Himiya (739685)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

Водень.

Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула 1S¹. Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, а також 0 (у простій речовині). За значеннями ступенів окислення водень схожий з лужними металами (+1) та із галогенами (-1). Тому в періодичній системі для нього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів. Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1). Таким чином, особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють однозначно визначити його положення в періодичній системі.

Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н₂О. Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів (нафти) та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою:

СН₄ + Н₂О = СО + 3Н₂

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂

Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:

С + Н₂О = СО + Н₂

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂

Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів солей, кислот, лугів. Наприклад:

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂

2Al+6NaOH+6H₂O=2Na₃[Al(OH)₆]+3H₂

Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді. Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновні властивості виявляє в реакціях з неметалами, а також по відношенню до оксидів і галогенів:

2H₂+O₂=2H₂O

H₂+Cl₂=2HCl

CuO+H₂=Cu+H₂O

WO₃+3H₂=W+3H₂O

У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:

2Na+H₂=2NaH

З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує. При нагріванні водень реагує з багатьма d – металами. Сполуки що містять водень в степені окислення +1, є їх окислювальні властивості, а в –1 – відновні.

NaH+HOH=NaOH+H₂

Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н₂ використовують у виробництві аміаку та органічних синтезах.

Кисень.

Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот (силікатів), піску (SiO₂), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук. Наприклад:

2KClO₃=2KCl+3O₂

2KMnO₄=K₂MnO₄+MnO₂+O₂

Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди:

4Fe+3O₂=2Fe₂O₃

C+O₂=CO₂

CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O

2ZnS+3O₂=2ZnO+2SO₂

Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких збеігається:

2Na+O₂=Na₂O₂ (пероксид натрію)

K+O₂=KO₂ (надпероксид калію)

Li+O₂=Li₂O (оксид літію)

Озон О₃ – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:

3O₂=2O₃

Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:

O₂+hv=O₂^*

O₂+O₂^*=O₃+O

O₂+O=O₃

О₃ – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О₃ з різними відновниками. Наприклад:O₃=O₂+O

2KI+O₃+H₂SO₄=I₂+K₂SO₄+O₂+H₂O

O O₂

Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:

Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Na₂O, CaO), кислотні (СО₂, P₂O₅), амфотерні (ZnO, Al₂O₃), несолетвірні (N₂O, NO).

Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N₂O₂, ВаО₂), надпероксиди (КО₂), озоніди (КО₃).

Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті₆О, Ті₃О).

Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.

В ода. Це стійка речовина ( Н_утв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000^оС помітним стає розкладання на прості речовини:

2H₂O=2H₂+O₂

Понад 5000^оС розкладання відбувається практично повністю.

Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних сполук.

Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і кислотними оксидами:

CaO+H₂O=Ca(OH)₂

P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄

з солями: CuSO₄+5H₂O=CuSO_4*5H₂O

Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей. У реакціях з сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок кисню

(-2):

2F+2H₂O=4HF+O₂

При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні властивості:

2HOH+2Na=2NaOH+H₂

Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н₂О₂ у лужному середовищі:

Na₂O₂+2HOH=2NaOH+H₂O₂

2H₂O₂=2H₂O₂+O₂

Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО₂, реакцією обміну якого з Н₂SО₄ можна добути Н₂О₂:

BaO₂+H₂SO₄=H₂O₂+BaSO₄

Галогени.

Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш стійким є ступінь окислення –1.

Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і +6).

У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1. Найважливіші мінерали плавиковий шпат СаF₂, фторапатит CaF_{2 *} 3Ca₃ (PO₄)₂, кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl_*NaCl та інші. Іони хлору містяться в морській воді. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.

Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1 до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише електролізом.

Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого водного розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії із сильними окисниками, наприклад MnO₂, KmnO₄:

MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂+2H₂O

2KmnO₄+16HCl=2MnCl₂+5Cl₂+2KCl+8H₂O

Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот:

2NaBr+MnO₂+2H₂SO₄=Br₂+MnSO₄+Na₂SO₄+2H₂O

10KI+2KMnO₄+8H₂SO₄=5I₂+MnSO₄+6K₂SO₄+8H₂O

Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води солених озер обробляють хлором:

2Br+Cl₂=Br₂+2Cl

2I+Cl₂=I₂+2Cl

У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений, бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали. Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні властивості. Найсільнішим окисником є фтор (2), який окислює кисень до –2 і навіть деякі благородні гази:

Xe+F₂=XeF₂

2H₂O+2F₂=4HF+O₂

SiO₂+2F₂=SiF₄+O₂

Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини:

2Al+3Br₂=2AlBr₃

2P+3Cl₂=2PCl₃

2NH₃+3Br₂=N₂+6HBr

У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних властивостей: Н₂ + Г₂ = 2НГ. Реакція з фтором швидко перебігає в темноті і на холоді, реакція з бромом йде швидко лише при нагріванні, реакція з йодом оборотна і протікає при підвищенні температури.

При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням, самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:

Cl₂+H₂O=HCl+HOCl

а в реакціях з лугами – солі цих кислот:

Cl₂+2KOH=KCl+KOCl+H₂O

Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору.

Галогеноводні НГ можна добути реакціями галогенів з воднем бо (для HF i HCl) реакціями обміну:

CaF₂+H₂SO₄=CaSO₄+2HF

NaCl+H₂SO₄=NaHSO₄+HCl

NaCl+NaHSO₄=Na₂SO₄+HCl

HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані, добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості. HCl, HBr, HI - сильні кислоти.

Підсилення відновних властивостей Г виявляються у їх різному реагуванні на дію концентрованої H₂SO₄. Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO₂; НІ відновлює сірку (6) не тільки для SO₂, а і до вільної сірки або навіть H₂S:

2HBr+H₂SO₄=Br₂+SO₂+2H₂O

8HI+H₂SO₄=4I₂+H₂S+4H₂O

Через це HBr і HI неможливо добути дією концентрованої сірчаної кислоти на солі цих кислот.

Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують для очищення та добування металів:

TiI₄=Ti+2I₂

Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl₂, хлорнувата HCl₃, хлорна HCl₄. Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах. Аналогічні кислоти (окрім HBrО₂ і HIО₂ ) утворюють бром і йод.

Сірка.

З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має сірка.

Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли вона утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами. Найхарактернішими для сірки є ступені окиснення –2, 0, +4, +6.

Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки.

Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов стійка моноклинна () сірка. За температури понад 95,4^оС вона перетворюється на ромбічну (  ) сірку.

При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al₂S₃

H₂+S=H₂S

При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:

S+O₂=SO₂

2S+Cl₂=S₂Cl₂

Сірководень H₂S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну:

FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S

H₂S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах – це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію) піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і оборотно:

S+HOH=HS+OH

I ступінь

або Na₂S+HOH=NaHS+NaOH

Гідроліз деяких сульфатів (Al₂S₃, Cr₂S₃) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень:

Al₂S₃+6H₂O=2Al(OH)₃+3H₂S

Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує, причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших (PbS, HgS, Sb₂S₃) з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди можна добути дією H₂S на розчинні солі:

Характеристики

Тип файла документ

Документы такого типа открываются такими программами, как Microsoft Office Word на компьютерах Windows, Apple Pages на компьютерах Mac, Open Office - бесплатная альтернатива на различных платформах, в том числе Linux. Наиболее простым и современным решением будут Google документы, так как открываются онлайн без скачивания прямо в браузере на любой платформе. Существуют российские качественные аналоги, например от Яндекса.

Будьте внимательны на мобильных устройствах, так как там используются упрощённый функционал даже в официальном приложении от Microsoft, поэтому для просмотра скачивайте PDF-версию. А если нужно редактировать файл, то используйте оригинальный файл.

Файлы такого типа обычно разбиты на страницы, а текст может быть форматированным (жирный, курсив, выбор шрифта, таблицы и т.п.), а также в него можно добавлять изображения. Формат идеально подходит для рефератов, докладов и РПЗ курсовых проектов, которые необходимо распечатать. Кстати перед печатью также сохраняйте файл в PDF, так как принтер может начудить со шрифтами.

Список файлов реферата