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

1s22s22p63s25

Електронна формула аніону Хлору: Cl-

Cl0 + 1e → Cl-

1s22s22p63s26

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)

2О + 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

Тема 33. Типи розрахункових задач. 7 страница - student2.ru

Тема 33. Типи розрахункових задач. 7 страница - student2.ru

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):

H24 ↔ 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 + Na24

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.)

Наши рекомендации