Тема 33. Типи розрахункових задач. 7 страница
Для галогенів найбільш характерні такі С.О.: -1, 0, +1, +4, +6, +7.
(тільки F має: -1, 0)
Галогени як найактивніші неметали будуть приймати електрони і виступаючи переважно як окисники, тому найбільш характерна С.О.: -1.
Електронна формула атома Хлору: +1735,5Cl
1s22s22p63s23р5
Електронна формула аніону Хлору: Cl-
Cl0 + 1e → Cl-
1s22s22p63s23р6
Атоми галогенівутворюють тільки одну просту речовину формулами:
F2 , Cl2 , Br2 , I2 .
За фізичними властивостями галогени:
F2 -блідо-жовтого кольору газ;
Cl2 - жовтувато-зеленого кольоругаз;
Br2 - темно-червоного кольору рідина;
I2 - фіолетово-чорного кольору кристали.(явище сублімації – перехід з твердого стану до газоподібного, минаючи рідкий)
Найбільше практичне значення серед галогенів має Хлор і його сполуки.
Хлор
За фізичними властивостямихлор – це газ з різким запахом, трохи розчинний у воді(1:2,5) – розчин хлору у воді називається «хлорною водою». Він важчий за повітря (Мr(Cl2) = 71), дуже отруйний.
Хімічні властивості хлору
1.реакція з всіма металами, навіть благородними:
2Na + Cl20 = 2NaCl-1 «галогени» з грецької
2Au + 3Cl2 = 2AuCl3 «ті, що утворюють солі»
Cl02 – окисник
2. реакція з неметалами(крім С,O2):
Н2 + Cl20 = 2НCl-1
2Cl20 + 2P = 2PCl5-1
Cl20 - окисник
3. реакція з водою:
А) на початку реакції (свіжо приготовлена «хлорна вода»)
Н2О + Cl20 = НCl-1 + НCl+1 O
Н-ОН
гіпохлоритна кислота
HClO = HCl + O (атомарний Оксисен)
Cl20 - і окисник, і відновник
Б) в кінці реакції (при тривалому стоянні)
2Н2О + 2Cl20 = 4НCl-1 + O2↑
Cl20 – окисник
4. реакція з лугами:
А) при звичайних умовах
2NaОH + Cl20 = NaCl-1 + NaCl+1O + H2O
Na-OH натрій гіпохлорит
Cl20 - і окисник, і відновник
Б) при нагріванні
6NaОH + 3Cl20 = NaCl-1 + NaCl+5O3 +3H2O
Cl20 - і окисник, і відновник натрій хлорат
5. реакція з солями, утвореними менш активними галогенами
NaF + Cl20 ≠
2NaBr + Cl20 = 2NaCl-1 + Br2
Cl20 - окисник,
Добування хлору
1.Упромисловості хлор одержують електролізом розплаву або розчину кухонної солі:
NaCl ↔ Na+ + Cl-
(-) K: Na+ + 1e → Na0
(+) A: Cl- - 1e → Cl0; 2Cl0 → Cl2
Загальне рівняння:
2NaCl → 2Na + Cl2↑
2.УлабораторіїсполукМангану і хлоридної кислоти:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ + 8H2O
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Застосування хлору
1. одержання хлороводню і хлоридної кислоти;
2. для відбілювання тканин і паперу;
3. для знезараження питної води як дезінфектант;
4. добування синтетичного каучуку, волокон, пластмас.
Гідрогенові сполуки Хлору
Атом Хлору утворює дві такі сполуки: (явище неорганічної ізомерії)
HCl – хлороводень, гідроген хлорид
HCl – хлоридна кислота, соляна кислота.
Хлороводень
Хлороводень – газ з різким звапахом, добре розчинний (1:500), розчин хлороводню у воді називається хлоридна кислота,отруйний.
Для хлороводнюхарактернатільки реакція з лугами і амоніаком:
NaOH + HCl = NaCl + H2O (спільна властивість з HCl-кислотою)
NH3 + HCl = NH4Cl
Хлоридна кислота
HCl – сильна кислота.
Хімічні властивості хлоридної кислоти
І. Загальні властивості як кислоти:
1. реакція дисоціація:
HCl ↔ Н+ + Cl-
2. реакція з металами до Н:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
З. реакція з оксидами металів:
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O
4. реакція з основами(реакція нейтралізації):
NaOH + HCl = NaCl + H2O
5. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:
Na2СO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + СО2↑(Н2СО3)
ІІ. Якісна реакція:
1. якісною реакцією на хлоридну кислоту і її солі є AgNO3, при цьому утворюється білий сирнистий осад AgCl:
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
Добування HCl
1. У промисловостіодержують реакцією:
H2 + Cl2 = 2НCl ↑
2. У лабораторії реакцією кристалічної кухонної солі з концентрованою сульфатною кислотою:
2NaCl(кр.) + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl↑
Застосування хлоридної кислоти
1. для одержання солей;
2. для очищення поверхні металів від іржі;
3. 0,5%-розчин використовують при пониженні кислотності в шлунку;
4. добування пластмас.
Оксиди Хлору
Атом Хлору утворює такі оксиди:
1. Cl2+1O - кислотний оксид
2. Cl+4O2 - подвійний оксид
3. Cl+6O3 - подвійний оксид
4. Cl2+7O7 - кислотний оксид.
Ці оксиди утворюють такі кислоти:
Cl2+1O → НCl+1O – гіпохлоритна кислота
→ НСl+3O2 - хлоритна кислота
Cl+4O2 →
→ НСl+5O3 - хлоратна кислота
→ НСl+5O3 - хлоратна кислота
Cl+6O3→
→ НСl+7O4 - перхлоратна кислота
Cl2+7O7 → НСl+7O4 - перхлоратна кислота
Природні сполуки галогенів
1. NaCl – кухонна сіль, галіт;
2. NaCl∙KCl – сильвініт;
3. KCl - сильвін;
4. KClO3 - бертолетова сіль;
5. СаСl(ClO) або CaOCl2 – хлорне вапно.
Тема 19. Оксиген і Сульфур та їх сполуки.
Оксиген та його сполуки.
Оксиген – найпоширеніший хімічний елемент у земній корі – 49%.
Оксиген знаходиться у VI-А групі і має такі С.О.: -2, 0 , +2 (О+2F2-1).
Атом Оксигену на відміну від галогенів утворює кілька простих речовин і це явище називається алотропією,а ці прості речовини називають алотропними видозмінами .
→ O2 - кисень
O →
→ O3 - озон
Кисень
Фізичні властивості кисню
Кисень - це газ, без запаху і смаку, малорозчинний у воді (1: 0,03), підтримує дихання живих організмів і горіння речовин( у повітрі кисню– 21%, азоту – 78% і 1% - інертні гази). Рідкий кисень(-183оС) та інші гази у рідкому стані зберігають у посудині Дюара(термос).
Хімічні властивості кисню
1. Кисеньвзаємодіє з простими і складними речовинами і внаслідок реакції утворюються оксиди цих елементів і ця реакція називається
Окиснення.
C + O2 = CO2 ; 4Р + 5О2 = 2Р2О5
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Для всіх складних речовин реакція окиснення поділяється:
А) повне окиснення ( кожний із елементів окислюється до відповідних оксидів):
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Б) неповне окиснення (один із елементів не окислюється до оксиду, а утворюється проста речовина):
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
CH4 + O2 = C + 2H2O
Якісна реакція на кисень – тліюча дерев´яна скіпка в атмосферікисню яскраво спалахує.
Виняток: 2С + O2 = 2CO ; 4Р + 3О2 = 2Р2О3
2CH4 + 3O2 = 2CO + 4H2O
Добування кисню
1. У промисловості кисень одержують із повітря, його розділенням на складники.
2. У лабораторії кисень одержують при розкладі деяких речовин:
2KMnO4 = MnO2 + K2MnO4 + O2 ↑
Калій перманганат (марганцівка)
2KClO3 = 2KCl + 3O2 ↑.
Калій хлорат (бертолетова сіль)
2H2O2 = 2H2O + + O2 ↑.
Гідроген пероксид (перекис водню, пергідроль)
2H2O = 2H2↑ + + O2 ↑.
Електроліз води
Застосування кисню
1.В медицині (кисневі подушки);
2.для різання і зварювання металів;
3.в авіації для дихання;
4.в металургії для покращення виробництва;
5.як вибухівка (рідкий кисень)
Озон використовується як сильний окисник і для очищення питної води (дезінфектант, подібно як хлор), а також для очищення стічних промислових вод. За фізичними властивостями озон– це газ голубого кольору, краще за кисень розчинний у воді(1:0,5), дуже отруйний. Одержують озон із кисню при високих температурах(електричний розряд чи блискавка у природі чи космічна радіація):
3O2 = 2O3 ( у лабораторії в озонаторах)
При звичайних умовах озон розкладається:
O3 = O2 + О (атомарний Оксиген)- сильний окисник
В кінцевому результаті утворюється кисень:
2O3 = 3O2
Сульфур і його сполуки.
Атом Сульфуру знаходиться у VI-А групі і входить до родини –«халькогени» з грецької «ті, що утворюють руди» (O, S, Se, Te).
Для Сульфуру характерні такі С.О.: -2, 0, +4, +6. Для нього як і для Окисгену характерна алотропія.
→ S8 - кристалічна сірка (моноклінна і ромбічна)
S →
→ Sn - пластична
У хімічних реакціях кристалічна і пластична сірка позначається - S.
Сірка
За фізичними властивостями Сірка – жовта кристалічна речовина, (ρ(S)=2,08 г/мл ), нерозчинна у воді, температура плавлення більше 1000С, у порошкоподібному стані не змочується водою і плаває по воді(явище флотації).
Хімічні властивості сірки
1. реакція з металами(крім благородних: Pt, Au):
Fe + S0 = FeS-2
2Na + S0 = Na2S-2
2. реакція з неметалами:
S0 + O2 = S+4O2 (горіння сірки)
S0 + H2 = H2S-2
3.реакція з лугами:
3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
Добування сірки
Одержують сірку тільки у промисловості з родовищ.
Застосування сірки
1. Виробництва сульфатної кислоти;
2. одержання гуми;
3. у медицині для виготовлення мазей;
4. у виробництві сірників;
5. у боротьбі з шкідниками та хворобами рослин.
6. Для демеркуризації приміщень(забирає ртуть)
Гідрогенові сполуки Сульфуру
Атом Сульфуру (подібно до Хлору) утворює дві такі сполуки:
H2S – сірководень, гідроген сульфід
H2S – сульфідна кислота, сірководнева кислота.
Сірководень
Сірководень – газ із запахом «тухлих яєць», отруйний,розчинний у воді, розчин сірководню у воді називається сульфідна кислота.
Хімічні властивості сірководню
1.реакція горіння:
А) повне окиснення:
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
Б) неповне окислення: (якісна реакція на сірководень –при неповному згорянніутворюється жовтий наліт сірки на внесеному в полум´я холодному предметі)
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
2. реакція з галогенами:
H2S + Cl2 = S + 2HCl
Cульфідна кислота
H2S – це слабка кислота(двоосновна) .
Хімічні властивості сульфідної кислоти
І. Загальні властивості як кислоти:
1. реакція дисоціація (cтупінчасто):
H2S ↔ Н+ + НS-
HS- ↔ H+ + S2-
2. реакція з металами до Н:
Mg + H2S = MgS + H2↑
З. реакція з оксидами металів:
MgO + H2S= MgS + H2O
4. реакція з лугами (утворюютькислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):
NaOH + H2S = NaHS + H2O
Натрій гідрогенсульфід
2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O
ІІ. Якісна реакція:
1.Якісною реакцією на сульфідну кислоту і її солі є Pb(NO3)2, при цьому утворюється чорний осад PbS:
Pb(NO3)2 + H2S= PbS↓ + 2HNO3
Добування H2S
1. У промисловостіодержують реакцією:
H2 + S = Н2S ↑
2. У лабораторії одержують реакцією солей (сульфідів) з сильною кислотою:
2HCl + FeS = H2S↑ + FeCl2
Застосування сульфідної кислоти
1. для виявлення різних металів;
2. для виробництва сульфатної кислоти.
Оксигеновмісні сполуки Сульфуру
Оксиди Сульфуру
Атом Сульфуру утворює два оксиди:
1. S+4O2 – сульфур (IV) оксид (сірчистий газ);
2. S+6O3 - сульфур (VІ) оксид.
SO2 і SO3 - кислотні оксиди
За фізичними властивостями :
SO2 –це газ зрізким запахом «запах паленого сірника» , розчинний у воді
SO3 – це рідина,бурхливо розчиняється у воді, розчиняється в концентрованій Н2SO4, утворюючи олеум.
Хімічні властивості оксидів
І. Загальні властивості як кислотних оксидів
1. реакція з водою:
SO2 + Н2О ↔ Н2SO3 сульфітна кислота
SO3 + Н2О = Н2SO4 сульфатна кислота
2. реакція з лугами: (можуть утворюватися і кислі солі)
SO2 + 2NaОH = Na2SO3 + H2O
SO3 + 2NaОH = Na2SO4 + H2O
SO2 + NaОH = NaНSO3 натрій гдрогенсульфіт
SO3 + NaОH = NaНSO4 натрій гідрогенсульфат
ІІ. Характерні реакції.
1.реакція окиснення (тільки для SO2 ):
2SO2 + О2 ↔ 2SO3
Добування оксидів Сульфуру
І. SO2
1. У промисловості: S + О2 = SO2
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
2. У лабораторії із сульфітів металів з сильними кислотами:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3 (SO2 ↑ + H2O)
II. SO3
1. Тільки у промисловості реакцією:
V2O5
2SO2 + О2 ↔ 2SO3
Затосування оксидів Сульфуру
І. SO2
1. для одержання сульфатної кислоти;
2. для дезинфекції зерносховищ;
3. для відбілювання соломи, вовни, а також знебарвлення кольору квіток.
II. SO3
1.для виробництва сульфатної кислоти;
2. для одержання олеуму(розчин SO3 у 100% сульфатній кислоті)
Сульфітна кислота
H2S+4O3 – це слабка кислота. Для неї характерні хімічні властивості як загальні властивості кислоти (подібно як сульфідна), тільки при звичайних умовах вона розкладається:
H2SO3 ↔ SO2 ↑ + Н2О
Cульфатна кислота(Сірчана кислота)
H2S+6O4 - це найсильніша із всіх відомих кислот і кислота-окисник(є ще HNO3).
За фізичними властивостями сульфатна кислота – олієподібна прозора рідина , без запаху, в два рази важча за воду, добре розчиняється у воді і при цьому виділяється велика кількість тепла(розчинення сульфатної кислоти повинно відбуватися таким чином: «Спочатку вода, а потім кислота, бо інакше буде велика біда».Сульфатної кислоти характерна – гігроскопічність– це властивість вбирати воду із газів чи речовин (як осушувач газів).
Хімічні властивості сульфатної кислоти
І. Загальні властивості як кислоти:
1. реакція дисоціація (cтупінчасто):
H2SО4 ↔ Н+ + НSО4 -
HSO4- ↔ H+ + SO42-
2. реакція з оксидами металів:
MgO + H2SO4= MgSO4 + H2O
3. реакція з лугами (утворюютькислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
Натрій гідрогенсульфат
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:
H2SO4 + 2NaCl = 2HCl + Na2SО4
Na2СO3 + 2H2SO4 = Na2SO4 + H2O + СО2↑(Н2СО3)
ІІ. Специфічні реакції:
Сульфатна кислота виступає кислотою-окисником , бо має найвищий позитивний С.О. +6 і як кислота-окисник найкраще проявляє себе в реакціях з металами.
1. реакція з металами:
А) концентрована H2SO4 (при нагріванні)взаємодієз металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи сульфат металу, SO2 і воду.
Ме + H2SO4(конц.)= МеSO4 + SO2 ↑ + H2O (загальне рівняння)
Cu0 + 2H2S+6O4(конц.)= Cu+2S+6O4 + S+4O2 ↑ + 2H2O
S+6 + 2е = S+4 1 - реакція відновлення
Cu0 - 2е = Cu+2 1 – реакція окиснення
S+6 - окисник;
Сu0 - відновник.
При звичайних умовах концентрованаH2SO4 не взаємодієз такимиметалами: Fe, Ni, Cr і Al.
Виняток:Концентрована H2SO4 може взаємодіяти з активними металами ,
утворюючи сульфат металу , S або H2S і воду :
4Mg0 + 5H2S+6O4(конц.)= 4Mg+2S+6O4 + H2S-2 ↑ + 4H2O
Б) розведена H2SO4 взаємодієз металами тільки до Н,утворюючисіль і водень:
Fе + H2SO4(розв.)= FеSO4 + H2 ↑
2. якісною реакцією на сульфатну кислоту і її солі є Ва(NO3)2 або BaCl2, при цьому утворюється білий кристалічний осад BaSO4:
Ba(NO3)2 + H2SO4= BaSO4↓ + 2HNO3
Добування сульфатної кислоти
Одержують сульфатну кислоту тільки у промисловості за схемою:
FeS2 → SO2 → SO3 → H2SO4
1. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
V2O5
2. 2SO2 + О2 ↔ 2SO3
3. SO3 + Н2О = Н2SO4
Застосування сульфатної кислоти
1. при виробництві бензину і ДП;
2. для одержання мінеральних добрив;
3. для добування солей(мідний і залізний купорос);
4. як електроліт в акумуляторах машин.
Природні сполуки Сульфуру
1. S - природна сірка;
2. FeS2 – пірит, сірчаний або залізний колчедан;
3. H2S - сірководень (міститься у деяких природних мінеральних водах);
4. CaSO4∙2H2O - гіпс.
Тема 20. Нітроген і Фосфор та їх сполуки.
Нітроген та його сполуки.
Нітроген і Фосфор та їх сполуки використовуються в основному людиною як мінеральні добрива (азотні і фосфорні).
Нітроген знаходиться у V-А групі, на зовнішньому шарі в нього 5 електронів, найвища С.О. - +5, а найнижча - -3.
Атом Нітрогену у формулах речовин має такі С.О.: -3, 0, +1, +2, +3,+4,+5.
Атом Нітрогену подібно як галогени утворюють тільки одну просту речовину – азот – N2.
Азот
За фізичнимивластивостямиазот – це газ,без запаху,без смаку,трохи розчинний у воді (1:0,02), не отруйний, але не підтримує ні дихання, ні горіння (78% азоту в повітрі.)