Сульфати , добування , властивості
Більшість сульфатів легко розчиняється у воді . Малорозчинними є лише сульфати свинцю і кальцію(PbSO4, CaSO4). Практично нерозчинними є сульфати барію та стронцію (BaSO4, SrSO4) . Прявлають властивості притаманні всім солям, вступають у реакцію обміну..
1. Якісна реакція на сульфати , це взаємодія з солями барію – хлоридом , або нітратом BaCl2 + К2SO4 = BaSO4 ↓+ 2КCl ;
Ba(NO3)2 + Na2SO4 = 2NaNO3 + BaSO4 ↓
2. Сульфати можуть взаємодіяти з сульфатною кислотою з утворенням кислих солей K2SO4 + H2SO4 = 2 KHSO4;
Багато сульфатів кристалізуються з розчинів у вигляді кристалі в. які називаються купоросами.
Застосування сульфатів
CuSO4 * 5 H2O - Мідний купорос, використовується в с/г для боротьби з шкідниками;
FeSO4 * 7 H2O - Залізний купорос, використовується в с/г для боротьби з шкідниками та як антисептичний засіб
CaSO4 * 2H2O - Гіпс, у будівництві, у медицині
Na2SO4 * 10 H2O - Глауберова сіль, у медицині , як проносний засіб
Na2SO4 - Виробництво скла
K2SO4 - Мінеральне добриво
BaSO4 - Виробництво паперу, гуми , у медицині
Задачі для самостійної роботи студентів
IV. Розв’яжіть задачу
Визначте масу осаду , що утвориться при взаємодії 35 грам натрій сульфіду з плюмбум нітратом.
Визначте об’єм газу , що виділиться при взаємодії 49 грам розведеної сульфатної кислоти з алюмінієм
Тема 2.Неметалічні елементи та їх сполуки
Заняття 4.Нітроген і фосфор та їх сполуки .Мінеральні добрива
Навчальні питання:
1. Будова молекули аміаку.
2. Фізичні та хімічні властивості аміаку. Добування та застосування аміаку.
3.Солі амонію. Хімічні та фізичні властивості, якісна реакція на солі
амонію, хімічні властивості солей амонію.
4.Оксиди Нітрогену і Фосфору, фізичні та хімічні властивості., добування
та застосування.
5.Нітратна кислота, будова , властивості, взаємодія з металами,
застосування, добування
6. Ортофосфатна кислота, властивості, застосування. Якісна реакція на
ортофосфат-іон
7. Нітрати і фосфати, нітратні і фосфатні добрива..Раціональне
використання добрив та проблема охорони довкілля при використанні
мінеральних добрив.
8. Проблема вмісту нітратів у харчових продуктах.
Навчально –матеріальне забезпечення:
1.Періодична система,
2. Зразки мінеральних добрив.
3. Набір хім.. реактивів,
4. Схема виробництва аміаку.
Навчальна література:
Л-1 с 55-63 с 64-80
Л-4 с 23 , 24 , 29-31
ІІІ. Вивчення нового матеріалу.
У V групі головній підгрупі містяться такі елементи неметали:N, P , As , Sb і метал Bi. Із зростанням порядкового номера елемента неметалічні властивості зменшуються тому , що збільшується радіус атома.
Пригадайте із попереднього матеріалу в якому вигляді міститься нітроген і фосфор у Землі ( нітроген у вигляді простої речовини - азоту N2– газ , що міститься в атмосфері (78%) міститься у невеликій кількості в грунті у вигляді селітри, а також входить до складу білкових молекул всіх живих організмів, немає алотропних видозмін. Фосфор – у чистому вигляді в земній корі не існує у літосфері знаходиться у вигляді мінералів – апатиту та фосфориту., як елемент також входить до складу всіх живих організмів, в чистому вигляді фосфор має три алотропні модифікації – білий, червоний, чорний фосфор.)
Хімічні властивості азоту
1) взаємодіє з металами 6Li + N2 = 2 Li3N; літій нітрид; 2Al + N2 = 2AlN алюміній нітрид
2) взаємодіє з воднем при високій температурі, тиску та наявності каталізатора – заліза. N2 + 3 H2 = 2 NH3 аміак;
3) взаємодіє з киснем при дуже високих температурах + 3000 0С(при блискавці) N2 + O2 = 2NO
Добування: 1) з повітря;
2) в лабораторіях NH4Cl + NaNO2 = N2 + NaCl + H2O$
Застосування: 1. Охолоджувач. 2.для добування аміаку. 3. Для наповнення електроламп.
Хімічні властивості фосфору
1) білий фосфор самозаймається, червоний горить при підпалюванні. 4P + 5 O2 = 2P2O5 ; 4 P+ 3 O2 = 2P2O3
2) Взаємодіє з металами при нагріванні 3Ca + 2 P = Ca3P2 кальцій фосфід
3) Взаємодіє з воднем утворюючи фосфін PH3– безбарвний газ, дуже отруйний, малорозчинний у воді, легко окислюється в повітрі самозаймається тому спричинює утворення блукаючих вогнів на кладовищах та болоті. 3H2 + 2P = 2PH3
Застосування фосфору : білий фосфор використовується для добування фосфатних кислот, як бойова запальна речовина , для виробництва димових завіс, раніше використовувався для виготовлення фігурок , що світяться вночі
Червоний фосфор використовується для виготовлення сірників, в металургії, виготовлення фосфорорганічних препаратів.
Аміак. NH3Будова молекули аміаку.
| H |
| H |
| N |
| H |
N – H полярний : позитивний заряд зосереджується на атомі
Гідрогену, негативний на атомі Нітрогену. Внаслідок цього між
різними молекулами аміаку виникають водневі зв’язки. Існуванням водневих зв’язків між молекулами пояснюються порівняно високі температури кипіння і плавлення аміаку, те що аміак може легко скраплюватись і добре розчиняється у воді. Піраміда завдяки направленості в просторі неподільної електронної пари Нітрогену має електродонорні властивості і здатна утворювати зв'язок з іоном Гідрогену за донорно – акцепторним механізмом.
Фізичні властивості:
Газ, без кольру, з різким специфічним запахом, добре розчинний у воді Т кип = - 33,4 0С, дуже подразнює слизову оболонку носа, дихальних шляхів, очей
Хімічні властивості
1) аміак розчиняється у воді утворюючи гідроксид амонію ; реакція відбувається за донорно-акцепторним механізмом; чисту NH4OH виділити неможна він існує тільки в розчині. NH3 + H2O = NH4OH
2) аміак реагує з кислотами утворюючи солі амонію також за донорно-акцепторним механізмом NH3 + HCl = NH4Cl, амоній хлорид; NH3 + HNO3 = NH4NO3 , амоній нітрат;
3) горить на повітрі утворюючи азот ,4NH3 + 3 O2 = 2N2 + 6 H2O; а в присутності каталізатора утворюється нітроген(ІІ) оксид NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O
4) відновлює метали з їх оксидів.3 CuO + 2NH3 = N2 + 3Cu + 3H2O
Застосування аміаку:
1) Виробництво азотних добрив і нітратної кислоти
2) Виробництво соди, вибухових речовин , холодоагент
3) В медицині (нашатирний спирт), в побуті ( рідини для миття скла, для виведення плям, для прання, чистки килимів, ювелірних виробів),
4) У хімічних лабораторіях
Промисловий синтез аміаку.
Суміш N2 і H2 у співвідношенні 1: 3 ретельно очищається від домішок і під тиском 30 МПа подається до колони синтезу. У колоні суміш проходить через шар каталізатора( губчасте залізо з домішками оксидів алюмінію і калію0 при температурі 450 – 500 С , при цих умоваx відбувається утворення аміаку. Оскільки ця реакція є оборотною , то з колони синтезу виходить суміш , що містить H2 , N2 , NH3 , що направляється у теплообмінник , де відбувається скраплення аміаку, та відділення його від азоту та водню, що не прореагували, Після цього суміш , що лишилась знову йде до колони синтезу( принцип циркуляції). N2 + 3H2 = 2 NH3 + 46,2кДж
Добування аміаку в лабораторії
Змішати порошки NH4Cl Ca(OH)2, пробірку закрити корком з газовивідною трубкою, пробірку нагріти. NH4Cl + Ca(OH)2= NH3 ↑+ CaCl2 + H2O
1) Піднести до газовивідної трубки змочений у воді фенолфталеїнів папірець і побачимо що папірець набув малинового кольору. Аміак , що виділяється прореагує з водою , утвориться амоній гідроксид – луг , який і змінить колір індикатора. NH3 + H2O = NH4OH
2) Піднести до газовивідної трубки скляну паличку змочену в розчині хлоридної кислоти. Побачимо , що з поверхні палички буде виділятись дим – це амоній хлорид. NH3 + HCl = NH4Cl
Солі амонію
NH4 + - Одновалентний катіон , має властивості схожі на властивості іонів Na+ та K+
Фізичні властивості
кристалічні речовини, добре розчинні у воді, сильні електроліти.
Хімічні властивості
1) Дисоціюють на іони NH4Cl↔NH4 ++ Cl-
2) Розкладаються при нагріванні: а) для летких кислот (NH4)2CO3 ↔2NH3 + CO2 + H2O б) для нелетких кислот( NH4)2SO4↔ NH3 + NH4HSO4 в) якщо аніон – окисник NH4NO3→ N2O + H2O
3) Якісна реакція на іон амонію – дія лугів ( виділяється аміак)
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Оксиди нітрогену
N2O NON2O3 NO2 N2O5
Несолетворні кислотні
N2O– сміхотливий газ, закис азоту. Безбарвний газ, без запаху. Використовується як анестезуючий засіб
При нагріванні розкладається 2N2O = 2 N2 + O2
NO- Нітроген (ІІ) оксид,нітроген моно оксид; безбарвний газ , погано зріджується ; використовується для виробництва нітратної кислоти.
Легко окислюється 2NO + O2 = 2NO2
Добування: а)в природі грозові розряди, блискавки при замиканні дротів.
N2 +O2 =2NO;
б) при горінні аміаку з каталізатором NH3 + O2 = 4 NO + H2O;
в) при дії на метали нітратною кислотою 3 Cu + 8 HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4 H2O
N2O3 –нітроген(ІІІ) оксид, нітритний ангідрид; має властивості кислотного оксиду: а) взаємодіє з водою N2O3 + H2O = 2 HNO2 ; б) з лугами N2O3 + 2 NaOH = 2 NaNO2 + H2O ; в) з основними оксидами N2O3 + CaO = Ca(NO2)2
NO2 – нітроген(ІV) оксид, діоксид нітрогену; газ бурого кольору з різких характерним запахом, добре розчинний у воді, найстійкіший з усіх оксидів нітрогену.; застосовується для виробництва нітратної кислоти, очищення нафтопродуктів, каталізатор в ракетному паливі.
Хімічні властивості
1) Димеризується 2NO2 = N2O4
2) Диспропорціонує у воді 2 NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
3) При надлишку кисню розчиняється утворюючи лише одну кислоту4NO2 + 2H2O + O2= 4 HNO3
4) Реагує з лугами NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3
5) З основними оксидами K2O + 2NO2 = KNO2 + KNO3
6) Розкладається при нагріванні 2NO2 = N2 + 2O2
N2O5 – нітроген(V) оксид, нітратний ангідрид, безбарвна тверда речовина. Має властивості кислотного оксиду, взаємодіє з водою, основним оксидом , з лугом. Практичного використання немає.
Фосфор (V) оксид- Р2О5
Білі гідроскопічні кристали, утворюються при горінні фосфору 4Р + 5О2 = 2Р2О5 , кислотний оксид. 3Н2О + Р2О5 = 2Н3РО4 ортофосфатна кислота, якщо води не вистачає , то утворюється метафосфатна кислота
Н2О + Р2О5 = 2НРО3
Нітратна кислота HNO3
Фізичні властивості:безбарвна рідина з характерним запахом Т кип = 86 0С, димить на повітрі , добре розчинна у воді.
Хімічні властивості
1. Сильний електроліт HNO3↔ H+ + NO3-
2. Взаємодіє з основними оксидами 2HNO3 + Na2O = 2NaNO3 + H2O
3. Взаємодіє з основами HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
4. Взаємодіє з солями 2HNO3+ Na2CO3 =2NaNO3 + CO2 + H2O
5. З металами А) концентрована не діє на Fe, Al, Cr , Pt , Au , Ir , Ta
1) З малоактивними утворює сіль , воду і NO2
Сu + HNO3 k = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2) З середньоактивними утворює сіль , воду і NO
Zn + HNO3 k = Zn(NO3)2 + H2O + NO
3) З активними утворює сіль , воду і N2O
K + HNO3k = KNO3 + H2O + N2O
Б) розведена кислота не взаємодіє з Au , Pt
1) З малоактивними утворює сіль , воду і NO
Ag + HNO3 p = AgNO3 + H2O + NO
2) З середньоактивними утворює сіль , воду і N2O або N2
Fe + HNO3 p = Fe(NO3)3 + H2O + N2
3) З активними утворює сіль , воду і NН3
Ba + HNO3 p = Ba(NO3)2 + H2O + NH3
Нітрати. При нагріванні розкладаються з виділенням кисню
Активні метали до магнію: 2KNO3=2KNO2 + O2
Середньо активні від Mg до Cu включно Zn(NO3)2 = ZnO+ NO2 + O2
Малоактивні метали після міді Hg(NO3)2 = Hg+ NO2 + O2
Завдання для самопідготовки студентів: попередні 6 рівнянь реакцій потрібно урівняти за допомогою електронного балансу.
Допишіть та урівняйте за допомогою електронного балансу.
1)Mg + HNO3 k = 3) Hg + HNO3 k =
2) Cr + HNO3 p = 4) Li + HNO3 p =
Якісна реакція на нітрат іон: взаємодія з мідною дротиною в присутності сульфатної кислоти, побачимо виділення бурого газу.
2 NaNO3 + H2SO4 + Cu= 2 NO2↑ + CuSO4 + Na2SO4 + 2 H2O
Добування нітратної кислоти:
1) В лабораторії дією на сухі селітри концентрованою сульфатною кислотою NaNO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3
2) В промисловості аміачним способом а) окиснення аміаку на платиновому каталізаторі 4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O
б) окиснення до киснем повітря 2 NO + O2 = 2NO2
в) поглинання водою в надлишку кисню 2H2O + 2 NO2 + O2 = 4 HNO3
Використання : виробництво барвників, ліків, вибухових речовин, пластмас, нітратних добрив, окисник ракетного палива.