Тема 18. Гідроген і галогени та їх сполуки.

 

Гідроген та його сполуки.

 

Атоми Гідрогену найбільш розповсюджені у Всесвіті і входять до складу Сонця, зірок, а на Землі є тільки 1%.

Атом Гідрогену у періодичній системі знаходиться у двох групах одночасно:

І-А група (лужні метали) і VІІ-А група(галогени). На одному (першому) електронному шарі він містить 1 електрон, якщо він віддасть, то матиме С.О. +1 (як лужні метали), він може також і прийняти електрони і одержить С.О. -1 (як галогени).

Атом Н у формулах речовин має такі С.О.: -1, 0, +1. (найбільш характерна С.О. +1, крім гідридів металів -1.)

Атом Гідрогену (Н) утворює тільки одну просту речовину – Н₂ – водень.

За фізичними властивостями водень - це газ, найлегший із всіх відомих (Мr(H₂₎ = 2), нерозчинний у воді(1: 0,019), але розчиняється у металі Платина (Pt) (1: 850). При високих тисках(тисячах атмосфер) водень проходить через металічну обшивку приладів як повітря через губку (вибухонебезпечний!), а також, коли вдихати водень, то голос змінюється.

 

 

Хімічні властивості водню

 

1. реакція горіння:

2Н⁰₂ + О₂ = 2Н⁺¹₂О Суміш 2V Н₂ + 1V O₂ - «гримучий газ»

Н⁰₂ - відновник

2. реакція з неметалами:

Н⁰₂ + Cl₂ = 2Н⁺¹Cl

Н⁰₂ + S = Н₂⁺¹S

3Н⁰₂ + N₂ = 2NН₃⁺¹

Н⁰₂ – відновник

3. реакція з деякими металами (лужними, лужно-земельними і алюмінієм):

2Na + H₂⁰ = 2NaН ^-1 Н⁰₂ – окисник

NaH + H₂O = NaOH + H₂↑

CaH₂ + H₂O = Ca(OH)₂ + 2H₂↑

 

4. реакція з оксидами малоактивних металів:

Fe₂O₃ + 3Н₂ = 2Fe + 3H₂O

 

5. реакція гідрування – це приєднання водню до атомів Карбону при подвійному чи потрійному зв’язку ворнанічних речовинах:

СН₂ = СН₂ + Н₂ → СН₃− СН₃

етен етан

 

Добування водню

 

1. У промисловості водень одержують:

- при розкладі метану:

2СН₄ → С₂Н₂ + 3Н₂ або СН₄ = С + 2Н₂

- С + Н₂О = Н₂ + СО

_- при електролізі води:

ел.струм

Н₂О → 2Н₂ + О₂

2. У лабораторії водень одержують при взаємодії металів, що стоять у ряду металів до Н з кислотами:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂ ↑

 

Застосування водню

1. як екологічно чисте пальне;

2. синтез хлороводню і хлоридної кислоти; амоніаку, метанолу;

3. відновлення металів із руд;

4. одержання твердих жирів із олії (реакціях гідрування органічних речовин);

5. для наповнення стратостатів і метеорологічних шарів.

 

 

Галогени та їх сполуки

 

До галогенів відносяться елементи VII-А групи: F, Cl, Br, I, (At – це метал). Галогени – це родина найактивніших неметалів і серед них «король» всіх неметалів – F.

Для галогенів найбільш характерні такі С.О.: -1, 0, +1, +4, +6, +7.

(тільки F має: -1, 0)

Галогени як найактивніші неметали будуть приймати електрони і виступаючи переважно як окисники, тому найбільш характерна С.О.: -1.

Електронна формула атома Хлору: ₊₁₇^35,5Cl

1s²2s²2p⁶3s²3р⁵

 

 

Електронна формула аніону Хлору: Cl^-

Cl⁰ + 1e → Cl^-

1s²2s²2p⁶3s²3р⁶

Атоми галогенів утворюють тільки одну просту речовину формулами:

F₂ , Cl₂ , Br₂ , I₂ .

За фізичними властивостями галогени:

F₂ - блідо-жовтого кольору газ;

Cl₂ - жовтувато-зеленого кольору газ;

Br₂ - темно-червоного кольору рідина;

I₂ - фіолетово-чорного кольору кристали. (явище сублімації – перехід з твердого стану до газоподібного, минаючи рідкий)

Найбільше практичне значення серед галогенів має Хлор і його сполуки.

 

Хлор

 

За фізичними властивостями хлор – це газ з різким запахом, трохи розчинний у воді(1:2,5) – розчин хлору у воді називається «хлорною водою». Він важчий за повітря (Мr(Cl₂₎ = 71), дуже отруйний.

Хімічні властивості хлору

1. реакція з всіма металами, навіть благородними:

2Na + Cl₂⁰ = 2NaCl^-1 «галогени» з грецької

2Au + 3Cl₂ = 2AuCl₃ «ті, що утворюють солі»

Cl⁰₂ – окисник

2. реакція з неметалами (крім С,O₂):

Н₂ + Cl₂⁰ = 2НCl^-1

2Cl₂⁰ + 2P = 2PCl₅^-1

Cl₂⁰ - окисник

3. реакція з водою:

А) на початку реакції (свіжо приготовлена «хлорна вода»)

Н₂О + Cl₂⁰ = НCl^-1 + НCl⁺¹ O

Н-ОН

гіпохлоритна кислота

HClO = HCl + O (атомарний Оксисен)

Cl₂⁰ - і окисник, і відновник

Б) в кінці реакції (при тривалому стоянні)

2Н₂О + 2Cl₂⁰ = 4НCl^-1 + O₂↑

Cl₂⁰ – окисник

 

 

4. реакція з лугами:

А) при звичайних умовах

2NaОH + Cl₂⁰ = NaCl^-1 + NaCl⁺¹O + H₂O

Na-OH натрій гіпохлорит

Cl₂⁰ - і окисник, і відновник

Б) при нагріванні

6NaОH + 3Cl₂⁰ = NaCl^-1 + NaCl⁺⁵O₃ +3H₂O

Cl₂⁰ - і окисник, і відновник натрій хлорат

5. реакція з солями, утвореними менш активними галогенами

NaF + Cl₂⁰ ≠

2NaBr + Cl₂⁰ = 2NaCl^-1 + Br₂

Cl₂⁰ - окисник,

 

Добування хлору

1. У промисловості хлор одержують електролізом розплаву або розчину кухонної солі:

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

(-) K: Na⁺ + 1e → Na⁰

(+) A: Cl^- - 1e → Cl⁰; 2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na + Cl₂↑

2. У лабораторії сполук Мангану і хлоридної кислоти:

2K Mn O₄ + 16H Cl = 2 Mn Cl₂ + 2KCl + 5 Cl₂↑ + 8H₂O

Mn O₂ + 4H Cl = Mn Cl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Застосування хлору

1. одержання хлороводню і хлоридної кислоти;

2. для відбілювання тканин і паперу;

3. для знезараження питної води як дезінфектант;

4. добування синтетичного каучуку, волокон, пластмас.

 

Гідрогенові сполуки Хлору

 

Атом Хлору утворює дві такі сполуки: ( явище неорганічної ізомерії)

HCl – хлороводень, гідроген хлорид

HCl – хлоридна кислота, соляна кислота.

 

Хлороводень

 

Хлороводень – газ з різким звапахом, добре розчинний (1:500), розчин хлороводню у воді називається хлоридна кислота, отруйний.

Для хлороводню характерна тільки реакція з лугами і амоніаком:

Na OH + H Cl = Na Cl + H₂O (спільна властивість з HCl-кислотою)

N H₃ + H Cl = NH₄Cl

Хлоридна кислота

HCl – сильна кислота.

Хімічні властивості хлоридної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація:

HCl ↔ Н⁺ + Cl^-

2. реакція з металами до Н:

Zn + 2H Cl = Zn Cl₂ + H₂↑

З. реакція з оксидами металів:

Fe O + 2H Cl = Fe Cl₂ + H₂O

4. реакція з основами (реакція нейтралізації):

Na OH + H Cl = Na Cl + H₂O

5. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

Na₂ С O₃ + 2H Cl = 2 Na Cl + H₂O + СО₂↑(Н₂СО₃)

ІІ. Якісна реакція:

1. якісною реакцією на хлоридну кислоту і її солі є AgNO₃, при цьому утворюється білий сирнистий осад AgCl:

Ag N O₃ + H Cl = Ag Cl↓ + HNO₃

Добування HCl

1. У промисловості одержують реакцією:

H₂ + Cl₂ = 2 Н Cl ↑

2. У лабораторії реакцією кристалічної кухонної солі з концентрованою сульфатною кислотою:

2 Na Cl_(кр.) + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl↑

 

Застосування хлоридної кислоти

1. для одержання солей;

2. для очищення поверхні металів від іржі;

3. 0,5%-розчин використовують при пониженні кислотності в шлунку;

4. добування пластмас.

Оксиди Хлору

 

Атом Хлору утворює такі оксиди:

1. Cl₂⁺¹O - кислотний оксид

2. Cl⁺⁴O₂ - подвійний оксид

3. Cl⁺⁶O₃ - подвійний оксид

4. Cl₂⁺⁷O₇ - кислотний оксид.

Ці о ксиди утворюють такі кислоти:

Cl₂⁺¹O → НCl⁺¹O – гіпохлоритна кислота

→ НСl⁺³O₂ - хлоритна кислота

Cl⁺⁴O₂ →

→ НСl⁺⁵O₃ - хлоратна кислота

→ НСl⁺⁵O₃ - хлоратна кислота

Cl⁺⁶O₃→

→ НСl⁺⁷O₄ - перхлоратна кислота

Cl₂⁺⁷O₇ → НСl⁺⁷O₄ - перхлоратна кислота

 

Природні сполуки галогенів

1. NaCl – кухонна сіль, галіт;

2. NaCl∙KCl – сильвініт;

3. KCl - сильвін;

4. KClO₃ - бертолетова сіль;

5. СаСl(ClO) або CaOCl₂ – хлорне вапно.

 

Тема 19. Оксиген і Сульфур та їх сполуки.

Оксиген та його сполуки.

Оксиген – найпоширеніший хімічний елемент у земній корі – 49%.

Оксиген знаходиться у VI-А групі і має такі С.О.: -2, 0, +2 (О⁺²F₂^-1).

Атом Оксигену на відміну від галогенів утворює кілька простих речовин і це явище називається алотропією, а ці прості речовини називають алотропними видозмінами.

→ O₂ - кисень

O →

→ O₃ - озон

 

Кисень

Фізичні властивості кисню

Кисень - це газ, без запаху і смаку, малорозчинний у воді (1: 0,03), підтримує дихання живих організмів і горіння речовин (у повітрі кисню – 21%, азоту – 78% і 1% - інертні гази). Рідкий кисень(-183^оС) та інші гази у рідкому стані зберігають у посудині Дюара(термос).

 

Хімічні властивості кисню

1. Кисень взаємодіє з простими і складними речовинами і внаслідок реакції утворюються оксиди цих елементів і ця реакція називається

Окиснення.

C + O₂ = CO₂; 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

Для всіх складних речовин реакція окиснення поділяється:

А) повне окиснення (кожний із елементів окислюється до відповідних оксидів):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

Б) неповне окиснення (один із елементів не окислюється до оксиду, а утворюється проста речовина):

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

CH₄ + O₂ = C + 2H₂O

 

Якісна реакція на кисень – тліюча дерев´яна скіпка в атмосфері кисню яскраво спалахує.

Виняток: 2С + O₂ = 2CO; 4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

2CH₄ + 3O₂ = 2CO + 4H₂O

 

Добування кисню

1. У промисловості кисень одержують:

- із повітря, його розділенням на складники.

- Електроліз води

2H₂O = 2H ₂↑ + + O₂ ↑.

 

2. У лабораторії кисень одержують при розкладі деяких речовин:

- 2KMnO₄ = MnO₂ + K₂MnO₄ + O₂ ↑

Калій перманганат (марганцівка)

- 2K Cl O₃ = 2KCl + 3 O₂ ↑.

Калій хлорат (бертолетова сіль)

- 2H₂O₂ = 2H ₂O + + O₂ ↑.

Гідроген пероксид (перекис водню, пергідроль)

- 2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂↑

Калійна селітра (всі нітрати металів)

Застосування кисню

1. В медицині (кисневі подушки);

2. для різання і зварювання металів;

3. в авіації для дихання;

4. в металургії для покращення виробництва;

5. як вибухівка (рідкий кисень)

Озон використовується як сильний окисник і для очищення питної води (дезінфектант, подібно як хлор), а також для очищення стічних промислових вод. За фізичними властивостями озон – це газ голубого кольору, краще за кисень розчинний у воді(1:0,5), дуже отруйний. Одержують озон із кисню при високих температурах(електричний розряд чи блискавка у природі чи космічна радіація):

3O₂ = 2O₃ (у лабораторії в озонаторах)

При звичайних умовах озон розкладається:

O₃ = O₂ + О (атомарний Оксиген)- сильний окисник

В кінцевому результаті утворюється кисень:

2O₃ = 3O₂

 

Сульфур і його сполуки.

 

Атом Сульфуру знаходиться у VI-А групі і входить до родини –«халькогени» з грецької «ті, що утворюють руди» (O, S, Se, Te).

Для Сульфуру характерні такі С.О.: -2, 0, +4, +6. Для нього як і для Окисгену характерна алотропія.

→ S₈ - кристалічна сірка (моноклінна і ромбічна)

S →

→ S_n - пластична

 

 

У хімічних реакціях кристалічна і пластична сірка позначається - S.

 

 

Сірка

 

За фізичними властивостями Сірка – жовта кристалічна речовина, (ρ(S)=2,08 г/мл), нерозчинна у воді, температура плавлення більше 100⁰С, у порошкоподібному стані не змочується водою і плаває по воді(явище флотації).

 

Хімічні властивості сірки

1. реакція з металами (крім благородних: Pt, Au):

Fe + S⁰ = FeS^-2

2Na + S⁰ = Na₂S^-2

2. реакція з неметалами:

S⁰ + O₂ = S⁺⁴O₂ (горіння сірки)

S⁰ + H₂ = H₂S^-2

3. реакція з лугами:

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

 

Добування сірки

Одержують сірку тільки у промисловості з родовищ.

 

Застосування сірки

1. Виробництва сульфатної кислоти;

2. одержання гуми;

3. у медицині для виготовлення мазей;

4. у виробництві сірників;

5. у боротьбі з шкідниками та хворобами рослин.

6. Для демеркуризації приміщень(забирає ртуть)