Контрольні питання

1. Які сполуки нітрогену, фосфору використовуються у якості мінеральних добрив?

________________________________________________________________________________________________________________________________________

2. У вигляді яких іонів нітроген потрапляє до рослин?

____________________________________________________________________

3. Чому суперфосфат не повністю розчиняється у воді?

________________________________________________________________________________________________________________________________________

4. Суперфосфат не можна змішувати з вапном. Чому? Відповідь підтвердить рівнянням реакції.

________________________________________________________________________________________________________________________________________

5. Чому фосфорити як добрива використовують лише для кислих ґрунтів?

____________________________________________________________________

6. Назвіть, які добрива називають комплексними?

________________________________________________________________________________________________________________________________________

Тема: халькогени

	R (A)	I1, эВ	Еа, эВ	Ступені окислення
O	0.60	13.6	1.467	-1, -2
S	0.90	10.4	2.077	-2, 0, +2,+4,+6
Se	1.16	9.75	2.02	-“-
Te	1.35	9.1	2.0	-“-
Po	1.64	8.43		0, +2, +4

До елементів VІ А групи належать Оксиген, Сульфур, селен, телур та радіоактивний полоній. Групова назва цих елементів - халькогени, тобто "що народжують мідні руди", обумовлено тим, що у природі вони зустрічаються частіше у вигляді сполук Купруму (сульфідів, оксидів, селенідів). Атоми халькогенів мають електронну конфігурацію s²p⁴ з двома неспареними р-електронами.

При переході від Оксигену до полонію розмір атомів та їх можливі координаційні числа зростають, а енергія іонізації (Е_іон) та електронегативність зменшуються. В сполуках Сульфуру, селену, телуру з Оксигеном і галогенами реалізуються ступені окислення +6, +4 і +2. З більшістю інших елементів вони утворюють халькогеніди, де находяться в ступені окислення -2. Стійкість сполук з вищим ступенем окислення зменшується від телуру до полонію. В сполуках з негативними ступенями окислення від Сульфуру до телуру зростають відновні, а в сполуках з позитивними ступенями окислення – окисні властивості.

Одне з характерних властивостей атомів халькогенів - їх здатність зв’язуватися один з одним у кільця та ланцюги. Це явище називають катенацією, яка яскраво спостерігається у Сульфуру, селену и телуру. Для них відомі багаточислені лінійні та циклічні молекулярні форми, утворені ланцюгами. З катенацією зв’язані алотропія і поліморфізм простих речовин.

В ідомо декілька поліморфних модифікацій Сульфуру: ромбічна (<96⁰С), моноклінна (96-119⁰С), пластична. Остання нестійка і при зберіганні поступово переходить до ромбічної модифікації. Алотропія Сульфуру обумовлена не різним числом атомів в молекулі, як у Оксигену, а різною будовою восьмиатомних молекул. По мірі нагрівання кільця розриваються і утворюються молекули з відкритим ланцюгом атомів.

Стабільність водневих сполук халькогенів зменшується в групі. Сірководень можливо отримати як і решту халькогеноводнів за реакцією: FeЭ + H₂SO₄ ® FeSO₄ + Н₂Э

Халькогеноводні – слабкі кислоти, сила яких зростає у групі. Вони виявляють відновні властивості. Сірководень горить на повітрі:

H₂S + O₂® H₂O + SO₂

Сірководень утворює кислі та середні солі. Більшість сульфідів нерозчинні у воді за виключенням сульфідів лужних металів та амонію.

Сульфур реагує з флуором: S + F₂ ® SF₆; (SF₄ , S₂F₁₀). З Хлором утворюються лише низькі хлориди і оксихлориди: S₂Cl₂, SCl₂. Селен та телур утворюють ЭГ₄ - галогенангідриди, які з солями лужних металів утворюють комплекси K[SeF₅], K₂[SeCl₆], Cs₂[TeI₆].

Оксид Сульфуру (ІV) отримують в лабораторіях за реакцією:

Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂ + 2NaCl + H₂O

При розчиненні утворює сульфітну кислоту (Н₂SO₃). Вона нестійка, існує лише у водних розчинах, утворює солі – гідросільфіти і сульфіти. Сірчиста кислота досить активний відновник, який окислюється у розчинах Хлору, перманганату, біхромату калію. В результаті окислення утворюється сульфатна кислота. Проте, при взаємодії з більш активними відновниками виявляє окисні властивості.

Н₂SO₃ + 2Н₂S = 3S + 3H₂O

Оксид Сульфуру (VІ) жадібно з’єднуються з водою, розчиняючись утворює сульфатну кислоту (Н₂SO₄). Пари триоксиду Сульфуру не можуть безпосередньо поглинатися водою в наслідок високого парціального тиску останньої і утворює туман, який не конденсується. Проте, пари SO₃ повністю поглинаються концентрованою сірчаною кислотою. Оксид Сульфуру (VІ) та сульфатна кислота сильні окисники. З розведеної кислоти, метали, що стоять в ряду напруг до Гідрогену, витісняють Гідроген. Концентрована сульфатна кислота при нагріванні окислює практично всі метали, відновлюючись до оксиду Сульфуру (ІV), або вільної Сульфуру чи сірководню.

Cu + 2H₂SO₄ = SO₂ + CuSO₄ + 2H₂O

3Zn +4H₂SO₄ = S + 3ZnSO₄ + 4H₂O

4Zn +5H₂SO₄ = H₂S + 4ZnSO₄ + 4H₂O

С ульфатна кислота утворює нормальні солі – сульфати та кислі солі – гідросульфати.

П ри умовному заміщенні в сірчаній кислоті або її солях одного атома Оксигену на атом Сульфуру утворюється відповідно тіосульфатна кислота (H₂S₂O₃) та її солі тіосульфати. Останні можуть бути отримані кип’ятінням розчинів сульфітів з сіркою. За дії сильних окисників (Хлору) тіосульфати окислюються до сульфатної кислоти. Сульфур входить до складу піросульфатної кислоти (H₂S₂O₇), яка утворює солі – піросульфати та надсульфатної кислоти (H₂S₂O₈), яка утворює солі – персульфати. Над сульфатна кислота містить пероксидний ланцюг, що обумовлює її сильні окисні властивості. Солі піросульфатної та надсульфатної кислот також є сильними окисниками.