НЕМЕТАЛИ ШОСТОЇ ГРУПИ
ЕЛЕМЕНТИ VІ ГРУПИ ГОЛОВНОЇ ПІДГРУПИ
ОКСИГЕН ТА СУЛЬФУР
Порівняльна характеристика будови атомів
Оксигену й Сульфуру
-
Алотропні форми кисню
-
Ознаки
для
порівняння
|
кисень О2
|
озон О3
| |
Фізичні властивості
|
Газ без запаху, безбарвний, у товстих шарах блакитнуватий
|
Газ із гострим характерним запахом, має блакитнуватий колір навіть у невеликих кількостях
| |
Фізіологічна дія
|
Забезпечує життєдіяльність організмів
|
У невеликих кількостях корисний, оскільки вбиває хвороботворні організми, у великих – має отруйну дію
| |
Хімічні властивості
|
Активний: сполучається майже зі всіма елементами (виняток – інертні гази)
|
Сильний окисник. Його активність пояснюється тим, що його молекула легко розщеплюється:
О3 → О2 + О
|
Застосування
|
Для дезінфекції під час оброблення води
|
У металургії, медицині тощо
|
Алотропні форми сірки
-
ромбічна
|
моноклінна
|
пластична
|
Найбільш стійка за звичайних умов
|
Утворюється внаслідок нагрівання ромбічної сірки до температури, вищої за 96оС. у разі охолодження знову повертається до ромбічної форми
|
Киплячу сірку (444,6оС) виливають у холодну воду, утворюється пластична сірка, яка легко розтягується на зразок гуми
|
Поширення сірки в природі
-
У водах мінеральних джерел, морів, океанів
|
У нафті та кам’яному вугіллі
|
Входить до складу білкових молекул живих організмів
|
У складі природних сполук
|
Хімічні властивості сірки
-
Властивість
|
Рівняння реакції
|
Тип реакції
|
1.Взаємодія з неметалами:
а)гідрогеном,
б)оксигеном.
|
Сірка – окисник
S + Н2 → Н2S
гідроген сульфід (сірководень)
Сірка – відновник
S + О2 → SО2 + Q
сульфур (ІV) оксид
2S +3 О2 → 2SО3
сульфур (VІ) оксид
|
сполучення
сполучення
|
2.Взаємодія з металами.
|
Сірка – окисник
3S +2 Al → Al2S3
алюміній сульфід
S + 2Na → Na2S
натрій сульфід
3S0 +2 Al0 → Al2+3S3−2
S 0 + 2ē → S−2 3 окисник
Al0 - 3ē → Al+3 2 відновник
|
сполучення термохімічне
окисно-відновне
|
Застосування кисню
-
У виробництві синтетичних миючих засобів.
-
Добування нітратної та сульфатної кислот.
-
У металургії (сталь, чавун).
-
Випалювання руд.
-
Для зварювання металів.
-
У медицині, космосі, підземні, підводні роботи.
Застосування сірки
-
Виробництво сульфатної кислоти.
-
Виробництво барвників, гуми, чорного пороху, сірників.
-
Виробництво ліків, солей.
-
У шкіряному виробництві (Na2S, ВаS).
-
Для вулканізації каучуку.
-
У сільському господарстві для боротьби зі шкідниками та захворюваннями рослин.
Сульфур (ІV) оксид, сульфур (VІ) оксид,
їх фізичні та хімічні властивості, застосування
-
сульфур (ІV) оксид
(сірчистий газ, сульфур діоксид)
|
сульфур (VІ) оксид
(сірчаний ангідрид, сульфур триоксид)
| |
SO2 O=S=O
-
Газ, без кольору, отруйний.
-
Має різкий запах.
-
В одному об’ємі води розчиняється 40 об’ємів газу.
|
SO3 O=S=O
ІІ
О
-
Безбарвна рідина, що за температури, нижчої за 17 оС, перетворюється на білу кристалічну масу
-
Активно поглинається водою.
-
Уражає дихальні шляхи, спричиняє опіки.
|
Хімічні
|
властивості
| -
Взаємодія з водою:
SO2 + H2O ↔ H2SO3
сульфітна кислота
-
Взаємодія з основними оксидами:
SO2 + Na2O → Na2SO3
натрій сульфіт
-
Взаємодія з лугами:
SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O
натрій сульфіт
| -
Взаємодія з водою:
SO3 + H2O → H2SO4
сульфатна кислота
-
Взаємодія з основними оксидами:
SO3 + СаO → СаSO4
кальцій сульфат
-
Взаємодія з лугами:
SO3 + 2КOH → К2SO4 + H2O
калій сульфат
|
Застосування
|
Для відбілювання різноманітних виробів, знищення плісняви та різних шкідливих грибів
|
Для одержання органічних сполук
|
Способи одержання
|
1) В результаті взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з металами:
t
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2↑ +2H2O
купрум (ІІ) сульфат
2) Внаслідок окиснення сульфідів:
2ZnS +3 O2 → 2ZnO +2 SO2
|
1) В результаті окиснення сірчистого газу киснем повітря:
Кат.
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
2) внаслідок окиснення SO2:
SO2 + NO2→ SO3 +NO
|
Сульфатна кислота
H2SO4 Н – О О
\ //
S
/ \\
Н – О О
Мr(H2SO4) = 98
М(H2SO4) = 98 г/моль
Двоосновна, оксигеновмісна кислота.
Фізичні властивості: безбарвна рідина, важка (ρ = 1, 84 г/см3), нелетка, добре розчинна у воді.
Обережно! При розчиненні не можна вливати воду в концентровану сульфатну кислоту.
Хімічні властивості сульфатної кислоти
-
Властивість
|
Рівняння реакції
|
Тип реакції
|
1. Дисоціація у водному розчині.
|
І стадія : H2SO4 ↔ Н+ + НSO4―
ІІ стадія : HSO4―↔ Н+ + SO42―
|
|
2. Взаємодія з металами (в ряді активності до Гідрогену).
|
Mg + H2SO4→ MgSO4 + H2
магній сульфат
|
заміщення
|
3. Взаємодія з основними оксидами.
|
Zn + H2SO4→ ZnSO4 + H2O
цинк сульфат
|
обміну
|
4. Взаємодія з лугами.
|
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
натрій сульфат
|
обміну
|
5. Взаємодія з нерозчинними основами.
|
Сu(OH)2 + H2SO4 → СuSO4 + H2O
купрум сульфат
|
обміну
|
6. Взаємодія з солями (слабких кислот).
|
К2СО3 + H2SO4 → К2SO4 + H2O + СО2
|
обміну
|
|
Na2СО3+H2SO4 → Na2SO4 +H2O +СО2
2Na+ + СО32− + 2H+ + SO42− → 2Na+ + + SO42− + H2O + СО2
СО32− + 2H+ → H2O + СО2
|
йонного обміну
|
Cпецифічні властивості сульфатної кислоти
-
Ряд активності металів:
K , Na , Mg , Al , Zn , Fe , Ni , Sn , Pb , H , Cu , Hg , Ag , Pt , Au
|
Me + H2SO4 (концентрована)
|
З металами, що в ряді активності – до Гідрогену: відновлюється до SO2, S, Н2 S залежно від умов
|
З металами, що в ряді активності – після Гідрогену: відновлюється тільки до SO2
|
Якісна реакція
H2SO4 + ВаСl2 → ВаSO4↓ + 2HСl
утворюється білий нерозчинний у воді та кислотах осад
Ва2+ +SO42― → ВаSO4↓
Висновок: реактивом на аніон SO42― є катіон Ва2+.
|
Характеристика контактного способу
виробництва сульфатної кислоти
-
Сировина
|
Пірит FeS2, самородна сірка, сульфуровмісні гази, повітря
|
Каталізатор
|
Ванадій (V) оксид
|
Основний хімічний процес
|
Пірит піддають випалюванню киснем повітря:
4FeS2 + 11O2 → Fe2O3 + SO2 + 3310 кДж
Випальний газ після ретельного очищення надходить до контактного апарату, де в присутності каталізатора за температури 450 оС окислюється до SO3.
Сульфур (VІ) оксид поглинають концентрованою сульфатною кислотою. Утворюється олеум, з якого виробляють сульфатну кислоту будь-якої концентрації
|
Особливості процесу
|
1. Виробництво безперервне.
2. Випал колчедану здійснюють у киплячому шарі, продуваючи в печі повітря, нагріте випальним газом.
3. Ретельно очищений випальний газ перед надходженням до контактного апарату нагрівають за рахунок теплоти, що виходить із контактного апарату.
4. У поглинальних баштах сульфур (VІ) оксид поглинають сульфатною кислотою протитоком.
|
Застосування сульфатної кислоти
-
Виробництво кислот, лугів, солей, мінеральних добрив.
-
Виробництво органічних речовин (бензин, толуол, глюкоза), синтетичних миючих засобів
-
Виробництво вибухових речовин.
-
Виробництво штучного шовку, фарб.
-
Як електроліти в акумуляторах.
-
Для очистки нафтопродуктів.
-
Для травлення металів.
Застосування сульфатів у народному господарстві
Назва солі
|
Хімічна формула
|
Застосування
|
Натрій сульфат (глауберова сіль)
|
Na2SO4 ∙ 10H2O
|
Для виробництва соди та у скляній промисловості
|
Кристалогідрат ферум (ІІ) сульфат
(купорос залізний)
|
FeSO4 ∙ 7H2O
|
Як протрава для тканин у фарбувальній справі, у сільському господарстві, для очищення деревини
|
Кристалогідрат купрум (ІІ) сульфат (мідний купорос)
|
CuSO4 ∙ 5H2O
|
Для виробництва мідних покриттів та одержання різноманітних сполук Купруму, у сільському господарстві, для очищення деревини
|
Кристалогідрат цинк сульфат (купорос цинковий)
|
ZnSO4 ∙ 7H2O
|
У текстильній промисловості, для виробництва білої фарби
| |
Магній сульфат
|
MgSO4
|
У текстильній та паперовій промисловості, у медицині як проносне, а також для внутрішньовенних та внутрішньом’язевих вливань, у виробництві будівельних матеріалів
|
НЕМЕТАЛИ П’ЯТОЇ ГРУПИ
ЕЛЕМЕНТИ V ГРУПИ ГОЛОВНОЇ ПІДГРУПИ
НІТРОГЕН ТА ФОСФОР
Порівняльна характеристика будови атомів
Нітрогену та Фосфору
-
Алотропні форми фосфору
|
Білий (Р4)
|
Червоний (Р)
|
Чорний (Р)
|
Кристалічні решітки
|
молекулярна
|
атомна
|
атомна
|
Фізичні властивості
|
Кристалічна речовина жовтого кольору, із запахом, світиться в темряві, нерозчинна у воді,отруйна, спалахує на повітрі, внаслідок нагрівання переходить у червоний фосфор
|
Порошок темно-червоного кольору, без запаху, не отруйний, не спалахує
|
Тверда речовина, має шарувату будову, жирна на дотик, добре проводить електричний струм, хімічно менш активна, ніж червоний фосфор; у разі тривалого нагрівання та під великим тиском утворюється з білого фосфору
|
Порівняльна характеристика Нітрогену та Фосфору
-
Ознаки для порівняння
|
Нітроген
|
Фосфор
|
Поширення в природі
|
Зустрічається у вільному стані (становить 78,16% об’єму повітря). У зв’яза-ному стані зустрічається в натрій нітраті, а також вхо-дить до складу білкових речовин і багатьох приро-дних органічних сполук
|
Зустрічається виключно у вигляді сполук (вміст у зе-мній корі становить 0,093%). Основні мінерали Фосфору – фосфорит і апа-тит, а також входить до складу білкових речовин
|
Фізичні властивості
|
Безбарвний газ, без запа-ху, переходить у рідкий стан за температури
–195,8 оС, за −210 оС твердне
|
Утворює кілька алотропних видозмін, що значною мі-рою відрізняються фізич-ними властивостями
|
Хімічні властивості
а) взаємодія з металами;
б) взаємодія з неметалами (киснем, воднем)
|
3Mg + N2 → Mg3N2
магній нітрид
N2 + O2 ↔ 2NO
нітроген (ІІ) оксид
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
амоніак
|
3Mg + 2Р → Mg3Р2
магній фосфід
4Р + 3O2 → 2Р2О3
фосфор (ІІІ) оксид
4Р + 5O2 → 2Р2О5
фосфор (V) оксид
2Р + 3H2 ↔ 2РH3
фосфін
|
Застосування
|
Наповнюють електро-лампи (створення інерт-ного середовища)
|
Червоний фосфор засто-совують для виробництва сірників, також фосфор ви-користовують для одер-жання фосфорної кислоти, у виробництві отрутохімі-катів
|
Характеристика амоніаку NН3
Будова молекули
|
Молекула амоніаку має форму піраміди, в основі якої лежить трикутник з атомів Гідрогену, а у вершині – атом Нітрогену:
N
̸ / \
Н Н Н
Молекула амоніаку полярна: загальні електронні пари зміщені до атома Нітрогену. Крім того, в атома Нітрогену залишається неподілена пара електронів
: NН3
Це збільшує полярність та зумовлює багато властивостей амоніаку
|
Фізичні властивості
|
Безбарвний газ із різким характерним запахом, легший за повітря, добре розчинний у воді
|
Хімічні властивості:
а) розчинення у воді з утворенням розчину амоній гідроксиду;
б) горить у кисні;
в) взаємодія з кислотами.
|
NН3 + Н2О ↔ NН4ОН
4NН3 + 3О2 →2N2 + 6Н2О
кат.
4NН3 + 5О2 → 4NО + 6Н2О
NН3 + НCl → NН4Cl амоній хлорид
NН3 + НNO3 → NН4NO3 амоній нітрат
|
Способи одержання
|
У лабораторних умовах одержують із суміші амоній хлориду та кальцій гідроксиду:
2NН4Cl + Са(ОН)2 → СаCl2 + NН3↑ + Н2О
У промисловості одержують шляхом прямого синтезу з азоту та водню:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 кДж
|
Застосування
|
Виробництво нітратних добрив, нітратної кислоти; у медицині; виробництво вибухових речовин; як холодильний агент у холодильних установках
|
Виявлення амоніаку
|
У результаті взаємодії концентрованого розчину амоніаку з концентрованою хлоридною кислотою з’являється білий дим амоній хлориду:
NН3 + НCl → NН4Cl
|
Хімічні властивості солей амонію
Властивості солей амонію
|
Хімічне рівняння реакції
|
У водних розчинах дисоціюють на йони
|
NН4NO3 → NН4+ + NO3−
|
Взаємодія з іншими солями
|
(NH4)2SO4 + ВаСl2 → ВаSO4 + 2NH4Сl
|
Реагують з кислотами
|
(NH4)2CO3 + 2HCl → NН4Cl + Н2О + CO2
|
Унаслідок нагрівання розкладаються
|
NH4Сl → NH3↑ + HСl↑
|
Реагують з лугами (якісна реакція на йони амонію)
|
NН4Cl + KОН → KCl + NН3↑ + Н2О
|
Характеристика солей амонію
Назва солі
|
Хімічна формула
|
Застосування
|
Амоній хлорид (нашатир)
|
NН4Cl
|
Для пайки металів та нанесення на них покриттів, у текстильній промисловості
|
Амоній сульфат
|
(NH4)2SO4
|
Як нітратне добриво
|
Амоній нітрат (амоніакова селітра)
|
NН4NO3
|
Для виробництва вибухових речовин, а також як добриво
|
Амоній карбонат
|
(NH4)2CO3
|
У хлібопеченні, виробництві вітамінів і харчових концентратів, у медицині
|
Порівняльна характеристика оксидів Нітрогену
Ознаки для порівняння
|
Нітроген
(І) оксид
N2O
|
Нітроген
(ІІ) оксид
NO
|
Нітроген (ІV) оксид NO2
|
Нітроген (ІІІ) оксид N2O3
|
Нітроген
(V) оксид
N2O5
|
Ступінь окиснення
|
+1
|
+2
|
+4
|
+3
|
+5
|
Фізичні властивості
|
Газ без запаху та кольору, розчинний у воді
|
Безбарвний газ, добре розчинний у воді
|
Бурий газ із різким запахом
|
Темно-синя рідина
|
Тверда кристалічна речовина
|
Хімічні властивості
|
Несолетво-
рний оксид.
Нестійкий, легко роз-кладається на кисень і азот:
2N2O → 2N2+ + O2
|
Несолетво-
рний оксид.
Легко приєднує кисень:
2NO + O2→ →2NO2
|
Солетво-
рний оксид.
Добре розчиняється у воді:
2NO2 + +H2O → →HNO3 + +HNO2
У присут-
ності на-
длишку кисню:
4NO2+О2+ +2H2O→
→4НNO3
|
Солетво-
рний оксид.
Взаємодія з водою:
N2O3+H2O→ 2 НNO2
нітритна кислота
Взаємодія з лугами:
N2O3+2КOН→ 2КNO2+
+ H2O
Солі - нітрити
|
Солетво-
рний оксид.
Взаємодія з водою:
N2O5+H2O→ →2 НNO3
нітратна кислота
Взаємодія з лугами:
N2O5+2КOН→ 2КNO3+
+ H2O
Солі - нітрати
|
Фізіологічна дія
|
У медицині як нарко-тична речо-вина (весе-лильний газ)
|
Небезпечні для дихання отрути
|
|
Багато нітритів отруйні
|
Багато нітратів отруйні
|
Порівняльна характеристика властивостей нітратної та ортофостатної кислот
Ознаки для порівняння
|
Нітратна кислота
|
Ортофосфатна кислота
|
Фізичні властивості
|
Безбарвна рідина (внас-лідок зберігання жовтіє). Змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Безводна кислота “димить” на повітрі
|
Тверда, прозора криста-лічна речовина. Змішується з водою в будь-яких пропо-рціях
|
Хімічні властивості:
а) дисоціація на йони;
б) взаємодія з металами;
в) взаємодія з основними оксидами;
г) взаємодія з основами;
д) взаємодія із солями;
е) термічний розклад
|
Сильний електроліт:
НNO3 → Н+ + NO3−
Порівняно з іншими кисло-тами з металами реагує інак-ше (див. схему)
CaO + 2НNO3 → Ca(NO3)2 + H2O
Fe(OH)2 + 2НNO3 → Fe(NO3)2 + +2Н2O
К2СО3 + 2НNO3 → 2КNO3+H2O+
+ CO2↑
t, cвітло
4НNO3 ―――→2Н2O+4NO2↑+
+ O2↑
|
Електроліт середньої сили, дисоціює ступінчасто:
Н3РО4 → Н+ + Н2РО4−
Н2РО4− → Н+ + НРО42−
НРО42− → Н+ + РО43−
Реагує тільки з активними металами:
6Na +2Н3РО4→Na3PO4+ 3H2↑ 3CaO + 2 Н3РО4 → Ca3(РО4)2 + + 3H2O
Н3РО4 + 3NaOH → Na3PO4 +
+3Н2O
Н3РО4(надл.) + NaOH →
→ NaН2PO4 + Н2O
3 К2СО3 + 2Н3РО4 → 2К3PO4 + + 3H2O + 3 CO2↑
t
2Н3РО4 → H4P2O7 + Н2O
|
Взаємодія нітратної кислоти з металами
НNO3(розб.) N−3Н4NO3 N20 N+2O не взаємодіє
       
Li … Mg Al Zn Cr Fe … Sn Pb H2 Cu … Ag Au Pt
     
  
N2+1O N+4O2 не взаємодіє
НNO3(конц.)
на холоді не реагує – пасивується, внаслідок нагрівання:
Al + 6НNO3 → Al(NO3)3 + 3NO2↑ +3 Н2O
n
Me + НNO3 → Me(NO3)n + Н2O + ?
Застосування нітратної кислоти
Для виготов-лення барв-ників
|
Для одержан-ня пороху та інших вибу-хових речовин
|
Для розчинен-ня міді, свин-цю, срібла, які не реагують з іншими кисло-тами
|
Для виготовлення лікарських препаратів (стрептоцид)
|
Для одержання добрив
|
Застосування ортофосфатної кислоти
Для виробництва добрив
|
Для виготовлення кормових добавок
|
У харчовій промисловості (наприклад, для надання кислуватого присмаку безалкогольним напоям)
|
Розклад нітратів
|
2KNO3 → 2KNO2 + O2↑
(нітрати лужних металів)
Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2↑
2AgNO3 → 2Ag +2NO2 + O2↑
(нітрати благородних металів)
|
Солі ортофосфатної кислоти (фосфати)
первинні
|
вторинні
|
третинні
|
NaH2PO4
натрій дигідрогенфосфат
|
Na2HPO4
натрій гідрогенфосфат
|
Na3PO4
натрій фосфат
|
Застосування нітратів та фосфатів
Назва та формула солі
|
Застосування
|
натрій нітрат
НNO3
|
Як добриво (натрієва селітра); для виробництва вибухових речовин; у харчовій промисловості
|
натрій фосфат
Na3PO4
|
Для пом’якшення води; для видалення масла й жиру з одягу
|
натрій гідроген фосфат
Na2HPO4
|
У харчовій промисловості;
у фармацевтичній промисловості
|
Добрива
мінеральні
|
органічні
|
Селітри, рідкий амоніак, солі амонію та ін.
|
Гній, послід, зелені добрива
|
Класифікація елементів, що входять до складу добрив
|
Мaкроелементи (Нітроген, Фосфор, Калій)
|
Проміжні елементи (Кальцій, Магній, Сульфур)
|
Мікроелементи (Бор, Купрум, Ферум, Манган, Молібден, Цинк)
|
Характеристика добрив
|
Назва
|
Хімічна формула
|
Вміст основної поживної речовини
|
Фосфатні добрива
|
Фосфоритне борошно
|
Ca5F(PO4)3
|
P2O5 ― 19-25 %
|
Суперфосфат простий
|
Ca(H2PO4)2 ∙ H2O + Н3РО4 +
+ CaSO4
|
P2O5 ― 16-20 %
|
Суперфосфат подвійний
|
Ca(H2PO4)2 ∙ H2O + Н3РО4
|
P2O5 ― 38-50 %
|
Нітратні добрива
|
Амоніакова селітра (амоній нітрат)
|
NН4NO3
|
N ― 32-35 %
|
Амоній сульфат
|
(NH4)2SO4
|
N ― 20-21 %
|
Натрієва селітра
(натрій нітрат)
|
NaNO3
|
N ― 16 %
|
Хлористий амоній (амоній хлорид)
|
NН4Cl
|
N ― 24-25 %
|
Сечовина
|
CO(NH2)2
|
N ― 42-46 %
|
Калійні добрива
|
Хлористий калій
(калій хлорид)
|
KCl
|
K2O ― 50-62 %
|
Калій сульфат
|
K2SO4
|
K2O ― 48-52 %
|
Каїніт
|
KCl ∙ MgSO4 ∙ 3H2O + NaCl
|
K2O
|
Змішані та складні добрива
|
Нітрофоска
|
NН4NO3 + CaHPO4 +
+ СаСО3 + KCl
або
NН4NO3 + CaHPO4 +
+ (NH4)2HPO4 + CaSO4 ∙
∙ 2H2O + KCl
або
NН4NO3 + (NH4)2HPO4 +
+ KCl
|
N ― 12-20 %
P2O5 ― 10-14 %
K2O ― 10-21 %
|
Амофоска
|
(NH4)2HPO4 ∙ (NH4)2SO4 +
+ KCl
|
N ― 11-12 %
P2O5 ― 11-16 %
K2O ― 15-20 %
|
Достарыңызбен бөлісу: |
2S2 2P4
