4. Взаємодія з солями.

CaCO₃ + H₂SO₄ = CaSO₄ + CO₂↑ + H₂O

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

5. Взаємодія з водою. nH₂O + H₂SO₄ = H₂SO₄  nH₂O;

6. Дисоціація кислот.

1 ступінь H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO_4;

^{Гідросульфат іони}

ІІ ступінь HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄^-2

^{Сульфат- іони}

Запитання до семінару

1. Що характерно для неметалів у вільному стані? Чим визначається їх хімічна активність?

2. Неметали в періодичній системі.

3. Як пояснити положення Гідрогену в періодичній системі?

4. Які властивості виявляє Гідроген у різних ступенях окиснення?

5. Де застосовується водень?

6. Які найхарактерніші ступені окиснення у Оксигену?

7. За яких умов кисень найбільш активний як окисник?

8. Чи може оксиген бути відновником?

9. Як пояснити особливості будови молекули води? Чому вода – добрий розчинник?

10. Як пояснити аномально високу температуру кипіння води?

11. Чому вода погано дисоціює на іони? Як пояснити високу хімічну активність води?

12. Чому неметали, як правило, р-елементи? Користуючись таблицею Д-5, складіть ряд активності неметалів.

13. Як пояснити високу хімічну активність Хлору?

14. Чому Хлор виявляє позитивні ступені окиснення?

15. Які хімічні властивості має хлор?

16. Чим пояснити високу розчинність хлороводню у воді? Які властивості характерні для цього розчину?

17. У чому схожі і чим різняться за властивостями галогени?

18. Чому окиснювальні властивості галогенів послаблюються від Фтору та Йоду? Якими реакціями це можна довести?

19. Який об’єм за н.у. займе хлор, який знаходиться у сталевому балоні місткістю 40 л під тиском 5*10⁵ Па за температури 300 К?

20. Продукт взаємодії 5 л водню і 4,48 л хлору (н.у) розчинили у 85,4 мл води. Обчисліть масову частку даного продукту в розчині. У молекулярній та іонній формах запишіть рівняння реакцій цього розчину: а) з алюмінієм; б) з оксидом феруму (ІІІ).

21. Які властивості виявляє концентрована сірчана кислота?

Семінар № 6

Тема: Загальні властивості неметалів V групи.

Мета: Вивчити властивості та застосування сполук нітрогену. Вивчити сполуки та властивості фосфору.

Література:

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.

2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.

3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.

Методичні вказівки.

Головну підгрупу 5 групи періодичної системи Д. І. Менделєєва складають нітроген N, фосфор P, арсен Az, стибій Sb і бісмут Bi.

Електронна будова. Електронна конфігурація останього енергетичного рівня атомів елементів цієї підгрупи; ns² np³, тобто дони мають п’ять валентних електронів і можуть виявляти ступені окислення від – 3 до +5.

В атомах нітрогену (електронна формула 1s²2s²2p³) розподіл електронів за орбіталями на останньому енергетичному рівні атома такий:

   

Завдяки наявності трьох неспарених електронів атом нітрогену може утворювати три ковалентних зв’язки. Крім того, атом нітрогену може утворювати ще один ковалентний зв’язок за рахунок донорно- акцепторної взаємодії.

Властивості. У вільному стані нітроген утворює одну просту речовину -молекулярний азот N₂. В молекулі азоту утворюються три хімічних зв’язки: один σ– і два π-зв’язки, що зображують так: N ≡ N. Це так званий потрійний зв'язок.

Добування та застосування. В лабораторії азот добувають термічним розкладанням нітриту амонію NH₄NO₂ : NH₄NO₂ = N₂ + 3H₂O.

У промисловості азот добувають з повітря: повітря зріджують і піддають перегонці, розділяючи на складові частини.

Основна маса азоту, що відбувається, використовується, для виробництва аміаку – важливого хімічного продукту. Азотом наповнюють електролампи; за його допомогою створюють інертну атмосферу при проведенні хімічних реакцій, для яких недопустима наявність кисню.

Властивості. Амоніак – безбарвний газ з різким запахом. При температурі, нижчій за 33,4⁰С, він переходить у рідкий стан. Для амоніаку характерні реакції приєднання і окислення.

1. Взаємодія з водою. Амоніак енергійно взаємодіє з водою. Водний розчин амоніаку має лужну реакцію. Індикатор фенолфталеїн викликає появу малинового забарвлення розчину. Лужна реакція розчину амоніаку пояснюється наявністю гідроксид-іонів у рівноважній системі: NH₃  H₂O = NH₄⁺ + OH^-.

Водний розчин амоніаку прийнято називати гідроксидом амонію. Йому умовно приписують формулу NH₄OH. А також його називають амоніачною водою, а в медицині розчин з масовою часткою NH₃ - 10% нашатирним спиртом.

2. Взаємодія з кислотами. Амоніак взаємодіє з кислотами, утворюючи солі амонію:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

^{Хлорид амонію}

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

^{Сульфат амонію}

Солі амонію виявляють усі типові властивості солей. Реакції солей амонію з лугами, в результаті яких утворюється амоніак: NH₃Cl + NaOH = NaCl + NH₃ + H₂O, можуть бути використані як якісні реакції на амоній-іони, їх наявність визначають за появою запаху амоніаку при добавленні до речовин розчинів NaOH або KOH при нагріванні.

Добування. В лабораторії амоніак добувають, нагріваючи суміш солі амонію з лугами. Наприклад: 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + CaCІ₂ + 2H₂O.

У промисловості амоніак синтезують з простих речовин H₂, N_2.

Застосування. Значну частину аміаку, що виробляється, переробляють на нітратну кислоту та її солі. Амоніак застосовують також у виробництві соди.

Водний розчин амоніаку – нашатирний спирт - застосовують у медицині.

Нітритна кислота є слабкою одноосновною кислотою. ЇЇ солі називаються нітритами, наприклад NаNO₂ – нітрит натрію.

Властивості. Безводна нітратна кислота HNO₃ – це безбарвна рідина, що жовтіє при зберіганні, з температурою кипіння 82,6^оС і температурою замерзання (правління) -41,6^оС. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. У водному розчині HNO₃ – сильна кислота, практично повністю дисоціює на катіони водню і нітрат-іони NO^-₃;

HNO₃ <=> H⁺ + NO₃^-.

Для нітратної кислоти характерні всі властивості кислот.

1. Взаємодія з основними оксидами та основами. В наслідок цих реакцій утворюються солі нітратної кислоти – нітрати:

BaO + 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + H₂O;

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O;

2. Взаємодія з солями. Нітратна кислота вступає в реакції обміну з обмеженим числом солей, оскільки більшість солей цієї кислоти розчинні у воді (реакції обміну не відбуваються). Нітратна кислота реагує з карбонатами, оскільки внаслідок реакцій з ними утворюється діоксид вуглецю (газ), наприклад:

CаCO₃ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + CO₂↑ + H₂O.

3. Термічне розкладання. Під час нагрівання на світлі нітратна кислота частково розкладається: 4HNO₃ = 4NO₂ + O₂ + 2H₂O.

Оксид нітрогену (IV), що утворюється, надає кислоті бурого забарвлення. Цим процесом пояснюється той факт, що під час зберігання нітратна кислота поступово жовтіє.

4.Окислювальні властивості. Нітратна кислота як у безводному стані, так і в розчинах (розбавлених і концентрованих) виявляє сильні окислювальні властивості.

Концентрована нітратна кислота окислює багато неметалів, наприклад:

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O;

3C + 4HNO₃ = 3CO₂ + 4NO + 2H₂O.

Добування. У промисловості нітратну кислоту добувають з амоніаку. Амоніак піддають каталітичному окисленню киснем повітря для добування оксиду нітрогену NO. Як каталізатор звичайно використовують платину або суміш платини з оксидом заліза (III), хрому (III) та іншими речовинами.

В лабораторних умовах нітратної кислоту можна добути за реакцією між солями цієї кислоти і концентрованою сірчаною кислотою при нагріванні:

NаNO₃ + H₂SO₄ = NаHSO₄ + HNO₃.

Нітратну кислоту відганяють з реакційної суміші.

Застосування. Нітратна кислота – важливий продукт хімічної промисловості. Основними галузями її застосування є виробництво мінеральних добрив, пластмас та штучних волокон, лікарських рослин. Крім того, її застосовують для обробки металевих поверхонь.

Нітратні добрива. Нітрат – один з хімічних елементів, необхідних для росту і життєдіяльності рослин. Як правило, азоту, що міститься в грунті, рослинам не вистачає, і його доводиться вносити у вигляді нітратних добрив – органічних або мінеральних.

Мінеральні добрива називаються також туками, а промисловість що виробляє ці добрива, - туковою промисловістю. Це дуже важлива галузь промисловість.

Поширення у природі. Масова часика фосфору в земній корі становить 0,008%. Найважливішими мінералами фосфору, що трапляються у природі є фторапатит Ca₅(PO₄)₃F, фосфорит Ca₃(PO₄)₂.

Властивості. Фосфор утворює кілька алотропічних модифікацій, які помітно відрізняються за властивостями. Білий фосфор – м’яка кристалічна речовина. Складається з молекул P₄. Плавиться при температурі 44,1 ⁰С.

Під час нагрівання білого фосфору утворюється червоний фосфор. Він є сумішю кількох модифікацій, що мають різну довжину молекул. Колір червоного фосфору залежно від способу та умов добування може змінюватися від світло-червоного до фіолетового і темно – коричневого. Темперетура його плавлення 585 – 600 ⁰С.

Чорний фосфор – найстійкіша модифікація. За зовнішнім виглядом він подібний до граніту. На відміну від білого фосфору червоний і чорний фосфор не розчиняються в сірковуглеці, вони не отруйні і не вогненебезпечні.

1. Взаємодія з простими речовинами – неметалами. Фосфор може взаємодіяти з багатьма неметалами: киснем, сіркою, галогенами, з воднем фосфор не взаємодіє. Залежно від того, є фосфор у надлишку чи його не вистачає, утворюються сполуки фосфору (ІІІ) і фосфору (V), наприклад:

2 P + 3 Br₂ = 2 PBr₃, або 2 P + 5Br₂ = 2PBr₅

2. Взаємодія з металами. Під час нагрівання фосфору з металами утворюються фосфіди: 3Mg + 2P = Mg₃P₄

Фосфіди деяких металів можуть розкладатися водою з утворенням газоподібного фосфіну PH₃: M₃P₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2PH₃

Фосфін PH₃ за хімічними властивостями подібний до аміаку NH_3.

3. Взаємодія з лугами. Під час нагрівання білого фосфору в розчині лугу він диспропороціює: P₄⁰ + 3NaOH + 3H₂O = P^-3H₃ + 3NaH₂P⁺¹O₂

Добування. Фосфор у промисловості добувають з фосфату кальцію Ca₃(PO₄)₂, який виділяють із фосфоритів і фторапатитів. Метод добування базується на реакції відновлення Ca₃(PO₄)₂ до фосфору.

Сполуки фосфору (ІІІ). Під час окислення фосфору при недостатній кількості кисню утворюється оксид фосфору (ІІІ): 4P + 3O₂ = P₂O₃

Іноді формулу цього оксиду записують у вигляді P₂O₆, яка відповідає будові молекул однієї з модифікацій цієї речовини.

Оксид фосфору (ІІІ) – біла кристалічна речовина. Отруйна. У воді розчиняється з утворенням фосфористої кислоти: P₂O₃ + 3H₂O = 2H₃PO₃

Середні солі фосфорної кислоти називаються ортофосфатами або фосфатами, наприклад К₃PO₄ – фосфат (ортофосфат) калію. Як трьохосновна кислота H₃PO₄ утворює два типи кислих солей, наприклад К₂НPO₄ – гідрофосфат калію і КН₂PO₄ – дигідрофосфат калію.

В промисловості ортофосфатну кислоту добувають двома методами. Перший метод полягає у взаємодії фосфату кальцію з сірчаною кислотою (на 1 моль Са₃(РО₄)₂ беруть 3 моль Н₂SO₄): Са₃(РО₄)₂ + 3Н₂SO₄ = 3СаSO₄ + 2Н₃РО₄