Nemetalichni_elementi_ta_yikh_spoluki (1)

Неметалічні елементи та їх сполуки.

До неметалічних елементів належать 22 елементи періодичної системи:
Група I II III IV V VI
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
· Оскільки неметалеві властивості зростають зліва направо у періоді та знизу догори у групі, неметали розташовані переважноу верхній правій частині періодичної системи. Найбільш яскраво неметалеві властивості (здатність приймати електрони) виражено у флуору F. За зменшенням електронегативності (здатність притягувати електрони) неметалічні елементи розташовано у такий ряд:
F O N Cl Br S C I P H Si
Неметалічні елементи утворюють родини, наприклад:
Інертні гази (VIII A підгрупа): He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn
Галогени (VII A підгрупа) : F , Cl , Br , I , At
Халькогени (VI A підгрупа) : O , S , Se , Te
У порівнянні з атомами металічних елементів атоми неметалічних елементів (того ж періоду) мають такі особливості:
а) малий атомний радіус ;
б) велика кількість електронів на зовнішньому електронному рівні ( як правило 4 і більше).
Такі особливості будови призводять до того, що більш характерною для неметалічних елементів є здатність приймати електрони. При утворенні сполук з металами атоми неметалів приймають електрони і виступають як окисники.
2 Mg + O2 = 2 MgO
2Mg – 4e- 2Mg2+ (відновник, процес окиснення)
O2 + 4e- 2O2- (окисник, процес відновлення).

Неметали як прості речовини

Неметалічні елементи утворюють прості речовини-неметали.
Порівняльна характеристика властивостей галогенів
Характеристика
Флуор
Хлор
Бром
Іод

Хімічний символ
F
Cl
Br
I

Формула простої речовини
F2
Cl2
Br2
I2

Назва простої речовини
фтор
хлор
бром
йод

Відносна атомна маса
19,00
35,45
79,90
126,90

Відносна молекулярна маса
38,00
70,90
159,80
253,80

Порядковий номер
9
17
35
53

Вищий ступінь окиснення
0
+7
+7
+7

Нижчий ступінь окиснення
-1
-1
-1
-1

Електронегативність
4,0
3,0
2,8
2,2

Густина, г/см3

1,70 г/л
3,17г/л
3,12
4,94

Температура плавлення, °С
-220
-101
-7
114

Температура кипіння, °С
-188
-34
59
186

Агрегатний стан
Газ
Газ
Рідина
Твердий

Колір
Світло-зелений
Жовто-зелений
Червоно-бурий
Темно-фіолетовий


Порівняльна характеристика кисню, озону та сірки
Характеристика
Оксиген
Сульфур

Хімічний символ
О
S

Формула простої речовини
O2
O3
S8

Назва простої речовини
кисень
озон
сірка

Відносна атомна маса
15,999
32,06


Відносна молекулярна маса
31,998
47,997
32,06
(для запису S)

Порядковий номер
16
32

Вищий ступінь окиснення
+2
+6

Нижчий ступінь окиснення
-2
-2

Електронегативність
3,5
2,5

Густина, г/см3
1,43 г/л
2,14 г/л
1,96

Температура плавлення, °С
-219
-193
113

Температура кипіння, °С
-183
-112
441

Агрегатний стан
Газ
Газ
Твердий

Колір
Безбарвний
Блакитний
Жовтий


Порівняльна характеристика неметалів V групи
Характеристика
Нітроген
Фосфор

Хімічний символ
N
P

Формула простої речовини
N2
P4 (білий)

Назва простої речовини
азот
фосфор

Відносна атомна маса
14,00
30,97

Відносна молекулярна маса
28,00
61,94

Порядковий номер
7
15

Вищий ступінь окиснення
+5
+5

Нижчий ступінь окиснення
-3
-3

Електронегативність
3,0
2,1

Густина, г/см3
1,25 г/л
1,83

Температура плавлення, °С
-210
44,1

Температура кипіння, °С
-196
550

Агрегатний стан
Газ
Твердий

Колір
Безбарвний
Білий


Порівняльна характеристика неметалів ІV групи та Гідрогену
Характеристика
Карбон
Силіцій
Гідроген

Хімічний символ
С
Si
H

Формула простої речовини
C
Si
H2

Назва простої речовини
Вуглець
Силіцій
Водень

Відносна атомна маса
12,01
28,09
1,00

Відносна молекулярна маса
12,01
28,09
2,00



Порядковий номер
6
14
1

Вищий ступінь окиснення
+4
+4
+1

Нижчий ступінь окиснення
-4
-4
-1

Електронегативність
2,5
1,8
2,1

Густина, г/см3
3,52 (алмаз)
2,66 (графіт)
2,33
0,09 г/л

Температура плавлення, °С
3750
1423
-259

Температура кипіння, °С

2600
-253

Агрегатний стан
Твердий
Твердий
Газ

Колір
Алмаз – безбарвний,
вугілля – чорне,
графіт - сірий
Темно-сірий
Безбарвний


Алотропія. Алотропні видозміни Оксигену та Карбону.
Алотропія – явище утворення кількох простих речовин одним хімічним елементом.
Прості речовини, утворені тим самим елементом. Називаються алотропними видозмінами цього елемента.
Оксиген утворює дві алотропні видозміни – кисень та озон.
Кисень – безбарвний газ, трохи важчий за повітря, без запаху, дуже погано розчиняється у воді.
Озон – це газ синього кольору, майже в 1,7 рази важчий за повітря, має різкий дратівний запах. Назва походить від грецького озейн – «запах». Значно краще, ніж кисень, розчиняється у воді. Токсичний, надзвичайно сильний окисник.
У природі озон утворюється з кисню під час грозових розрядів, а на висоті 10-30 км – під дією ультрафіолетового випромінювання.
3 О2 2 О3
Він затримує шкідливе для людини ультрафіолетове випромінювання Сонця, поглинає інфрачервоні промені Землі, перешкоджаючи її остиганню.
Молекула озону нестійка, досить легко розпадається:
2 О3 3 О2
Озон значно сильніший окисник, ніж навіть кисень. Він окиснює чимало речовин, які не окиснює кисень, наприклад срібло та ртуть:
8 Ag + 2 O3 4 Ag2O + O2
Виявляють озон за посинінням вологого йодкрохмального індикаторного папірця. Під дією озону калій йодид окиснюється з утворенням йоду, який і дає синє забарвлення з крохмалем:
2 KI + O3 + H2O 2 KOH + I2 + O2
Озон використовують для очищення питної води, дезінфекції повітря. Повітря хвойних лісів корисне, тому що озон утворюється в процесі окиснення смоли хвойних дерев.
Карбон утворює дві найбільш відомі алотропні модифікації – алмаз і графіт. Аморфний вуглець – деревне вугілля та сажа.
Алмаз – найтвердіший з усіх мінералів. Густина
· = 3,5 г/см3. Чисті алмази безбарвні та прозорі. Кристалічна гратка алмаза – атомна. Чотири однакові електронні хмари спрямовані до вершин тетраедра.
Алмаз крихкий і розколюється від удару. Проводить тепло, але не проводить електричного струму. Не діють на алмаз кислоти й луги. При нагріванні до 1200 °С (без доступу повітря) перетворюється на графіт.
Графіт – сірий, масний на дотик, крихкий, має металевий блиск,
· = 2,2 г/см3, м’який, після тертя ним об папір залишає сірі смуги.
Кристал графіту побудований із плоских сіток атомів Карбону, що розташовуються один над одним.
Графіт добре проводить тепло, має близьку до металів електропровідність.
Деревне вугілля утворюється в результаті нагрівання деревини без доступу повітря. Рихлий чорний продукт, зберігає структуру деревини.
Сажа – продукт неповного згоряння органічних сполук.
Поширення неметалічних елементів у природі.
Сульфур:
вільна кристалічна сірка
у вигляді солей (MgSO4 , Na2SO4 та ін.) міститься у водах Світового океану
міститься у живих організмах (білки)
Найважливіші природні сполуки Сульфуру:
FeS – пірит
CuSO4 · 5H2O –мідний купорос
PbS – свинцевий блиск
Na2SO4 · 10H2O – глауберова сіль
Cu2S – мідний колчедан
CaSO4 · 2H2O – гіпс
ZnS – цинкова обманка
Нітроген:
у вигляді простої речовини азот N2 входить до складу повітря (78% об’єму)
міститься у живих організмах (білки, амінокислоти)
входить до складу мінералів у вигляді солей (NaNO3 – чилійська селітра)
Фосфор:
у земній корі ( апатит [Ca5X(PO4)3] (X – F- , Cl- , OH- ), фосфорит Ca3(PO4)2 )
у живих організмах (білки нервової та мозкової тканин, кістки, зуби)
Карбон:
у вільному стані у вигляді вугілля, алмаза, графіту
карбонові ланцюги є основою органічних речовин (тканини живих організмів та продукти їх руйнування: вугілля, нафта, газ)
мінерали (CaCO3 – кальцит: крейда, мармур, вапняк)
у вигляді солей у природній воді (Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2)
вуглекислий газ CO2 міститься у атмосфері
Силіцій:
основний елемент земної кори (силікатні породи, пісок – SiO2)

Застосування неметалів. Адсорбція.

Водень: виробництво амоніаку, хлоридної кислоти, метанолу, перетворення рідких жирів на тверді, зварювання та різання тугоплавких металів, відновлення металів з руд.
Сірка: одержання сульфатної кислоти, виготовлення гуми з каучуку, виробництво сірників та чорного пороху, виготовлення лікарських препаратів.
Бор: складова нейтронопоглинаючих матеріалів ядерних реакторів, захист поверхонь сталевих виробів від корозії, у напівпровідниковій техніці, виготовлення перетворювачів теплової енергії в електричну.
Азот: для виробництва амоніаку, створення інертного середовища при зварюванні металів, у вакуумних установках, електричних лампах. Рідкий азот - як холодоагент у морозильних установках, медицині.
Фосфор: білий – для одержання червоного фосфору, у військовій справі; червоний – для виробництва сірників, у металургії.
Силіцій (кремній): в електроніці й електротехніці для виготовлення схем, діодів, транзисторів, фотоелементів, виготовлення сплавів.
Вуглець: графіт – ливарне, металургійне, радіотехнічне виробництво; виготовлення акумуляторів; адсорбція; у нафтогазовидобувній промисловості для проведення бурових робіт; виготовлення антикорозійних покриттів, технічних мастил; алмаз – виготовлення інструментів для буріння й різання, абразивний матеріал, ювелірні прикраси.
Хлор: виробництво хлоридної кислоти, багатьох органічних розчинників, ліків, мономерів для виробництва пластмас, відбілювачів; як дезінфікуючий засіб.
Адсорбція – це здатність одних речовин утримувати на своїй поверхні частинки інших речовин.
Регенерація – повернення адсорбенту (наприклад, вугіллю) здатності адсорбувати речовини.
На адсорбційній здатності вуглецю базується робота фільтрувального протигазу.

Хімічні властивості неметалів
1) Взаємодія з металами. У реакціях з металами неметали проявляють себе виключно як окисники: приймають електрони та набувають від’ємних ступенів окиснення.
Валентність атома неметалічного елементу у бінарній сполуці з металічним становить
вісім мінус номер групи, а ступінь окиснення – номер групи мінус вісім :
Неметал
Валентність
Ступінь окиснення
Назва сполуки

Кисень
II
-2
Оксид

Фтор
I
-1
Фторид

Хлор
I
-1
Хлорид

Бром
I
-1
Бромід

Йод
I
-1
Йодид

Сірка
II
-2
Сульфід

Азот
III
-3
Нітрид

Фосфор
III
-3
Фосфід

Вуглець
IV
-4
Карбід

Кремній
IV
-4
Силіцид

Водень
I
-1
Гідрид


0 0 +3 -1
2 Al + 3 Cl2 2 AlCl3 алюміній хлорид
2 Cu + O2 2 CuO купрум (ІІ) оксид
Mg + Br2 MgBr2 магній бромід
Fe + S FeS ферум (ІІ) сульфід
2 Cu + S Cu2S купрум (І) сульфід
6 Li + N2 2 Li3N літій нітрид
3 Ca + 2 P Ca3P2 кальцій фосфід
4 Al + 3 C Al4C3 алюміній карбід
2 Na + H2 2 NaH натрій гідрид
2) Взаємодія з неметалами:
а) взаємодія з киснем :
S + O2 SO2 сульфур (IV) оксид
4 P + 5 O2 2 P2O5 фосфор (V) оксид
N2 + O2 2 NO нітроген (ІІ) оксид
C + O2 CO2 карбон (IV) оксид
Si + O2 SiO2 силіцій (IV) оксид
2 Н2 + О2 2 Н2О гідроген оксид (вода)
Галогени (F2 , Cl2 , Br2 , I2 ) з киснем безпосередньо не сполучаються, їх оксиди отримуються іншими шляхами.
б) взаємодія з воднем:
H2 + F2 2 HF гідроген фторид (фтороводень)
H2 + Cl2 2 HCl гідроген хлорид (хлороводень)
H2 + Br2 2 HBr гідроген бромід (бромоводень)
H2 + I2 2 HI гідроген йодид (йодоводень)
H2 + S H2S гідроген сульфід (сірководень)
N2 + 3 H2 2 NH3 амоніак
С + 2 Н2 СН4 метан
Si + 2 H2 SiH4 силан
в) взаємодія з галогенами :
Si + 2 F2 SiF4 силіцій (ІV) фторид
S + 2 Cl2 SCl4 сульфур (ІV) хлорид
S + 3 F2 SF6 сульфур (VІ) фторид
2 P + 5 Cl2 2 PCl5 фосфор (V) хлорид
2 P + 5 S P2S5 фосфор (V) сульфід
г) взаємодія з водою (тільки деякі неметали) :
Cl2 + H2O HCl + HClO
хлоридна хлорна (І)
кислота кислота

Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном
Гідроген хлорид.
Молекулярна формула HCl
Електронна формула H
·+ : Cl
· - (ковалентний полярний зв’язок)
Структурна формула H – Cl
Фізичні властивості: Гідроген хлорид – безбарвна газувата речовина, важча за повітря, з різким, задушливим запахом. Добре розчиняється у воді ( у 1 літрі води розчиняється близько 500 л гідроген хлориду). Водний розчин гідроген хлориду – хлоридна кислота. Пари гідроген хлориду подразливо діють на дихальні шляхи, слизові оболонки .
Добування:
взаємодія водню з хлором:
H2 + Cl2 2 HCl
дія концентрованої сульфатної кислоти на хлориди:
2 NaCl + H2SO4 конц. Na2SO4 + 2 HCl
Хлоридна кислота
Хлоридна кислота HCl утворюється при розчиненні гідроген хлориду у воді. Максимальна концентрація хлоридної кислоти 40%. Належить до сильних неорганічних кислот.
Фізичні властивості: безбарвна рідина, добре розчинна у воді, димить на повітрі, має різкий, задушливий запах, дуже їдка.
Хімічні властивості: Хлоридна кислота є типовим представником сильних неорганічних кислот і проявляє усі кислотні властивості.
Електролітична дисоціація: HCl H+ + Cl-
Утворені йони Н+ діють на індикатори, змінюючи їх забарвлення: лакмусу – на червоний, метилоранжу - на рожевий, фенолфталеїн залишається безбарвним.
Взаємодія з металами: хлоридна кислота реагує з усіма металами, що розташовані у ряду активності перед воднем:
2 Na + 2 HCl 2 NaCl + H2
2 Na + 2 H+ + 2 Cl- 2 Na+ + 2 Cl- + H2
2 Na + 2 H+ 2 Na+ + H2

Fe + 2 HCl FeCl2 + H2
2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2
Взаємодія з основними та амфотерними оксидами:
CaO + 2 HCl CaCl2 + H2O
CaO + 2 H+ + 2 Cl- Ca2+ + 2 Cl- + H2O
CaO + 2 H+ Ca2+ + H2O

Al2O3 + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2O
Взаємодія з основами та амфотерними гідроксидами:
NaOH + HCl NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O

Al(OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O
Al(OH)3 + 3 H+ + 3 Cl- Al3+ + 3 Cl- + 3 H2O
Al(OH)3 + 3 H+ Al3+ + 3 H2O
Взаємодія з солями:
Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2
2 Na+ + CO3 2- + 2 H+ + 2 Cl- 2Na+ + 2 Cl- + H2O + CO2
2 H+ + CO3 2- H2O + CO2

AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
Ag+ + NO3- + H+ + Cl- AgCl + H+ + NO3-
Ag+ + Cl- AgCl
Взаємодія хлоридної кислоти та її солей з розчином арґентум нітрату – якісна реакція на хлорид-йони Cl- : якщо у розчині містяться хлорид-йони, то при додавані розчину AgNO3 утворюється білий осад аргентум хлориду AgCl.
Застосування хлоридної кислоти:
добування хлоридів металів (Цинку, Феруму, Мангану) ;
очищення поверхні металів від оксидів перед лудінням (вкриття оловом), нікелюванням, хромуванням ;
в медицині: хлоридна кислота входить до складу шлункового соку (майже 0,3 %), сприяє перетравлюванню їжі й убиває хвороботворні бактерії. За нестачі в шлунковому соку хлоридної кислоти лікар призначає вживати її всередину (розбавлений розчин).

Хлориди
Хлоридна кислота утворює середні солі хлориди.
NaCl – натрій хлорид , кам’яна ( кухонна) сіль ;
KCl - калій хлорид, сильвініт ;
CaCl2 - кальцій хлорид ;
FeCl2 - ферум (ІІ) хлорид ;
FeCl3 - ферум (ІІІ) хлорид
Фізичні властивості : усі хлориди – тверді кристалічні речовини, найчастіше безбарвні . Більшість з них добре розчиняється у воді.
Добування :
взаємодія металів з хлором :
2 Na + Cl2 2 NaCl
Cu + Cl2 CuCl2
2 Fe + 3 Cl2 2 FeCl3
взаємодія основних та амфотерних оксидів з хлоридною кислотою :
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
MgO + 2 H+ + 2 Cl- Mg 2+ + 2 Cl- + H2O
MgO + 2 H+ Mg 2+ + H2O

Al2O3 + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2O
взаємодія основ та амфотерних гідроксидів з хлоридною кислотою :
NaOH + HCl NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O

Zn(OH)2 + 2 HCl ZnCl2 + 2 H2O
Zn(OH)2 + 2 H+ + 2 Cl- Zn2+ + 2 Cl- + 2 H2O
Zn(OH)2 + 2 H+ Zn2+ + 2 H2O
взаємодія солей з хлоридною кислотою :
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2
CaCO3 + 2 H+ + 2 Cl- Ca2+ + 2 Cl- + H2O + CO2
CaCO3 + 2 H+ Ca2+ + H2O + CO2

Взаємодія хлоридної кислоти та її солей з розчином арґентум нітрату – якісна реакція на хлорид-йон Cl- : якщо у досліджуваному розчині містяться йони Cl- , то при додаванні до нього розчину арґентум нітрату утворюється білий осад AgCl :
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
Ag+ + NO3 - + H+ + Cl- AgCl + H+ + NO3 –
Ag+ + Cl- AgCl

Хімічні властивості : хлориди проявляють усі хімічні властивості солей :
взаємодія з металами : більш активний метал (починаючи з магнію) витісняє менщ активний метал з розчину солі :
Fe + CuCl2 FeCl2 + Cu
Fe + Cu2+ + 2 Cl- Fe2+ + 2 Cl- + Cu
Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu
взаємодія з солями ( реакція відбувається у розчині та за умови, що утворюється нерозчинна речовина) :
3 CaCl2 + 2 Na3PO4 Ca3(PO4)2 + 6 NaCl
3 Ca2+ + 6 Cl- + 6 Na+ + 2 PO4 3- Ca3(PO4)2 + 6 Na+ + 6 Cl-
3 Ca2+ + 2 PO4 3- Ca3(PO4)2

MgCl2 + 2 AgNO3 Mg(NO3)2 + 2 AgCl
Mg2+ + 2 Cl- + 2 Ag+ + 2 NO3- Mg2+ + 2 NO3- + 2 AgCl
Ag+ + Cl- AgCl

взаємодія з лугами (реакція відбувається у розчині та за умови, що утворюється нерозчинна речовина) :
FeCl3 + 3 NaOH Fe(OH)3 + 3 NaCl
Fe3+ + 3 Cl- + 3 Na+ + 3 OH- Fe(OH)3 + 3 Na+ + 3 Cl-
Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3
взаємодія з сульфатною кислотою (у безводному середовищі) :
2 NaCl тв. + H2SO4 конц. Na2SO4 + 2 HCl
Застосування хлоридів :
добування хлору, хлоридної кислоти, соди (NaCl) ;
у харчовій промисловості (NaCl ) ;
у медицині ( розчини NaCl , CaCl2 ) ;
як добриво (KCl ) ;
очистка поверхні металів при паянні ( ZnCl2 ) ;
просочування деревини щоб запобігти її гниттю (ZnCl2 ) ;
виготовлення фотоплівок (AgCl)

Амоніак ( аміак)
Молекулярна формула : NH3
Ё
Електронна формула : Н : N : Н (ковалентні полярні зв’язки N
·- : Н
·+)
Ё
Н

Структурна формула :
·
·
·
·Молекула амоніаку має форму трикутної піраміди :

Фізичні властивості : Амоніак – безбарвна газоподібна речовина з різким характерним запахом, отруйна, майже вдвічі легша за повітря. Амоніак дуже добре розчиняється у воді (у 1 літрі води розчиняється близько 700 літрів амоніаку, це найвища розчинність у воді серед усіх газів). Водний розчин амоніаку називають нашатирний спирт. Короткочасне вдихання парів амоніаку може вивести людину із стану непритомності. Більш тривале вдихання парів амоніаку викликає ураження очей і набряк легень, ушкоджує нервову систему.
Добування амоніаку :
взаємодія простих речовин азоту та водню :
N2 + 3 H2 2 NH3
Зазначеним способом амоніак добувають у промисловості. Реакція зворотна, найкращий вихід амоніаку досягається при підвищеному тиску (800 атм) , високій температурі (450°С) та відведенні теплоти. Каталізатори – платина Pt та ванадій оксид V2O5 .
взаємодія солей амонію з лугами при нагріванні:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O
NH4NO3 + NaOH NaNO3 + NH3 + H2O
За допомогою таких реакцій амоніак добувають в лабораторних умовах .
Хімічні властивості амоніаку:
окиснення: амоніак горить на повітрі, утворюючи азот і воду:
4 NH3 + 3 O2 2 N2 + 6 H2O
У присутності каталізаторів, наприклад платини Pt, відбувається каталітичне окиснення амоніаку з утворенням нітроген (ІІ) оксиду:
4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O
взаємодія з водою: утворюється амоній гідроксид
NH3 + H2O NH4OH
Амоній гідроксид належить до слабких основ. Деяка кількість його молекул знаходиться у розчині у дисоційованому стані :
NH4OH NH4+ + OH-
Завдяки наявності гідроксид-йонів ОН- розчин амоніаку має лужне середовище. При додаванні фенолфталеїну до розчину амоніаку виникає малинове забарвлення, а при додаванні лакмусу – синє.
Катіон NH4+ називається катіон амонію. Він має форму правильного тетраедра, усі зв’язки ковалентні полярні, рівноцінні, мають однакову довжину. На відміну від звичайного ковалентного зв’язку, коли кожен атом надає у спільне користування один електрон, катіон амонію виникає за донорно-акцепторним механізмом. Атом Нітрогену (донор) надає відразу два електрони, а катіон Гідрогену (акцептор) надає для них електронну орбіталь:

взаємодія з кислотами: утворюються солі амонію. Ця властивість підтверджує основні властивості амоніаку.
NH3 + HCl NH4Cl амоній хлорид
NH3 + HNO3 NH4NO3 амоній нітрат
2 NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 амоній сульфат
2 NH3 + H2O + CO2 (NH4)2CO3 амоній карбонат
3 NH3 + H3PO4 (NH4)3PO4 амоній фосфат
Застосування амоніаку:
як добриво ;
виробництво мінеральних добрив ( селітра, карбамід) ;
виробництво нітратної кислоти ;
виробництво соди ;
виробництво вибухових речовин ;
у медицині ( нашатирний спирт).

Солі амонію
Солі амонію утворені катіоном амонію NH4+ та аніонами кислотних залишків.
Як зазначено раніше, солі амонію утворюються при взаємодії амоніаку або амоній гідроксиду з кислотами.
NH3 + HBr NH4Br амоній бромід
2 NH3 + H2S (NH4)2S амоній сульфід
2 NH3 + H2O + SO2 (NH4)2SO3 амоній сульфіт

Фізичні властивості: усі солі амонію є твердими, кристалічними речовинами, добре розчиняються у воді.
Хімічні властивості:
сильні електроліти, дисоціюють у водному розчині:
NH4Cl NH4+ + Cl
·
NH4NO3 NH4+ + NO3-
(NH4)2SO4 2 NH4+ + SO4 2-

взаємодія з лугами:
NH4Cl + NaOH NaCl + NH3 + Н2O
NH4 + + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + NH3 + Н2O
NH4 + + OH- NH3 + Н2O

(NH4)2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 NH3 + 2 H2O
2 NH4 + + SO4 2- + 2 K+ + 2 OH- 2K+ + SO4 2- + 2 NH3 + 2 H2O
2 NH4 + + 2 OH- 2 NH3 + 2 H2O ( :2)
NH4 + + OH- NH3 + H2O
Взаємодія солей амонію з лугами при нагріванні – якісна реакція на катіон амонію NH4 + . При додаванні до розчину, що містить йон NH4 + розчину лугу (при нагріванні) відчувається характерний запах амоніаку. Також амоніак можна виявити за почервонінням вологого фенолфталеїнового папірця.
взаємодія з кислотами: (більш сильна кислота витісняє слабшу з розчинів солей):
(NH4)2CO3 + 2HCl 2NH4Cl + Н2O + CO2
2NH4+ + CO32
· + 2H+ + 2Cl
· 2NH4+ + 2Cl
· + Н2O + CO2
2H+ + CO32
· Н2O + CO2

взаємодія з солями: (за умови, що початкові солі розчинні, а серед утворених солей є нерозчинна) :

(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4 + 2NH4NO3
2NH4+ + SO42
· + Ba2+ + 2NO3
· BaSO4 + 2NH4+ + 2NO3
·
Ba2+ + SO42
· BaSO4
розкладання при нагріванні :

а) якщо кислота летка
NH4Cl NH3 + HCl
(NH4)2CO3 2 NH3 + Н2O + CO2

б) якщо аніон проявляє окиснювальні властивості
NH4NO3 N2O + 2Н2O
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4Н2O

Застосування солей амонію:
як мінеральні добрива ( NH4NO3 – амонійна селітра, (NH4)2SO4 , NH4H2PO4 ) ;
як складові вибухових сумішей (NH4NO3 ) ;
у виробництві гальванічних елементів ;
при паянні (NH4Cl) ;
у хлібопекарському виробництві як розпушувач тіста ( (NH4)2CO3 ) .


Оксиди неметалічних елементів

Найбільш характерними для неметалічних елементів є такі оксиди :

SO2 сульфур (IV) оксид
SO3 сульфур (VІ) оксид

N2O нітроген (І) оксид
NO нітроген (ІІ) оксид
N2O3 нітроген (ІІІ) оксид
NO2 нітроген (IV) оксид
N2O5 нітроген (V) оксид

P2O3 фосфор (ІІІ) оксид
P2O5 фосфор (V) оксид

CO карбон (ІІ) оксид
CO2 карбон (ІV) оксид

SiO2 силіцій (IV) оксид

Такі оксиди, як N2O , NO , CO належать до несолетвірних. Для них не існує відповідних кислот. Решта оксидів неметалічних елементів є кислотними, кожному з них відповідає певна кислота:

Кислотний оксид Кислота

SO2 H2SO3 (сульфітна, сірчиста )
SO3 H2SO4 (cульфатна, сірчана)

N2O3 HNO2 (нітритна, азотиста )
NO2 HNO2 , HNO3
N2O5 HNO3 (нітратна, азотна )

P2O5 HPO3 (метафосфатна, метафосфорна)
Н3РО4 (ортофосфатна, ортофосфорна)

CO2 Н2СО3 (карбонатна, вугільна )

SiO2 H2SiO3 (силікатна, кремнієва) .

Несолетвірні оксиди

Карбон (ІІ) оксид ( чадний газ )

Серед несолетворних оксидів найбільше значення має карбон (ІІ) оксид СО , відомий також під назвою «чадний газ» .

Фізичні властивості : газ без кольору й запаху, малорозчинний у воді, густина майже така, як і у повітря.

Фізіологічна дія : дуже отруйна речовина. У повітрі смертельним є вміст чадного газу 0,2%. Має здатність сполучатись з гемоглобіном крові міцніше, ніж кисень. Внаслідок цього гемоглобін втрачає здатність транспортувати кисень до клітин організму. Ознаками отруєння чадним газом є незвично яскравий колір крові, сильний головний біль, іноді втрата свідомості. Перша допомога при ураженні – забезпечити надходження свіжого повітря.

Добування :
утворюється при неповному згоранні палива у печах, двигунах транспортних засобів :

2 С + О2 2 СО

2 С8Н18 + 17 О2 16 СО + 18 Н2О

при проходженні вуглекислого газу над розжареним вугіллям :

СО2 + С 2 СО


Хімічні властивості :

горіння : утворюється карбон (ІV) оксид

2 СО + О2 2 СО2

відновлення металів з їх оксидів ( реакція відбувається за високої температури ) :

FeO + CO Fe + CO2

MnO2 + 2 CO Mn + 2 CO2

У цих реакціях атоми Карбону виступають як відновник :
+2 +4
С - 2 е- С

Застосування карбон (ІІ) оксиду :

як відновник металів у металургії :
як паливо у суміші з іншими горючими газами .

Нітроген (ІІ) оксид

Молекулярна формула : NO

Електронна формула :

·
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Молекула лінійна , її будову описують двома рівнозначними структурами, кожна з яких має неспарений електрон.

Фізичні властивості : безбарвний газ, малорозчинний у воді.

Добування :

взаємодія азоту з киснем ( за високих температур, також утворюється при грозових розрядах) :

N2 + O2 2 NO

каталітичне окиснення амоніаку ( платиновий каталізатор ) :

4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

взаємодія розведеної нітратної кислоти з малоактивними металами :

3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

Хімічні властивості : належить до несолетвірних оксидів, не взаємодіє з водою, кислотами й лугами.

Взаємодіє з киснем, окиснюючись до нітроген (IV) оксиду :

2 NO + O2 2 NO2

Застосування : як проміжний продукт у промисловому виробництві нітратної кислоти.





Кислотні оксиди

Переважна більшість оксидів неметалічних елементів є кислотними оксидами (інша назва – ангідриди кислот). Найважливішими з них є оксиди карбону (ІV), сульфуру (ІV) та (VІ), нітрогену (ІV) , фосфору (V) а також силіцію (IV).


Карбон (ІV) оксид ( вуглекислий газ )

Молекулярна формула : СО2

Електронна формула : О : : С : : О

Структурна формула : О = С = О

Фізичні властивості : безбарвний газ, без запаху, має кислуватий присмак, у 1,5 рази важчий за повітря, добре розчиняється у воді. Під тиском вуглекислий газ не зріджується, а переходить з газоподібного стану зразу у твердий. Утворюється снігоподібна тверда речовина, яку називають «сухий лід». Вона повільно випаровується, сильно охолоджуючи навколишній простір.

Способи добування :

горіння вуглецю :

С + О2 СО2

горіння карбон (ІІ) оксиду :

2 СО + О2 2 СО2

горіння органічних речовин :

СН4 + 2 О2 СО2 + 2 Н2О

взаємодія карбонатів та гідрогенкарбонатів з кислотами :

CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2

NaHCO3 + HNO3 NaNO3 + H2O + CO2

термічний розклад карбонатів та гідрогенкарбонатів :

CaCO3 CaO + CO2

Хімічні властивості : є типовим представником кислотних оксидів і проявляє усі їх властивості:

взаємодія з водою : утворюється карбонатна кислота

СО2 + Н2О Н2СО3

Утворена карбонатна кислота дуже нестійка і може існувати тільки у розчині. У вільному стані за звичайних умов не утворюється. Отримана тільки за наднизьких температур ( - 110°С) у безводному середовищі протонуванням калій гідрогенкарбонату .

взаємодія з лугами : залежно від молярних співвідношень утворюються солі карбонатної кислоти, карбонати та гідрогенкарбонати :

2 KOH + CO2 K2CO3 + H2O

KOH + CO2 KHCO3

взаємодія з основними оксидами :

Li2O + CO2 Li2CO3


Також крім кислотних властивостей карбон (ІV) оксид може проявляти властивості окисника, наприклад при взаємодії з магнієм :

CO2 + 2 Mg 2 MgO + C

Застосування :

газування води й напоїв ;
зарядка вогнегасників ;
«сухий лід» для зберігання харчових продуктів.


Сульфур (IV) оксид (сірчистий газ )

Молекулярна формула : SO2

Структурна формула : [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]

Фізичні властивості: за звичайних умов безбарвний газ з різким, задушливим запахом. Добре розчиняється у воді. Під час охолодження до 10°С зріджується у безбарвну рідину. У рідкому стані його зберігають у стальних балонах.

Способи добування :

горіння сірки :
S + O2 SO2

повне окиснення сульфідів :

2 H2S + 3 O2 2 SO2 + 2 H2O

4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2


взаємодія сульфітів з сильними кислотами :

Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + SO2 + Н2O

взаємодія малоактивних металів з концентрованою сульфатною кислотою :
Cu + 2H2SO4 CuSО4 + SO2 + 2Н2О

Хімічні властивості :
каталітичне окиснення :
+4                +6
2SO2 + O2 2SO3.
У цій реакції сульфур змінює ступінь окиснення від +4 до +6, отже, для SO2 характерні відновні властивості.
властивості кислотних оксидів :
а) взаємодія з водою :
SO2 + H2O H2SO3
Утворена сульфітна кислота H2SO3 – кислота середньої сили. Так само як і карбонатна кислота, сульфітна кислота дуже нестійка і може існувати лише у водному розчині.
б) взаємодія з лугами : у залежності між молярних співвідношень реагентів можливе утворення як сульфітів ( середні солі) так і гідрогенсульфітів ( кислі солі) :
Ca(OH)2 + SO2 CaSO3 + H2O
Ca(OH)2 + 2 SO2 Ca(HSO3)2
в) взаємодія з основними оксидами :
BaO + SO2 BaSO3
Застосування :
знищення цвілевих грибків у сирих приміщеннях (погреби, підвали і т.д.) ;
як консервуючий засіб у виробництві сиропів та сухофруктів ;
відбілювач тканин ;
лікування свійських тварин від деяких шкіряних захворювань.


Сульфур ( VI) оксид
Відомий також під назвою сірчаний ангідрид.
Молекулярна формула : SO3

Структурна формула : [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Молекула має форму плоского трикутника, кути між зв’язками складають 120°
Фізичні властивості : безбарвна рідина, що перетворюється при температурі нижчій 17 °С на тверду кристалічну масу. Він дуже сильно поглинає вологу, утворюючи сульфатну кислоту, тому його зберігають у запаяних колбах. Токсична речовина, яка уражає слизові оболонки і дихальні шляхи.
Добування : каталітичне окиснення сульфур (IV) оксиду :
2SO2 + O2 2SO3
Хімічні властивості : є типовим представником кислотних оксидів і проявляє усі їм притаманні властивості :
взаємодія з водою :
SO3 + H2O H2SO4
Далі надлишок SO3 може розчинятись у концентрованій сульфатній кислоті, утворюючи олеум :
H2SO4 + n SO3 H2SO4
· n SO3
взаємодія з лугами ( залежно від молярних співвідношень між реагентами можливе утворення як середніх (сульфати) так і кислих (гідроген сульфати) солей :
NaOH + SO3 NaHSO3
2 NaOH + SO3 Na2SO4 + H2O
Ca(OH)2 + 2 SO3 Ca(HSO4)2
Ca(OH)2 + SO3 CaSO4
взаємодія з основними та амфотерними оксидами :
BaO + SO3 BaSO4
Fe2O3 + 3 SO3 Fe2(SO4)3
Застосування :
як проміжний продукт у промисловому виробництві сульфатної кислоти ;
як окисник .
Нітроген (ІV) оксид
Молекулярна формула : NO2
Структурна формула : [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Молекула має кутову форму. За рахунок неспареного електрона має здатність утворювати димер N2O4 з слабким зв’язком між атомами нітрогену:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
2 NO2 N2O4
За температур, вищих 140°С існує тільки NO2 , а за температур, нижчих від - 12°С існує тільки N2O4 .

Фізичні властивості : газ червоно-бурого кольору з різким, задушливим запахом, дуже токсичний, більш як у 1,5 рази важчий за повітря, добре розчиняється у воді.
Добування :
окиснення нітроген (ІІ) оксиду :
2 NO + O2 2 NO2
взаємодія малоактивних металів з концентрованою нітратною кислотою :
Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
термічний розклад нітратів :
2 Cu(NO3)2 2 CuO + 4 NO2 + O2
2 AgNO3 2 Ag + 2 NO2 + O2

Хімічні властивості : є типовим представником кислотних оксидів :
взаємодія з водою – утворює дві кислоти : нітратну HNO3 (сильна кислота ) , та нітритну HNO2 (слабка кислота )
2 NO2 + H2O HNO3 + HNO2
За наявності кисню утворюється тільки нітратна кислота :
4 NO2 + 2 H2O + O2 4 HNO3
взаємодія з лугами – утворюються одночасно нітрит та нітрат металу :
2 KOH + 2 NO2 KNO2 + KNO3 + H2O
калій нітрит калій нітрат
2 Сa(OH)2 + 4 NO2 Ca(NO2)2 + Ca(NO3)2 + 2 H2O
взаємодія з основними оксидами :
Li2O + 2 NO2 LiNO2 + LiNO3

Застосування :
як проміжний продукт у виробництві нітратної кислоти ;
у виробництві сульфатної кислоти (окиснює SO2 до SO3);
окисник ракетного палива .

Фосфор (V) оксид
Молекулярна формула : P2O5
Структурна формула :

[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
За звичайних умов існує у вигляді більш стійкої форми P4O10 .
Фізичні властивості : твердий білий гігроскопічний ( здатний вбирати вологу ) порошок, сильний водо поглинальний засіб.

Добування : утворюється при окисненні фосфору за наявності надлишку кисню :
4 P + 5 O2 2 P2O5

Хімічні властивості : є типовим представником кислотних оксидів :
взаємодія з водою : залежно від температури реакційного середовища може утворювати як метафосфатну кислоту НРО3 , так і ортофосфатну кислоту Н3РО4 .
Р2О5 + Н2О 2 НРО3
Р2О5 + 3 Н2О 2 Н3РО4
При нагріванні утворюється тільки ортофосфатна кислота.
взаємодія з лугами : залежно від молярних співвідношень реагентів можливе утворення трьох видів солей :

2NaOH + P2O5 2 NaH2PO4 + H2O
натрій дигідрогенортофосфат
4 NaOH + P2O5 2 Na2HPO4 + H2O
натрій гідрогенортофосфат
6 NaOH + P2O5 2 Na3PO4 + 3 H2O
натрій ортофосфат
взаємодія з основними оксидами :
3 CaO + P2O5 Ca3(PO4)2
CaO + SO3 CaSO4
Застосування : як осушувач газів та рідин.

Силіцій (IV) оксид
Молекулярна формула : SiO2
Структурна формула : O = Si = O
Структуру SiO2 в площинному зображенні можна представити так:


Силіцій (IV) оксид має атомну кристалічну гратку.
Фізичні властивості : тверда безбарвна речовина з високою температурою кипіння (1710°С), нерозчинний у воді. Широко розповсюджений у природі у двох видозмінах:1) кристалічний кремнезем у вигляді мінералу кварцу і його різновидів (гірський кришталь, халцедон, агат, яшма, кремінь); кварц є основою кварцових пісків, які широко використовуються в будівництві та силікатній промисловості; 2) аморфний кремнезем у вигляді мінералу опалу складу SiO2
· nН2О.
Хімічні властивості : належить до кислотних оксидів.
взаємодія з водою: на відміну від більшості кислотних оксидів, безпосередньо з водою не реагує :
SiO2 + H2O
·
Відповідна даному оксиду силікатна кислота H2SiO3 утворюється іншими способами, найчастіше при взаємодії силікатів з кислотами :
Na2SiO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2SiO3
2 Na+ + SiO3 2- + 2 H+ + 2 Cl - 2 Na+ + 2 Cl - + H2SiO3
2 H+ + SiO3 2- H2SiO3
2) взаємодія з лугами :
2 KOH + SiO2 K2SiO3 + H2O
Ca(OH)2 + SiO2 CaSiO3 + H2О
3) взаємодія з основними оксидами :
BaO + SiO2 BaSiO3
Застосування :
будівельна промисловість ( пісок) ;
виробництво скла ;
виготовлення напівпровідників у мікроелектроніці ;
як харчова добавка, що запобігає злежуванню твердих харчових продуктів.

Кислотні дощі
Важливою екологічною проблемою стало випадання кислотних дощів. Щорічно
при спалюванні палива в атмосферу надходить до 15 млн. т двоокису сірки,
який, сполучаючись з водою, утворює слабкий розчин сульфатної кислоти, що
разом з дощем випадає на землю. Кислотні дощі негативно впливають на
людей, врожай, споруди і т. ін.
Кислотні дощі також виникають у результаті поєднання з атмосферним киснем
двоокису сірки та оксидів азоту, які викидаються у атмосферу працюючими
на вугіллі та нафті електростанціями, металургійними заводами, а також
автомобільним транспортом. Добуті таким шляхом зневоднені сульфатна та
нітратна кислоти відносяться вітрами у вигляді дощів та нерідко мають
значну кислотність. Фільтруючись у ґрунті, вода кислотних дощів уносить
багато поживних речовин: кальцій, магній, калій та натрій. Їх мі
·сце
займають токсичні метали, які під дією дощів стають розчинними та
вбивають мікроорганізми, які розкладають органічні залишки і ґрунт
залишається без поживних речовин.

Оксиди сульфуру та нітрогену, що потрапляють в атмосферу внаслідок роботи ТЕС,
автомобільних двигунів, сполучаючись з атмосферною вологою, утворюють
дрібні капельки сульфатної та нітратної кислот, які переносяться вітрами у
вигляді кислотного туману й випадають на Землю у вигляді кислотних
дощів. Ці дощі мають шкідливу дію на фактори навколишнього середовища:

врожайність багатьох с/г культур знижується на 3-8% внаслідок ушкодження
листя кислотами;

кислі опади спричинюють вимивання з грунтів кальцію, калію та магнію, що
веде до деградації флори і фауни;

деградують і гинуть ліси;

отруюється вода озер і ставків, у яких гине риба і численні види комах;

зникнення комах у водоймах призводить до щезання птахів і тварин, які
ними живляться;

зникнення лісів у гірських районах зумовлює збільшення кількості
гірських зсувів і селей;

різко прискорюється руйнування пам’ятників архітектури, житлових
будинків;

вдихання людьми повітря, забрудненого кислотним туманом, спричинює
захворювання дихальних шляхів, подразнення очей тощо.

Парниковий ефект
Парниковий ефект відкрив у 1829 Жозеф Фур'є і визначив це поняття так - це явище в атмосфері Землі, при якому енергія сонячних променів, відбиваючись від поверхні Землі, не може повернутися в космос, оскільки затримується молекулами різних газів.

Головний внесок у формування парникового ефекту вносять водяна пара і вуглекислий газ, що містяться в атмосфері. Відомо, також, що спектр поглинання атмосфери у вікнах прозорості визначається не тільки впливом вуглекислого газу, але і таких газових компонентів, як озон, фреони і багато інших, включаючи й аерозолі.


Причини виникнення парникового ефекту:
1) Зростання концентрацій в атмосфері багатьох газових компонентів, які присутні у промислових викидах: оксидів азоту, сірки, метану, чотири хлористого і чотири фтористого вуглецю, фреонів і ін.;
2) заміна лісів культурними посадками;
3) спалювання викопного палива для виробництва енергії;
4) збільшення кількості пилу в атмосфері, особливо дрібнодисперсних аерозолів у стратосфері.

Наслідки дії праникового ефекту:
1) На поверхні Землі підвищується температура. Парниковий ефект змінить кількість опадів, вітру, хмар, океанські плини: внутрішні райони континентів стануть більш сухими, а узбережжя вологими, зими коротшими і теплішими, а літо довшим і жаркішим;
2) Основні кліматичні зони змістяться на північ приблизно на 400 км, що може викликати потепління в зоні тундри, танення льоду вічної мерзлоти у високих широтах;
3) Затоплення більшої частини найбільш придатних для життя й оброблення земель;
4) Ерозія, засолення й опустелювання сільськогосподарських угідь.
Викиди парникових газів в атмосферу України складають 250 млн. тонн у рік, і по цьому показнику наша країна входить у першу десятку держав найбільших емітентів "парникових газів". Ріст обсягів промислового виробництва через відсталість українських технологій вважається небезпечним. Поновлення ж цих технологій в Україні найближчим часом не передбачається, оскільки передчасно очікувати іноземних інвестицій у ті галузі, що саме і є зараз головними джерелами викидів шкідливих речовин машинобудування, агропромисловий комплекс, нафтопереробна промисловість, транспорт.

Одні вчені, як, наприклад, У.Болдерс президент Національного центру вивчення атмосфери (США), вважають, що парниковий ефект неминучий, інші вчені-кліматологи налаштовані більш оптимістично.

Гідрати оксидів неметалічних елементів
Гідрати оксидів неметалічних елементів є кислотами. Найважливіші з них : сульфатна кислота H2SO4 , нітратна кислота HNO3 , ортофосфатна кислота H3PO4 .

Сульфатна кислота
Молекулярна формула : H2SO4
Структурна формула :
Фізичні властивості : безбарвна, важка, масляниста рідина. Густина сульфатної кислоти при +20 °С дорівнює 1,84 г/см3. Ця сполука дуже гігроскопічна, тобто здатна поглинати вологу з навколишнього середовища. При цьому виділяється велика кількість теплової енергії. Якщо долити воду до сульфатної кислоти, може виділитися стільки енергії, що кислота закипить і почне розбризкуватися навсібіч, тому для того, щоб розвести концентровану сульфатну кислоту, слід кислоту додавати невеликими порціями до води.

Сульфатна кислота здатна розчиняти близько 65% сульфатного ангідриду SO3. При цьому утворюється олеум.
Добування : у промисловості сульфатну кислоту добувають у три стадії. Сировиною є пірит FeS2
випалювання піриту :
4FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2
окиснення SO2 (використовують каталізатор V2O5) :
2 SO2 + O2 2 SO3
3) поглинання утвореного SO3 водою :
SO3 + H2O H2SO4
Хімічні властивості: належить до сильних кислот (одна з найсильніших) і проявляє всі властивості кислот :
електролітична дисоціація (відбувається ступінчато) :
H2SO4 H+ + HSO4 –
гдрогенсульфат –йон
HSO4 – H+ + SO4 2-
сульфат-йон
_________________________________________________
H2SO4 2H+ + SO4 2-
Утворені йони Н+ діють на індикатори, змінюючи їх забарвлення: лакмусу – на червоний, метилоранжу - на рожевий, фенолфталеїн залишається безбарвним.
взаємодія з металами : розведена сульфатна кислота реагує з усіма металами, що розташовані у ряду активності металів перед воднем :
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Zn + 2 H+ + SO4 2- Zn2+ + SO4 2- + H2
Zn + 2 H+ Zn2+ + H2

Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
2 Al + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 3 H2
3) взаємодія з основними та амфотерними оксидами :
CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O
CaO + 2 H+ + SO4 2- CaSO4 + H2O

Li2O + H2SO4 Li2SO4 + H2O
Fe2O3 + 3 H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3 H2O

4)взаємодія з основами та амфотерними гідроксидами. Залежно від молярних співвідношень реагентів можливе утворення як середніх солей (сульфати) так і кислих солей (гідрогенсульфати) :
2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O
натрій сульфат
2Na+ + 2 OH- + 2 H+ + SO4 2- 2 Na+ + SO4 2- + 2 H2O
H+ + OH- H2O

NaOH + H2SO4 NaHSO4 + H2O
натрійгідроген сульфат
Na+ + OH- + 2H+ + SO4 2- Na+ + HSO4 - + H2O
OH- + 2H+ + SO4 2- HSO4 - + H2O

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O
2 Al(OH)3 + 6 H+ + 3 SO4 2- 2 Al3+ + 3 SO4 2- + 6 H2O
2 Al(OH)3 + 6 H+ 2 Al3+ + 6 H2O
Al(OH)3 + 3 H+ Al3+ + 3 H2O
взаємодія з солями : сульфатна кислота як більш сильна та нелетка, витісняє практично усі кислоти з їх солей. Витіснення зазвичай відбувається у безводному середовищі, за участі концентрованої сульфатної кислоти та кристалічної солі:
NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl
2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl
2 KNO3 + H2SO4 K2SO4 + 2 HNO3
NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3.
Витіснення слабких кислот може відбуватись і в розчині:
Na2S + H2SO4 Na2SO4 + H2S
2 Na+ + S2- + 2H+ + SO4 2- 2 Na+ + SO4 2- + H2S
2H+ + S2- H2S
Особливі хімічні властивості концентрованої сульфатної кислоти
Концентрована сульфатна кислота має ряд особливих хімічних властивостей:
обвуглювання органічних речовин (цукор, папір і т.д.) : внаслідок надзвичайно високої гігроскопічності концентрована сульфатна кислота відщеплює воду від багатьох органічних речовин :
C12H22O11 + n H2SO4 12C + n H2SO4
· 11 H2O
сахароза (цукор)
взаємодія з металами : концентрована сульфатна кислота взаємодіє навіть з деякими металами, що розташовані у ряду активності металів після водню, наприклад з міддю :
0 +6 +2 +4
Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Cu0 -2e- Cu+2 відновник (процес окиснення)
S+6 +2e- S+4 окисник (процес відновлення)
Водень при цьому не виділяється, утворюється вода.
Атом сульфуру молекули сульфатної кислоти перебуває у ступені окиснення +6. Під дією металів він може відновлюватись до ступеню окиснення +4 (утворюється SO2), до 0 (утворюється сірка S) , до -2 (утворюється H2S). Загальна схема взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з металами має вигляд:
SO2
M + H2SO4 конц. МSO4 + S + H2O
H2S
Концентрована сульфатна кислота не діє на золото та платину. Також деякі метали, що знаходяться у ряду активності перед воднем (залізо, алюміній, хром) під дією концентрованої сульфатної кислоти вкриваються оксидною плівкою (пасивуються), практично не реагуючи за звичайних умов. Взаємодія цих металів з концентрованою сульфатною кислотою можлива лише при нагріванні:
0 +6 +3 +4
2 Fe + 6 H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3 SO2 + 6 H2O
2 Fe0 -6e- 2 Fe+3
· 1 відновник (процес окиснення)
S+6 +2e- S+4
· 3 окисник (процес відновлення)

Застосування сульфатної кислоти: за різноманітністю застосування сульфатна кислота посідає перше місце серед кислот.
для добування фосфорних та азотних добрив;
для добування інших кислот хлоридної, плавикової, ортофосфатної, ацетатної тощо;
3)для очищення нафтопродуктів бензину, гасу, мастил від шкідливих домішок;
4) у машинобудуванні сульфатною кислотою очищають поверхню металів від оксидів перед покриттям (нікелюванням, хромуванням тощо);
5) у виробництві вибухових речовин, штучного волокна, барвників, пластмас та ін. 6) для заливання акумуляторів;
7) у сільському господарстві вона застосовується для боротьби з бур’янами (гербіцид).

Сульфати
Сульфатна кислота утворює середні солі – сульфати.
Багато сульфатів зустрічаються у природі у вигляді кристалогідратів.
CuSO4
· 5 H2O мідний купорос
FeSO4
· 7 H2O залізний купорос
Na2SO4
· 10 H2O глауберова сіль
СaSO4
· 2 H2O гіпс
CaSO4
· 0,5 H2O алебастр
Фізичні властивості: усі сульфати – тверді кристалічні речовини. Більшість з них добре розчинні у воді.
Хімічні властивості : сульфати проявляють усі хімічні властивості солей :
взаємодія з металами : більш активний метал (починаючи з магнію) витісняє менщ активний метал з розчину солі :
2 Al + 3 Cu(NO3)2 2 Al(NO3)3 + 3 Cu
2 Al + 3Cu2+ + 6 NO3- 2 Al3+ + 6 NO3 - + 3Cu
2 Al + 3 Cu2+ 2 Al3+ + 3Cu
2) взаємодія з солями ( реакція відбувається у розчині та за умови, що утворюється нерозчинна речовина) :
BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2 NaCl
Ba2+ + 2 Cl- + 2 Na+ + SO4 2- BaSO4 + 2 Na+ + 2 Cl-
Ba2+ + SO4 2- BaSO4
Взаємодія сульфатів та сульфатної кислоти з розчинними сполуками барію ( BaCl2 , Ba(NO3)2 , Ba(OH)2 ) – якісна реакція на сульфат-йон SO4 2- : якщо досліджуваний розчин містить сульфат-йони, то при додаванні до нього розчину солі барію випадає білий розчин барій сульфату, нерозчинний у кислотах.

3) взаємодія з лугами (реакція відбувається у розчині та за умови, що утворюється нерозчинна речовина) :
Fe2(SO4)3 + 6 NaOH 2 Fe(OH)3 + 3 Na2SO4
2 Fe3+ + 3 SO4 2- + 6 Na+ + 6 OH- 2 Fe(OH)3 + 6 Na+ + 3 SO4 2-
2 Fe3+ + 6 OH- 2 Fe(OH)3
Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3

Застосування сульфатів:
Гіпс СаS04 2Н20 і кальцій сульфат СаS04 використовують у будівництві, медицині та інших галузях.
Сульфат натрію Na2S04 застосовують у виробництві скла. Він входить до складу природною мінералу Nа2S04 10Н2О глауберової солі, яка використовується в медицині як проносний засіб.
Сульфати калію К2S04 і амонію (NН4)2S04 використовують як добрива.
Сульфат барію ВаS04 застосовують у виробництві паперу, гуми та білої мінеральної фарби, а також у медицині для рентгеноскопії шлунку.

Розв’язування задач на домішки

Під час хімічних виробництв використовують сировину, яка в основному не являє собою чисту речовину, а містить різноманітні домішки. Ці домішки в процесі виробництва участі не беруть. Тому необхідно провести розрахунки, за якими обчислити масу чистої речовини, яка і буде брати участь в хімічному процесі.
Особливість розв’язування задач даного типу полягає в тому, що слід з’ясувати, що є технічною речовиною, чистою речовиною, а що є домішками. Технічна речовина – це речовина, в якій корисний компонент, забруднений домішками. Визначивши компоненти, користуємось опорними формулами.



Технічна речовина
чиста речовина



Опорні формули:

m(тex) = m (чист. реч.) + m(дом); m (чист. реч.) = m(тex) – m(дом)

·%(дом.) = 13 EMBED Equation.3 1415;
·% (чист. реч.) =13 EMBED Equation.3 1415

·%(дом.) +
·% (чист. реч.) = 100%


Алгоритм
Записати повну і скорочену умову задачі.
Обчислити масу домішок.
Обчислити масу чистої речовини.
Обчислити за рівнянням реакції кількість речовини, масу чи об’єм продукту реакції.
Записати відповідь.


Приклад
Який об’єм водню виділиться при дії хлоридної кислоти на технічний алюміній масою 1,2 г, якщо масова частка домішок, що не реагують з кислотою, 10%.

Дано:
Розв’язання:

m(Al тех)=1,2 г
·%(дом.)=10%

М(Аl)=27 г/моль; Vm=22,4л/моль
1. Яка маса домішок? m =13 EMBED Equation.3 1415
2. Яка маса чистої речовини? m(Al)=1,2 – 0,12=1,08 (г)
3. Який об’єм водню (н.у.)?

1,08г х л

6 HCl + 2 Al ( 2 AlCl3 + 3 H2
2 моль 3 моль
2
· 27 = 54г 3
· 22,4 = 67,2л

х = (1,08
· 67,2) : 54 = 1,344 л


Відповідь: V (H2) = 1,344 л



Вправа .Який об’єм сульфур (ІV) оксиду (н.у.) можна добути внаслідок розкладання під час нагрівання 432 г кальцій сульфіту з масовою часткою домішок 20%?
Вправа Який об’єм оксиду сульфуру(ІV) можна добути внаслідок розкладання магній сульфіту масою 50 г з масовою часткою домішок 15%?

Вправа.Визначити масу цинк сульфіду, що утвориться з 19,5 г цинку, якщо відомо, що масова частка використаного цинку складає 95%.

Вправа Який об’єм (н.у.) сульфур(ІV) оксиду виділяється при випалюванні 1 кг піриту, масова частка домішокв якому 0,2?

Вправа Яка масова частка Карбону у вуглеці, якщо при спалюванні 210 кг вуглецю утвориться карбон (ІV) оксид об’ємом 358,4 л (н.у.)?

Вправа При прожарюванні вапняку масою 500 г виділилось 89,6 л вуглекислого газу. Визначити масову частку кальцій карбонату у вапняку цього зразка.

Вправа Визначити об’єм вуглекислого газу, який виділяється при спалюванні 500 г вугілля, що містить 8 % негорючих домішок.

Вправа Який об’єм карбон(ІІ) оксиду можна добути з 50 кг вугілля, масова частка негорючих домішок в якому складає 4 %?

Вправа При спалюванні 150 г вапняку з піском утворилось 150 г кальцій силікату. Визначити масову частку домішок у вапняку.

Вправа Обчислити масу карбон(ІV) оксиду, який можна добути в результаті взаємодії кальцій карбонату масою 7 г у якому масова частка домішок складає 20 % з хлоридною кислотою.

Вправа Який об’єм карбон (ІV) оксиду утвориться при прожарюванні 450 кг вапняку, масова частка домішок в якому складає 15 %?

Вправа Який об’єм вуглекислого газу утвориться внаслідок термічного розкладу 3 моль магній карбонату, масова частка домішок в якому становить 3 %?

Вправа При нагріванні технічного купрум(ІІ) нітрату масою 75,2 г утворився кисень об’ємом 4 л. Обчислити масову частку домішок в даному зразку нітрату.

Вправа Скільки треба взяти технічного заліза, масова частка домішок в якому становить 10%, щоб з розчину купрум(ІІ) сульфату витіснити мідь кількістю речовини 10 моль?

Вправа У результаті взаємодії цинкового пилу масою 224,5 г із хлоридною кислотою виділився водень об’ємом 63,8 л. Обчисліть масову частку домішок у цинковому пилу.

Вправа При випалюванні 50 г кальцій карбонату утворилося 10 л карбон(ІV) оксиду. Визначити масову частку домішок у карбонаті.

Вправа Скільки л карбон(ІУ) оксиду можна добути при розкладі кальцій карбонату масою 26 г, що містить 4 % некарбонатних домішок?

Розв’язування задач на вихід продукту від теоретично можливого

Особливість цих задач полягає в тому, що в умові зазначається маса або об’єм вихідної речовини та практична маса чи об’єм продукту реакції. На основі цих даних необхідно обчислити масову або об’ємну частку виходу продукту реакції за відношенням до теоретично можливого.
Відношення маси практично одержаного продукту до маси речовини, яку повинні одержати теоретично, називають масовою часткою виходу продукту і позначають грецькою літерою
· (читається ета).
Під час одержання продукту в газоподібному чи рідкому станах обчислюють об’ємну частку виходу продукту, яку позначають літерою
· (читається фі).

Опорні формули:


· (Х) =13 EMBED Equation.3 1415;
·(Х) = 13 EMBED Equation.3 1415

Алгоритм

Записати повну і скорочену умову задачі.
Обчислити за рівнянням реакції кількість, масу, об’єм продукту реакції.
Обчислити вихід продукту реакції за відношенням до теоретичного.
Записати відповідь.

Приклад
При випалюванні залізного колчедану масою 96 г одержали ферум (ІІІ) оксид масою 60 г. Обчислити вихід продукту реакції за відношенням до теоретичного.

Дано:

Розв’язання:

m (FeS2) = 96 г
m(Fe2O3) = 60 г
М (FeS2 ) =120 г/моль; М (Fe2O3) = 160 г/моль

96 г m теор.
4 FeS2 + 11 О2 ( 2 Fe2O3 + 8 SO2
4
· 120 = 480г 2
· 160=320г

m теор. (Fe2O3) = (96
· 320) : 480 = 64г

Який вихід продукту від теоретично можливого?

· (Fe2O3) =13 EMBED Equation.3 1415




Відповідь:
· (Fe2O3) =93,75%


5.Задачі на вихід продукту реакції у % від теоретично можливого.


Вправа З амоніаку масою 1000 кг одержали розчин нітратної кислоти масою 4611,76 кг з масовою часткою розчиненої речовини 70%. Чому дорівнює масова частка виходу нітратної кислоти від теоретично можливого?

Вправа З кожної тони мідної руди, що містить 80% пустої породи, виплавляють 2 кг міді. Визначити масову частку виходу міді від теоретично можливого, якщо мідь міститься у руді у вигляді малахіту Cu2(OH)2CO3.

Вправа Яку масу розчину ортофосфатної кислоти з масовою часткою розчиненої речовини 65% можна одержати з кальцій фосфату масою 10 г, якщо масова частка практичного виходу складає 92%?

Вправа Визначити, яка маса міді знадобиться для реакції з надлишком концентрованої нітратної кислоти для одержання 2,1 л (н.у.) нітроген(ІV) оксиду, якщо об’ємна частка практичного виходу нітроген(ІV) оксиду дорівнює 94%.

Вправа Обчислити масу кальцій дигідрогенфосфату, який утвориться при взаємодії 500 г кальцій ортофосфату з ортофосфорною кислотою, якщо масова частка від теоретичного становить 0,9.

Вправа При взаємодії амоніаку об’ємом 28 л (н.у.) з розчином нітратної кислоти утвориться амоній нітрат масою 90 г. Яку масову частку це складає від теоретичного виходу?

Вправа Яку масу сірки спалено, якщо добуто сульфур (ІV) оксид об’ємом 201,6 л (н.у.), що становить 85% від теоретичного?

Вправа При окисненні 17,32 л (н.у.) сульфур (ІV) оксиду утворилось 60 г сульфур (VI)оксиду. Визначити, яку масову частку складає цей вихід від теоретичного.

Вправа При каталітичному окисненні амоніаку масою 17 г одержали нітроген (ІІ) оксид об’ємом 20 л (н.у.). Яку об’ємну частку складає цей вихід від теоретичного

Вправа При взаємодії розчину масою 200 г з масовою часткою цинк хлориду 0,2 з розчином ортофосфатної кислоти утворився осад масою 34г. Визначити його масову частку від теоретичного.

Вправа При взаємодії 50 л (н.у.) амоніаку із сульфатною кислотою утворився амоній сульфат масою речовини 126 г. Яку масову частку складає цей вихід від теоретичного?

Вправа Яка маса фосфориту з масовою часткою кальцій фосфату 0,7 знадобиться для добування фосфору масою 1 кг, якщо втрати у виробництві становлять 2%?

Вправа Який об’єм амоніаку знадобиться для утворення амоній сульфату масою 26,4 г, якщо амоніак може бути витрачений лише на 80%?

Вправа При взаємодії амоніаку об’ємом 33,6 л з ортофосфатною кислотою утворився амоній ортофосфат масою 55 г. Визначити, яку масову частку складає цей вихід від теоретичного.

Вправа Який об’єм водню необхідний для виробництва амоніаку масою 10 т, якщо вихід амоніаку становить 94%?

Вправа Яку масу нітратної кислоти можна добути з калій нітрату масою 20,2 г при дії на нього надлишком сульфатної кислоти, якщо масова частка виходу кислоти складає 0,98?

Вправа Яку масу розчину ортофосфатної кислоти можна одержати з 500 кг фосфориту з масовою часткою кальцій ортофосфату 0,75, якщо масова частка практичного виходу становить 96 %?

Вправа Обчислити масу безводної сульфатної кислоти, яку можна було б добути з 900 т сірчаного колчедану з масовою часткою Сульфуру 40 %, якби вихід кислоти складав 95 %.




Розв’язування задач на надлишок однієї з реагуючих речовин
Особливість задач даного типу полягає в тому, що в умові зазначається маса чи об’єм обох реагуючих речовин, одна з яких дається з кількості, більшій, ніж це необхідно для реакції (тобто, в надлишку). Під час проведення реакції частина такої речовини залишається в реакційній суміші після реакції, тому що не прореагує повністю. Для обчислення продукту реакції необхідно знати масу чи об’єм речовини, що прореагує повністю. Саме за даними цієї речовини (вважається, що вона знаходиться в недостачі) і будуть проводитися обчислення, необхідні для продукту реакції.


Алгоритм
Записати повну і скорочену умову задачі.
Записати рівняння реакції.
Обчислити коефіцієнти пропорційності реагуючих речовин.
Довести, яка з речовин у надлишку, для чого порівняти коефіцієнти пропорційності.
Обчислити масу (об’єм) продукту реакції за речовиною, коефіцієнт пропорційності якої менший.
Записати відповідь.
Опорні формули:


· (X) = 13 EMBED Equation.3 1415;
· (X) = 13 EMBED Equation.3 1415; k = 13 EMBED Equation.3 1415;

M(прод)= k
·М(пр)
·
· (пр); V(прод)= k
·Vm
·
· (пр)

Приклад
Який об’єм водню виділиться при взаємодії алюмінію масою 2,16 г з розчином, що містить 9,6 г хлоридної кислоти?

Дано:
Розв’язання:


m (Al) = 2,16 г
m (HCl) = 9,6 г
2,16г 9,6г х л
2Al + 6HCl ( 2AlCl3 + 3Н2
2
·27=54г 6
·36,5=219г 3
·22,4=67,2л
Обчислюємо коефіцієнти пропорційності:
k (Al) = 13 EMBED Equation.3 1415=0,04; k (HCl) =13 EMBED Equation.3 1415=0,044
4. Коефіцієнт пропорційності менший у алюмінію, отже знаходимо об’єм водню саме за ним:
V(H2) = 0,04
·22,4
·3=2,688 (л)




Відповідь: об’єм утвореного водню становить 2,688 л



Вправа Знайти масу солі, яка утвориться в результаті зливання 0,5 л розчину з масовою часткою натрій гідроксиду 20% (густина 1,22 г/мл) і 0,2 кг розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 19,6%.
Вправа У розчин сульфатної кислоти масою 200 г з масовою часткою 0,2 опустили 9,5 г магнію. Визначити об’єм газу, який утворився внаслідок реакції.
Вправа На магній хлорид масою 9,5 г подіяли натрій гідроксидом масою 5 г. Яка маса осаду при цьому утвориться?
Вправа Знайти масу солі, яка утвориться в результаті взаємодії алюмінію масою 5,4 г та сульфуру масою 7,1 г, що містить 10% домішок.
Вправа До розчину, що містить 4,9 г сульфатної кислоти, долили розчин, що містить 11 г барій хлориду. Яка маса осаду утвориться?
Вправа Знайти масу осаду, який утвориться в результаті зливання 0,1 моль барій гідроксиду та 20 г розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 50%.
Вправа У розчин купрум сульфату масою 140 г з масовою часткою 16% опустили 5,6 г феруму. Обчислити масу солі, яка утворилась в результаті реакції.
Вправа Знайти масу осаду, який утвориться в результаті зливання 40 г розчину купрум сульфату з масовою часткою 25% та 20 г розчину натрій гідроксиду з масовою часткою 20%.
Вправа Який об’єм (н.у.) сульфур (ІV) оксиду можна добути, якщо для спалювання 1,6 г сірки взято 2,8 літри (н.у.) кисню?
Вправа Знайти масу солі, яка утвориться при зливанні 100 г розчину з масовою часткою натрій гідроксиду 10% і хлоридної кислоти кількістю речовини 0,5 моль.
Вправа Знайти масу солі, яка утвориться в результаті зливання 200 г розчину з масовою часткою хлоридної кислоти 0,073 та 200 г розчину з масовою часткою калій гідроксиду 0,056.

Вправа Знайти масу солі, яка утвориться при зливанні 500 г розчину з масовою часткою калій гідроксиду 14% і 200 г розчину з масовою часткою нітратної кислоти 25%.
Вправа Обчислити масу осаду, утвореного в результаті зливання 200 г розчину з масовою часткою барій гідроксиду 8% та 400 г розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 1%.
Вправа Який об’єм амоніаку виділиться, якщо на амоній сульфат масою 67 г подіяти натрій гідроксидом масою 40 г?
Вправа Який об’єм газу (н.у.) виділиться при взаємодії 50 г розчину з масовою часткою нітратної кислоти 0,63 з 4 г кальцій карбонату?
Вправа Кальцій масою 20 г розчинили у сульфатній кислоті масою 200 г з масовою часткою кислоти 19,6 %. Який об’єм газу при цьому виділився?

Нітратна кислота
Молекулярна формула: HNO3
Структурна формула:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Пунктиром показана валентність, розподілена між двома атомами Оксигену й атомом Нітрогену; отже, електрони при утворенні зв’язку розподілені не між двома атомами, а між трьома.
У молекулі нітратної кислоти HNО3 Нітроген перебуває в ступені окиснення +5, але при цьому проявляє валентність, що дорівнює 4.
Фізичні властивості: Нітратна кислота за нормальних умов являє собою безбарвну, важку димну рідину (
· = 1,52 г/см3), яка кристалізується при температурі -42 °С, а кипить при температурі +83 °С. Ця кислота має їдкий характерний запах. У твердому стані HNО3 є безбарвною кристалічною масою. При температурі близько +25 °С вона набуває жовтого забарвлення унаслідок виділення бурого газу NО2:
4 HNO3 4 NO2 + 2 H2O + O2
Нітратна кислота змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Як і сульфатна кислота, вона енергійно поглинає вологу, тобто проявляє гігроскопічні властивості.
Добування: вихідною сировиною у промисловому виробництві нітратної кислоти є амоніак NH3. Процес одержання HNO3 складається з трьох стадій:
каталітичне окиснення амоніаку:
4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O
окиснення нітроген (ІІ) оксиду :
2 NO + O2 2 NO2
взаємодія нітроген (ІV) оксиду з киснем та водою:
4 NO2 + 2 H2O + O2 4 HNO3
У лабораторних умовах нітратну кислоту можна добути дією концентрованої сульфатної кислоти на кристали нітратів:
NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3
2 NaNO3 + H2SO4 Na2SO4 + 2 HNO3
Хімічні властивості: належить до сильних кислот і проявляє всі характерні властивості кислот :
електролітична дисоціація :
HNO3 H+ + NO3 –
нітрат –йон
Утворені йони Н+ діють на індикатори, змінюючи їх забарвлення: лакмусу – на червоний, метилоранжу - на рожевий, фенолфталеїн залишається безбарвним.
2) взаємодія з основними та амфотерними оксидами :
MgO + 2 HNO3 Mg(NO3)2 + H2O
MgO + 2 H+ + 2 NO3 - Mg2+ + 2 NO3 - + H2O
MgO + 2 H+ Mg2+ + H2O

K2O + 2 HNO3 2 KNO3 + H2O
Fe2O3 + 6 HNO3 2 Fe(NO3)3 + 3 H2O

3)взаємодія з основами та амфотерними гідроксидами :
NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O
натрій нітрат
Na+ + OH- + H+ + NO3 - Na+ + NO3 - + H2O
H+ + OH- H2O

Zn(OH)2 + 2 HNO3 Zn(NO3)2 + 2 H2O
Zn(OH)2 + 2 H+ + 2 NO3 - Zn2+ + 2 NO3 - + 2 H2O
Zn(OH)2 + 2 H+ Zn2+ + 2 H2O

взаємодія з солями : нітратна кислота витісняє слабкі кислоти з їх солей:
Na2СO3 + 2 HNO3 2 NaNO3 + H2O + CO2
2 Na+ + CO3 2- + 2H+ + 2 NO3 - 2 Na+ + 2 NO3 - + H2O + CO2
2H+ + CO3 2- H2O + CO2
Особливості нітратної кислоти
Нітратна кислота практично ніколи не виділяє водень при взаємодії з металами. Продуктами реакції нітратної кислоти з металом є три речовини: нітрат металу, вода та один з продуктів відновлення Нітрогену:
+5
М + HNO3 MNO3 + H2O + продукт відновлення Нітрогену
+4 +2 +1 0 -3
NO2 NO N2O N2 NH3 (NH4NO3)
Орієнтовно можливість утворення того чи іншого продукту відновлення Нітрогену можна передбачити за такою схемою:
HNO3
_____________________________
· ____________________________

Концентрована Розбавлена
N2O з активним металом N2 , NH4NO3
NO2 з малоактивним металом NO
Нітратна кислота реагує також з металами, що розташовані у ряду активності після Гідрогену (крім золота Au та платини Pt), наприклад, з міддю:
Cu + 4 HNO3 (конц.) Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Cu0 - 2e- Cu+2
· 1
· відновник (процес окиснення)
N+5 +1e- N+4
· 2
· окисник (процес відновлення)

3 Cu + 8 HNO3 (розв.) 3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 4 H2O
Cu0 - 2e- Cu+2
· 3
· відновник (процес окиснення)
N+5 +3e- N+2
· 2
· окисник (процес відновлення)
Концентрована НNO3 при взаємодії з активними метали (лужними і лужноземельними) відновлюється до N2O:
4Mg + 10HNO3 = N2O + 4Mg(NO3)2+ 5H2O.
У реакції з металами середньої активності (Zn, Cd, Sn, Pb, Cu, Ag, Hg) НNO3 відновлюється до NO2:
Cu + 4HNO3 = NO2 + Cu(NO3)2+ 2H2O.
Розбавлена НNO3 при дії на метали (лужні та лужноземельні) відновлюється до NH4NO3:
4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Менш активні метали (Fe, Co, Ni, Sn) відновлюють розбавлену HNO3 до N2O:
8Fe + 30HNO3 = 8Fe(NO3)3 + 3N2O + 15H2O.
При дії розбавленої HNO3 на Pb, Cu, Bi виділяється NO:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Деякі метали реагують з розведеною нітратною кислотою й не реагують з концентрованою, тому що на їхній поверхні утворюється тонка, але міцна оксидна плівка, що захищає метал від подальшої дії кислоти («пасивація металу»). Така пасивність характерна для алюмінію, заліза, хрому та деяких інших металів.
Суміш концентрованої нітратної кислоти з хлоридною кислотою у об’ємному співвідношенні 1 : 3 називається “царська горілка», у ній розчиняються золото й платина (активний елемент – атомарний хлор у момент виділення):
Au + HNO3 + 3 HCl AuCl3 + NO + 2 H2O
3 Pt + 4 HNO3 + 12 HCl 3 PtCl4 + 4 NO + 8 H2O
Концентрована HNO3 окиснює також неметали, такі як сірка, фосфор, вуглець:
S + 6 HNO3 H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O
3P + 5 HNO3 + 2 H2O 3 H3PO4 + 5 NO
3C + 4 HNO3 3 CO2 + 4NO + 2 H2O
Нітратна кислота настільки сильний окисник, що вона може окиснювати різні органічні речовини і матеріали. Так, під час дії концентрованої нітратної кислоти спалахують солома, папір, тирса, скипидар. Вона руйнує вовну, роз'їдає шкіру, забарвлює її у жовтий колір і спричинює на ній виразки, що не можуть довго загоїтися. Тому з нітратною кислотою треба поводитися дуже обережно.
Застосування нітратної кислоти:
виробництво мінеральних добрив;
виробництво пластмас;
виробництво барвників;
синтез лікарських засобів;
виробництво дезінфікуючих засобів;
виробництво фотоплівки;
виготовлення вибухових речовин;
виробництво синтетичних волокон;
виробництво нітролаків.
Нітрати
Нітратна кислота утворює солі – нітрати.
Як і більшість солей нітрати – йонні сполуки кристалічної будови, переважно безбарвні або білого кольору. Усі нітрати добре розчиняються у воді.
Деякі нітрати використовують як мінеральні добрива під загальною назвою селітри:
NaNO3 – натрієва (чилійська) селітра
KNO3 – калієва селітра
Ca(NO3)2 – кальцієва селітра
NH4NO3 – амонієва селітра

Добування нітратів
а) взаємодія нітратної кислоти з основою:
Mg(OH)2 + 2HNO3 Mg(NO3)2 + 2H2O
б) взаємодія нітратної кислоти з основним оксидом:
CaO + 2HNO3 Ca(NO3)2 + H2O
в) взаємодія нітратної кислоти з металом:
Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 +2NO2 +2H2O
г) взаємодія нітратної кислоти з сіллю:
2HNO3 + Na2CO3 2NaNO3 + CO2 + H2O
д) взаємодія нітратної кислоти з амоніаком:
NH3 + HNO3 NH4 NO3

Нітрати утворюються також і під час взаємодії нітроген(V) оксиду з лугами:
N2О5 + 2КОН = 2KNО3 + Н2О
Хімічні властивості: нітрати проявляють усі характерні властивості солей.
Взаємодія з металами:
Mg + 2 AgNO3 Mg(NO3)2 + 2 Ag
Mg + 2 Ag+ + 2 NO3- Mg2+ + 2 NO3- + 2 Ag
Mg + 2 Ag+ Mg2+ + 2 Ag
Взаємодія з лугами :
Fe(NO3)3 + 3 NaOH Fe(OH)3 + 3 NaNO3
Fe3+ + 3 NO3- + 3 Na+ + 3 OH- Fe(OH)3 + 3 Na+ + 3 NO3 –
Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3
Взаємодія з солями:
3 Ca(NO3)2 + 2 Na3PO4 Ca3(PO4)2 + 6 NaNO3
3 Ca2+ + 6 NO3- + 6 Na+ + 2 PO4 3- Ca3(PO4)2 + 6 Na+ + 6 NO3-
3 Ca2+ + 2 PO4 3- Ca3(PO4)2
Взаємодія з кислотами:
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
Ag+ + NO3- + H+ + Cl- AgCl + H+ + NO3-
Ag+ + Cl- AgCl

NaNO3 (тв.) + H2SO4 (конц.) NaHSO4 + HNO3
2 NaNO3 (тв.) + H2SO4 (конц.) Na2SO4 + 2 HNO3
Розклад при нагріванні. Нітрати при нагріванні розкладаються:
NH4NO3 N2O + 2 H2O
Напрям реакції розкладу нітратів металів залежить від положення металу у ряду активності (витиску вальний ряд металів) :
метал до Mg
у витискувальному ряді

метал від Mg до Cu MeO + NO2 + O2
включно

метал після Cu Me + NO2 + O2
Наприклад: 2KNO3 2KNO2 + 3O2
2Сu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2
2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2
Застосування нітратів:
- у сільському господарстві як добрива;
- у піротехніці;
- для виготовлення чорного пороху, виробництва вибухових речовин;
- виробництво скла;
- виробництво ліків;
- для обробки та консервування харчових продуктів.

Ортофосфатна кислота
Молекулярна формула: Н3РО4
Структурна формула:

Фізичні властивості: Ортофосфатна кислота являє собою безбарвну й розпливчасту на повітрі кристалічну сполуку із температурою плавлення +42 °С . Ортофосфатна кислота добре розчиняється у воді (до 80% за масою). На відміну від багатьох сполук Фосфору, ортофосфатна кислота не отруйна.
Добування: Виробництво ортофосфатної кислоти проводиться шляхом спалювання білого (жовтого) фосфору у кисні повітря та наступним розчиненням у воді:
4 Р + 5 О2 2 Р2О5
Р2О5 + 3 Н2О 2 Н3РО4
Хімічні властивості: належить до кислот середньої сили. Проявляє всі хімічні властивості кислот:
електролітична дисоціація (відбувається ступінчато):
H3PO4 Н+ + H2PO4
·
H2PO4
· Н+ + HPO4І
·
HPO4І
· Н+ + PO4і
·
H3PO4 3 Н+ + PO4і
·
2) взаємодія з металами, що розташовані у ряду активності металів перед Н2 :
6Na + 2H3PO4 = 2Na3PO4 + 3H2
3) взаємодія з основними оксидами:
3CaO + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 3H2O
4) взаємодія з основами:
H3PO4 + 3KOH K3PO4 + 3H2O
3Н+ + PO4і
· + 3K+ + 3OH
· 3K+ + PO4і
· + 3H2O
3Н+ + 3OH
· 3H2O
Н+ + OH
· H2O
Залежно від молярних співвідношень реагентів можливе утворення також кислих солей:
H3PO4 + KOH KH2PO4 + H2O
3Н+ + PO4і
· + K+ + OH
· K+ + H2PO4
· + H2O
3Н+ + PO4і
· + OH
· H2PO4
· + H2O

H3PO4 + 2KOH K2HPO4 + 2H2O
3Н+ + PO4і
· + 2K+ + 2OH
· 2K+ + HPO42
· + 2H2O
3Н+ + PO4і
· + 2OH
· HPO42
· + 2H2O
5) Взаємодія із солями:
2H3PO4 + 3Na2CO3 2Na3PO4 + 3CO2 + 3H2O
6H+ + 2PO43- + 6Na+ + 3CO32- 6Na+ + 2PO43- + 3CO2 + 3H2O
6H+ + 3CO32- 3CO2 + 3H2O
2H+ + CO32- CO2 + H2O
Застосування ортофосфатної кислоти:
для добування фосфатних добрив;
у лакофарбовій промисловості;
у металургійній промисловості;
у харчовій промисловості;
для запобігання корозії металів.

Солі ортофосфатної кислоти
Як триосновна кислота ортофосфатна кислота утворює три ряди солей:
Дигідрогенортофосфати: NaH2PO4 натрій дигідрогенортофосфат
NH4H2PO4 амоній дигідрогенортофосфат
Ca(H2PO4)2 кальцій дигідрогенортофосфат
Гідрогенортофосфати: Na2HPO4 натрій гідрогенортофосфат
(NH4)2HPO4 амоній гідрогенортофосфат
CaHPO4 кальцій гідрогенортофосфат
Ортофосфати: Na3PO4 натрій ортофосфат
(NH4)3PO4 амоній ортофосфат
Са3(РО4)2 кальцій ортофосфат
Фізичні властивості ортофосфатів: тверді, кристалічні речовини. У воді розчиняються тільки ортофосфати натрію та калію.
Хімічні властивості: ортофосфати проявляють усі хімічні властивості солей (крім взаємодії з металами, адже натрій і калій не витісняються з розчинів солей)
Взаємодія з сильними кислотами:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 3CaSO4 + 2 H3PO4
Взаємодія з лугами:
2Na3PO4 + 3Ba(OH)2 Ba3(PO4)2 + 6 NaOH
6Na+ + 2PO43- + 3Ba2+ + 6 OH- Ba3(PO4)2 + 6Na+ + 6 OH-
3Ba2+ + 2PO43- Ba3(PO4)2
Взаємодія з солями:
K3PO4 + 3 AgNO3 3KNO3 + Ag3PO4
3K+ + PO43- + 3Ag+ + 3NO3- 3K+ + 3NO3- + Ag3PO4
3Ag+ + PO43- Ag3PO4
При взаємодії ортофосфатів з розчином аргентум нітрату AgNO3 утворюється жовтий осад аргентум ортофосфату Ag3PO4. Ця реакція використовується для виявлення ортофосфат-йонів у розчині (якісна реакція на ортофосфат-йон).
Застосування солей ортофосфатної кислоти: Солі ортофосфатної кислоти використовують як мінеральні добрива. Фосфор, так само як і азот, є важливим елементом для забезпечення росту і життєдіяльності рослин. Рослини витягають фосфор з ґрунту, тому його запаси необхідно поповнювати, періодично додаючи фосфатні добрива. Фосфатні добрива виготовляють з кальцій ортофосфату, що входить до складу природних фосфоритів і фтор апатитів. Найважливішими фосфорними добривами є:
Фосфоритне борошно – розмелений фосфорит Са3(РО4)2, нерозчинний у воді, засвоюється не всіма рослинами і тільки на кислих грунтах.
Простий суперфосфат – суміш Са(Н2РО4)2 і СаSO4
Подвійний суперфосфат - Са(Н2РО4)2
Преципітат – СаНРО4
Комплексні добрива(крім Фосфору містять Нітроген, Калій) :
Амофоси – (NH4)2HPO4 , NH4H2PO4
Амофоска – (NH4)3PO4 + KCl
Нітроамофоска – (NH4)2HPO4 + NH4NO3 + KCl.

Карбонатна кислота
Хімічна формула – Н2СО3
Структурна формула : [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Карбонатна кислота – нестійка сполука, що може існувати тільки у водному розчині.
Н2О + СО2 Н2СО3
Внаслідок нестійкості молекул карбонатної кислоти її не можливо виділити в чистому вигляді.
Хімічні властивості.
1) Електролітична дисоціація: Н2СО3   Н+ + НСО3– (1 стадія)
НСО3–    Н+ + СО32–. (2 стадія)
Карбонатна кислота – слабкий електроліт. Внаслідок низької концентрації йонів Н+ її розчин змінює колір лакмусу не на червоний, а на рожевий.
Взаємодія з активними металами :
Mg + H2CO3  MgCO3  + H2 
Взаємодія з основними оксидами:
СаО + Н2СО3 СаСО3 + Н2О
Взаємодія з лугами (утворює як середні солі, так і кислі) :
2 NaOH + H2CO3 Na2CO3 + 2 H2O
натрій карбонат
NaOH + H2CO3 NaHCO3 + H2O
натрій гідрогенкарбонат

Карбонати та гідрогенкарбонати
Карбонатна кислота утворює два ряди солей: середні та кислі.
Кислота
Кислотний залишок
Характер солі
Склад солі, назва
Приклад

Н2СО3

· НСО3
кисла
Me(HCO3)у гідрогенкарбонати
NaHCO3 – натрій гідрогенкабонат Ca(HCO3)2 – кальцій гідрогенкабонат


= СО3
середня
Meх(CO3)у карбонати
Na2CO3 – натрій карбонат CaCO3 – кальцій карбонат


Фізичні властивості: солі карбонатної кислоти – кристалічні речовини, сполуки стійкі, хоча сама кислота не стійка. Розчиняються у воді тільки карбонати лужних металів. Серед гідрогенкарбонатів більшість розчинна у воді.
Хімічні властивості: карбонати проявляють притаманні солям властивості:
Взаємодія з іншими солями:
К2СО3 + MgCl2 2 KCl + MgCO3
2 K+ + CO32- + Mg2+ + 2 Cl- 2 K+ + 2 Cl- + MgCO3
Mg2+ + CO32- MgCO3
2) Взаємодія з кислотами: під дією більш сильних кислот карбонати та гідрогенкарбонати виділяють вуглекислий газ:
Na2CO3 + 2 HNO3 2 NaNO3 + H2O + CO2
2 Na+ + CO32- + 2 H+ + 2 NO3- 2 Na+ + 2 NO3- + H2O + CO2
2 H+ + CO32- H2O + CO2
Взаємодія солей карбонатної кислоти з сильними кислотами – якісна реакція на аніони CO32- у розчині.
3) Взаємоперетворення карбонатів та гідроген карбонатів:
під дією вуглекислого газу та води карбонати перетворюються на гідрогенкарбонати:
Na2CO3 + H2O + CO2 2 NaHCO3
CaCO3 + H2O + CO2 Ca(HCO3)2
Зворотний перехід від гідрогенкарбонатів до карбонатів відбувається під час нагрівання:
2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2
Ca(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2
Термічний розклад: стійкі до нагрівання лише карбонати лужних металів. Решта карбонатів розкладається при нагріванні:
СаСО3 СаО + СО2
Застосування карбонатів та гідрогенкарбонатів:
Na2CO3 (кальцинова сода) – у виробництві скла, мила, паперу, у побуті як миючий засіб, у нафтовій промисловості.
CaCO3 – як будівельний матеріал і як вихідний продукт для добування вапна. Мелена крейда як наповнювач для ґумових сумішей, паперу, лінолеуму, зубного порошку. Мармур – для виготовлення скульптур, у будівництві.
MgCO3 – для добування MgO і чистого CO2, який використовується для виробництва штучних мінеральних вод.
K2CO3 (поташ) – виробництво мила, скла, як калійне добриво.
NaHCO3 (питна сода) – у кондитерській справі, для виготовлення штучних мінеральних вод, у вогнегасниках, у медицині, у фотосправі.
NH4HCO3 (амоніяк) – у кондитерській справі, для фарбування тканин, у медицині.
PbCO3 – для виготовлення свинцевого білила. Фарба дає міцне покриття, зокрема для кораблів, але дуже отруйна.
Cu2(OH)2CO3 (малахіт) – для виготовлення зелених фарб, ювелірних виробів, у піротехніці.

Силікатна кислота.
Молекулярна формула: H2SiO3
Структурна формула: [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Фізичні властивості: Силікатна кислота дуже слабка. Вона слабша навіть за карбонатну кислоту . У воді H2SiO3 нерозчинна, але у подрібненому стані має властивість утворювати колоїдний розчин.
Добування: Силікатну кислоту можна одержати дією будь-якої кислоти на розчини силікату калію або натрію, наприклад:
Na2SiO3  + 2HCl H2SiO3 + 2NaCl
2Na+ + SiO32- + 2H+ + 2Cl- 2Na+ + 2Cl- + H2SiO3
2H+ + SiO32- H2SiO3
При цьому вона виділяється у вигляді білого драглистого осаду, який містить значну кількість води.
Хімічні властивості:
1) Взаємодія з лугами: силікатна кислота не змінює кольору індикаторів, не реагує з металами, але розчиняється в лугах, утворюючи солі (силікати):
2 NaOH + H2SiO3 Na2SiO3  + 2 H2O
2Na+ + 2OH- + H2SiO3 2Na+ + SiO32- + 2 H2O
H2SiO3 + 2OH- SiO32- + 2 H2O
Силікати – тверді, кристалічні, тугоплавкі, термічно стійкі речовини. Розчинними у воді є тільки силікати натрію та калію.

2) Термічний розклад: при нагріванні силікатна кислота поступово зневоднюється, а при прожарюванні повністю втрачає воду і перетворюється на силікатний ангідрид SiO2 :
H2SiO3 SiO2 + H2O

Застосування силікатної кислоти та силікатів:
Водний розчин натрій силікату використовують для просочування деревини та тканин, щоб надати їм вогнетривкості; для виготовлення цементних розчинів, мийних засобів, силікатного клею; водний розчин натрій та (або) калій силікату ще називають рідким склом.
Алюмосилікати застосовують як адсорбенти і у силікатній промисловості.

Силікатна промисловість. Будівельні матеріали.
Найбільше в природі сполук Силіцію у вигляді піску, гірських порід, тому переробкою їх займається силікатна промисловість .
Основні її напрямки :
Виробництво скла.
Нагрівають суміш Na2CO3 , CaCO3 , SiO2 (1:1: 6) до температури 15000С і відбувається реакція:
Na2CO3 + CaCO3 + 6SiO2 = Na2O + CaO + 2CO2 + 6SiO2
- звичайне(віконне і пляшкове) скло - Na2O
·CaO
·6SiO2
- тугоплавке скло - К2O
·CaO
·6SiO2
- кришталеве скло - К2O
·PbO
·6SiO2
2. керамічні вироби (вироби з білої і червоної глини ).
3. виробництво цементу (нагрівають суміш глини з крейдою – мергель – до 10000С)

Природні сполуки Силіцію

SiO2 - кремнезем( входить до складу піску), кварц, гірський кришталь;
Al2O3
·2SiO2
·2H2O - каолініт (складова частина білої глини, а червона глина містить домішки Fe2O3 )














































домішки

О2

+

Me(NO2)n

n

n

Me(NO3)n



Root Entry

Приложенные файлы

  • doc 92189
    Размер файла: 745 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий