Химические свойства неметаллических элементов

Добування водню в усіх випадках – це відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою: СН 4 + Н 2 О = СО + 3Н 2 СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом: С + Н 2 О = СО + Н 2 СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів солей, кислот, лугів.

Наприклад: Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 2Al+6NaOH+6H 2 O=2Na 3 [Al(OH) 6 ]+3H 2 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: 2H 2 +O 2 =2H 2 O H 2 +Cl 2 =2HCl CuO+H 2 =Cu+H 2 O WO 3 +3H 2 =W+3H 2 O У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди: 2Na+H 2 =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+H 2 Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н 2 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 (SiO 2 ), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів.

Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук.

Наприклад: 2KClO 3 =2KCl+3O 2 2KMnO 4 =K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами, неметалами, складними речовинами.

Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди: 4Fe+3O 2 =2Fe 2 O 3 C+O 2 =CO 2 CH 4 +2O 2 =CO 2 +2H 2 O 2ZnS+3O 2 =2ZnO+2SO 2 Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких збеігається: 2Na+O 2 =Na 2 O 2 (пероксид натрію) K+O 2 =KO 2 (надпероксид калію) Li+O 2 =Li 2 O (оксид літію) Озон О 3 – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень: 3O 2 =2O 3 Цей несамодільний процес відбувається за стадіями: O 2 +hv=O 2 * O 2 +O 2 * =O 3 +O O 2 +O=O 3 О 3 – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О 3 з різними відновниками.

Наприклад:O 3 =O 2 +O 2KI+O 3 +H 2 SO 4 =I 2 +K 2 SO 4 +O 2 +H 2 O O O 2 Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів: Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Na 2 O, CaO), кислотні (СО 2 , P 2 O 5 ), амфотерні (ZnO, Al 2 O 3 ), несолетвірні (N 2 O, NO). Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N 2 O 2 , ВаО 2 ), надпероксиди (КО 2 ), озоніди (КО 3 ). Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті 6 О, Ті 3 О). Розглянемо властивості сполук кисню з воднем. Вода. Це стійка речовина ( Н утв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000 о С помітним стає розкладання на прості речовини: 2H 2 O=2H 2 +O 2 Понад 5000 о С 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+H 2 O=Ca(OH) 2 P 2 O 5 +3H 2 O=2H 3 PO 4 з солями: CuSO 4 +5H 2 O=CuSO 4* 5H 2 O Вода може брати участь у реакціях обміну.

Наприклад гідролізу солей. У реакціях з сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок кисню (-2): 2F+2H 2 O=4HF+O 2 При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні властивості: 2HOH+2Na=2NaOH+H 2 Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н 2 О 2 у лужному середовищі: Na 2 O 2 +2HOH=2NaOH+H 2 O 2 2H 2 O 2 =2H 2 O 2 +O 2 Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО 2 , реакцією обміну якого з Н 2 SО 4 можна добути Н 2 О 2 : BaO 2 +H 2 SO 4 =H 2 O 2 +BaSO 4 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 СаF 2 , фторапатит CaF 2 * 3Ca 3 (PO 4 ) 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 MnO 2 , KmnO 4 : MnO 2 +4HCl=MnCl 2 +Cl 2 +2H 2 O 2KmnO 4 +16HCl=2MnCl 2 +5Cl 2 +2KCl+8H 2 O Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот: 2NaBr+MnO 2 +2H 2 SO 4 =Br 2 +MnSO 4 +Na 2 SO 4 +2H 2 O 10KI+2KMnO 4 +8H 2 SO 4 =5I 2 +MnSO 4 +6K 2 SO 4 +8H 2 O Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води солених озер обробляють хлором: 2Br+Cl 2 =Br 2 +2Cl 2I+Cl 2 =I 2 +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+F 2 =XeF 2 2H 2 O+2F 2 =4HF+O 2 SiO 2 +2F 2 =SiF 4 +O 2 Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини: 2Al+3Br 2 =2AlBr 3 2P+3Cl 2 =2PCl 3 2NH 3 +3Br 2 =N 2 +6HBr У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних властивостей: Н 2 + Г 2 = 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: Cl 2 +H 2 O=HCl+HOCl а в реакціях з лугами – солі цих кислот: Cl 2 +2KOH=KCl+KOCl+H 2 O 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: CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +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 H 2 SO 4 . Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO 2 ; НІ відновлює сірку (6) не тільки для SO 2 , а і до вільної сірки або навіть H 2 S: 2HBr+H 2 SO 4 =Br 2 +SO 2 +2H 2 O 8HI+H 2 SO 4 =4I 2 +H 2 S+4H 2 O 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: TiI 4 =Ti+2I 2 Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl 2 , хлорнувата HCl 3 , хлорна HCl 4 . Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах.

Аналогічні кислоти (окрім HBrО 2 і HIО 2 ) 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 (a) сірка. За температури понад 95,4 о С вона перетворюється на ромбічну ( b ) сірку. При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник: Fe+S=FeS 2Al+3S=Al 2 S 3 H 2 +S=H 2 S При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості: S+O 2 =SO 2 2S+Cl 2 =S 2 Cl 2 Сірководень H 2 S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну: FeS+2HCl=FeCl 2 +H 2 S H 2 S – 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 Na 2 S+HOH=NaHS+NaOH Гідроліз деяких сульфатів (Al 2 S 3 , Cr 2 S 3 ) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень: Al 2 S 3 +6H 2 O=2Al(OH) 3 +3H 2 S 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, Sb 2 S 3 ) з кислотами не реагують.

Нерозчинні у кислотах сульфіди можна добути дією H 2 S на розчинні солі: Pb(NO 3 ) 2 +H 2 S=PbS+2HNO 3 Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів: CuSO 4 +Na 2 S=CuS+Na 2 SO 4 FeSO 4 +Na 2 S=FeS+Na 2 SO 4 Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні: Na 2 SO 4 +4C=Na 2 S+4CO H 2 S окиснюється киснем, на повітрі горять: 2H 2 S+3O 2 =2SO 2 +2H 2 O (при надлишку О 2 ) 2H 2 S+O 2 =2S+2H 2 O (при недостатній кількості О 2 ) Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу сульфідів металів: 2ZnS+3O 2 =ZnO+SO 2 У водних рохчинах сульфіди і H 2 S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO 4 та іншими окисниками: Na 2 S+I 2 =2NaI+S H 2 S+4Br 2 +4H 2 O=H 2 SO 4 +8HBr При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди: Na 2 S+(n-1)S=Na 2 S n Сірка утворює два стійких оксидів – SO 2 і SO 3 . SO 2 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: SO 2 +H 2 O=H 2 SO 3 Внаслідок оборотності цієї реакції НSO 3 існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na 2 SO 3 , CaSO 3 ) і гідросульфіти (NaHSO 3 , Ca(HSO 3 ) 2 ). Останні не стійки, переходять у піросульфіти. Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO 2 +O 2 =2SO 2 , яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO 3 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, K 2 Cr 2 O 7 : Na 2 SO 3 +I 2 +H 2 O=Na 2 SO 4 +2HI Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою: SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4 Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na 2 SO 4 – сильна двоосновна кислота.

Розведена кислота реагує з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад: Zn+H 2 SO 4(p) =ZnSO 4 +H 2 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 (SO 2 ): Cu+2H 2 SO 4(k) =CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H 2 S: 4Zn+5H 2 SO 4 =4ZnSO 4 +H 2 S+4H 2 O (SO 2 , S) Як сильна і нелетка кислота H 2 SO 4 витісняє чимало інших кислот з їх солей: NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl KNO 3 +H 2 SO 4 =KHSO 4 +HNO 3 Більшість солей H 2 SO 4 розчинна в воді. Нерозчинні BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , малорозчиниий CaSO 4. Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na 2 SO 3 , NaHSO 3 , Ca(HSO 3 ) 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 o С. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником: 6Li+N 2 =2Li 3 N 3Mg+N 2 =Mg 3 N 2 3H 2 +N 2 +2NH 3 N 2 +O 2 =2NO N 2 +3F 2 =2NF 3 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: Mg 3 N 2 +6HOH=3Mg(OH) 2 +2NH 3 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: N 2 +3H 2 =2NH 3 У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію: NH 3 NH 4 Cl+NaOH=NaCl+NH 4 OH H 2 O Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH 3 у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH 4 OH не існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію: NH 3 +HCl=NH 4 Cl 2NH 3 +H 2 CO 3 =(NH 4 ) 2 CO 3 Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак.

Наприклад: (NH 4 )SO 4 =NH 3 +NH 4 HSO 4 . Проте у деяких випадках ( NH 4 Cl, NH 4 Br та ін.) утворені гази не розділяються: NH 4 Cl=NH 3 +HCl і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процес заміщення атомів водню: 2Al+2NH 3 =2AlN+3H 2 Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr 3 . Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем: (Cr 2 O 3 ) 4NH 3 +3O 2 =2N 2 +6H 2 O (Pt) 4NH 3 +5O 2 =4NO+6H 2 O У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl 2 , Br 2 ): 2NH 3 +3Cl 2 =N 2 +6HCl Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO 2 добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N 2 +O 2 = 2NO) не використовується через великі енергетичні витрати.

Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем: 2NO+O 2 =2NO 2 Взаємодія NO 2 з водою йде за рівнянням: 2NO 2 +HOH=HNO 3 +HNO 2 Азотиста кислота HNO 2 існує лише розчинах, багато які її солі (KNO 2 , NaNO 3 ) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або температури розкладається: NO 2 2HNO 2 =HOH+N 2 O 3 NO Тому кінцевими продуктами реакції NO 2 з водою є HNO 3 та NO: 3NO 2 +HOH=2HNO 3 +NO У присутності О 2 , NO перетворюється у NO 2 і єдиним продуктом реакції стає HNO 3 : 4NO 2 +O 2 +2HOH=4HNO 3 Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти. У водних розчинах HNO 3 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 NO 2 , розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N 2 O, N 2 , NH 4 NO 3 : Cu+4HNO 3(k) =Cu(NO 3 ) 2 +2NO 2 +2HOH 3Cu+8HNO 3(p) =3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4HOH 4Zn+10HNO 3(p) =4Zn(NO 3 ) 2 +N 2 O+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 HNO 3 інертних оксидних плівок.

Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур.

Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO 3 = Ag + 2NO 2 + O 2 . Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота.

Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO 2 (NO 3 ) 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 о С: Ca 3 (PO 4 ) 2 +5C+3SiO 2 =3CaSiO 3 +2P+5CO Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50 о С. 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+3O 2 (надлишок)=2P 2 O 3 4P+5O 2 (надлишок)=2P 2 O 5 2P+5Cl 2 (надлишок)=2PCl 5 В реакціях з активними металами фосфор виступає в ролі окисника: 3Mg+2P=Mg 3 P 2 . Зводним фосфором не реагує. Бфлий фосфор вступає в реакцію з лугом, при цьому відбувається його самоокислення – самовідновлення: P 4 +3NaOH+3HOH=PH 3 +3NaH 2 PO 2 Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg 3 P 2 +6H 2 O=3Mg (OH) 2 +2PH 3 . Фосфін реагує з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH 3 +HI=PH 4 I. При підвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються.

Водночас фосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається: 2PH 3 +4O 2 =P 2 O 5 +3HOH При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH 2 PO 2 (гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H 3 PO 2 . Кислота сильна, одноосновна.

Кислота і її солі є сильними відновниками. У зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються при хімічному нікелюванні: NiSO 4 +NaH 2 PO 2 +HOH=Ni+NaH 2 PO 3 +H 2 SO 4 При взаємодії P 2 O 5 з водою утворюються фосфорні кислоти: P 2 O 5 +HOH=2HPO 3 (метафосфорна кислота) P 2 O 5 +2HOH=H 4 P 2 O 7 (дифосфорна кислота) P 2 O 5 +3HOH=2H 3 PO 4 (ортофосфорна кислота) Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна). Для її добування окрім реакції P 2 O 5 з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію: Ca 3 (PO 4 ) 2 +3H 2 SO 4 =3CaSO 4 +2H 3 PO 4 Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати (Na 3 PO 4 , Ca 3 (PO 4 ) 2 ), кислі, в тому числі гідрофосфати (Na 2 HPO 4 , CaHPO 4 ) і дегідрофосфати (NaH 2 PO 4 , Ca(H 2 PO 4 ) 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.

Електронегативність вуглецю=2,5, електрони хімічних зв’язків можуть зсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення +4), а також до атома вуглецю від його партнерів (ступінь окислення –4). Відомі сполуки в яких вуглець має різні промежні ступіні окислення. Найстійкиший ступінь окислення +4. Більшість його знаходиться у карбонатах (CaCO 3 , MgCO 3 ). Вуглець міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті, вугіллі, сланці, природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простих речовин – графіту, алмазу. Відомо кілька алотропічних модифікацій вуглецю: алмаз, графіт, карбін, фулерени.

Вуглець – найтугоплавкіша проста речовина.

Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагріванні вступає в реакції з металами і воднем, виявляючи окиснювальні властивості, у реакіях з киснем, сіркою, оксидами металів та ін. – відновні властивості: Ca+2C=CaC 2 C+O 2 =CO 2 4Al+3C=Al 4 C 3 C+2S=CS 2 2H 2 +C=CH 4 C+PbO=Pb+CO З галогенами вууглець безпосередньо не реагує. Карбіди металів можна розділити на дві групи: карбіди S- (P-) металів і карбіди d – металів. Карбіди першої групи з водою вступають у реакції обміну з утворенням гідроксидів металів і вуглеводнів: CaC 2 +2HOH=Ca(OH) 2 +C 2 H 2 (HC CH) Al 4 C 3 +12HOH=4Al(OH) 3 +3CH 4 Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів: CaO+3C=CaC 2 +CO V 2 O 5 +7C=2VC+5CO Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО 2 . При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО 2 С о +О 2 =СО 2 , СО 2 припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем: CO 2 +C=2CO При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється суміш СО і Н 2 , які називаються водяним газом: C+HOH=CO+H 2 СО за звичайних умов поводить себе як несолетвірний оксид, не реагує з водою, розчинами кислов і лугів. Однак при підвищеному тиску пр нагіванні вступає в реакцію із лугами, утворюються солі мурашиної кислоти: Со +NaOH=HCOONa. Для СО характерні відовні властивості: 2CO+O 2 =2CO 2 DH= -565 кДж. Fe 2 O 3 +3CO=2Fe+3CO 2 NiO+CO=Ni+CO 2 Оксиди вуглецю (2) сполучаються із багатьма металами, утворюючи карбоніди: Fe+5CO=FeCO 5 (карбоніл заліза) Ni+4CO=Ni(CO) 4 (карбоніл нікелю) Велике значення має реакція СО з аміаком: CO+NH 3 =HCN+HOH Дуже отруйна. Повільно розкладаєтсья придії води і кисню. Солі цієї кислоти (NaCN, KCN) називають ціанідами. Оксид вуглецю (4) добувають у промисловості термічним розкладом CaCO 3 : CaCO 3 =CaO+CO 2 а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО 3 в апараті Кіппа: CaCO 3 +2HCl=CaCl 2 +HOH+CO 2 СО 2 розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту: CO 2 +HOH=H 2 CO 3 Вугільна кислота нестійка, існує лише у водному розчині, двухосновна. Для перетворення карбонатів у гідрокарбонати можна використати дію вугільної кислоти на карбонати: CaCO 3 +H 2 CO 3 =Ca(HCO 3 ) 2 для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі: Ca(HCO 3 ) 2 +Ca(OH) 2 =2CaCO 3 +2HOH В зв’язку з тим, що вугільна кислота являєтсья слабкою, карбонати підлягають значному гідролізу. Гідроліз солей лужних металів іде ступінчато і оборотно.

Вуглець і його сполуки дуже важливі для металургії. Вуглець (кокс) використовується як дешевий відновник при отриманні багатьох металів (Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Co і ін). Вуглець – важливий компонент сплавів (чугуна, сталі та ін). Кремній.

Електронегативність кремнію (1,9) невисока, тому найбільш стійка ступінь окислення +4. Найбільш низька ступінь окислення –4 проявляється в сполуках з активними металами, проміжні ступені окислення (крім 0) – нестійкі. Кремній одержують в електропечах відновленням SiO 2 коксом: SiO 2 +2C=Si+2CO DH=68.9 Дж. Необхідний для напівпровідників техніки кремній особливої частоти отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції SiCl 4 з чистим цинком. Кремній – полімер, в реакйії вступає тільки при нагріванні. На відміну від вуглецю не реагує з Н 2 , але з’єднується з галогенами: Si+2Mg=Mg 2 Si (Si – окисник) Si+O 2 =SiO 2 Si+2Cl 2 =SiCl 4 (Si – відновник) Сполуки кремнію з металами, силіциди, як і карбіди, можна поділити на дві групи.

Солеподібні силіциди S-металів (Mg 2 Si, Ca 2 Si) легко реагують з кислотами (але не з водою), утворюючи сполуки кремнію з воднем, - сілани: Mg 2 Si+4HCl=2MgCl 2 +SiH 4 Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Si n +H 2n+2 . На повітрі сілани самозаймаються: SiH 4 +2O 2 =SiO 2 +2HOH при нагріванні розкладаються : SiH 4 =Si+2H 2 Оксид кремнію SiO 2 в природі існує у вигляді кварцу (піску), тримідиту, кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO 2 – тугоплавкий і хімічно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не реагує, свої кислотні властивості проявляє в реакціях з лугами, основними оксидами і деякими солями, які проходять з достатньою швидкістю при підвищених температурах: 2NaOH+SiO 2 =NaSiO 3 +HOH Na 2 CO 3 +SiO 2 =Na 2 SiO 3 +CO 2 З кислотами SiO 2 не реагує, вийняток складає плавикова кислота: SiO 2 +4HF=SiF 4 +2H 2 O. Кремнієву кислоту можна отримати дією кислоти на розчин Na 2 SiO 3 . Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь (колоїдний розчин), при великих концентраціях – гель (студень). Ортокремнієва кислота розчинна у воді, слабка, може існувати в дуже розведених розчинах. При підвищенній концентрації виникає поліконденсація. Найбільш широко використовуються силікати, виробляють міліони тон різних сілікатних матеріалів, в тому числі цеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та ін.

экспертная оценка помещения для аренды в Липецке
оценка аренды в Белгороде
экспертная оценка автомобиля в Москве
дипломные работы на заказ, рефераты и авторские курсовые работы

Подобные работы

Производство синтетического аммиака при среднем давлении. Расчёт колонны синтеза

echo "Применение соединений азота в качестве удобрений определяет их первостепенное значение в жизни человечества. В настоящее время в России потенциалом для производства синтетического аммиака облада

Лакокрасочные изделия

echo "Немного истории Историки считают, что слово 'лак' родилось на полуострове Индостан. Именно там был изобретен первый лак - шеллак, изготовленный на основе смолистых выделений насекомых, обитающи

Молибден

echo "Впоследствии оказалось, что этот минерал тогда ещё неизвестного элемента №42. Но до середины 18-го века молибденит и графит не различали, лишь в 1758 г. известный шведский химик и минералог Аксе

Необычные свойства обычной воды

echo "Однако с научной точки зрения это самая необычная, самая загадочная жидкость. Пожалуй, только жидкий гелий может соперничать с ней. Но необычные свойства жидкого гелия (такие, как сверхтекучест

Применение химических веществ группы углеводов в росписи тканей

echo "Название углеводы возникло на основании данных анализа первых известных представителей этой группы соединения. Вещества этой группы состоят из углерода, водорода и кислорода, причем соотношение

Химические свойства неметаллических элементов

echo "Добування водню в усіх випадках – це відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою: СН 4 + Н 2 О = СО + 3Н 2 СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 Водень можна

Производство серной кислоты

echo "Производство серной кислоты из пирита состоит из трёх стадий. "; echo ''; echo " "; echo ''; echo " "; echo ''; echo " "; echo ''; echo " "; echo ''; echo " "; echo ''; echo " "

Анализ и технологическая оценка химического производства

echo "Процесс получения соляной кислоты имеет две стадии; 1) получение хлористого водорода; 2) абсорбция x лористого водорода водой. Существуют два способа получения хлористого водорода: сульфатной и