Реферат: Химические свойства неметаллических элементов
--PAGE_BREAK--Fe+S=FeS2Al+3S=Al2S3
H2+S=H2S
При дії кисню і галогенів (Cl, F)сірка виявляє відновні властивості:
S+O2=SO2
2S+Cl2=S2Cl2
Сірководень H2Sдобувають 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:
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
H2Sокиснюється 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, KMnO4та іншими окисниками:
Na2S+I2=2NaI+S
H2S+4Br2+4H2O=H2SO4+8HBr
При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:
Na2S+(n-1)S=Na2Sn
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 KMnO4, 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+H2SO4(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, Ptта інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI)відновлюється до +4 (SO2):
Cu+2H2SO4(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 H2SO4витісняє 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 CaSO4.
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 N2атоми 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 3000oС. 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 NH3у 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, NH4Brта 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. NO2добувають у промисловості каталітичним (Pt)окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N2 +O2 = 2NO)не використовується через великі енергетичні витрати.
Найважливішою є властивість NOшвидко і практично повністю окислюватися киснем:
2NO+O2=2NO2
Взаємодія NO2з водою йде за рівнянням:
2NO2+HOH=HNO3+HNO2
Азотиста кислота HNO2існує 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 NO2з водою є HNO3та NO:
3NO2+HOH=2HNO3+NO
У присутності О2, NOперетворюється у NO2і єдиним продуктом реакції стає HNO3:
4NO2+O2+2HOH=4HNO3
Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти.
У водних розчинах HNO3є 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+4HNO3(k)=Cu(NO3)2+2NO2+2HOH
3Cu+8HNO3(p)=3Cu(NO3)2+2NO+4HOH
4Zn+10HNO3(p)=4Zn(NO3)2+N2O+5HOH
Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Ptта ін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії HNO3інертних 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)2при 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 1500оС:
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 50оС. 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.
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 (CaCO3, MgCO3). 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=CaC2 C+O2=CO2
4Al+3C=Al4C3 C+2S=CS2
2H2+C=CH4 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:
CaC2+2HOH=Ca(OH)2+C2H2 (HCºCH)
Al4C3+12HOH=4Al(OH)3+3CH4
Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів:
CaO+3C=CaC2+CO
V2O5+7C=2VC+5CO
Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО2. При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО2 Со+О2=СО2, СО2 припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем:
CO2+C=2CO
При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється суміш СО і Н2, які називаються водяним газом:
C+HOH=CO+H2
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+O2=2CO2 DH= -565 кДж.
Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2
NiO+CO=Ni+CO2
Оксиди вуглецю (2) сполучаються із багатьма металами, утворюючи карбоніди:
Fe+5CO=FeCO5 (карбоніл заліза)
Ni+4CO=Ni(CO)4 (карбоніл нікелю)
Велике значення має реакція СО з аміаком:
CO+NH3=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 CaCO3:
CaCO3=CaO+CO2
а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО3 в апараті Кіппа:
CaCO3+2HCl=CaCl2+HOH+CO2
СО2 розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту:
CO2+HOH=H2CO3
Вугільна кислота нестійка, існує лише у водному розчині, двухосновна. Для перетворення карбонатів у гідрокарбонати можна використати дію вугільної кислоти на карбонати:
CaCO3+H2CO3=Ca(HCO3)2
для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі:
Ca(HCO3)2+Ca(OH)2=2CaCO3+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).
продолжение
--PAGE_BREAK--
еще рефераты
Еще работы по химии