Стан електролітів у розчинах

Електрична провідність розчинів і розплавів електролітів зумовлена наявністю в них катіонів і аніонів.

Сухий хлороводень (на відміну від його водного розчину – хлоридної кислоти) не проводить електричний струм. Кристалічний натрій гідроксид не проводить електричний струм, а його розчин і розплав – проводять.

20 Сильні і слабкі електроліти. Дисоціація кислот, основ. Солей на іони.

Сильні і слабкі електроліти:

• Сильні й слабкі електроліти різняться здатністю дисоціювати у водних розчинах. Електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у відносно концентрованих розчинах високий (близький до 1), називають сильними, а електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у розведених розчинах невеликий, - слабкими.

Сильними електролітами є луги та чи не всі солі. У розбавлених розчинах сульфатна, нітратна, хлоридна, бромідна, йодидна кислоти також дисоціюють практично повністю

 

Дисоціація кислот, основ, солей:

- Кислотами називають електроліти, при дисоціації яких у водних розчинах у якості катіонів утворюються тільки гідратовані йони Гідрогену.

- Лугами називають електроліти, при дисоціації яких у водних розчинах в якості аніонів утворюються тільки гідроксид-аніони. Луги — йонні речовини, тому їхня дисоціація є повною.

- Солями називають електроліти, при дисоціації яких у водних розчинах утворюються гідратовані катіони металічних елементів та аніони кислотних залишків.Cолі — йонні речовини, тому їхня дисоціація є повною.

21 Галогени. Хлор. Якісна реакція на хлорид – іон.

Галоге́ни — хімічні елементи групи 17 або, за старою класифікацією, VII групи головної підгрупи періодичної системи елементів: Флуор F, Хлор Cl, Бром Br, Йод I,і Астат At.

Молекули їхніх простих речовин двоатомні. Назви простих речовин галогенів відповідають назвам елементів, окрім фтору. За звичайних умов фтор і хлор - гази, бром рідина, йод і астат - тверді речовини.Галогени реагують з більшістю елементів утворюючи галогеніди.

 

Хлор — хімічний елемент із атомним номером 17, галоген.

Поширення

Хлор досить поширений елемент. На нього припадає 0,04% маси земної кори. У вільному стані в природі він не зустрічається, оскільки в хімічному відношенні хлор дуже активний. Найбільш поширеною природною сполукою хлору є хлорид натрію NaCl, величезні кількості якого розчинені у воді морів, океанів і деяких озер.

Фізичні властивості

Хлор — важкий газ жовтувато-зеленого кольору з різким, задушливим запахом. У воді хлор розчиняється добре.

Хімічні властивості

Він безпосередньо реагує з металами і неметалами:

2Na + Cl2 = 2NaCl 2Р + 3С12 = 2РСl3

При взаємодії хлору з воднем виділяється хлороводень:

H2 + Cl2 = 2HCl

Хлор взаємодіє з розчином NaOH:

Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O 3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O

Добування:

У лабораторних умовах хлор звичайно одержують взаємодією хлоридної кислоти HCl з двоокисом марганцю MnO2 (Це також і перший промисловий метод одержання):

4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 ↑ + 2H2O

Застосування

У техніці хлор застосовується дуже широко. Значні кількості його використовують для виробництва

хлоридної кислоти HCl,хлорного вапна Ca(OCl)Cl

Застосування хлору для знезараження (хлорування) питної води в наш час[Коли?] намагаються обмежити й замінити озонуванням, але на сьогодні воно є основним в більшості країн, в т.ч. Україні.

В металургії хлор застосовують для хлорування руд для одержання цілого ряду кольорових і рідкісних металів — титану, ніобію, танталу і інших — у вигляді їх хлоридів, з яких потім електролізом добувають чисті метали.

Багато хлору споживає хімічна промисловість для одержання різних хлор-органічних сполук, які використовують для боротьби з шкідниками і бур'янами в сільському господарстві, а також для виготовлення різних барвників, синтетичного каучуку, пластмас тощо.

Якісна реакція на хлорид іон

НCl + AgNO3 = AgCl + НNO3 (білий осад)

 

22 Сульфур. Алотропні модифікації сульфуру. Застосування.

Су́льфур (S), хімічний елемент VI групи періодичної системи елементів, атомова вага 32,064; неметал; жовта кристалічна субстанція. Виступає в природі у самородному стані та у вигляді сульфідів важких металів (піриту та ін.).

Фізичні властивості

Сірка — кристалічна речовина жовтого кольору. Вона дуже крихка і легко розтирається в дрібнесенький порошок. Зустрічається в трьох алотропних формах: дві кристалічні (ромбічна і моноклінна, за способом сполучення атомів у кристалі) і аморфна. Електричного струму і тепла майже не проводить. Плавиться при 112,8°С, кипить при 444,6°С. Пари сірки при дуже швидкому охолодженні переходять у твердий стан у вигляді дуже тонкого порошку (сіркового цвіту), минаючи рідкий стан. У воді сірка не розчиняється і не змочується водою, але в бензолі C6H6 і особливо в сірковуглеці CS2 розчиняється добре.

Хімічні властивості

Fe + S = FeS

Zn + S = ZnS

Hg + S = HgS

H2 + S = H2S

S + O2 = SO2

2S + 3O2 = 2SO3

Одержання і застосування

Елементарну сірку одержують звичайно з природної самородної сірки. Для відокремлення сірки від сторонніх домішок її виплавляють в автоклавах. Автоклави — це залізні циліндри, в які завантажують руду і нагрівають перегрітим водяним паром до 150°С під тиском 6 атм.. Розплавлена сірка стікає вниз, а пуста порода залишається. Виплавлена з руди сірка ще містить певну кількість домішок.

Цілком чисту сірку одержують перегонкою у спеціальних печах, сполучених з великими камерамиСірка широко застосовується у різних галузях народного господарства, переважно у хімічній промисловості для виробництва сульфатної кислоти H2SO4, сірковуглецю CS2, деяких барвників і інших хімічних продуктів. Значні кількості сірки споживає гумова промисловість для вулканізації каучуку, тобто для перетворення каучуку в гуму. Сірку використовують також у сірниковому виробництві, в піротехніці, у виробництві чорного пороху тощо. У медицині сірка йде для виготовлення сіркової мазі при лікуванні шкіряних хвороб. У сільському господарстві сірковий цвіт застосовують для боротьби з шкідниками бавовнику і виноградної лози.

 

23 Оксинен. Алотропні модифікації оксисену. Застосування.

Оксиге́н (О) — хімічний елемент головної підгрупи 6 групи періодичної системи групи з атомним номером 8, простими речовинами якого є гази кисень та озон.

Фізичні властивості

Кисень — безбарвний газ без запаху і смаку. При температурі —183° С він скрапляється у рідину голубуватого кольору, яка при —218,7° С замерзає в синю кристалічну масу. Розчинність кисню у воді невелика і при звичайній температурі становить всього 3,1 см³ в 100 г води.

Хімічні властивості

 

 

 

Н2+О2=Н2О