Гідрогенові сполуки Сульфуру

 

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

H₂S – сірководень, гідроген сульфід

H₂S – сульфідна кислота, сірководнева кислота.

 

Сірководень

 

Сірководень – газ із запахом «тухлих яєць», отруйний,розчинний у воді, розчин сірководню у воді називається сульфідна кислота.

Хімічні властивості сірководню

1. реакція горіння:

А) повне окиснення:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

Б) неповне окислення: (якісна реакція на сірководень – при неповному згорянні утворюється жовтий наліт сірки на внесеному в полум´я холодному предметі)

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

2. реакція з галогенами:

H₂S + Cl₂ = S + 2HCl

 

Cульфідна кислота

H₂S – це слабка кислота(двоосновна).

Хімічні властивості сульфідної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

 

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₂S ↔ Н⁺ + НS^-

HS^- ↔ H⁺ + S^2-

2. реакція з металами до Н:

Mg + H₂ S = Mg S + H₂↑

З. реакція з оксидами металів:

Mg O + H₂S= Mg S + H₂O

4. реакція з лугами ( утворюють кислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):

Na OH + H ₂S = Na HS + H₂O

Натрій гідрогенсульфід

2NaOH + H ₂S = Na₂ S + 2H₂O

ІІ. Якісна реакція:

1.Якісною реакцією на сульфідну кислоту і її солі є Pb(NO₃)₂, при цьому утворюється чорний осад PbS:

Pb( N O₃)₂ + H₂S= PbS ↓ + 2HNO₃

Добування H₂S

1. У промисловості одержують реакцією:

H₂ + S = Н₂S ↑

2. У лабораторії одержують реакцією солей (сульфідів) з сильною кислотою:

2 H Cl + FeS = H₂S↑ + FeCl₂

Застосування сульфідної кислоти

1. для виявлення різних металів;

2. для виробництва сульфатної кислоти.

Оксигеновмісні сполуки Сульфуру

 

Оксиди Сульфуру

 

Атом Сульфуру утворює два оксиди:

1. S⁺⁴O₂ – сульфур (IV) оксид (сірчистий газ);

2. S⁺⁶O₃ - сульфур (VІ) оксид.

SO₂ і SO₃ - кислотні оксиди

За фізичними властивостями:

SO₂ – це газ зрізким запахом «запах паленого сірника», розчинний у воді

SO₃ – це рідина, бурхливо розчиняється у воді, розчиняється в концентрованій Н₂SO₄, утворюючи олеум.

Хімічні властивості оксидів

І. Загальні властивості як кислотних оксидів

1. реакція з водою:

SO₂ + Н₂О ↔ Н₂SO₃ сульфітна кислота

SO₃ + Н₂О = Н₂SO₄ сульфатна кислота

2. реакція з лугами: ( можуть утворюватися і кислі солі)

SO₂ + 2NaОH = Na₂SO₃ + H₂O

SO₃ + 2NaОH = Na₂SO₄ + H₂O

SO₂ + NaОH = NaНSO₃ натрій гдрогенсульфіт

SO₃ + NaОH = NaНSO₄ натрій гідрогенсульфат

ІІ. Характерні реакції.

1. реакція окиснення (тільки для SO₂):

2SO₂ + О₂ ↔ 2SO₃

 

Добування оксидів Сульфуру

 

І. SO₂

1. У промисловості: S + О₂ = SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2. У лабораторії із сульфітів металів з сильними кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SO₃ (SO₂ ↑ + H₂O)

 

II. SO₃

1. Тільки у промисловості реакцією:

V₂O₅

2SO₂ + О₂ ↔ 2SO₃

 

 

Затосування оксидів Сульфуру

І. SO₂

1. для одержання сульфатної кислоти;

2. для дезинфекції зерносховищ;

3. для відбілювання соломи, вовни, а також знебарвлення кольору квіток.

II. SO₃

1. для виробництва сульфатної кислоти;

2. для одержання олеуму - 65%(розчин SO₃ у 100% сульфатній кислоті )

 

Сульфітна кислота

H₂S⁺⁴O₃ – це слабка кислота. Для неї характерні хімічні властивості як загальні властивості кислоти (подібно як сульфідна), тільки при звичайних умовах вона розкладається:

H₂SO₃ ↔ SO₂ ↑ + Н₂О

 

Cульфатна кислота(Сірчана кислота)

 

H₂S⁺⁶O₄ - це найсильніша із всіх відомих кислот і кислота-окисник (є ще HNO₃).

За фізичними властивостями сульфатна кислота – олієподібна прозора рідина, без запаху, в два рази важча за воду, добре розчиняється у воді і при цьому виділяється велика кількість тепла(розчинення сульфатної кислоти повинно відбуватися таким чином: «Спочатку вода, а потім кислота, бо інакше буде велика біда». Сульфатної кислоти характерна – гігроскопічність – це властивість вбирати воду із газів чи речовин (як осушувач газів).

 

Хімічні властивості сульфатної кислоти

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₂SО₄ ↔ Н⁺ + НSО₄ ^-

HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄^2-

2. реакція з оксидами металів:

Mg O + H₂SO₄= Mg SO₄ + H₂O

3. реакція з лугами ( утворюють кислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):

Na OH + H ₂SO₄ = Na HSO₄ + H₂O

Натрій гідрогенсульфат

2NaOH + H ₂SO₄ = Na₂ SO₄ + 2H₂O

4. реакція з солями, утвореними слабкими кислотами:

H₂ S O₄ + 2Na Cl = 2 H Cl + Na₂SО₄

Na₂ С O₃ + 2H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + СО₂↑(Н₂СО₃)

 

ІІ. Специфічні реакції:

Сульфатна кислота виступає кислотою-окисником, бо має найвищий позитивний С.О. +6 і як кислота-окисник найкраще проявляє себе в реакціях з металами.

1. реакція з металами:

А) концентрована H₂ S O₄ (при нагріванні) взаємодіє з металами до Н і після Н, крім благородних, утворюючи сульфат металу, S O₂ і воду.

Ме + H₂ S O_4(конц.) = Ме S O₄ + S O₂ ↑ + H₂O (загальне рівняння)

Cu⁰ + 2 H₂ S⁺⁶ O_4(конц.) = Cu⁺² S⁺⁶ O₄ + S⁺⁴ O₂ ↑ + 2H₂O

S⁺⁶ + 2е = S⁺⁴ 1 - реакція відновлення

Cu⁰ - 2е = Cu⁺² 1 – реакція окиснення

S⁺⁶ - окисник;

Cu⁰ - відновник.

При звичайних умовах концентрована H₂ S O₄ не взаємодіє з такими металами: Fe, Ni, Cr і Al, а при нагріванні, подібно як металами концентрована H₂ S O₄:

2Fe⁰ + 6 H₂ S⁺⁶ O_4(конц.) = Fe⁺³₂ ⁽ S⁺⁶ O₄)₃ + 3 S⁺⁴ O₂ ↑ + 6H₂O

S⁺⁶ + 2е = S⁺⁴ 3 - реакція відновлення

Fe⁰ - 3е = Fe⁺³ 2 – реакція окиснення

S⁺⁶ - окисник;

Fe⁰ - відновник.

Виняток: Концентрована H₂ S O₄ може взаємодіяти з активними металами,

утворюючи сульфат металу, S або H₂S і воду:

4Mg⁰ + 5 H₂ S⁺⁶ O_4(конц.) = 4Mg⁺² S⁺⁶ O₄ + H ₂S^-2 ↑ + 4H₂O

 

Б) розведена H₂ S O₄ взаємодіє з металами тільки до Н, утворюючи сіль і водень:

Fе + H₂ S O_4(розв.) = Fе S O₄ + H ₂ ↑

2. якісною реакцією на сульфатну кислоту і її солі є Ва(NO₃)₂ або BaCl₂, при цьому утворюється білий кристалічний осад BaSO₄:

Ba ( N O₃)₂ + H₂SO₄= BaSO₄ ↓ + 2HNO₃

3. Реакція обвуглення органічних сполук: від більшості органічних сполук концентрована сульфатна кислота відщеплює воду (гігроскопічність), утворюючи вугілля:

 

С₆Н₁₂О₆ + 6Н₂SO₄ = 6C + 6Н₂SO₄ ∙ H₂O

 

Добування сульфатної кислоти

Одержують сульфатну кислоту тільки у промисловості за схемою:

FeS₂ → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄

1. 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

V₂O₅

2. 2SO₂ + О₂ ↔ 2SO₃

3. SO₃ + Н₂О = Н₂SO₄

 

Застосування сульфатної кислоти

1. при виробництві бензину і ДП;

2. для одержання мінеральних добрив;

3. для добування солей(мідний і залізний купорос);

4. як електроліт в акумуляторах машин.

 

Природні сполуки Сульфуру

1. S - природна сірка;

2. FeS₂ – пірит, сірчаний або залізний колчедан;

3. H₂S - сірководень (міститься у деяких природних мінеральних водах);

4. CaSO₄∙2H₂O - гіпс.

 

 

Тема 20. Нітроген і Фосфор та їх сполуки.

 

Нітроген та його сполуки.

Нітроген і Фосфор та їх сполуки використовуються в основному людиною як мінеральні добрива (азотні і фосфорні).

Нітроген знаходиться у V-А групі, на зовнішньому шарі в нього 5 електронів, найвища С.О. - +5, а найнижча - -3.

Атом Нітрогену у формулах речовин має такі С.О.: -3, 0, +1, +2, +3,+4,+5.

Атом Нітрогену подібно як галогени утворюють тільки одну просту речовину – азот – N₂.

Азот

За фізичними властивостями азот – це газ, без запаху, без смаку, трохи розчинний у воді (1:0,02), не отруйний, але не підтримує ні дихання, ні горіння (78% азоту в повітрі.)

Хімічні властивості азоту

N⁰₂ – малоактивний, бо містить аж три спільні пари електронів між двома атомами N.

1. реакція з металами (тільки активними і при високих температурах):

N₂⁰ + 3Mg = Mg₃N₂^-3 магній нітрид

N⁰₂ – окисник

2. реакція з неметалами ( при високих температурах):

2000⁰С (або електричний розряд чи блискавка)

N₂⁰ + O₂⁰ = 2N⁺²O

N₂⁰ - відновник

 

звичайні умови

2NO + O₂ = 2NO₂

Fe

N₂⁰ + 3Н₂ ↔ 2N^-3Н₃ ; N₂⁰ - окисник

(амоніак, аміак)

 

 

Добування азоту

 

1. У промисловості азот одержують із повітря.

2. У лабораторії азот одержують при розкладі амоній нітриту:

NH₄NO₂ = N₂↑ + 2H₂O

 

Застосування азоту

1. синтез аміаку;

2. рідкий азот використовується в охолоджувальних системах;

3. як інертне середовище.

 

Гідрогенові сполуки Нітрогену

Атом Нітрогену утворює тільки одну таку сполуку: N^-3Н₃⁺¹ - амоніак, аміак.

 

Амоніак

 

За фізичними властивостями амоніак – це газ з різким запахом, найкраще із всіх газів розчинний у воді (1: 700)(«нашатирний спирт» і «аміачна вода»), розчин, легший за повітря.

 

Хімічні властивості амоніаку

::

NH₃ ·N· + 3H· → Н:N:Н →:NH₃

· Н

В молекулі:NH₃ на атомі Нітрогену міститься неподільна пара електронів, яка братиме участь хімічних реакціях.

1. реакція горіння:

А) повне окиснення (каталітичне окиснення):

Pt

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Б) неповне окиснення:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

2. реакція з водою ( бере участь неподільна пара електронів):

:NH₃ + H₂O ↔ [Н:NH₃]⁺ OH^- ↔ NH₄⁺ OH^-

↕ амоній гідроксид

Н⁺ + OH^-

:NH₃ + H₂O ↔ NH₄ OH; NH₄⁺ - йон-амонію

NH₄⁺ OH^- ↔ NH₄⁺ + OH^-(лужне середовище)

NH₄⁺ OH^- - слабкий електроліт

3. реакція з кислотами( бере участь неподільна пара електронів):

( багатоосновні кислоти з амоніаком утворюють середні і кислі солі амонію)

 

:NH₃ + HCl → →[Н:NH₃]⁺ Cl → NH₄⁺ Cl^-

↕ амоній хлорид

Н⁺ + Cl^-

H₂SO₄ + NH₃ = NH₄HSO₄ амоній гідрогенсульфат

H₂SO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂SO₄ амоній сульфат

 

Добування амоніаку

1. У промисловості амоніак одержують:

Fe

N₂⁰ + 3Н₂ ↔ 2N^-3Н₃

2. У лабораторії амоніак одержують із солей амонію і лугів при нагріванні:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₄OH

↕

NH₃↑ + H₂O

 

 

Застосування амоніаку

1. як азотне добриво;

2. для виробництва нітратної кислоти;

3. для виведення людини із стану втрати свідомості;

4. у рідкому стані використовують як холодоагент в холодильниках.

 

Солі амонію

 

Солі амонію подібні до солей Калію і Натрію (зарядом йону - +). Це білі кристалічні речовини всі добре розчинні у воді .(NH₄Cl - нашатир)