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

Текст из файла (страница 2)

Pb(NO₃)₂+H₂S=PbS+2HNO₃

Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів:

CuSO₄+Na₂S=CuS+Na₂SO₄

FeSO₄+Na₂S=FeS+Na₂SO₄

Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні:

Na₂SO₄+4C=Na₂S+4CO

H₂S окиснюється киснем, на повітрі горять:

2H₂S+3O₂=2SO₂+2H₂O (при надлишку О₂)

2H₂S+O₂=2S+2H₂O (при недостатній кількості О₂)

Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу сульфідів металів:

2ZnS+3O₂=ZnO+SO₂

У водних рохчинах сульфіди і H₂S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO₄ та іншими окисниками:

Na₂S+I₂=2NaI+S

H₂S+4Br₂+4H₂O=H₂SO₄+8HBr

При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:

Na₂S+(n-1)S=Na₂S_n

Сірка утворює два стійких оксидів – SO₂ і SO₃. SO₂ за звичайних умов - безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксид добре розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:

SO₂+H₂O=H₂SO₃

Внаслідок оборотності цієї реакції НSO₃ існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na₂SO₃, CaSO₃) і гідросульфіти (NaHSO₃, Ca(HSO₃)₂). Останні не стійки, переходять у піросульфіти.

Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO₂+O₂=2SO₂, яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO₃ і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція практично не йде. Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах реагують з галогенами KMnO_4, K₂Cr₂O₇:

Na₂SO₃+I₂+H₂O=Na₂SO₄+2HI

Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:

SO₃+H₂O=H₂SO₄

Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na₂SO₄ – сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагує з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:

Zn+H₂SO_4(p)=ZnSO₄+H₂

У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів. Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів за звичайних умов, але при нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, але ні з благородними металами (Au, Pt та інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI) відновлюється до +4 (SO₂):

Cu+2H₂SO_4(k)=CuSO₄+SO₂+2H₂O

Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H₂S:

4Zn+5H₂SO₄=4ZnSO₄+H₂S+4H₂O

(SO₂, S)

Як сильна і нелетка кислота H₂SO₄ витісняє чимало інших кислот з їх солей:

NaCl+H₂SO₄=NaHSO₄+HCl

KNO₃+H₂SO₄=KHSO₄+HNO₃

Більшість солей H₂SO₄ розчинна в воді. Нерозчинні BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄, малорозчиниий CaSO_4.

Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na₂SO₃, NaHSO₃, Ca(HSO₃)₂ використовують при добуванні целюлози з деревини. Сірка – шкідливий домішок у чавунах і сталях. Сірчана кислота – використовується при гідрометалургійному добуванні Zn, Cd, Ni, Cu.

Азот.

За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5. Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідає числу електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронної оболонки до структури інертного газу (Ne). Найбільш стійким є ступінь окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі. Азот добувають перегонкою рідкого повітря.

У молекулі N2 атоми зв’язані потрійним зв’язком. Велика енергія зв’язку зумовлює високу стійкість і малу хімічну активність N2. За звичайних умов азот реагує лише з літієм, з іншими металами – при нагріванні, утворюючи нітриди. З воднем сполучається лише при підвищених температурах і тиску, з киснем – при температурах понад 3000^oС. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником:

6Li+N₂=2Li₃N

3Mg+N₂=Mg₃N₂

3H₂+N₂+2NH₃

N₂+O₂=2NO

N₂+3F₂=2NF₃

Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями, оскільки їм не відповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металів ступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з водою, наприклад:

Mg₃N₂+6HOH=3Mg(OH)₂+2NH₃

Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну активність, не реагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з кислотами. Аміак в промисловості добувають синтезом з простих речовин:

N₂+3H₂=2NH₃

У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію:

NH₃

NH₄Cl+NaOH=NaCl+NH₄OH

H₂O

Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH₃ у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH₄OH не існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію:

NH₃+HCl=NH₄Cl

2NH₃+H₂CO₃=(NH₄)₂CO₃

Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад: (NH₄)SO₄=NH₃+NH₄HSO₄. Проте у деяких випадках ( NH₄Cl, NH₄Br та ін.) утворені гази не розділяються:

NH₄Cl=NH₃+HCl

і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процес заміщення атомів водню:

2Al+2NH₃=2AlN+3H₂

Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr₃. Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:

(Cr₂O₃)

4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O

_(Pt)

4NH₃+5O₂=4NO+6H₂O

У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl₂, Br₂):

2NH₃+3Cl₂=N₂+6HCl

Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO₂ добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N₂ +O₂ = 2NO) не використовується через великі енергетичні витрати.

Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем:

2NO+O₂=2NO₂

Взаємодія NO₂ з водою йде за рівнянням:

2NO₂+HOH=HNO₃+HNO₂

Азотиста кислота HNO₂ існує лише розчинах, багато які її солі (KNO₂, NaNO₃) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або температури розкладається:

NO₂

2HNO₂=HOH+N₂O₃

NO

Тому кінцевими продуктами реакції NO₂ з водою є HNO₃ та NO:

3NO₂+HOH=2HNO₃+NO

У присутності О₂, NO перетворюється у NO₂ і єдиним продуктом реакції стає HNO₃:

4NO₂+O₂+2HOH=4HNO₃

Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти.

У водних розчинах HNO₃ є сильною кислотою, практично повнімтю дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшості металів, майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованою азотною кислотою продуктом відновлення звичайно є NO₂, розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N₂O, N₂, NH₄NO₃:

Cu+4HNO_3(k)=Cu(NO₃)₂+2NO₂+2HOH

3Cu+8HNO_3(p)=3Cu(NO₃)₂+2NO+4HOH

4Zn+10HNO_3(p)=4Zn(NO₃)₂+N₂O+5HOH

Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Pt та ін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії HNO₃ інертних оксидних плівок.

Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO₃ = Ag + 2NO₂ + O₂.

Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO₂ (NO₃)₂ при добуванні урану); “царська водка” (суміш азотної і соляної кислот) – при добуванні пластиннових металів.

Фосфор.

У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть, меншу електронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який відповідає завершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки найстійкішою стає найвищий ступінь окислення +5.

Добування фосфору при дії вугілля і піску на фосфат кальцію в електропечах при 1500^оС:

Ca₃(PO₄)₂+5C+3SiO₂=3CaSiO₃+2P+5CO

Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50^оС. Червоний і чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняється в органічний розчинах, не отруйний. Для фосфору характерні відновні властивості, які він виявляє у реакціях з неметалами:

4P+3O₂ (надлишок)=2P₂O₃

4P+5O₂ (надлишок)=2P₂O₅

2P+5Cl₂ (надлишок)=2PCl₅

В реакціях з активними металами фосфор виступає в ролі окисника: 3Mg+2P=Mg₃P₂. Зводним фосфором не реагує. Бфлий фосфор вступає в реакцію з лугом, при цьому відбувається його самоокислення – самовідновлення:

P₄+3NaOH+3HOH=PH₃+3NaH₂PO₂

Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg₃P₂+6H₂O=3Mg (OH)₂+2PH₃. Фосфін реагує з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH₃+HI=PH₄I. При підвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються. Водночас фосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається:

2PH₃+4O₂=P₂O₅+3HOH

При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH₂PO₂ (гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H₃PO₂. Кислота сильна, одноосновна. Кислота і її солі є сильними відновниками. У зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються при хімічному нікелюванні:

NiSO₄+NaH₂PO₂+HOH=Ni+NaH₂PO₃+H₂SO₄

При взаємодії P₂O₅ з водою утворюються фосфорні кислоти:

P₂O₅+HOH=2HPO₃ (метафосфорна кислота)

P₂O₅+2HOH=H₄P₂O₇ (дифосфорна кислота)

P₂O₅+3HOH=2H₃PO₄ (ортофосфорна кислота)

Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна).

Для її добування окрім реакції P₂O₅ з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію:

Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄=3CaSO₄+2H₃PO₄

Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати (Na₃PO₄, Ca₃ (PO₄)₂), кислі, в тому числі гідрофосфати (Na₂HPO₄, CaHPO₄) і дегідрофосфати (NaH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂).

Фосфор є шкідливою домішкою в човунах і сталях. Гіпофосфати застосовуються для добування нікельових покриттів. У великих кількостях солі фосфорної кислоти використовують як фосфорні добрива.

Вуглець.

Характеристики

Список файлов реферата