Оксигену Карбону , Сульфуру та Фосфору. Значення озонового шару для

життя організмів на Землі.

Прості речовини утворені тим самим елементом називають алотропними видозмінами цього елемента.

Алотропія – явище існування одного елемента у вигляді кількох простих речовин.

Порівняльна характеристика кисню і озону

	Кисень - О2	Озон – О3
утворення	В процесі фотосинтезу зелених рослин	Із звичайного кисню під дією тліючого електричного розряду( блискавка), або під дією ультрафіолетового проміння (у верхніх шарах атмосфери), або у процесах що супроводжуються утворенням атомарного оксисену – під час роботи електричних трансформаторів та ксероксів.
Фізичні властивості	Безбарвний газ без смаку і запаху. Рідкий і твердий кисень має світло-сине забарвлення Т кип =-183 0С, Т плав = - 218 0С. Погано розчиняється у воді ( у 100 об’ємах води – 5 об’ємів кисню)	Газ світло-синього кольору , без смаку з характерним різким запахом .рідкий озон – темно синя рідина, твердий – темно фіолетовий кристал Т кип= - 111 0С, краще розчиняється у воді ніж кисень
Біологічні властивості	Вдихання чистого кисню призводить до отруєння яке спочатку проявляється ейфорією	Дуже отруйний , гранично допустима концентрація – 1 мкг/л
Хімічні властивості	Другий за електронегативністю елемент після флору , тому він проявляє сильні окисні властивості, утворює оксиди майже з усіма хімічними елементами (крім інертних газів,галогенів, аурумом, платиною) . Взаємодіє з складними речовинами.	Сильніший окисник ніж кисень, окислює багато металів, золото і платину також, окислює органічні сполуки., Якісна реакція з водним розчином йодиду калію. 2KI + O3 + H2O = 2KOH +I2 +O2
Застосування	- Дихання , життєдіяльність - Добування сульфатної і нітратної кислот - Випалювання руд - Виробництво сталі (60%) - В медицині - Горіння водню і ацетилену для виплавляння скла та зварювання і різання металів.	- Знезараження води (озонування) - Знешкодження стічних вод - Виготовлення мінеральних масел - Вибілювання тканин - Дезінфікуючий засіб у медицині (пероксид водню) - Окисник ракетного палива.

Порівняльна характеристика алотропних модифікацій фосфору.

	Білий	Червоний	Чорний
забарвлення	Білий кристалічний порошок	Червоний порошок	Чорний порошок або кристал
Тип кристалічної градки	Молекулярна, в вузлах тетраедричні молекули.	Атомна	Атомна шарувата як у графіта.
Т плав 0С	44,1 (без повітря)
Т кип 0С		429(сублімація)
окиснення	Дуже швидке, вогненебезпечний, зберігають під водою	Повільно окислюється	Малоактивний
Розчинність у воді	Не розчинні
особливості	Світиться , отруйний , діелектрик	Не отруйний, діелектрик	Не отруйний , напівпровідник.
застосування	Добування фосфатних кислот, бойова запальна речовина, створення димових завіс	Виробництво сірників, металургія, виготовлення фосфорорганічних препаратів	Практично не застосовується

Фізичні властивості простих речовин карбону і силіцію

	Графіт	Алмаз	Карбі н	Силіцій
Спільні властивості	Не мають смаку, запаху, нерозчинні у воді, але розчиняються у розплавах металів ,за звичайних умов тверді і хімічно інертні
колір	Темно сірий	безбарвний	чорний	Темно сірий
Тзаймання 0с	600-700	850-100
Т плав 0С	3700 сублімація	3500 у вакуумі
твердість	2вздовж шарів 5 поперек шарів
Т алотропних переходів	1500-3000 перетворюється у алмаз	Вище 1000 Перетворюється у графіт
блиск	металоподібний	алмазний	тьмяний	тьмяний
електропровідність	провідник	ізолятор	напівпровідник	напівпровідник

VІ. Поняття про адсорбцію.

Зберемо прилад: В лійку вкладаємо паперовий фільтр в який насипаємо активованого вугілля. Лійку закріплюємо над порожньою склянкою, в лійку наливаємо зафарбовану воду . У склянці збирається прозорий , безбарвний фільтрат.

Адсорбція – явище поглинання одних речовин іншими.

Адсорбція може відбуватись не лише з водних розчинів , а й з газів (протигази). Перший протигаз був розроблений російським вченим Зелінським.

VІІ. Озоновий шар .

На висоті 20 – 50 км над поверхнею землі атмосфера містить підвищений вміст озону. Товщина цього шару за нормальних умов становила б 4 мм. На цій висоті озон утворюється із кисню , що є в цьому шарі атмосфери під дією сонячного УФ – випромінювання. Озоновий шар захищає поверхню нашої планети від космічної радіації, через цей шар проходить лише 1 % космічних променів. Якщо зруйнувати озоновий шар планети та всі живі організми дуже швидко загинуть.

VІІІ. Основні хімічні властивості неметалів.

1. Окисні властивості проявляють неметали при взаємодії з металами: Fe+S =FeS; 2Al +3S=Al2S3; 2P + 3Mg =Mg3P2; Ca + 2C = CaC2;

2. Окисні властивості проявляють неметали при взаємодії з воднем:

N2 +3H2 = 2NH3; H2 + S =H2S; C + 2H2= CH4; 2P + 3H2 =2PH3;

3. Відновні властивості проявляються при взаємодії з киснем і галогенами:S + O2 =SO2; N2 + O2 =2NO; 2C + O2 = 2CO; 2S + Br2 = S2Br2

4. Вуглець і силіцій проявляють відновні властивості під час взаємодії з оксидами металів : C + 2CuO = 2Cu + CO2;

5. Силіцій взаємодіє з вуглецем і сіркою: Si + 2S = SiS2

Неметали взаємодіють з кислотами і лугами:3S + 6HNO3 = 3H2SO4 + 6NO; Si + 2 NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

Завдання для самопідготовки:

1. Презентації на тему прості речовини – неметали

2. Доповіді , або презентації на тему колообіг неметалів у природі.

Тема 2. Неметалічні елементи та їх сполуки.

Заняття 2 .Сульфур його сполуки та їх застосування

Навчальні питання:

1. Оксиди Сульфуру, добування, властивості, застосування.

2. Сульфатна кислота, фізичні та хімічні властивості. Якісна реакція на сульфат-іон.

3. Правила техніки безпеки при роботі з сульфатною кислотою.

4. Взаємодія сульфатної кислоти з металами.

Окисно-відновні реакції.

5. Значення сульфатної кислот и та сульфатів у народному господарстві.

6. Сульфати, добування, властивості.

7. Виробництво сульфатної кислоти.

8. Навчальна література:

9. Л-1 с 24-28 с 37-42

10. Л-4 с 6,15 с 15,16

ІІІ. Оксиди сульфуру.

SO2 – сульфур (ІV) оксид, сульфур діоксид, сірчистий газ, сірчистий ангідрид.

Фізичні властивості: безбарвний газ з різким , неприємним запахом, отруйний, викликає кашель, задуху, бронхіт,запалення легень. Т зрідж. = - 10 ⁰С, негорючий, легко розчиняється у воді.

Поширення в природі: міститься у вулканічних газах і газах , що виділяються під час спалювання кам’яного вугілля, будь-якого палива, утворюється при виплавлянні металів, роботі автомобільного двигуна. Поєднуючись у повітрі з водою сірчистий газ утворює сульфітну кислоту , яка разом з опадами у вигляді дощу та снігу випадає на землю – кислотні дощі.

Добування:

1. Згорання сірки в кисні. S + O2 = SO2

2. Згорання сірководню в кисні 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

3. Випалювання сульфідних руд 2 PbS + 3 O2 = PbO + SO2

4. Розклад сульфітів кислотами Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O

5. Дія концентрованої H2SO4 на метали.Cu + 2H2SO4 = CuSO4+ 2H2O + SO2

Хімічні властивості:

SO2 – Кислотний оксид:

1. Взаємодіє з водою H2O + SO2 = H2SO3

2. Взаємодіє з основними оксидами SO2 + CaO = CaSO3

3. Взаємодіє з лугами 2KOH + SO2 = K2SO3 + H2O

4. Горить при температурі і каталізаторі 2SO2 + O2 = 2SO3

5. Диспропорціонує SO2 + H2S = 3S + H2O

Застосування

- Виробництво сульфатної кислоти

- Виробництво сульфітів, гідроген сульфітів

- В сільському господарстві для боротьби з мікроорганізмами і шкідниками.

- Вибілюють шовк , вовну та інші матеріали

- Консервування фруктів та ягід

- Для обробки підвалів , овочесховищ, винних бочок.

SO3- сульфур (VІ) оксид, сульфур триоксид, сірчаний ангідридю

Фізичні властивості: безбарвна рідина , дуже летка при Т крист =17 ⁰С, сильний окисник, токсичний , викликає опіки шкіри,на поверхні « димить» , добре розчиняється у воді,взаємодіючи з нею, розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті, утворюючи важку маслянисту рідину – олеум, Т кип = 66⁰ С

В природі не існує

Добування: окиснення SO2 в присутності каталізатора ( платини , або ванадій (V) оксиду) і при високому тиску. Т = 400 – 500 ⁰С

2SO2 + O2 = 2SO3

Хімічні властивості. Кислотний оксид

1. Взаємодіє з водою утворюючи сульфатну кислоту. SO3 + H2O = H2SO4

2. Взаємодіє з лугами SO3 +2 NaOH = Na2SO4 + H2O

3. Взаємодіє з основними оксидами CaO + SO3 = CaSO4

4. При нагрівання розкладається 2SO3 = 2SO2 + O2

Застосування:

- Виробництво

- В лабораторіях як водовбирний засіб

H2S – сірководень, сульфідна кислота , гідроген сульфід

Поширення в природі: утворюється під час гниття органічних решток, міститься у вулканічних газах, мінеральних водах, на дні вулканічних озер та Чорного моря.

Фізичні властивості: безбарвний газ з характерним запахом тухлих яєць , важчий за повітря , розчинний у воді , горючий , отруйний.

Хімічні властивості:

1. Кислотні властивості – слабка двоосновна кислота H2S↔H⁺ + HS^-; HS^- ↔H⁺ + S^2-

2. Взаємодіє з металами крім малоактивних H2S + Zn = ZnS + H2

3. Взаємодіє з оксидами H2S + Na2O = Na2S + H2O

4. Взаємодіє з основами H2S + Ca(OH)2=CaS + 2 H2O

5. Взаємодіє з солями , якщо випадає осад Pb(NO3)2 + H2S = PbS ↓+ 2HNO3 – якісна реакція на сульфіди

Добування :

1. Взаємодія сульфідів з кислотами FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

2. Взаємодія сірки з воднем(під час гниття орг.. речовин) S + H2 = H2S

Застосування : в аналітичній хімії

H2SO4– сульфатна кислота, сірчана кислота.

Фізичні властивості:важка , масляниста , безбарвна рідина , сильний водо вбираючий засіб, нелетка,запаху не має концентрована сірчана кислота майже не проводить електричний струм.

Правила техніки безпеки під час роботи з сульфатною кислотою БУТИ МАКСИМАЛЬНО ОБЕРЕЖНИМ. При попаданні на шкіру – негайно змити великою кількістю води. H2SO4 – поглинає вологу з виділенням великої кількості теплоти, тому до концентрованої сульфатної кислоти не можна додавати воду. Відбувається скипання та розбризкування кислоти. H2SO4 слід невеликими порціями доливати до води постійно перемішуючи скляною паличкою.

Хімічні властивості:

1. Сильний електроліт , дисоціює ступінчасто: H2SO4 ↔HSO4 ^-+ H⁺; HSO4 ^-↔H⁺ + SO4^2- ;

2. Взаємодіє з основами 2 KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O; якщо кислоти є надлишок , то утворюється кисла сіль K2SO4 + H2SO4 = 2 KHSO4;

3. Взаємодіє з основними оксидами CaO + H2SO4 = H2O + CaSO4;

4. Взаємодіє з солями H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O + CO2;

5. Якісна реакція на сульфати BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓+ 2HCl ;

Ba(NO3)2 + Na2SO4 = 2NaNO3 + BaSO4 ↓

6. Взаємодіє з металами:

І. розведена сульфатна кислота - слабкий окисник , тому вона не реагує з малоактивними металами , а з активними та середньо активними утворює сіль та водень 2Na⁰ + H2⁺S⁺⁶O4^-2 = Na2⁺S⁺⁶O4^-2 + H2⁰;

Na⁰ – 1 e = Na⁺ ; відновник

2H⁺ +2e = H2⁰; окисник

ІІ. Концентрована сульфатна кислота є сильним окисником, вона обвуглює органічні речовини, викликає опіки шкіри, не реагує з золотом і платиною , на холоді пасивує залізо , хром , алюміній.

А) з малоактивними металами утворюється сіль вода і SO2

2H2SO4 + 2Ag = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

Б) з середньо активними металами утворюється сіль , вода і S

4H2SO4 + 3Zn = ZnSO4 + S + 4H2O

В) з активними металами утворюється сіль вода і H2S

4 Ba + 5 H2SO4 = BaSO4 + H2S + H2O

Самостійна робота студентів : дописати рівняння та урівняти за допомогою електронного балансу

1. Mg + H2SO4 k =

2. Hg + H2SO4 k =

3. Ca + H2SO4 p =

4. Na + H2SO4 k =

5. Здійснити ланцюжок перетворень за поданою схемою

S – SO2 – SO3 – H2SO4 – K2SO4 – BaSO4

Виробництво сульфатної кислоти контактним способом

Сировиною для виробництва є

- Пірит FeS

- Гази , що утворюються, як відходи при одержанні деяких кольорових металів з їх руд PbS, CuS

- Сірководень, що міститься в газах отриманих при коксування кам’яного вугілля H2S

- Вільна сірка S

1-ша стадія процесу – добування SO2 випалюванням піриту , чиінші гази. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8 SO2; ∆H = - 13746 кДж;

SO2 - очищують в центрифузі, електрофільтрі, висушують в сушильній башті і подають на другу стадію в контактний апарат

2 –га стадія окиснення SO2 до SO3

окиснення SO2 в присутності каталізатора ( платини , або ванадій (V) оксиду) і при високому тиску. Т = 400 – 500 ⁰С

2SO2 + O2 = 2SO3 ; ∆Н = - 130,6 кДж

3-тя стадія – поглинання SO3 концентрованою сульфатною кислотою у збиральній башті , утворення олеуму.

H2O + SO3= H2SO4

Застосування сульфатної кислоти

За різноманітністю застосування сульфатна кислота займає перше місце серед кислот. Найбільша її кількість витрачається на виробництво фосфатних та азотних добрив. Оскільки ця кислота нелетка , то її використовують для виробництва багатьох інших кислот: HCl , HF , HNO3 , H3PO4 і т.д. Використовується сульфатна кислота на очищення нафтопродуктів,на виробництво вибухових речовин,штучн7их волокон, барвників, пластмас. Можна сказати , що ця кислота використовується майже в усіх галузях виробництва.

Щорічне виробництво H2SO4 в світі перевищує 100 млн. т. На потреби сільського господарства витрачається 13 млн. т H2SO4 в рік, на виробництво СМЗ – 21 млн. т , штучних тканин, целюлозної плівки – 7 млн. т.

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

H молекула аміаку має форму піраміди, хімічний зв’язок

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 = NH₄NO_{3 ,} 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 + HNO_{3 k} = Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

2) З середньоактивними утворює сіль , воду і NO

Zn + HNO_{3 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 + HNO_{3 p} = AgNO₃ + H₂O + NO

2) З середньоактивними утворює сіль , воду і N₂O або N₂

Fe + HNO_{3 p} = Fe(NO₃)₃ + H₂O + N₂

3) З активними утворює сіль , воду і NН₃

Ba + HNO_{3 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 + HNO_{3 k} = 3) Hg + HNO_{3 k} =

2) Cr + HNO_{3 p} = 4) Li + HNO_{3 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.

H₃PO₄ - Ортофосфатна кислота.

Фізичні властивості: безбарвна , прозора , кристалічна речовина , гігроскопічна , добре розчиняється у воді.

Добування: Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂SO₄ = 2 H₃PO₄ + 3 CaSO₄↓

Хімічні властивості:

Електроліт середньої сили. Дисоціює ступінчасто.

H3PO4↔H ⁺+ H2PO4^- ди гідроген фосфат йон

H2PO4^- ↔ H ⁺+ HPO4^2- гідроген фосфат йон

HPO4^2- ↔ H⁺ + PO4^3- фосфат йон

Взаємодіє з металами H₃PO₄ + Mg = Mg₃(PO₄)₂ + H₂

Взаємодіє з основними оксидами H₃PO₄ + Na₂O = Na₃PO₄ + H₂O

Взаємодіє з основами H₃PO₄ + Cu(OH)₂ = Cu₃(PO₄)₂ + H₂O

Якісна реакція на ортофосфат іон – взаємодія з AgNO₃ випадає жовтий oсад

3AgNO₃ + Na₃PO₄ = Ag₃PO₄↓ +3NaNO₃

Азотні і фосфатні добрива

Нітроген входить до складу амінокислот з яких побудовані білки. Тому він необхідний для життєдіяльності рослин і тварин. Якщо ж нітрогену не вистачає то відбувається відхилення від норми в розвитку рослин. Проте рослини не можуть засвоювати нітроген безпосередньо з повітря , оскільки в повітрі нітроген перебуває у вигляді міцних молекул азоту. Тому рослини використовують для живлення нітроген який входить до складу розчинних неорганічних сполук . Для підвищення врожайності в грунт вносять речовини , що містять нітроген , фосфор і інші елементи - добрива. Вони поділяються на три групи:

1. Мінеральні добрива: селітри, фосфати , амофоси, солі амонію, синтетична сечовина та інш.

2. Органічні добрива: гній, компост, та ін..

3. Зелені добрива: рослини родини бобових, люпин, люцерна і тд.

Із внесених добрив засвоюється приблизно 60 – 70% елементів.

Всі нітрати називаються селітрами, всі добре розчиняються у воді

Калієва селітра – KNO₃, натрієва селітраNaNO3, аміачна селітра,NH4NO3

Фосфористе борошно - Ca₃(PO₄)²

Простий суперфосфат – Ca(H₂PO₄)₂*CaSO⁴

Подвійний суперфосфатCa(H₂PO₄)₂

Преципітат CaHPO₄

Амофоси - (NH₄)₂HPO₄ – NH₄H₂PO₄

Сечовина – CO(NH₂)₂

Самостійна робота студентів : презентації на тему мінеральні добрива

Тема 2.Неметалічні елементи та їх сполуки

Заняття 6.Розв’язання задач на домішки та на вихід продукту від теоретично можливого.

Навчальні питання:

1. Складання електронного балансу реакції .

2. Розв’язання задач на вихід продукту від теоретично можливого

3. Розв’язання задач на домішки

4. Навчальна література:

5. Л-1 с 43-46

Дописати рівняння реакцій за поданими схемами, та урівняти за допомогою електронного балансу. Mg(NO₃)₂ = K + H₃PO₄ = Pb + HNO_{3 p} = алгоритм написання електронного балансу: необхідно послідовно виконати наступні дії: а) згідно схеми, що подана в хімічних властивостях даної речовини (теорія) дописати рівняння реакції; Mg(NO₃)₂ =MgO +NO₂ +O₂ б) виставити ступені окиснення кожного елемента використовуючи правила для визначення с.о.Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +N⁺⁴O^-2₂ +O⁰₂ Правила для визначення ступенів окиснення:

1.С.О. елементів у всіх простих речовинах завжди рівний 0 : H⁰2, N⁰2,

1. С.О. оксигену в сполуках рівний -2 H2O^-2, CaO^-2 ,Pb(O^-2H)4 виключення: F2O⁺², H2O2^-1 ,

3. С.О. гідрогену у сполука з не металами +1 : H⁺¹2O, H⁺¹I, Al(OH⁺¹)3

С.О. гідрогену у сполуках з металами – 1 : AlH^-1 3, NaH^-1.

4. С.О. металів рівна їх валентності в цій сполуці з знаком + :Zn⁺²SO4, Na⁺¹2О, K⁺¹OH.

5. загальна сума С.О. всіх елементів в сполуці рівна 0. Zn⁺²S⁺⁶O^-2 4 в) виписати під рівнянням елементи , що змінюють свій с.о.

Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +N⁺⁴O^-2₂ +O⁰₂

N ⁵⁺ N⁴⁺

2O^-2 O⁰₂

г) визначити як переходять електрони (електрон має заряд «-») : якщо збільшується позитивний заряд , то електрони віднімаються , якщо збільшується негативний заряд, то електрони додаються

Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +N⁺⁴O^-2₂ +O⁰₂

N ⁵⁺ +1e= N⁴⁺

2O^-2 -4e= O⁰₂

д) серед цифр, що знайшли в попередній дії , найдіть найменше спільне кратне

Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +N⁺⁴O^-2₂ +O⁰₂

N ⁵⁺ +1e= N⁴⁺

2O^-2 -4e= O⁰₂

е) поділіть це найменше спільне кратне на кількість електронів , що переходять . Знайдені числа – це коефіцієнти в праву частину рівняння

Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +4N⁺⁴O^-2₂ +1 O⁰₂

N ⁵⁺ +1e= N⁴⁺ 4 окисник, відновлення

2O^-2 -4e= O⁰₂ 1 відновник, окиснення

є) урівняйте рівняння реакції , не забувайте що спершу урівнюємо метали, потім – неметали , передостаннім – Гідроген, самим останнім – Оксиген

2Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =2Mg⁺²O^-2 +4N⁺⁴O^-2₂ +1 O⁰₂

N ⁵⁺ +1e= N⁴⁺ 4 окисник, відновлення

2O^-2 -4e= O⁰₂ 1 відновник, окиснення

2. Розв’язання задач на вихід продукту від теоретично можливого

А) визначте масу солі , що утвориться в результаті змішування 45 грам калій сульфату з барій нітратом, якщо вихід від теоретично можливого становить 75%

Алгоритм розв’язання.

1) напишемо умову задачі:

Дано:

m(K₂SO₄) = 45г

ω (вих.) = 75%

m(осаду) =?

2) Напишемо і урівняємо рівняння реакції

Дано:

m(K₂SO₄) = 45г K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

ω (вих.) = 75%

m(осаду) =?

3) Позначимо що дано , а що треба знайти над рівнянням

Дано: 45г x г

m(K₂SO₄) = 45г K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

ω (вих.) = 75%

m(осаду) =?

4) Позначимо під рівнянням кількості речовин , що взаємодіють

Дано: 45г x г

m(K₂SO₄) = 45г K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

ω (вих.) = 75% 1 моль 1 моль

m(осаду) =?

5) Переведемо дані числа в ті ж фізичні величини які є над рівнянням

Дано: 45г x г

m(K₂SO₄) = 45г K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

ω (вих.) = 75% 1 моль × 1 моль × 233 г/ моль

m(осаду) =? 174 г/моль =174 г = 233 г

М(K₂SO₄) = 39 × 2 + 32 + 16× 4 = 174 г/моль

М(BaSO₄) = 137 + 32 + 16×4 = 233 г/моль

6) Складаємо пропорцію, знайдемо масу осаду.

45 /174 =x/233

Х = 45×233 = 60,25 г

7) Теоретично маємо отримати 60, 25 грам осаду , але практично ми отримаємо лише 75 % від даної маси , складемо і розв’яжемо пропорцію

60, 25 ---- 100%

Х ----------75%

Х= 60,25 ×75 = 45,2 г

Відповідь: отримаємо осаду 45,2 грам

3. Розв’язання задач на домішки.

А) визначте об’єм газу ,що утвориться при дії на 40 грам кальцію в якому є20 % домішок ортофосфатною кислотою

Алгоритм рішення задачі

1) напишемо умову задачі.

Дано:

m(Ca)= 40

ω (дом) = 20%

V(газу) =?

2) напишемо і урівняємо рівняння реакції

Дано:

m(Ca)= 40 3Ca + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂

ω (дом) = 20%

V(газу) =?

3) позначимо над рівнянням , що дано , а що потрібно знайти, якщо дано масу речовини з домішками, то спочатку потрібно знайти яка маса чистої речовини, і лише масу чистої речовини позначаємо над рівнянням

4) Дано: 32 г х л

m(Ca)= 40 3Ca + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂

ω (дом) = 20%

V(газу) =?

40г ----------100%

Х г ----------20 % х= 40×0,2 = 8 г

m(Ca)=40 – 8 = 32 г

5)

4)позначимо під рівнянням кількості речовин , що реагують та переведемо кількості в ті фізичні величини, що і над рівнянням

6) Дано: 32 г х л

m(Ca)= 40 3Ca + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂

ω (дом) = 20% 3 моль × 3 моль ×22,4 л/моль =

V(газу) =? 40 г/моль=120 г 67,2 л

40г ----------100%

Х г ----------20 % х= 40×0,2 = 8 г

m(Ca)=40 – 8 = 32 г

5) складаємо пропорцію і вирішуємо задачу.

32 г ------------х л

120 г ----------- 67,2 л

Х = 32 ×67,2 =17,92 (л)

Відповідь : виділилось 17, 92 л газу.

Самостійна робота студентів

1. Визначте об’єм газу , що утвориться при дії на 45 грам міді нітратною кислотою, якщо вихід продукту від теоретично можливого становить 78%.

2. Визначте об’єм водню необхідний для добування 24 л сірководню, якщо вихід від теоретичного становить 80 %.

3. Визначте об’єм газу, що утвориться при дії на 30 г магнію, в якому 10 % домішок сірководнем.

4. Визначте масу солі, що утвориться при дії на 20 г ферум (2) оксиду, в якому 30 % домішок , сульфатною кислотою.

Тема 2 Неметалічні елементи та їх сполуки.

Заняття 8 Карбон і Силіцій та їх сполуки. Будівельні матеріали.. Охорона

довкілля

Навчальні питання:

1. Оксиди Карбону і Силіцію, властивості і застосування.

2. Добування та застосування вуглекислого газу. Парниковий ефект.

Принцип дії вогнегасника.

3. Карбонатна кислота і карбонати, їх властивості. Якісна реакція на карбонат

– іон. Перетворення карбонатів , кислі солі.

4. Твердість води та способи її усунення.

5. Силікатна кислота і силікати природні та штучні.

6. Будівельні матеріали: скло, цемент, бетон, їх використання.

Навчальна література:

Л-1 с 81-106

Л-4 с 37 -41

І. Організаційний етап.

ІІ. Актуалізація знань студентів.

Положення Карбону і Силіцію в п.с.

У ІV групі C , Si є типовими неметалами, Ge( германій) проявляє властивості металів і неметалів, Sn ( олово), Pb ( свинець) – є типовими металами. На зовнішньому електронному рівні цих елементів знаходяться два спарених s-електрона , два неспарених р-електрона та вільна

р-орбіталь, на яку під час збудження може розпарований електрон

s-підрівня. Тому валентність цих елементів становить ІV , а ступені окиснення – 4 , 0, + 2 ,+ 4.

Пригадайте , що називається алотропією?( явище існування хімічного елемента у вигляді кількох простих речовин). Які алотропні модифікації карбону вам відомі.?( алмаз, графіт, карбін, флуорени). Що називається адсорбцією? ( це поглинання однієї речовини поверхнею іншої. Речовини, на поверхні яких відбувається поглинання називають адсорбентами, приклад – активоване вугілля)

Хімічні властивості простих речовин - вуглецю та кремнію:

1. Реагують з неметалами: киснем, воднем, та іншими 2C + O₂=2CO,

C+ O₂ = CO₂; Si + O₂ = SiO₂; C + H₂ = CH₄; C+2S = CS₂

2. Реагують з металами. Mg + C = Mg₂C Ca +C=CaC₂

3. Реагують з оксидами. ZnO + C = CO + Zn ; 2 Al₂O₃ + 9 C = Al + CO₂

Властивості водневих сполук CH₄ та SiH₄

Водневі сполуки карбону і силіцію не виявляють ні кислотних ні основних властивостей. Це пояснюється низькою полярністю зв’язків С – Н та Si – H внаслідок близьких значень електронегативностей цих атомів і не полярності будови молекул CH₄ та SiH_4.

Властивості оксидів Карбону і силіцію.

	CO	CO2	SiO2
Назви сполук	Карбон (ІІ) оксид Чадний газ Монооксид вуглецю	Карбон(ІV) оксид Вуглекислий газ Діоксид вуглецю	Силіций (ІV) оксид Діоксид кремнію
Фізичні властивості	Т кип = - 780 С Безбарвний отруйний газ, без запаху, не набагато легший за повітря, погано розчинний у воді.	Т кип = - 1910 С Безбарвний газ , не має запаху, важчий за повітря, сублімує , утворюючи «сухий лід»	Тверда . безбарвна , тугоплавка речовина Т плав = 16100С
Поширення в природі	Утворюється під час горіння органічних речовин при нестачі кисню	Утворюється під час горіння органічних речовин, в результаті дихання.	Мінерал – кварц, гірський кришталь, агат, яшма, пісок; входить до складу багатьох мінералів.
Хімічні властивості	Несолетворний оксид не взаємодіє з кислотами і лугами. Реагує з неметалами 2CO+O2=2CO2 CO+Cl2=COCl2 (фосген) Відновлює метали з їх сполук. Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2 MnO+CO=Mn+CO2 Взаємодіє з водяною пароюCO+H2O=CO2+H2	Кислотний оксид. Взаємодіє з водою CO2+H2O=H2CO3 Основними оксидами CaO+CO2=CaCO3 основами. Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H2O Взаємодіє з карбонатами перетворюючи їх на кислі солі – гідроген карбонати CaCO3+H2O+CO2= Ca(HCO3)2	Кислотний оксид, нерозчинний у воді і з водою не реагує Під час сплавлення реагує з лугам SiO2+2NaOH=Na2SiO3 +H2O карбонатами лужних металів SiO2+Na2CO3=Na2SiO3+CO2 основними оксидами. SiO2+CaO=CaSiO3
Одержання	Взаємодія розжареного вугілля з вуглекислим газом CO2+C=2CO чи водяною парою H2O+C=CO +H2 У лабораторії добувають з мурашиної кислотиHCOOH=CO+H2O	Термічний розклад карбонатів CaCO3=CO2+H2O У лабораторії дією на вапняк чи мармур хлоридною кислотою CaCO3 +2HCl =CaCl2+ H2O+CO2	З природних джерел
Використання	У пірометалургії як відновник, він входить до складу газоподібного штучного палива, застосовують у органічному синтезі	Для виробництва соди, газування води, у вогнегасниках	Для створення будівельних малеріалів., виробництво скла кераміки.

Парниковий ефект – загальне підвищення температури атмосфери Землі в наслідок збільшення вмісту в атмосфері парникових газів (газів з великою теплоємністю Н₂О, СО, СО₂); призводить до зміни клімату , таїння льодовиків, підвищення рівня океану, опріснення його, зміни тваринного і рослинного світу, збільшення розміру пустель, збільшення кількості та інтенсивності різних стихійних лих : урагани, потопи, смерчі, суховії і т.д.

Карбонатна і силікатна кислоти.

	Н2СО3	Н2SiO3
Назви	Карбонатна кислота Вугільна кислота	Силікатна кислота Кремнієва кислота
Фізичні властиіості	Малостійка сполука існує тільки в розведених розчинах	Нерозчинна у воді драглиста речовина білого кольору.
Хімічні властивості	Слабка двохосновна кислота Н2СО3↔Н+ +СО3 2- Взаємодіє з металами H2CO3+2Na =Na2CO3 + H2 основними оксидами основами H2CO3+CaO = CaCO3+H2O З солями може утворювати кислі солі. H2CO3+Na2CO3=2NaHCO3 натрій гідроген карбонат	Розкладається при нагріванні H2SiO3=H2O+SiO2 повільно реагує з розчинами лугів H2SiO3+2NaOH=Na2SiO3+2H2O
Хімічні властивості солей	Солі називаються карбонати Карбонати активних металів розчинні у воді , всі інші – ні. Карбонати (крім карбонатів лужних металів розкладаються при нагріванні. CaCO3=CaO+CO2 Якісна реакція на карбонат іон – взаємодія з сильнішою кислотою – виділяється газ CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2	Солі називаються силікати, силікати лужних металів у воді розчиняються , а всі інші – ні можуть реагувати з карбонатною кислотою. K2SiO3+CO2+H2O=K2CO3+H2SiO3 ↓ Якісна реакція на силікат іон – взаємодія з хлоридною кислотою K2SiO3 +2HCl=2KCl+H2SiO3
Одержання	Пропусканням через воду вуглекислого газу CO2+H2O=H2CO3	Обробкою силікату лужного металу кислотою K2SiO3 +2HCl=2KCl+H2SiO3

Найважливіші карбонати:

NaHCO₃ - Сода харчова

Na₂CO₃ - Сода кальцинована

K₂CO₃ - Поташ

Na₂CO₃×10H₂O - Кристалічна сода

MgCO₃ - Граніт, мармур

MgCO₃×CaCO₃ - Доломіт

CaCO₃ - Вапняк, крейда. Ракушняк

Твердість води зумовлена наявністю солей Mg²⁺ та Ca²⁺ у воді. Чим більший вміст цих солей – тим більша твердість. Загальна твердість складається з карбонатної( тимчасової) та некарбонатної ( постійної)

Карбонатна твердість	Не карбонатна твердість
Спричинена наявністю у воді кальцій та магній гідроген карбонатів.	Обумовлена наявністю сульфатів, хлоридів, нітратів кальцію та магнію
Усунення твердості води.
1) Кипятіння води Ca(HCO3)2 =CaCO3↓+H2O+CO2 2) Додавання соди Ca(HCO3)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaHCO3 3) Додавання гашеного вапна. Ca(HCO3)2+Ca(OH)2=2CaCO3+2H2O	1) Содовий метод CaSO4+Na2CO3=CaCO3↓+Na2SO4 CaCl2+Na2CO3=CaCO3+2NaCl 2) Фосфатний метод 3) 3CaSO4+2Na3PO4=Ca3(PO4)2↓ +3Na2SO4

Колообіг карбону в природі.

З повітря СО₂ поглинається в процесі фотосинтезу рослинами і планктоном в океані і перетворюється на органічні речовини. Із рослин карбон переходить у тваринні органи. Тварини виділяють СО₂ під час дихання і розкладання, частково перетворюються на корисні копалини. Також СО₂ виділяється під час горіння органічних речовин.

Будівельні матеріали

Віконне скло є аморфною речовиною, склад якої можна приблизно виразити формулою . Одержують його сплавленням соди, піску та вапняку в електричних печах при Т= 1150 ⁰С – 1400 ⁰С. Хімічне скло містить ще В₂О₃ (до12%), кольорове скло містить оксиди різних металів – СоО – синій колір, Cr2O3 - зелений колір, MnO2 – рожевий колір. Кришталь містить додатково солі свинцю та силікату калію.

Цемент – найважливіший будівельний матеріал, його одержують прожарюванням при1400 – 1500 С суміші вапняку та глини Al₂O₃×2SiO₂×2H₂O у спеціальних обертових печах. Під час замішування з вадою відбувається утворення високоміцних кристалогідратів силікатів та алюмінатів. У результаті цього цемент твердне.

Бетон – штучний будівельний матеріал який утворюється в результаті затвердіння суміші цементу з водою та наповнювачами (гравієм, щебенем, піском). Бетон із сталевою арматурою називається залізобетон.

Тема 2 Неметалічні елементи та їх сполуки.

Заняття 10Розв’язання задач на надлишок.

Вид заняття практичне заняття 3

Навчальні питання:

1. Окисно-відновні реакції.

2. Задачі на надлишок.

Навчально-матеріальне забезпечення:

1. Таблиця молекулярні маси неорганічних сполук.

2. Таблиця розчинність основ, кислот, солей у воді.

3. Періодична система елементів Менделєєва.

Навчальна література.

Л-1 с 29 – 34

1.Яку масу сірчистого газу можна отримати з 10 грам сірки і 5,6 літрів кисню.

1. Запиши умову та рівняння реакції.

Дано

m(S)= 10 г S + O₂ = SO₂

V(O₂) =5,6л

m(SO₂) = ?

2. Над рівнянням реакції зазначимо які речовини дано і що необхідно знайти

Дано 10 г 5,6л х г

m(S)= 10 г S + O₂ = SO₂

V(O₂) =5,6л

m(SO₂) = ?

3. Під рівнянням зазначимо кількості речовин (за коефіцієнтами) та переведемо ці кількості у відповідно масу чи об’єм.

Дано 10 г 5,6л х г

m(S)= 10 г S + O₂ = SO₂

V(O₂) =5,6л 1 моль × 1 моль × 1моль × 64г/моль = 64г

m(SO₂) = ?32г/моль 22,4л/моль

=32 г = 22,4л

4. Оскільки нам дано дві речовини ло реакції , то необхідно визначити яка речовина є в надлишку , для цього одну із речовин ( за вишим бажанням ) приймаємо за «у»

Дано (10 г)у 5,6л х г

m(S)= 10 г S + O₂ = SO₂

V(O₂) =5,6л 1 моль × 1 моль × 1моль × 64г/моль = 64г

m(SO₂) = ? 32г/моль 22,4л/моль

=32 г = 22,4л

5. Знайдемо у та порівняємо з тим що нам дано.

Дано (10 г)у 5,6л х г

m(S)= 10 г S + O₂ = SO₂

V(O₂) =5,6л 1 моль × 1 моль × 1моль × 64г/моль = 64г

m(SO₂) = ? 32г/моль 22,4л/моль

=32 г = 22,4л

у/ 32=5,6/ 22,4

у= 32 ×5,6/22,4 =8.(г)

Отже, для реакції необхідно сірки 8 грам , а нам дано 10 грам. Отже ,сірка в надлишку, а кисень прореагує повністю. Для знаходження маси сірчистого газу нам потрібно взяти ту речовину , що реагує повністю. Тому друга пропорція буде мати такий вигляд

5,6 / 22,4 = х/64

Х= 64 ×5,6 /22,4 = 16 (г).відповідь: 16 грам.

Самостійна робота студентів.

2.який об’єм газу утвориться при дії на 25 грам крейди 45 грамами хлоридної кислоти.

3.яка маса осаду утвориться при взаємодії 30 грам арґентум нітрату та 25 грам натрій ортофосфату.

4.Які маси солі утворяться при взаємодії 1 моль натрій гідроксиду і 1,5 моль ортофосфатної кислоти.

5. Допишіть та урівняйте за допомогою електронного балансу.

Mg + HNO_{3 k}= KNO₃ + t =

Hg + HNO_3p = Co + H₂SO_{4 p} =

Тема 3. Металічні елементи та їх сполуки.

Заняття 1.Загальна характеристика металічних елементів. Метали як прості речовини. Металічний зв'язок. Корозія металів. Лужні та лужноземельні елементи та їх сполуки. Біологічна роль металів.

Навчальні питання:

1.Місце металічних елементів у періодичній системі, особливості будови

і властивостей. металічний зв'язок.

2.Корозія металів , способи захисту від корозії.

3.Лужні метали та лужноземельні метали, оксиди, гідроксиди, солі

Натрію і Калію. Калійні добрива.

4. Кальцій і магній .Оксиди і гідроксиди, солі Кальцію і Магнію, застосування

найважливіших сполук . Біологічна роль металів.

Навчальна література

Л-5 с 141-148, 162-164.

1.місце елементів металів у періодичній системі

У періодичній системі елементів металів 88 штук. Вони розташовані у нижній лівій частині п.с. та у побічних підгрупах. У періодах із зростанням порядкового номера металічні властивості зменшуються , а у групах навпаки зростають. Це явище пов’язане з радіусам атома, чим далі від ядра знаходиться зовнішні електрони , тим більше виражені металічні властивості.

Фізичні властивості

Тверді речовини ( крім ртуті), непрозорі, мають металічний блиск, добре відбивають світло( найкраще срібло та індій) , всі метали білі чи сірі( крім міді і золота - червоні ), всі метали добре проводять електричний струм ( найкраще срібло і золото). За густиною метали поділяють на легкі ρ< 5 г/см³ (Li, Na, K , Mg, Al) та важкі ρ > 5 г/см³ (Zn, Fe, Au,Cu),за температурою плавлення метали поділяють на легкоплавкі і тугоплавкі t _{пл Hg} = - 38,8 ⁰С t _{пл W}= 3410 ⁰С, всі метали мають добру теплопровідність.

Будова атомів металів.

Na Ca Al

2 8 1 2 8 8 22 8 3

Зовнішній енергетичний рівень атомів металів містить невелику кількість електронів які досить слабо зв’язані з ядром, тому їх атоми в реакції віддають електрони Ме⁰ –n е = Ме^+ne . наслідки будови: 1) у реакціях метали є відновниками; 2) між атомами металів виникає металічний зв’язок в наслідок чого метали добре проводять тепло і струм.

Металічна кристалічна градка

+

+ -

+

-+

+++

++     +

- -+

У вузлах кристала металів знаходяться атоми металу та катіони металу , що утворились в результаті втрати атомами електронів зовнішнього шару, між цими катіонами та атомами хаотично рухаються електрони , що належать всьому кристалу – електронний газ. Оскільки електрони – це вільні заряджені частинки то ,при прикладанні напруги + та – ,електрони будуть впорядковано рухатись від + до – , тобто виникає електричний струм. Крім того, якщо електрони вільні ,то ці частинки рухаючись добре пере дають тепло.

Загальні хімічні властивості металів(таблиця)

1. Взаємодіють з неметалами Ca + S = CaS; 3Mg+2P =Mg₃P₂ ; Zn+O₂=ZnO;

2. Взаємодіють з водою.

активні MeOH +H₂

H₂O середньоактивні MeO + H₂

малоактивні Не реагують

3. Взаємодіють з кислотами

активні сіль+H₂

HЗал середньоактивні сіль+ H₂

малоактивні Не реагують

4. Взаємодіють з солями

Активніші метали витісняють менш активні метали з їх сполук

Mg + ZnCl₂ = MgCl₂ +Zn

5. Взаємодіють з основними оксидами

Активніші метали витісняють менш активні метали з їх сполук

Al+ Fe₂O₃ = Fe + Al₂O₃