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: ₊₁₇^35,5Cl

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(-183^оС) 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 →

→ S_n - 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⁺ + S^2-

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⁺ + SO₄^2-

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 + H₂SO_4(конц.)= МеSO₄ + SO₂ ↑ + H₂O (загальне рівняння)

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O_4(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⁺⁶O_4(конц.)= 4Mg⁺²S⁺⁶O₄ + H₂S^-2 ↑ + 4H₂O

Б) розведена H₂SO₄ взаємодієз металами тільки до Н,утворюючисіль і водень:

Fе + H₂SO_4(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.)