Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Тема 18. Гідроген і галогени та їх сполуки.Содержание книги
Поиск на нашем сайте
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: +1735,5Cl 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(-183оС) 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 → → Sn - 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)
|
||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-06-26; просмотров: 798; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.16.81.14 (0.008 с.) |