166178 (Неорганічні сполуки. Основні закони хімії та їх наслідки), страница 2

При розчиненні хлору у воді утворюються дві кислоти - соляна та хлорноватиста:

Cl₂ + H₂O ↔ НCl + НClО

Також хлор взаємодіє з холодними розчинами лугів, утворюючи відповідні солі (отриманий розчин називають жавелевою водою). З гарячими розчинами лугів хлор утворює відповідні солі соляної та хлорноватої кислот, наприклад

3Cl₂ + 6КOH → 5КCl + КClO₃

Утворений хлорат калію називають бертолетовою сіллю.

При нагріванні хлор взаємодіє з багатьма органічними речовинами.

Хлор - сильний окисник, тому легко взаємодіє зі складними речовинами, до складу яких входять елементи, здатні окислюватись до більш високого валентного стану, наприклад: 2FеCl₂ + Cl₂ → 2FеCl₃

Хлор використовують для відбілювання паперу і тканин, знезараження питної води, виробництва різноманітних ядохімікатів, соляної кислоти, хлороорганічних речовин та розчинників, а також у лабораторній практиці.

4. Бор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Сполуки бору. Борна кислота: добування, фізичні та хімічні властивості, застосування. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування тетраборату натрію

Бор належить до головної підгрупи ІІІ групи періодичної системи. Порівняно мало розповсюджений у природі. Вміст бору у земній корі складає близько 1,2∙10^-3%.

До головних природних сполук бору відносять борну кислоту H₃ВO₃ та солі борних кислот, серед яких найбільш відома бура Na₂В₄O₇∙10H₂O.

Борна кислота являє собою білі кристали, блискучі лусочки яких розчиняються у гарячій воді. Отримують дією сірчаної кислоти на гарячий розчин тетраборату натрію:

Na₂В₄О₇ + H₂SO₄ + 5H₂O → Na₂SO₄ + 4Н₃ВO₃.

При охолодженні розчину борна кислота викристалізовується, оскільки в холодній воді малорозчинна. При нагріванні борна кислота втрачає воду, переходячи спочатку в мета борну кислоту НВO₂, а потім у борний ангідрид В₂O₃. При кип’ятінні розчину разом з парáми води випаровується і борна кислота.

Борна кислота належить до числа дуже слабких кислот (при 20°С К₁ = 6∙10^-10, дві інші константи дисоціації відповідно -13 та -14 порядків).

Застосовують борну кислоту при виготовленні емалей і глазурей, у виробництві спеціальних сортів скла, у паперовому та шкіряному виробництві, а також у якості дезінфікуючого засобу.

5. Свинець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ), добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісні реакції на катіон свинцю (ІІ)

Свинець належить до головної підгрупи ІV групи періодичної системи елементів. Вміст свинцю у земній корі складає близько 1,6∙10^-3%. Зазвичай свинець зустрічається у вигляді РbS, який ще називають свинцевим блиском.

Свинець - голубувато-білий метал, надзвичайно м’який, ріжеться ножем. На повітрі його поверхня окислюється і робиться матовою. Плавиться при 327,4°С, кипить при 1740°С, легко утворює сплави з оловом та іншими металами.

На холоді свинець доволі інертний, а при нагріванні легко вступає в реакцію з киснем, сіркою та хлором. Свинець добре розчиняється у азотній кислоті, проте погано у соляній та сірчаній, оскільки утворює важкорозчинний сульфат або хлорид свинцю, який заважає його подальшому розчиненню. При сплавлянні свинцю з лугами у присутності окисників утворює розчинні сполуки.

Свинець широко застосовують у техніці. Найбільша його кількість йде на виготовлення оболонок кабелів та пластин акумуляторів. Із свинцю виготовляють кожухи башт, зміївики холодильників та інші відповідальні частини апаратури. Свинець добре поглинає γ-випромінювання, тому використовується для захисту від радіації.

Гідроксид свинцю (ІІ) - речовина білого кольору, добре розчинна як у кислотах, так і розчинах лугів:

Рb (OH) ₂ + 2НNO₃ → Рb (NO₃) ₂ + 2H₂O

Рb (OH) ₂ + 2КOH → К₂ [Рb (OH) ₄]

При взаємодії монооксиду та гідроксиду свинцю (ІІ) з лугами утворюються плюмбіти. Солі свинцю (ІІ), крім Рb (NO₃) ₂ та Рb (CH₃COO) ₂ нерозчинні у воді.

Якісними реакціями на катіон Рb²⁺ є:

а) утворення чорного осаду РbS при дії сірководню на солі свинцю (ІІ);

б) утворення білого осаду РbSO₄ при добавлянні сірчаної кислоти або розчинних сульфатів до розчинів солей свинцю (ІІ);

в) утворення білого осаду РbCl₂ при дії на розчини солей свинцю (ІІ) соляною кислотою або розчинними хлоридами;

г) утворення жовтого осаду РbCl₂ при введенні йодид-іонів в розчини солей свинцю (ІІ).

6. Основні закони хімії та їх наслідки

1. Закон збереження маси речовини: маса речовин, які вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, отриманих внаслідок реакції.

2. Закон сталості складу: кожна чиста речовина, незалежно від способу її добування, завжди має сталий якісний і кількісний склад.

3. Закон еквівалентів: речовини взаємодіють між собою в кількостях, пропорційних їх еквівалентам, тобто

.

4. Закон кратних відношень: Якщо два елементи утворюють кілька сполук, то масові кількості одного елемента, які сполучаються з тою ж кількістю іншого, відносяться між собою як невеликі цілі числа.

5. Газові закони.

а) Закон об’ємних співвідношень: об’єми газів, що вступають в реакцію, відносяться один до одного і до об’ємів газоподібних продуктів реакцій як невеликі цілі числа.

б) Закон Авогадро: в рівних об’ємах різних газів за однакових умов (температури і тиску) міститься однакова кількість молекул.

Із закону Авогадро випливає, що рівні кількості молекул різних газів за однакових умов займають однаковий об’єм.

7. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквівалента

Масова процентна концентрація показує кількість грамів розчиненої речовини, яка міститься у 100 г розчину.

Об’ємна процентна концентрація означає число об’ємів розчиненої речовини у 100 об’ємах розчину.

Молярна концентрація, або молярність визначається кількістю молей розчиненої речовини, що міститься у 1 л розчину (позначається М).

Моляльна концентрація, або моляльність визначається числом молів розчиненої речовини, що міститься у 1 кг розчинника.

Нормальна концентрація, або нормальність кількість моль-еквівалентів речовини, що містяться в 1 л розчину (позначають н). Дану концентрацію ще називають молярною концентрацією еквівалента.

Мольна доля - це відношення числа молей даної речовини до загального числа молей всіх речовин, що містяться у розчині (позначають для розчинника N₁, для розчинених речовин N₂, N₃ і т.д.).

8. Бром. Характеристика елемента. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування

Бром - легколетка червоно-бура рідина з неприємним, задушливим запахом. Кипить при 58,8°С, твердне при -7,3°С. В 1 л води при 20°С розчиняється 35 г брому. В органічних розчинниках бром розчиняється значно краще.

За хімічними властивостями нагадує хлор. На зовнішньому рівні його атома є 7 електронів (s²р⁵), тому він легко приєднує електрон, утворюючи іон Вr‾. Завдяки наявності незаповненого d-рівня бром може в кисневмісних сполуках виявляти валентність +1, +3, +5 та +7.

Подібно хлору, бром взаємодіє з багатьма металами і неметалами, проте всі реакції брому протікають менш енергійно, ніж аналогічні реакції хлору:

2Аl + 3Вr₂ → 2АlВr₃

H₂ + Вr₂ → 2НВr

При розчиненні брому у воді реагує лише його частина, утворюючи бромоводневу та бромноватисту кислоти:

Вr₂ + H₂O ↔ НВr + НВrО

При розчиненні брому в лугах на холоді утворюються солі відповідних кислот:

Вr₂ + 2NaOH → NaВr + NaВrО + H₂O

З насиченими та ненасиченими вуглеводнями бром реагує також менш енергійно, ніж хлор.

Як і хлор, бром є окисником, і легко окислює, наприклад, сірчисту кислоту до сірчаної:

H₂SO₃ + Вr₂ + H₂O → H₂SO₄ + 2НВr

А якщо до розчину сірководню додати бромну воду, то червоно-буре забарвлення зникає і розчин мутніє внаслідок виділення сірки:

H₂S + Вr₂ → 2НВr + S↑

В лабораторних умовах бром отримують дією на бромоводневої кислоти або її солей на різні окисники:

2КMnO₄ + 16НВr → 2КВr + 2MnВr₂ + 5Вr₂ + 8H₂O

У промисловості бром отримують дією хлору на різні броміди:

2КВr + Cl₂ → 2КCl + Вr₂

Бром застосовують для отримання різних броморганічних сполук, які використовуються в лакофарбовій та фармацевтичній промисловостях. Значні кількості брому йдуть на виробництво броміду срібла, що використовується у якості світлочутливого шару при виготовленні фотоматеріалів.

9. Загальна характеристика неметалів головної підгрупи ІІІ, ІV груп. Вуглець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Алотропні видозміни вуглецю: алмаз, графіт, карбін. Уявлення про адсорбцію. Хімічні властивості вуглецю

До головної підгрупи ІІІ групи відносяться бор, алюміній, галій, індій, талій. На зовнішньому електронному рівні елементів головної підгрупи ІІІ групи є по 3 електрони (s²р¹). Вони легко віддають ці електрони або утворюють 3 неспарених електрони за рахунок переходу одного s-електрона на р-рівень.

Для бору і алюмінію характерними є ступені окислення 3+. У галію, індію і талію на зовнішньому електронному рівні також знаходиться по 3 електрони (конфігурація s²р¹), але вони розташовані після 18-електронного шару. Тому, на відміну від алюмінію, галій виявляє явно неметалічні властивості. В ряду галій-індій-талій металічні властивості посилюються.

До головної підгрупи ІV групи відносяться вуглець, кремній (неметали) та германій, олово, свинець (металоїди, метали).

На зовнішньому електронному рівні атомів головної підгрупи ІV групи знаходиться по 4 електрони (s²р²). Тому вони можуть приєднувати по 4 електрони, утворюючи восьмиелектронну оболонку, або за рахунок переходу s-елек-трона на р-рівень утворювати 4 неспарених електрони. З цієї причини для неметалів головної підгрупи ІV групи характерними ступенями окислення є 4- та 4+.

Вуглець зустрічається у природі як у вільному стані, так і у сполуках. Вміст його у земній корі становить 0,02%. У вільному кристалічному стані вуглець зустрічається у вигляді алотропних видозмін - алмазу, графіту, карбіну. У зв’язаному стані вуглець зустрічається в карбонатах (кальцит, магнезит, доломіт, залізний шпат, малахіт). Крім того, вуглець - головна складова кам’яного та інших видів вугілля, горючих природних газів та всіх живих організмів.

Алмаз - прозора речовина, найтвердіша з усіх відомих природних речовин. Його вважають еталоном твердості, яка за десятибальною шкалою оцінюється числом 10. Твердість алмазу обумовлена особливою структурою його кристалічної решітки. Алмаз погано проводить тепло і не проводить електричний струм. При нагріванні без доступу повітря перетворюється на графіт.

Графіт - темно-сіра речовина з металічним блиском. Він має шарувату структуру, тому порівняно м’який (залишає слід на папері). Графіт добре проводить електрику (але гірше, ніж метали), дуже тугоплавкий.

Чорний (аморфний) вуглець або карбін являє собою пористу речовину чорного кольору. Характерні представника цієї модифікації - сажа, кокс, деревне вугілля.

Найбільш реакційноздатним є чорний вуглець, за ним йдуть графіт і алмаз. За звичайної температури вуглець доволі інертний, але при нагріванні реагує з багатьма речовинами: киснем, сіркою, оксидами металів і неметалами. При взаємодії вуглецю з киснем утворюються монооксид або діоксид вуглецю та виділяється велика кількість теплоти:

С + O₂ → СO₂↑

2С + O₂ → 2СО↑

Вуглець - сильний відновник: віднімаючи кисень у багатьох оксидів, він відновлює речовини до вільного стану:

ZnО + С → Zn + СО↑

Вуглець взаємодіє з металами з утворенням карбідів:

Са + 2С → СаС₂