г. В основу этих теорий были положены четырёхвалентность углерода и его способность к образованию цепей.

В 1865 году Кекуле предложил структурную формулу бензола, что стало одним из важнейших открытий в органической химии. В 1875 г. Вант-Гофф и Ле Бель предложили тетраэдрическую модель атома углерода, по которой валентности углерода направлены к вершинам тетраэдра, если атом углерода поместить в центр этого тетраэдра.

В 1917 году Льюис предложил рассматривать химическую связь с помощью электронных пар.

В 1931 г. Хюккель применил квантовую теорию для объяснения свойств ароматических углеродов, чем основал новое направление в органической химии — квантовую химию. В 1933 г. Ингольд провел изучение кинетики реакции замещения у насыщенного атома углерода, что привело к масштабному изучению кинетики большинства органических реакций.

На заре органической химии предметом изучения были преимущественно субстанции биологического происхождения. Именно этому факту органическая химия обязана своим названием.

Научно-технический прогресс не стоял на месте, и со временем основной материальной базой органической химии стала каменноугольная смола, выделяемая при получении кокса прокаливанием каменного угля.

Именно на основе переработки каменноугольной смолы в конце 19 века возник основной органический синтез. В 50-60 годах прошлого века произошел переход основного органического синтеза на новую базу — нефть. 

1. Предмет органической химии.
2. Кекуле (1851 р) определил органическую химию как химию соединений углерода.
3. Органическая химия -это химия соединений углерода.

Хотя есть и неорганические соединения углерода: СО, СО2, СаСО3, Н2СО3 и т.д.

• Приём «Мозговой штурм»
• Среди перечисленных веществ определите органические и неорганические:
• вода, сахар, азот, спирт, серная кислота, аммиак, уксус, озон, оливковое масло, бумага, кухонная соль, корпус телефона, сода, пластик.
• Чем отличаются выбранные вещества? ( Природные и синтетические)
• Вспомните уроки биологии и составьте  опорные схемы природных и синтетических органических веществ. ( Приложение №1)
• Приложение № 1 DOCX / 28.94 Кб
• Сравнение органических и неорганических веществ

1. Вопрос: с чем связано многообразие органических веществ ( мнения учеников)
2. Причины многообразия органических веществ:
3. Атомы углероды соединяются между собой , образуя цепи, кольца.

• | | | | | | | С С
• — С-С-С-С – — С-С-С-
• | | | | | | |
• — С — С С
• |
• Между атомами углерода образуются разные виды связи:
• одинарные С – С;
• двойные С =С ;
• тройные С ≡ С.
• Всостав органических веществ могут входить функциональные группы:
• гидроксогруппа — ОН;
• альдегидная группа — СНО
• карбоксильная группа — СООН
• аминогруппа -NH2
• нитрогруппа — NО2
• Существуют изомеры – вещества, котрые имеют одинаковый качественный и количественный состав, но разное строение и свойства.
• СН3 – СН2 – СН2 – СН3 СН3 – СН – СН3
• |
• СН3
• Существуют гомологи – вещества, имеющие сходное строение и свойства,но отличаютсяпо составу на одну или несколько групп –СН2.
• СН3 – СН2 – СН3 СН3 – СН2 – СН2 – СН3
• Углерод может образовывать прочные химические связи почти со всеми химическими элементами.

IV.Обобщение и систематизация знаний.

Обуждение результатов урока — дебаты.

1) В чем заключается условность термина « органическая химия» ?

2) Подумайте, в некоторых учебниках по химии сведения о органические вещества входят в раздел » элементы IV группы ПС. Насколько правомерно это расположение материала? Обоснуйте «за» и «против».

3) Как определить принадлежность вещества к органическим соединениям?

4) Сформулируйте тезис, Сформулируйте тезис, который иллюстрирует данная схема. Приведите факты, доказывающие этот тезис.

1. Приложение № 2 DOCX / 10.97 Кб
2. Тезис: четкой границы между органическими и неорганическими веществами не существует.
3. Аргументы:

1. Из органических веществ образуются неорганические и наоборот.

2. Есть вещества, что при наличии «С» имеют относятся к органическим,а по свойствам – к неорганическим.

V. Домашнее задание

2017 год объявлен годом экологии в нашей стране.Напишите сочинение -размышление на тему: » «За» и «против» развития современного органического синтеза с точки зрения роста потребностей человечества и законов экологии.»

Источник: https://xn--j1ahfl.xn--p1ai/library/urok_na_temu_predmet_organicheskoj_himii_obshie_i_184315.html

Сообщение Предмет органической химии появились сначала на Учебник.

• Амфотерные гидроксиды – электролиты,
  образующие при диссоциации одновременно катионы Н+и анионы ОН–:
• X+ + OH– ⇌ ХOH = HXO ⇌ H++ XO–.
• Амфотерные гидроксиды в кислой среде ведут
  себя как основания, а в щелочной – как кислоты.

K амфотерным гидроксидам относятся Be(OH)2,
Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3,
Fe(OH)3,
Cr(OH)3 и некоторые
другие, им соответствуют амфотерные оксиды. Практически все они нерастворимы в
воде, являются слабыми электролитами и диссоциируют ступенчато.

Химические свойства
амфотерных гидроксидов

Например:

2Al(OH)3 + Na2O  2NaAlO2 + 3H2O↑.

Некоторые
амфотерные гидроксиды (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2)
реагируют с кислотным оксидом СО2 с образованием осадков
основных солей и воды. Например:

2Be(OH)2 +
CO2 = (BeOH)2CO3 +
H2O.

1. Например:
2. Zn(OH)2 +
   2KOH (тв.)  K2ZnO2 + 2H2O↑,
3. Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4].

Например:

Al(OH)3 +
3HCl = AlCl3 + 3H2O.

• Все
  амфотерные гидроксиды (как и большинство оснований) разлагаются при нагревании
  на оксид и воду. Например:
• 2Al(OH)3  Al2O3 +
  3H2O.
• В связи с
  этим нужно учитывать, что фактически в процессе сплавления их со щелочами и
  оксидами участвует не сам амфотерный гидроксид, а соответствующий ему оксид.

УПРАЖНЕНИЯ

1.
Гидроксид хрома взаимодействует с каждым из двух
веществ: 

1) СО2 и
HCl 2) Н2 и NaOH 3) NО
и NaNO3 4) H2SO4 и NaOH

 Решение:Гидроксид хрома –
амфотерный гидроксид. Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами и щелочами, с
кислотыми и основными оксидами. Поэтому нам подходит вариант 4 –серная кислота
и гидроксид натрия (щелочь):

1. 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O
2. Cr(OH)3 + NaOH
   = Na[Cr(OH)4]
3. Ответ: 4
4. ________________________________________________________________
5. 2.     Гид­рок­сид калия вза­и­мо­дей­ству­ет с каж­дым из
   двух ве­ществ
6. 1) нит­ра­том на­трия и нит­ра­том се­реб­ра
7. 2) гид­рок­си­дом алю­ми­ния и нит­ра­том се­реб­ра
8. 3) гид­рок­си­дом цинка и ок­си­дом меди(I)
9. 4) хло­ри­дом бария и ок­си­дом фос­фо­ра(V)
10. Решение:

Гид­рок­сид калия это ще­лочь. она вза­и­мо­дей­ству­ет
с кис­ло­та­ми,кис­лот­ны­ми ок­си­да­ми, ам­фо­тер­ны­ми ок­си­да­ми и гид­рок­си­да­ми,рас­тво­ра­ми
солей при усло­вии, если есть при­знак не­об­ра­ти­мо­сти ре­ак­ции (оса­док,
газ, сла­бый элек­тро­лит). Дан­но­му усло­вию со­от­вет­ству­ет набор ве­ществ
в ва­ри­ан­те 2 — ам­фо­тер­ный гид­рок­сид и соль.

________________________________________________________________

3.
Осуществить превращения:

• 1. 4Al + 3O2  = 2Al2O3
• 2. Al2O3 + Na2O  2NaAlO2
• 3. NaAlO2 + HCl + H2O = NaCl + Al(OH)3
• 4. 2Al(OH)3  Al2O3 +3H2O
• ________________________________________________________________
• 4.
  Осуществить превращения:

1. 1. AlCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH)3 |
2. 2. Al(OH)3 + NaOH = Na[ Al(OH)4 ]
3. 3. Na[ Al(OH)4 ]+ 4HCl = NaCl + AlCl3 + 4H2O
4. ________________________________________________________________
5. ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
   РЕШЕНИЯ
6. 1.     Закончите уравнения реакций:
7. Cr(OH)3 +
   6HCl = ?
8. Cr(OH)3 +
   NaOH = ?
9. 2.     Напишите уравнения реакций, описывающие следующие
   химические превращения:
10. а)
    ZnCl2 + KOH(избыток) → осадок → растворение осадка;
11. б)
    Cr(NO3)2 +
    NaOH(избыток) → осадок
    → растворение осадка.
12.      3.
    Закончи уравнения реакций:

4. В предложенных рядах исключи (вычеркни) одну лишнюю
формулу – такую, которая не образует с остальными однородную группу. Объясни
свой выбор.

• а)
  HClO4, H2SO3, HNO3, H3PO4;
  б) KOH, Mg(OH)2, Al(OH)3;
• в)
  HBr, HCl, HF; г) Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2,
  Ba(OH)2;
• д) H2CO3,
  H2SO3, HNO3; е) ZnO, BeO, MgO.
• 5.  Составь уравнения реакций, соответствующие схемам:
• 1) Zn  Na2→ZnO2 → ZnSO4 → Zn(OH)2 → ZnO;
• 2) Al2O3 → X → Al(OH)3 → Y → AlCl3;

6.  Предложи cпособ разделения смеси KOH,
Mg(OH)2, Fe(OH)3. Напиши уравнения реакций.

………………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………..

1. ………………………………………………………………………………………
2. 7.
   Осуществите следующие превращения:
3. Al2O3 → Al → Al2O3 → NaAlO2 → AlCl3

8. Из порошкообразной смеси, содержащей
Na2CO3, Fe,  Al и
BaSO4, выделите химическим путем все соединения в чистом виде.
Напишите уравнения реакций и последовательность их проведения (опишите
технологию всей работы).

• 9. Напишите схему диссоциации
  гидроксида хрома (III), а также молекулярное и ионное уравнения реакций
  растворения его в:
• а) азотной кислоте;
• б) растворе гидроксида натрия.

10. Заполни таблицу по химическим свойствам амфотерных гидроксидов
(укажи продукты реакций). Напиши уравнения реакций на примере Zn(OH)2.

ВИДЕО ОПЫТ

Ответы:

Источник: http://himiy88.blogspot.com/p/63.html

Основания (гидроксиды). Свойства, получение, применение

Ещё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)2 и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса). Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты. Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

H2SO4 + H2O ⇄ HSO4— + H3O+(катион гидроксония)

H2SO4 + CH3COOH ⇄ HSO4— + CH3COOH2+

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)2 — гидроксид кальция
Fe(OH)2 — гидроксид железа (II)
Fe(OH)3 — гидроксид железа (III)

Существует также основание NH4OH (гидроксид аммония), где гидроксогруппа связана не с металлом, а катионом аммония NH4+.

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

1. По растворимости основания делят на растворимые — щёлочи (NaOH, KOH) и нерастворимые основания (Ca(OH)2, Al(OH)3).
2. По кислотности (количеству гидроксогрупп) основания делят на однокислотные (KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH2), Al(OH)3).
3. По химическим свойствам их делят на оснóвные (Ca(OH)2, NaOH) и амфотерные, то есть проявляющие как основные свойства, так и кислотные (Al(OH)3, Zn(OH)2).
4. По силе (по степени диссоциации) различают:
   а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)2, малорастворимый Ca(OH)2.
   б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3 и растворимое NH4OH.

Сила оснований

Для оснований можно количественно выразить их силу, то есть способность отщеплять протон от кислоты.

Для этого используют константу основности Kb — константу равновесия для реакции между основанием и кислотой, причём в качестве кислоты выступает вода.

Чем выше значение константы основности, тем выше сила основания и тем сильнее его способность отщеплять протон. Также вместо самой константы часто используют показатель константы основности pKb. Например, для аммиака NH3 имеем:

Получение

• 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
• Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
• Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2
• Na2O + H2O → 2NaOH,
• CaO + H2O → Ca(OH)2.
• 2NaCI + 4H2O 2NaOH + 2H2 + CI2
• Na2SO4 + Ba(OH)2 → 2NaOH + BaSO4
• MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4.

Физические свойства

Все основания являются твердыми веществами, имеющими различную окраску. В воде нерастворимы, кроме щелочей.

Внимание! Щёлочи являются очень едкими веществами. При попадании на кожу растворы щелочей вызывают сильные долгозаживающие ожоги, при попадании в глаза могут вызвать слепоту. При работе с ними следует соблюдать технику безопасности и пользоваться индивидуальными средствами защиты.

Внешний вид оснований. Слева направо: гидроксид натрия, гидроксид кальция, метагидроксид железа

Химические свойства

1. Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид – ионов ОН—.
2. фенолфталеин – малиновый
3. лакмус – синий
4. метиловый оранжевый – желтый

Фенолфталеин придаёт раствору щёлочи малиновую окраску

• 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O,
• растворимое
• Mg(OH)2 + 2HCI → MgCI2 + 2H2O.
• нерастворимое
• 2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O
• а) при плавлении:
• 2NaOH + AI2O3 → 2NaAIO2 + H2O,
• NaOH + AI(OH)3 → NaAIO2 + 2H2O.
• б) в растворе:
• 2NaOH + AI2O3 +3H2O → 2Na[AI(OH)4],
• NaOH + AI(OH)3 → Na[AI(OH)4].
• 2NaOH + Zn + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
• 2NaOH + Si + H2O → Na 2SiO3 + 2H2
• 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4,
• Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KOH.
• Ca(OH)2 → CaO + H2O,
• Cu(OH)2  → CuO  + H2O.

Источник: https://in-chemistry.ru/osnovaniya-gidroksidy

Гидроксид натрия

С химическим соединением, называемым каустической содой, человек встречается ежедневно. Гидроксид натрия, химическая формула которого обозначается NaOH, относится к разряду едких и сильных щелочей, опасных для кожи и слизистых человека.

Одновременно с этим она активно используется пищевой промышленностью, косметологией, фармацевтикой. Ни одно средство личной гигиены не обходится без добавления этого соединения.

Химические свойства вещества сделали его самым популярным среди регуляторов кислотности и средств для поддержания консистенции.

Что такое гидроксид натрия

Это соединение – едкая щелочь, которая применяется не только пищевой, фармацевтической и косметической сферами, но и химической промышленностью.

Гидроокись натрия, или каустическая сода, выпускается в виде немного скользких твердых гранул желтоватого или белого цвета. При сильной концентрации NaOH разъедает органические соединения, поэтому способен вызвать ожог.

Используется как пищевая добавка Е524, необходимая для поддержания консистенции продуктов.

Формула

Вещество имеет химическую формулу NaOH. Соединение взаимодействует с различными веществами любых агрегатных состояний, нейтрализуя их, с кислотами, образуя соль и воду.

Реакция с атмосферными оксидами и гидроксидами позволяет получить тетрагидроксоцинкат или алкоголят. Едкий натр применяется для осаждения металлов. Например, при реакции с сульфатом алюминия образуется его гидроксид.

Осадок не растворяется и не наблюдается избыточное получение щелочи. Это актуально при очистке воды от мелких взвесей.

Свойства

Соединение растворяется в воде. Технический Sodium Hydroxide представляет собой водный раствор гидроксида натрия в щелочеустойчивой герметичной таре. При взаимодействии с водой каустик выделяет большое количество тепла. Вещество имеет следующие свойства:

• при предварительном расплавлении разрушает стекло, фарфор;
• взаимодействие с аммиаком вызывает пожароопасную ситуацию;
• кипит при 1390°С, плавится, если температура достигает 318°С;
• не растворяется в эфирах, ацетоне;
• очень гигроскопичен (поглощает пары воды из воздуха), поэтому натриевая щелочь должна храниться в сухом месте и герметичной упаковке;
• растворяется в метаноле, глицерине, этаноле;
• бурно взаимодействует с металлами – оловом, гидроксидом алюминия, свинцом, цинком, образует водород – взрывоопасный горючий яд;
• поглощает углекислый газ из воздуха.

Получение

Каустическая сода встречается в составе минерала брусита. Второе по величине месторождение сконцентрировано на территории России. Гидроокись благодаря исследованиям Николы Леблана, проведенным в 1787 г., получают методом синтеза из хлористого натрия.

Позже востребованным способом добычи стал электролиз. С 1882 г. ученые разработали ферритный метод получения в лаборатории гидроксида с помощью кальцинированной соды.

Электрохимический способ сейчас самый популярный: ионы натрия образуют его раствор едкой ртути – амальгаму, которая растворяется водой.

Применение гидроксида натрия

Нет более распространенной щелочи, чем каустическая сода. Ежегодно потребляется порядка 57 млн т. Едкий натрий используется при получении лекарственных препаратов, фенола, органических красителей, глицерина.

Еще одна сфера применения – дезинфекция помещения из-за способности химического соединения нейтрализовать вредные для человека вещества, находящиеся в воздухе.

Еще гидроокиси широко используются для поддержания формы продуктов (пищевая промышленность).

В промышленности

Гидроокись натрия относится к сильной основе для химических реакций и активно применяется разными отраслями благодаря своим свойствам:

• Целлюлозной отраслью – для устранения сульфата в составе древесных волокон для размягчения (делигнификация). Это нужно при производстве картона, бумаги, искусственных волокон.
• Химической промышленностью – применяется для производства масел, нейтрализации веществ кислотной среды, при травлении алюминия, изготовлении чистых металлов.
• Гидроокись натрия используется для получения биодизельного топлива на основе растительных масел, в результате реакции образуется глицерин.
• Соединением омывают пресс-формы автомобильных покрышек.
• В гражданской обороне он распространен при нейтрализации опасных для здоровья веществ в воздухе, дегазации.
• Применяется средство для нелегального производства наркотиков типа метамфетаминов.

Пищевая добавка

Каустическая сода очищает овощи, фрукты от кожицы. Применяется вещество для придания цвета карамели. Как пищевая добавка E524 (класс регуляторов кислотности, веществ против комкования наряду с карбонатом натрия) используется при изготовлении какао, мороженого, сливочного масла, маргарина, шоколада, безалкогольных напитков. Оливки и маслины размягчаются, приобретают черный цвет.

Пищевые продукты – рогалики и немецкие крендели (брецели) – обрабатывают едким раствором для хрустящей корочки. В скандинавской кухне существует рыбное блюдо – лютефиск.

Технология приготовления включает вымачивание на протяжении 5-6 суток сушеной трески в растворе гидроокиси, пока не будет получена желеобразная консистенция.

В пищевой промышленности сода помогает рафинировать растительное масло.

В производстве моющих средств

Способность взаимодействия жиров у каустика была замечена уже давно. С VII века арабы освоили получение твердого мыла с помощью едкого натра и ароматических масел. Эта технология осталась прежней.

Каустическая сода добавляется в шампуни, моющие вещества, средства личной гигиены. Косметическая промышленность применяет гидроксид Na для получения мыла против жиров, жидкости для снятия лака, кремов.

В быту

Основной способ применения – гелеобразный гидроксид или его гранулы. Входит в состав средств для устранения засоров канализации, систем отопления. Грязь растворяется, дезагрегируется и проходит дальше по трубе.

Изделия из нержавеющей стали очищаются от масляных веществ с помощью каустической соды, разогретой до 50-60°С с добавлением гидроксида калия.

Косметология применяет гель на его основе для размягчения ороговевшей кожи, папиллом, бородавок.

Гидроксид натрия в медицине

Соединение добавляется в лекарственные препараты против повышенной кислотности желудка, для слабительного эффекта сильного действия. Такое средство приводит к повышению перистальтики кишечника.

Использование вещества восстанавливает кислотно-щелочной баланс. Применяется оно в медицине для достижения успокоительного эффекта, пригодно для очистки воды от примесей. Благодаря хлориду натрия остаются постоянными индикаторы осмотического давления плазмы крови.

Не стоит путать его с пищевой содой, поваренной солью.

Вред гидроксида натрия

Вещество относится ко второму классу опасности. Из-за способности гидроокиси разъедать органические соединения применение каустика должно осуществляться с соблюдением всех мер предосторожности.

При попадании щелочи на слизистые и кожу она вызывает сильные ожоги, а взаимодействие с глазами приводит к атрофии зрительного нерва.

Для нейтрализации гидроксида на коже применяется слабый раствор уксуса и большое количество проточной воды.

Видео

909

Была ли эта статья полезной?

• Да
• Нет
• 0 человек ответили

Спасибо, за Ваш отзыв!

человек ответили

Что-то пошло не так и Ваш голос не был учтен.

Нашли в тексте ошибку?

Выделите её, нажмите Ctrl + Enter и мы всё исправим!

Источник: https://sovets24.ru/909-gidroksid-natriya.html

Амфотерные гидроксиды. Видеоурок. Химия 11 Класс

Тема: Основные классы соединений, их свойства и типичные реакции

Урок: Амфотерные гидроксиды

С греческого языка слово «amphoteros» переводится как «тот и другой». Амфотерность – это двойственность кислотно-основных свойств вещества. Амфотерными называют гидроксиды, которые в зависимости от условий могут проявлять как кислотные, так и основные свойства.

Примером амфотерного гидроксида может служить гидроксид цинка. Формула этого гидроксида в основной форме – Zn(OH)2. Но можно записать формулу гидроксида цинка в кислотной форме, поставив на первое место атомы водорода, как в формулах неорганических кислот: H2ZnO2 (Рис. 1). Тогда ZnO22- будет кислотным остатком с зарядом 2-.

Рис. 1. Формулы гидроксида цинка

Особенностью амфотерного гидроксида является то, что в нем мало различаются по прочности связи О-Н и Zn-O. Отсюда и двойственность свойств.

В реакциях с кислотами, готовыми отдать катионы водорода, гидроксиду цинка выгодно разрывать связь Zn-O, отдавая ОН-группу и выступая в роли основания.

В результате таких реакций образуются соли, в которых цинк является катионом, поэтому их называют солями катионного типа:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

(основание)

В реакциях со щелочами гидроксид цинка выступает в роли кислоты, отдавая водород. При этом образуются соли анионного типа (цинк входит в состав кислотного остатка – аниона цинката). Например, при сплавлении гидроксида цинка с твердым гидроксидом натрия образуется Na2ZnO2 – средняя соль анионного типа цинкат натрия:

• H2ZnO2 + 2NaOH(ТВ.) = Na2ZnO2 + 2H2O
• (кислота)
• При взаимодействии с растворами щелочей амфотерные гидроксиды образуют растворимые комплексные соли. Например, при взаимодействии гидроксида цинка с раствором гидроксида натрия образуется тетрагидроксоцинкат натрия:
• Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
• [Zn(OH)4]2- – сложный анион, который принято заключать в квадратные скобки.

Таким образом, амфотерность гидроксида цинка обусловлена возможностью существования ионов цинка в водном растворе в составе как катионов, так и анионов. Состав этих ионов зависит от кислотности среды. В щелочной среде устойчивы анионы ZnO22-, а в кислотной среде устойчивы катионы Zn2+.

1. Амфотерные гидроксиды – нерастворимые в воде вещества, и при нагревании они разлагаются на оксид металла и воду:
2. Zn(OH)2 = ZnO + H2O
3. 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
4. 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
5. Степень окисления металла в гидроксиде и оксиде должна быть одинаковой.
6. Амфотерные гидроксиды – нерастворимые в воде соединения, поэтому их можно получить по реакции обмена между раствором соли переходного металла и щелочью. Например, гидроксид алюминия образуется при взаимодействии растворов хлорида алюминия и гидроксида натрия:
7. AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

При сливании данных растворов образуется белый желеподобный осадок гидроксида алюминия (Рис. 2).

Но при этом нельзя допустить избытка щелочи, ведь амфотерные гидроксиды растворяются в щелочах. Поэтому вместо щелочи лучше использовать водный раствор аммиака. Это слабое основание, в котором гидроксид алюминия не растворяется. При взаимодействии хлорида алюминия с водным раствором аммиака образуется гидроксид алюминия и хлорид аммония:

AlCl3+ 3NH3• H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Рис. 2. Образование осадка гидроксида алюминия

Список литературы

1. Новошинский И. И., Новошинская Н. С. Химия. Учебник для 10 класса общеобр. учрежд. Профильный уровень. – М.: ООО «ТИД «Русское слово – РС», 2008. (§54)
2. Кузнецова Н. Е., Литвинова Т. Н., Лёвкин А. Н. Химия: 11 класс: Учебник для учащихся общеобраз. учрежд. (профильный уровень): в 2-х ч. Ч. 2. М.: Вентана-Граф, 2008. (с. 110-111)
3. Радецкий А .М. Химия. Дидактический материал. 10-11 классы. – М.: Просвещение, 2011.
4. Хомченко И. Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

Домашнее задание

1. с. 27-29 №№ 5.1, 5.15, 5.25 из Сборника задач и упражнений по химии для средней школы (Хомченко И. Д.), 2008.

Источник: https://interneturok.ru/lesson/chemistry/11-klass/osnovnye-klassy-soedineniy-ih-svoystva-i-tipichnye-reaktsii/amfoternye-gidroksidy

Гидроксиды

Химия

Гидраты оксидов имеют общее название- гидрооксиды. Основаниями(основными гидрокисдами) называются гидраты основных оксидов.Общая формулы- Me(OH)n.Количество гидроксильных групп(OH) в молекулу определяет ее кислотность.

Большинство оснований нерастворимо в воде, растворимы толькоГидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов(их называют щелочами), а также аммония. В водных растворах основания диссоцируют на катион металла гидроксильную группу, амфотерные гидроксиды диссоцируют одновременно и как кислоты, и как основания. Многокислотные основания диссоцируют ступенчато:

Mex++xOH—⇌Me(OH)x≡Hx MeOx⇌xH++MeOxx— (диссоциация амфотерного гидроксида(общая схема))

*Это интересно

Сейчас существует 3 основных теории кислот и оснований:

1.     Протолитическая теория Брёнстеда — Лоури.В ней кислота- молекула или ион, способная быть в данной реакции донорами протонов, соответственно основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны. И кислоты, и основания получили название протолиты.

2.     Теория кислот и оснований Льюиса. В ней кислота-любая частица способная принимать пару электронов, а основание- частица, способная отдавать эту пару. Теория Льюиса очень похожа на теорию Брёнстеда — Лоури, но отличается от неё тем, что охватывает более широкий круг соединений.

3.     Теория Усановича.В ней кислота — это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон. Основание — частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы.

Номенклатура:

Неорганические соединения, содержащие группы -OH, называются гидроксидами. NaOH — гидроксид натрия, Fe(OH)2 — гидроксид железа(II), Ba(OH)2-гидроксид бария. (в скобочках указана валентность элемента (если она переменная))

Для соединений, содержащих кислород, используют названия гидроксидов, с приставкой «мета»: AlO(OH) — метагидроксид алюминия, MnO(OH) — метагидроксид марганца

Так же существуют гидраты -NH3∙H2O (гидрат аммиака) =NH4OH(гидроксид аммония).

Основания дают соли при взаимодействии с кислотами (реакция нейтрализации), при взаимодействии с кислотным оксидом, амфотерным гидроксидом, амфотерным металлом, амфотерным оксидом, неметаллом.

NaOH+HCl→NaCl+H2O (реакция нейтрализации)

2NaOH+2NO2→NaNO3+NaNO2+H2 O (реакция с смешанным ангидридом)

Cl2+2KOH→KCl+KClO+H2O (реакция идёт без нагреванием)

Cl2+6KOH→5KCl+KClO3+3H2O (реакция идёт с нагреванием)

3S+6NaOH→2Na2 S+Na2SO3+3H2O

2Al+2NaOH+6H2O→2Na[Al(OH) 4]+3H2

Al2O3+ 6NaOH→ 2Na3 AlO3+3H2O↑

NaOH+Al(OH)3→Na[Al(OH)4]

Способы получения оснований:

1.     Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов, и аммиака с водой. Металлы (только щелочные или щелочноземельные), взаимодействуя с водой образуют щелочь и выделяют водород. Аммиак взаимодействуя с водой образует неустойчивое соединение NH4OH:

2Na+2H2O→2NaOH+H2↑

Ba+2H2 O→Ba(OH) 2+H2↑

NH3+H2ONH4OH

2.     Непосредственное присоединение основными оксидами воды. Большинство основных оксидов воду непосредственно не присоединяют, только оксиды ЩМ(щелочные металлы) и ЩЗМ(щелочноземельные металлы), присоединяя воду, образуют основания:

Li2O+H2O→2LiOH

BaO+H2O→Ba(OH)2

3.     Взаимодействие с солями. Это один из наиболее распространённых способов получения солей и оснований. Так как это реакция ионного обмена, то оба реагента должны быть растворимы, а один из продуктов- нет:

NaOH+FeCl3→3NaCl+Fe(OH)3↓

Na3PO4+3LiOH→3NaOH+Li3PO4↓

4.     Электролиз растворов солей щелочных и щелочноземельных металлов.При электролизе растворов данных солей металлы никогда не выделяются на катоде(вместо них выделяется водород из воды:и 2H2O-2e-=H2↓+2OH-), а на аноде восстанавливается галоген (все, кроме F-), или в случае кислородосодержащей кислоты идёт следующая реакция:

2H2O-4e—=4H++O2↑,галогены восстанавливаются по схеме: 2X—-2e—=X2 (где X – галоген)

2NaCl+2H2O→2NaOH+Cl2↑+H2↑

В водном растворе скапливается щелочь, которую затем можно выделить, упаривая раствор.

Это интересно:

Пероксиды и надпероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода.

Na2O2+2H2O→2NaOH+H2O2

4NaO2+2H2O→4NaOH+ 3O2↑

Теория Брёнстеда —Лоури позволяет количественно оценить силу оснований, то есть их способность отщеплять протон от кислот. Это принято делать при помощи константы основности Kb. Например, для аммиака как основания Брёнстеда можно записать:

NH3+H2ONH4++OH—

Для более удобного отображения константы основности используют отрицательный логарифм:pKb=-logKb. Так же логично, что сила оснований возрастает в ряду напряжения металлов справа налево.

NaOH+C2H5Cl→NaCl+C2H4+H2O(метод получения алкенов, этилена (этена) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.

NaOH+C2H5Cl→NaCl+C2H5OH (метод получения спиртов, этанола в данном случае), использовался водный раствор гидроксида натрия.

2NaOH+C2H5Cl→2NaCl+C2H2+H2O(метод получения алкинов, ацетилена (этина) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.

C6 H5OH(фенол)+NaOH→C6H5ONa+H2O

Продуктом замещения одного из водородов аммиака на гидроксильную группу является гидрокисламин(NH2OH). Он образуется при электролизе азотной кислоты (с ртутными или свинцовыми катодами), в результате ее восстановления атомарным водородом, образующимся так как параллельно происходит электролиз воды:

HNO3+6H→NH2OH+2H2O

2H2O→ 2H2↑+O2↑

Амфотерные гидроксиды.

Это соединения дают соли как при взаимодействии с кислотами (средние соли) так и при взаимодействиями с основаниями (комплексные соединения).Все амфотерные гидроксиды мало растворимы. Их диссоциацию можно рассмотреть, как по основному, так и по кислотному типу, но поскольку эти 2 процесса идут одновременно, то процесс можно записать следующим образом (Me-металл):

Mex++xOH—⇌Me(OH)x ≡HxMeOx⇌xH++MeOxx-

Так как амфотерные гидроксиды есть гидраты амфотерных оксидов, их наиболее яркие представители – гидраты следующих оксидов:ZnO,Al2O3,BeO, SnO,PbO,Fe2O3,Cr2O3,MnO2,TiO2.

Примеры реакций:

NaOH+Al(OH) 3↓→Na[Al(OH) 4] — гидроксоаллюминат натрия

Al(OH) 3↓+3HCl→AlCl3+3H2O

Но, зная, что амфотерные гидроксиды диссоциируют и по кислотному типу тоже, можно записать их взаимодействие с щелочами по другому уравнению:

Zn(OH)2↓+2NaOH→Na2 [Zn(OH) 4] (в растворе)

H2ZnO2↓+2NaOH→Na2 ZnO2+H2O (в расплаве)

1)H3AlO3↓+3NaOH→Na3AlO3+3H2O (здесь образовался ортоалюминат натрия (реакция происходила в растворе), но если реакция будет при сплавлении, то будет образовываться метаалюминат натрия)

2) HAlO2+NaOH→NaAlO2+H2O(образовался метааллюминат натрия, значит в реакции 1 и2 вступали ортоалюминевая и металюминевая кислоты соответственно)

Получают амфотерные гидроксиды обычно взаимодействием их солей с щелочами, количество которых точно рассчитывают по уравнению реакции:

3NaOH+ Cr(NO3 ) 3→3NaNO3+Cr(OH)3↓

• 2NaOH+ Pb(CH3COO)2→2CH3COONa+Pb(OH)2↓
• Автор статьи: Каштанов Артём Денисович
• Редактор: Харламова Галина Николаевна

Источник: http://www.teslalab.ru/articles/chemistry/24/

Что такое гидроксиды

Сегодня поговорим об очень большой группе соединений, которые называются гидроксиды. Как говорит учебник химии,

гидроксид – это химическое соединение, в котором есть группа –ОН.

Собственно, именно по этому признаку и можно определить, что перед нами гидроксид: в нём всегда есть одна или несколько гидроксильных групп –ОН.

fb.ru

Также запомните, что есть понятие «щёлочь». К щелочам относят гидроксиды металлов щелочных (то есть стоящих в первой группе таблицы Менделеева в основной подгруппе), щёлочноземельных (то есть стоящих во второй группе таблицы Менделеева в основной подгруппе) и аммония NH4+.

В чём разница между гидроксидами и щелочами

щёлочь – понятие более узкое, гидроксид – более широкое. то есть щёлочь – всегда гидроксид, но гидроксид – не всегда щёлочь.

например, гидроксид натрия naoh. натрий находится в первой группе периодической таблицы, это щелочной металл. поэтому naoh – это щёлочь. но если вы назовёте его гидроксидом, ошибкой это не будет.

другой пример. гидроксид меди (ii) сu(oh)2 – это гидроксид, но никак не щёлочь (посмотрите в таблицу менделеева. медь находится в первой группе, но не в основной, а в побочной! медь – не щелочной металл!). то есть назвать сu(oh)2 щёлочью будет ошибкой, это гидроксид.

как составить формулу гидроксида

первым делом вспоминаем про валентность, без неё в химии никуда. далее нужно понять, что группа он – это цельная структурная единица. составляя формулу, мы всегда заключаем её в скобки (если он группа одна, то скобки не нужны), а индекс, маленькая цифра внизу справа, относится ко всей гидроксильной группе.

также сразу запомните, что

группа –он всегда имеет валентность i.

чтобы этот факт навсегда врезался вам в память, запомните следующее. группа –он образуется из воды. формула воды н2о, это всем известно. выглядит молекула воды так: н-о-н. то есть в ней две части н– и –он. каждая из этих частей имеет валентность i, это видно и из формулы:

нам здесь важно, что гидроксильная группа имеет валентность i. это надо запомнить.

теперь переходим к практике и решению химии.

пример 1.

составьте формулу гидроксида калия.

это очень просто. калий в таблице менделеева находится в первой группе в основной подгруппе, он имеет валентность i. группа –он также имеет валентность i. следовательно, формула гидроксида калия кон.

пример 2

Составьте формулу гидроксида кальция.

Кальций находится в периодической таблице во второй группе в основной подгруппе, его валентность II. Тогда:

Здесь надо припомнить, как составляется формула вещества, если известна валентность. Нужно, чтобы произведение валентности и индекса у каждого элемента совпадало. Поэтому формула гидроксида кальция выглядит так:

Напоминаю, что если гидроксильных групп больше одной, то мы из заключаем в скобки. Обратите внимание, что такое написание (ОН)2 означает, что в формуле не два атома водорода, а две группы ОН!

Итак, формула гидроксида кальция – Ca(ОН)2.

Пример 3

Составьте формулу гидроксида железа (III).

Валентность железа задана условиями, поэтому:

Отсюда следует:

Таким образом, формула гидроксида железа (III) – Fe(OH)3.

Пишите, пожалуйста, в х, что осталось непонятным, и я обязательно дам дополнительные пояснения. Жалуйтесь на сложности в изучении школьного курса и говорите, что вас испугало в учебнике химии. И тогда следующая статья будет рассказывать именно об этой проблеме.

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5c56f90c18d56e00ae42d74c/5c62d60784e0ea00aebf9d47

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)2. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:

Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:

Взаимодействие оснований с солями

• Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
• 1) растворимость исходных соединений;
• 2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
• Например:

Термическая устойчивость оснований

1. Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
2. Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются.Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000oC:
3. Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения.Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

• Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
• А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/harakternye-himicheskie-svojstva-osnovanij-i-amfoternyh-gidroksidov

Сообщение Формула гидроксида в химии появились сначала на Учебник.