Угольная кислота. Получение угольной кислоты.
Получение угольной кислоты.
При растворении углекислого газа образуется угольная кислота, причем в растворе присутствует равновесие:
В природе не встречается, очень неустойчива и легко распадается.
Угольная кислота двухосновная и образует 2 типа солей: кислые (гидрокарбонаты) и средние (карбонаты).
Качественная реакция на присутствие H2CO3: воздействие сильных кислот на соли H2CO3, в результате чего улетучивается СО2:
При пропускании углекислого газа через известковую воду выпадает белый осадок:
Только карбонаты щелочных металлов и аммония, а также гидрокарбонаты, растворимы в воде.
Если через выпавший осадок пропустить углекислый газ, то из нерастворимого карбоната образуется растворимый гидрокарбонат:
Гидрокарбонаты при температуре разлагаются на СО3 2- , Н2О и газ:
Карбонаты (кроме щелочных металлов) при темпеатуре распадаются:
Основное значение из всех солей имеет сода, из которой получают различные кристаллогидраты: Na2CO3·10H2O (наиболее устойчив, называется кристаллической содой), Na2CO3·7H2O, Na2CO3·H2O.
Угольная кислота и её соли — получение и применение
Угольная кислота появляется в результате разложения углекислого газа в водной среде. Этим веществом искусственно насыщают минеральные воды. Формула угольной кислоты Н2СО3. Поэтому при открытии бутылки с газированной водой, можно увидеть активные пузырьки. Основное получение угольной кислоты происходит в воде.
Уравнение
СО2 (г) + Н2О СО2 • Н2О (раствор) Н2СО3 Н+ + HCO3- 2H+ + CO32-.
Сама по себе угольная кислота представляет слабое непрочное соединение, которое невозможно выделить в свободном состоянии из воды.
Структурная формула
Но стоит отметить тот факт, что во время разложения гидрокарбоната аммония, формируются устойчивые соединения угольной кислоты. Такие крепкие химические связи образуются только в период, когда гидрокарбонат аммония вступает в газовую фазу реакции.
Вещество является интересным объектом для изучения. Его изучают австралийские ученые уже более 6 лет. В безводном состоянии эта кислота напоминает прозрачные кристаллы, которые имеют высокую стойкость к низким температурам, но при нагревании кристаллы угольной кислоты начинают разлагаться.
Данное вещество считается слабым по своей структуре, но в тоже время, угольная кислота является сильнее борной. Весь секрет заключается в количестве атомов водорода. В составе угольной кислоты имеется два атома водорода, поэтому она считается двухосновной, а борная кислота — одноосновная.
Особенности солей угольной кислоты
Эта кислота считается двухосновной, поэтому может создавать соли двух видов:
- • карбонаты угольной кислоты – средние соли,
- • гидрокарбонаты – кислые соли.
Карбонатами угольной кислоты могут выступать в соединения: Na2СO3,(NH4)2CO3. Они не способны растворятся в водной среде. Кислые соли этого вещества включают в себя: бикарбонаты NaHCO3 , Ca(HCO3)2. Для получения гидрокарбонатов производят реакцию, в которой основными веществами являются: угольная кислота и натрий.
Соли угольной кислоты помогли человечеству в строительстве, медицине и даже кулинарии. Потому что они встречаются в составе:
- • мела,
- • пищевой, кальцинированной и кристаллической соды,
- • известняковой породы,
- • мраморного камня,
- • поташа.
Гидрокарбонаты и карбонаты кислоты могут вступать в реакции с кислотами, во время этих реакции возможно выделение углекислого газа. Также эти вещества могут быть взаимозаменяемыми, они способны разлагаться под воздействием температуры.
Реакции угольной кислоты:
2NaHCO3 → Na2CO3 +H2O +CO2
Na2CO3 + H2O + CO2 →2NaHCO3
Химические свойства
Данная кислота по своей структуре способна входить в реакции со многими веществами.
Свойства угольной кислоты раскрываются в реакциях:
- • диссоциации,
- • с металлами,
- • с основаниями,
- • с основными оксидами.
Na2O + CO2 → Na2CO3
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2 → NaHCO3
Угольная кислота представляет собой слабый электролит, так как слабая летучая кислота не может выступать в роли мощного электролита в отличие от, например, соляной кислоты. Этот факт можно увидеть в результате добавление лакмуса в раствор угольной кислоты. Изменение цвета будет незначительным. Поэтому можно утверждать, что угольная кислота может поддерживать 1 уровень диссоциации.
Применение
Данное вещество можно увидеть в составе газированных вод. Но соли угольной кислоты широко применяют:
- • для строительной сферы,
- • в процессе производства стекла,
- • в процессе производства моющих и чистящих средств,
- • производства бумаги,
- • для некоторых подкормок и удобрений для растений,
- • в медицине.
Отечественный и мировой рынок предлагает в продаже различные препараты и химические вещества, в состав которых входит угольная кислота:
- • мочевина или карбамид,
- • литиевая соль угольной кислоты,
- • углекислый кальций (мел),
- • кальцинированная сода (натрий углекислый) и т.д.
Карбамид используют в качестве удобрения для плодовых и декоративных растений. Его средняя цена составляет 30-40 рублей за 1 кг. Фасуют готовую продукцию в полиэтиленовые пакеты и мешки, весом 1, 5,25,50 кг.
Литиевую соль угольной кислоты используют в составе керамических изделий, ситаллов. Этот материал используется для производства камер сгорания для реактивных двигателей, его добавляют в глазури, эмали, грунтовки для различных металлов. Литиевую соль добавляют в грунтовки для обработки алюминия, чугуна и стали.
Это химическое вещество добавляют в процессе стекловарения. Стекла, в состав которых была добавлена литиевая соль, имеют повышенную проницаемость светлового потока. Иногда литиевую соль угольной кислоты используют в процессе производства пиротехники.
Производители
Средняя цена 1 кг такого вещества в России составляет 3900-4000 рублей. Главным заводом-изготовителем этого вещества считается московский завод ООО Компонент-Реактив. Также литиевую соль угольной кислоты производят в компаниях: ООО КурскХимПром, ООО ВитаХим, ООО Русхим, ЗАО Химпэк.
Мел производится для технических и кормовых целей. Средняя цена кормового мела составляет 1800 рублей за 1 тонну. Фасуется в основном по 50 кг, 32 кг. Производители: ООО Меловик, ООО МТ Ресурс, ООО Зооветснаб, ООО Агрохиминвест.
Кальцинированная сода применяется для стирки, удаления пятен и отбеливания. Средняя цена на этот продукт на розничном рынке варьируется в пределах 16-30 рублей за 1 кг. Производители: ООО Новэра, ЗАО ХимРеактив, ООО ХимПлюс, ООО СпецБурТехнологии, ООО СпецКомплект и др.
Угольная кислота. Свойства, получение, применение и цена угольной кислоты
Ее сложно увидеть. Угольная кислота известна науке в форме раствора. В воде размешен углекислый газ . Последнее вещество – это диоксид углерода с формулой CO2. Химическая запись воды, как известно, — H2O.
Вместе получается угольная кислота. Формула вещества записывается как H2CO3. Однако, выделить кислоту в виде порошка, как многие, не получается. Максимум – льдинки. Почему? Давайте разбираться.
Свойства угольной кислоты
Раствор угольной кислоты легко составляется и столь же просто распадается на изначальные компоненты. Особенно активно углекислый газ выделяется при нагреве. При пониженных температурах диссоциация угольной кислоты замедляется.
Вещество превращается в прозрачные кристаллы . Но, температуры, делающие кислоту стабильной, нетипичны для обычных условий. Поэтому, героиню статьи считают слабой, не способной сохранить собственную структуру и с трудом взаимодействующей с другими веществами.
Так, с растворами щелочей, металлами и их оксидами угольная кислота реагирует минимум в 2-е ступени. Сильная угольная кислота лишь в связке с еще более слабыми кислотами . Их героиня статьи вытесняет из растворов солей . «Капитулировать» приходится, к примеру, метакремниевой кислоте .
Химические свойства угольной кислоты являются робким выражением свойств двухосновных кислот . Героиня статьи относится к ним, поскольку содержит в структуре 2 атома водорода . Если точнее, в молекуле угольного соединения есть 2-е группы COOH.
Это, в частности, заставляет героиню статьи проявлять электролитические свойства. Проводить ток позволяет частичное распадение кислоты на ионы. У твердых электролитов они движутся внутри кристаллических решеток. Угольная кислота выделяет ионы только в растворах.
Как и прочие двухосновные вещества, угольная кислота в реакции вступает, дающие два ряда солей . Это бикарбонаты и простые карбонаты. Последние нерастворимы в воде и известны людям под видом мрамора , мела , известняка . Все три камня основаны на карбонате кальция с формулой CaCO3.
Угольная кислота и ее соли бесцветны. Помните, что мел, известняк и мрамор, зачастую, белые ? В растворе героиня кислоты тоже белеса, находится, в основном, в свободном виде.
Так именуют отдельное существование молекул воды и распределенного в ней углекислого газа. Но, встречаются в растворах и карбонатные ионы CO 32- и бикарбонатные частицы HCO3. Все вместе представляет долю кислоты в воде.
Система отличается кинетическим равновесием, то есть, неизменной концентрацией составляющих. Если допускается избыточное содержание диоксида углерода, вода становится агрессивной. Такой раствор расщепляет металлы , бетоны, различные конструкции и камни .
В обычных условиях доля угольной кислоты в воде мала, как и в воздухе, почве. В земле вещества, к примеру, от 0,0002 до 0,0005 частей. Ученые считают, что так было не всегда.
Ища причины гигантских размеров древних растений, исследователи пришли к выводу, что в прошлые эпохи и в почве, и в атмосфере, героини статьи было в несколько раз больше.
Растения способны усваивать вещество и пользуются его влиянием на растворимость в земле минеральных веществ, необходимых травам, кустам и деревьям для питания.
Проводились опыты выращивания растений в атмосферах с разным содержанием угольной кислоты. Рекорды показали экземпляры, находящие в воздухе с содержанием H2CO3 от 5-ти до 10-ти процентов.
Получение угольной кислоты
Важно не столько получение угольной кислоты, сколько ее соединений. Одно из них, к примеру, сода . Она является солью угольного соединения. Сода – кристаллическое вещество.
Но, как засечь образование чистой кислоты , раз она бесцветна? Отличить раствор от простой воды поможет лакмусовая бумажка . Она фиолетовая . В нейтральной среде цвет не меняется. Кислота окрасит лакмус в красный .
Раз героиня статьи получается добавлением в воду диоксида углерода, для начала нужно получить его. Поможет соляная кислота . Она сильная, с легкостью растворяет многие камни, в том числе и мрамор. Реакция ведет к выделению углекислого газа. С водой он смешается самостоятельно.
Получение углекислой кислоты , кстати, налажено в человеческом организме. Героиня статьи входит в буферные системы крови . Они контролируют постоянный pH организма.
Если извне поступают продукты с явной кислотностью или щелочной средой, буферные агенты удерживают нужный pH, пока «гости» переработаются и выведутся с потом, калом, мочой.
Лишние ионы блокируются и нейтрализуются. Это делают белковый, бикарбонатный, фосфатный и гемоглобиновый буферы. Каждый из них состоит из слабой кислоты , одной из ее солей и сильного основания.
В промышленности углекислоту получают 5-ю путями. Первый – извлечение вещества, как сопутствующего углеводородам при их откачке из скважин. При сжигании нефти , угля , кокса, кислоту тоже получают. Получается углекислота и при производстве аммиака . Героиня статьи становится побочным продуктом реакции.
Побочным продуктом углекислота является, так же, при брожении. Так что, соединением запасаются, к примеру, во время изготовления вина. Еще один источник углекислоты – выпуск гашеной извести.
Правда, от нее «отлетают» еще и азот, прочие примеси. Они же затрудняют получение реагента при сжигании углеводородов и на аммиачных заводах . Так что, эффективными способами промышленного получения героини статьи считаются лишь три из перечисленных.
Применение угольной кислоты
В чистом виде угольная кислота нужна не только организму человека растениям, но и на производствах. В процессе сварки, к примеру, героиня статьи служит защитной средой, подобно аргону.
Правда, углекислое соединение приходится раскислять. Для этого используют марганец и кремний . Иначе, нагрев при сварке провоцирует выделение из диоксида углерода активного кислорода.
Он провоцирует коррозию металлов. Именно из-за необходимости обработки угольной кислоты в качестве защитной среды чаще выбирают газ аргон. В пищевой промышленности углекислота – антиокислитель. Его добавляют в чаи , сыры, кофе . Примесь консервирует их, способствуя продолжительному хранению.
Пожарные бригады знают героиню статьи, как средство борьбы с огнем . Кислотой заполняют емкости, из которых соединение поступает к соплам. Для этого используют распределительные трубопроводы. Сопла находятся в защищаемых помещениях.
Выходя «на свободу» кислота превращается в пар, поглощая тепло окружающей среды, заполняя площади. В открытых помещениях системы углекислого пожаротушения не используют, лишь в трюмах, кладовых, насосных, отсеках электростанций. Принцип действия сводится к снижению уровня кислорода до 8%. Горение при таком показатели прекращается.
Раз угольная кислота нужна организму, ее используют медики, фармацевты. Вещество применяется в производстве аспирина, добавляется при некоторых видах анестезии, к примеру, в кислородные маски .
К угнетению дыхательного центра прибегают, в основном, при отравлениях летучими ядами и асфиксии новорожденных. Асфиксия – удушение. У младенцев вызывается, обычно, рвотными массами и первородным калом. Углекислота способствует сокращению легочных тканей, восстановлению их функции.
Применяют медики и углекислый снег. Это те самые кристаллы кислоты , которые получают при низких температурах. Так что, врачам удается увидеть героиню статьи в кристаллическом виде.
Удается это, так же, больным волчанкой, бородавками, лепрозными узлами. Соприкасаясь с кислотным льдом, пораженные участки кожи разрушаются. Грубо говоря, угольная кислота вырезает лишнее, подобно лазеру.
В жидком виде углекислота тоже может выступать хладагентом, используется в морозильном оборудовании. Еще одно поле применения – умягчение воды. Ее, правда, улучшает не чистая кислота, а одна из ее солей – атронная известь.
Цена угольной кислоты
Структурная формула угольной кислоты вмещается промышленниками в баллоны и цистерны. Прежде чем поместить героиню статьи в них, ее охлаждают. Это помогает сгустить вещество.
Предложений купить его единицы. Чаще, реализуют углекислые соединения. За димитилкарбонат, к примеру, просят около 1 500 рублей за килограмм. Вещество растворяет эфиры целлюлозы, а посему, применяется в органическом синтезе.
За натриевую соль, а попросту соду, приходится выкладывать 80-200 рублей за килограмм. Ценники разнятся в зависимости от производителей и добавок к продукту. Так, бывает, к примеру, кальцированная сода.
Если смотреть в глобальных масштабах, угольная кислота бесценна. Именно она является источником углерода для живых материй, причем, единственным. Углерод есть и в нефти, вулканических выбросах.
Элемент составляет ряд минералов, к примеру, графит и алмаз . Но, там элемент непотребен для животных . Они, как и растения, развиваются за счет угольной кислоты.
Есть даже мнение, что атланты – не чудо-люди или пришельцы из космоса, а всего лишь достойные «дети» атмосферы, насыщенной соединением воды и углекислого газа. Но, это теория в стиле «РенТВ». Сосредоточимся на научных фактах.
Роль угольной кислоты в жизни человека , животных, растений, ученые осознали и изучили около 3-ех столетий назад. С тех пор соединение и стали именовать бесценным. Наибольший вклад в изучение углекислоты внес Ян Ингенхоуз.
Голландский химик жил на рубеже 18-го и 19-го веков. Свои исследования Ян сосредоточил на гелиотропизме растений. Так именуют стремление зелени к солнцу , поворот стебля и бутонов в его сторону. Заодно, Ингенхоуз изучил газы, выделяемые растениями. Отсюда, собственно, и «понеслась» тема со значением в жизни трав и жизни вообще углекислоты.
источники:
http://promplace.ru/himicheskie-soedineniya-staty/ugolnaya-kislota-2286.htm
http://tvoi-uvelirr.ru/ugolnaya-kislota-svojstva-poluchenie-primenenie-i-cena-ugolnoj-kisloty/
Содержание
- Физические свойства
- Химические свойства
- Равновесие в водных растворах и кислотность
- Получение
- Применение
- Органические производные
Угольная кислота — слабая двухосновная кислота с химической формулой H2CO3, образуется в малых количествах при растворении углекислого газа в воде, в том числе и углекислого газа из воздуха. В водных растворах неустойчива. Образует ряд устойчивых неорганических и органических производных: соли, сложные эфиры, амиды и др.
| Угольная кислота | |
|---|---|
| Систематическое название | Угольная кислота |
| Химическая формула | H2CO3 |
| Внешний вид | бесцветный раствор |
| Свойства | |
| Молярная масса | 62,025 г/моль |
| Температура плавления | ? |
| Температура кипения | ? |
| Температура возгонки | ? |
| Температура разложения | ? |
| Температура стеклования | ? |
| Плотность | 1,668 г/см³ |
| Константа диссоциации pKa | реальные: 1) 3,60; 2) 10,33 кажущаяся: 6,37 |
| Растворимость в воде | 0,21 г/100 мл |
| Термодинамические свойства | |
| Стандартная энтальпия образования | −700 кДж/моль |
| Стандартная молярная энтропия | +187 Дж/(К·моль) |
| Стандартная энергия образования Гиббса | −623 кДж/моль |
| Классификация | |
| Регистрационный номер CAS | 463-79-6 |
| PubChem | 463-79-6 |
| Код SMILES | C(=O)(O)O |
| Безопасность | |
| Пиктограммы опасности СГС |   |
| NFPA 704 |
Физические свойства
Угольная кислота существует в водных растворах в равновесии с диоксидом углерода, причём равновесие сильно сдвинуто в сторону разложения кислоты.
Молекула угольной кислоты имеет плоское строение. Центральный углеродный атом имеет sp²-гибридизацию. В гидрокарбонат- и карбонат-анионах происходит делокализация π-связи. Длина связи C—O в карбонат-ионе составляет 130 пм.
Безводная угольная кислота представляет собой бесцветные кристаллы, устойчивые при низких температурах, сублимирующиеся при температуре –30 °C, а при дальнейшем нагревании полностью разлагающиеся. Поведение чистой угольной кислоты в газовой фазе исследовано в 2011 г. австрийскими химиками.
Химические свойства
Равновесие в водных растворах и кислотность
Угольная кислота существует в водных растворах в состоянии равновесия с гидратом диоксида углерода:
, константа равновесия при 25 °C
![K_{p}={frac {{mathsf {[H_{2}CO_{3}]}}}{{mathsf {[CO_{2}cdot H_{2}O]}}}}=1,70cdot 10^{{-3}}](https://chemicalportal.ru/wp-content/uploads/svg/345999d79c63da9ea452e347fec4a094aefe3de4.svg)
Скорость прямой реакции 0,039 с−1, обратной — 23 с−1.
В свою очередь растворённый гидрат диоксида углерода находится в равновесии с газообразным диоксидом углерода:
Данное равновесие при повышении температуры сдвигается вправо, а при повышении давления — влево (подробнее см. Абсорбция газов).
Угольная кислота подвергается обратимому гидролизу, создавая при этом кислую среду:
- , константа кислотности при 25 °C
![K_{{a1}}={frac {{mathsf {[HCO_{3}^{-}]cdot [H_{3}O^{+}]}}}{{mathsf {[H_{2}CO_{3}]}}}}=2,5cdot 10^{{-4}}](https://chemicalportal.ru/wp-content/uploads/svg/44b843bcb6c46a20b2ad462fe247460db137f9ad.svg)
Однако, для практических расчётов чаще используют кажущуюся константу кислотности, учитывающую равновесие угольной кислоты с гидратом диоксида углерода:
![K_{a}'={frac {{mathsf {[HCO_{3}^{-}]cdot [H_{3}O^{+}]}}}{{mathsf {[CO_{2}cdot H_{2}O]}}}}=4,27cdot 10^{{-7}}](https://chemicalportal.ru/wp-content/uploads/svg/812574df55bdb6c4ffa01634dbd0f8286c253913.svg)
Гидрокарбонат-ион подвергается дальнейшему гидролизу по реакции
- , константа кислотности при 25 °C
![K_{{a2}}={frac {{mathsf {[CO_{3}^{{2-}}]cdot [H_{3}O^{+}]}}}{{mathsf {[HCO_{3}^{-}]}}}}=4,68cdot 10^{{-11}}](https://chemicalportal.ru/wp-content/uploads/svg/00a32ff131656c7396fcd318bdf3594de7fc7d99.svg)
Таким образом, в растворах, содержащих угольную кислоту, создается сложная равновесная система, которую можно изобразить в общем виде следующим образом:
Получение
Угольная кислота образуется при растворении в воде диоксида углерода:
Содержание угольной кислоты в растворе увеличивается при понижении температуры раствора и увеличении давления углекислого газа.
Также угольная кислота образуется при взаимодействии её солей (карбонатов и гидрокарбонатов) с более сильной кислотой. При этом большая часть образовавшейся угольной кислоты, как правило, разлагается на воду и диоксид углерода:
Применение
Угольная кислота всегда присутствует в водных растворах углекислого газа .
В биохимии используется свойство равновесной системы изменять давление газа пропорционально изменению содержания ионов оксония (кислотности) при постоянной температуре. Это позволяет регистрировать в реальном времени ход ферментативных реакций, протекающих с изменением pH раствора. Также применяется для производства хладагента, солнечных генераторов и морозильников.
Органические производные
Угольную кислоту формально можно рассматривать как карбоновую кислоту с гидроксильной группой вместо углеводородного остатка. В этом качестве она может образовывать все производные, характерные для карбоновых кислот.
Некоторые представители подобных соединений перечислены в таблице.
| Класс соединений | Пример соединения |
|---|---|
| Сложные эфиры | поликарбонаты |
| Хлорангидриды | фосген |
| Амиды | мочевина |
| Нитрилы | циановая кислота |
| Ангидриды | пироугольная кислота |
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
281
6d9 7s1
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Металлы
Неметаллы
Щелочные
Щелоч-зем
Благородные
Галогены
Халькогены
Полуметаллы
s-элементы
p-элементы
d-элементы
f-элементы
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.