Гідроксиди неметалів

1

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Гідроксиди неметалів

Гідроксиди неметалів

Гідроксиди неметалів (тобто продукти приєднання води до оксиду) та водні розчини водневих сполук неметалів VII та VІ групи, а також HCN, HSCN відносять до класу кислот. Кислотами називають сполуки, до складу яких входять атоми Гідрогену, здатні заміщуватися атомами металів (класичне визначення). У водних розчинах кислоти дисоціюють з утворенням катіонів Н⁺ та аніонів кислотного залишку (негативних іонів, які утворюються в результаті відриву від молекули кислоти одного або кількох іонів Н⁺):

HNO₃ H⁺+NO₃- H₂SO₄ H⁺+HSO₄- H₃PO₄ H⁺+H₂PO₄-

HSO₄- H⁺+SO₄^2- H₂PO₄- H⁺+HPO₄^2-

HPO₄^2- H⁺+PO₄^3-

Концентрація іонів Н⁺ (міра кислотності середовища) залежить не від їх кількості в одній молекулі кислоти, а від здатності молекули дисоціювати в водному розчині.

Класифікація кислот

Oскільки більшість неметалів може мати різні ступені окиснення, то відповідно існують і різні гідроксиди одного й того ж неметалу, наприклад Н₂О₄ і Н₂О₃, НО і НО₄, НО₂ і НО₃ та ін. Крім того, при одному й тому ж ступеню окиснення неметалу деякі оксиди здатні приєднувати різну кількість молекул води, тому формули відповідних гідроксидів можуть бути різними (НО₃, Н₃О₄ і Н₄₂О₇).

Таким чином, існує велика кількість кислот, тому їх класифікують за різними критеріями:

за наявністю Оксигену - безкисневі (HCl, H₂S) та кисневмісні (HClO₄, H₂SO₄);

за кількістю атомів Н, здатних заміщуватися на атоми металів - одноосновні (HCl, HNO₃, HClO₄), двоосновні (H₂SO₄, H₂SO₃, H₂CO₃), триосновні (Н₃РО₄), чотириосновні (Н₄Р₂О₇);

за здатністю дисоціювати у водному розчині на іони - сильні (HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄), слабкі (всі інші); відмітимо, що сила кислот в групах із збільшенням порядкового номера елементу зменшується, а в періодах їх кислотні властивості посилюються зліва направо. Наприклад:

H₄SiO₄, Н₃РО₄, H₂SO₄, HClO₄

за більшою ніж у Н⁺ здатністю елементу-неметалу окислювати метали - сильні окисники (розведена та концентрована HNO₃, HClO₄, концентрована H₂SO₄, в них окисником виступає кислотоутворюючий елемент - N, S, Cl) та слабкі окисники (в них окисником виступає Н⁺: розведена H₂SO₄, Н₃РО₄).

Властивості кислот

Кислоти можуть бути твердими речовинами (Н₃ВО₃, H₂SiO₃), або рідинами (HF, H₂SO₄), або розчиненими у воді газами (HCl, H₂S). Більшість кислот добре розчинна у воді, їх насичені розчини мають різну концентрацію. Окремі кислоти нестійкі і існують тільки у водному розчині (Н₂СО₃, HClO).

Номенклатура кислот

Назви кислот складають з назви неметалу з суфіксом -атна або словом воднева (у випадку безкисневої кислоти) та слова кислота; після суфіксу-ат у дужках латинськими цифрами позначають ступінь окиснення елементу-неметалу (якщо існує декілька кисневмісних кислот з різними ступенями окиснення одного й того ж елементу).

Наявність атомів Н в кислотних залишках позначається префіксом гідро- (дигідро-). В спеціальній літературі, поряд з сучасною, використовується і раніше діюча номенклатура.

Окрім того, окремі здавна відомі кислоти мають і тривіальні назви.

Назви окремих кислот та їх кислотних залишків приведені нижче в таблиці.

Назва кислоти	Формула кислоти	Формула кислотного залишку	Назва іону кислотного залишку
Фтороводнева або фторидна або плавикова	HF	F-	фторид-
Хлороводнева або хлоридна або соляна	HCl	Cl-	хлорид
Бромоводнева або бромідна	HBr	Br-	бромід
Йодоводнева або йодидна	HI	I-	йодид
Хлорат(І)на або гіпохлоритна або хлорнуватиста	HClО	ClО-	хлорат(І) або гіпохлорит
Хлорат(ІІІ)на або хлориста	HClО2	ClО2-	хлорат(ІІІ) або хлорит
Хлорат(V)на або хлорнувата	HClО3	ClО3-	хлорат(V) або хлорат
Хлорат(VІІ)на або хлорна	HClО4	ClО4-	хлорат(VІІ) або перхлорат
Сірководнева або сульфідна	H2S	НS- S2-	гідросульфід сульфід
Сульфат(ІV)на або сульфітна або сірчиста	H2SO3	НSO3- SO32-	гідросульфат(ІV) або гідросульфіт сульфат(ІV) або сульфіт
Сульфатна або сірчана	H2SO4	НSO4-SO42-	гідросульфат сульфат
Нітрат(ІІІ)на або нітритна або азотиста	HNO2	NO2-	нітрат(ІІІ) або нітрит
Нітратна або азотна	HNO3	NO3-	нітрат
Ортофосфат(ІІІ)на або ортофосфітна або ортофосфориста	Н3РО3 (Н2Р(НО)О2)	НРНО3- РНО32-	гідроортофосфіт ортофосфіт
Метафосфатна або метафосфорна	HPO3	PO33-	метафосфат
(Орто)фосфатна або (орто)фосфорна	H3PO4	Н2PO4- НPO42-PO43-	дигідрофосфат гідрофосфат фосфат
Дифосфатна або дифосфорна	Н4Р2О7	Н3Р2О7- Н2Р2О72- НР2О73-Р2О74-	тригідродифосфат дигідродифосфат гідродифосфат дифосфат
Карбонатна або вугільна	H2CO3	НCO3-CO32-	гідрокарбонат карбонат

Хімічні властивості

Кислоти у водних розчинах мають деякі загальні властивості, обумовлені наявністю Н⁺: їх розчини кислі на смак, однаково змінюють колір індикаторів, можуть вступати в реакції іонної обмінної взаємодії, реакції взаємодії з металами, реакції розкладу.

Реакції іонної обмінної взаємодії кислоти з:

основою з утворенням солі і води згідно схеми

МеОН+НАМеА+Н₂О:

NaOH+HCl NaCl+H₂O;

у випадку багатокислотних основ в залежності від кількості кислоти можуть утворюватися основні чи середні солі:

Fe(OH)₃+HCl Fe(OH)₂Cl+H₂O;

Fe(OH)₃+2HCl Fe(OH)Cl₂+2H₂O;

Fe(OH)₃+3HCl FeCl₃+3H₂O;

атом гідроген кислота малодисоційована сполука

у випадку багатоосновних кислот в залежності від кількості основи можуть утворюватися кислі чи середні солі:

NaOH+H₃PO₄ NaH₂PO₄+H₂O;

2NaOH+H₃PO₄ Na₂HPO₄+2H₂O;

3NaOH+H₃PO₄ Na₃PO₄+3H₂O;

оксидом металу з утворенням солі та води згідно схеми МеО+НА МеА+Н₂О:

Na₂O+2HNO₃ 2NaNO₃+2H₂O K₂O+H₂SO₄ K₂SO₄+H₂O

СaO+2HNO₃ Ca(NO₃)₂+2H₂O ZnO+H₂SO₄ ZnSO₄+H₂O

Al₂O₃+6HNO₃2Al((NO₃)₃+3H₂O Fe₂O₃+3H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃+3H₂O

сіллю з утворенням іншої солі та кислоти згідно схеми МеА+НАМеА+НА; такі реакції можуть проходити тільки у випадку, коли один з продуктів реакції або нерозчинний у воді або газоподібний або слабо дисоціює, наприклад:

а) утворення осаду: AgNO₃+HClAgCl+HNO₃

BaCl₂+H₂SO₄ BaSO₄+2HCl

Na₂SiO₃+HCl NaCl+H₂SiO₃

б) утворення леткої кислоти: 2NaCl_сух.+H₂SO_4конц.Na₂SO₄+2HCl

2NaNO_3сух.+H₂SO_4конц.Na₂SO₄+2HNO₃

FeS+2HCl FeCl₂ +H₂S

в) утворення малодисоційованої сполуки (слабої (в т.ч. нестійкої) кислоти):

Ca₃(PO₄)₂+ H₂SO₄ 2H₃PO₄+3CaSO₄

СaCO₃+2HCl CaCl₂+H₂CO₃ (H₂CO₃ H₂O+CO₂)

У випадку, коли багатоосновна кислота діє на яку-небудь сіль цієї ж кислоти, утворюються кислі солі, наприклад:

Ca₃(PO₄)₂+H₃PO₄ 3СaHPO₄

Ca₃(PO₄)₂+4H₃PO₄ 3Сa(H₂PO₄)₂

Na₂S+H₂S NaHS

Na₂CO₃+H₂CO₃ 2NaHCO₃

Реакції взаємодії кислот з металами є окисно-відновними, причому відновником виступає метал, а окисником - кислота.

Кислоти - слабі окисники - вступають в реакцію згідно схеми Ме+НА МеА +Н₂ (тобто відбувається реакція заміщення Н металом, в результаті якої утворюється сіль і виділяється водень), причому в реакцію згідно приведеної схеми вступають не всі метали, а тільки ті, які стоять в ряду стандартних електродних потенціалів ліворуч від Н (отже, Cu, Hg, Ag, Au, Pt - не витісняють Н), наприклад:

Zn+2HClZnCl₂+H₂ але Cu+HCl (реакція не відбувається)

Zn+H₂SO_4(розв.) ZnSO₄+H₂

Кислоти - сильні окисники - вступають у взаємодію з металами, причому в результаті такої взаємодії утворюється: 1) сіль відповідної кислоти; 2) продукт відновлення кислоти; 3) вода. Наприклад, сильним окисником є концентрована сірчана кислота, а також і концентрована, і розведена азотна кислота.

Взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з металами відбувається згідно схеми:

+ Н₂О_4(конц.)О₄ + О₂ (, Н₂) + Н₂О.

Отже, концентрована сірчана кислота окислює металами, утворюючи сульфат відповідного металу, продукт свого відновлення - SO₂, S чи H₂S (в залежності від відновлювальної здатності металу) та воду.

Відповідний баланс електронів:

; ;

2Fe + 6H₂SO_4(конц.)Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

4Zn + 5H₂SO_4(конц.) 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Взаємодія і розведеної, і концентрованої азотної кислоти з металами відбувається згідно схеми:

+ НО₃О₃ + О₂ (О, ₂O, Н₄О₃) + Н₂О.

Отже, азотна кислота взаємодіє з металами, утворюючи нітрат відповідного металу, продукт свого відновлення - NO₂, NO, N₂ чи NH₃ (який в присутності НNO₃ одразу утворює NH₄NO₃) (в залежності від відновлювальної здатності металу) та воду.

Відповідний баланс електронів:

; ; ;

Із електронних балансів видно, що у всіх випадках окисником виступає кислота, а в процесі реакції вона відновлюється, відповідно метал є відновником і в процесі реакції він окислюється.

3Cu + 8HNO_3(розв.)3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4Zn + 10HNO_3(розб.) 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Реакції розкладу: Оскільки кисневі кислоти є продуктами приєднання води до відповідних кислотних оксидів, то при створенні відповідних умов (зокрема, температури) можливі обернені реакції розкладу: під час нагрівання кисневі кислоти розкладаються на кислотний оксид та воду:

H₂SO₄H₂ О+SO₃

4HNO₃2H₂O+4NO₂+O₂

Окремі кислоти (Н₂СО₃, Н₂SО₃) є нестійкими, вони легко розкладаються в момент утворення, і тому можуть існувати тільки у водних розчинах..

Порівняння окисно-відновних властивостей кислот в періодах та групах:

Окисні властивості кисневмісних кислот неметалів в вищих ступенях окиснення різноманітні.

Азотна кислота - і концентрована, і розведена, - сильний окисник, що здатний окислювати практично всі метали (золото і платину розчиняє тільки суміш концентрованих азотної та соляної кислот - “царська водка”), механізм взаємодії був розглянутий вище. Деякі метали - Al, Cr, Fe- при контакті з концентрованою кислотою покриваються плівкою нерозчинних оксидів (пасивуються), тому далі не розчиняються.

Окрім металів, азотна кислота здатна окислювати і неметали згідно схеми

+ НО₃О_n + О₂ (О) + Н₂О;

утворений оксид неметалу (О_n) може сполучатися з частиною води і утворювати відповідну кислоту.

S + 6HNO_3(конц.) H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

S + 2HNO_3(розв.) H₂SO₄ + 2NO

Азотна кислота здатна окислювати і інші сполуки, що мають відновні властивості, наприклад ті, що містять , та .

Ортофосфатна кислота H₃PO₄(Р розташований під N в V групі періодичної системи) не використовується в якості окисника, хоча може виступати таким, що використовується при одержанні фосфору:

2Ca₃(PO₄)₂+10C+6SiO₂ 6CaSiO₃+10CO+P₄

Таким чином, в групах окислювальна здатність елементів послаблюється зверху вниз. Розташована одному періоді з ортофосфорною сульфатна кислота - концентрована сульфатна кислота - досить сильний окисник (окислює всі метали, окрім благородних, багато неметалів і інші відновники):

Cu+2H₂SO₄ CuSO₄+SO₂+2H₂O

C+2H₂SO₄ CO₂+2SO₂+2H₂O

2Р + 5H₂SO_4(конц.) 2Н₃РО₄ + 5SO₂+ 2H₂O

S + 2H₂SO_4(конц.)3SO₂ + 2H₂O

8KI+5H₂SO₄ 4I₂+H₂S+4K₂SO₄+4H₂O

Хлорна кислота - сильний окисник, здатна взаємодіяти з оксидом сульфуру(ІУ) і вуглецем:

HClO₄+4SO₂+4H₂O 4H₂SO₄+HCl

HClO₄+2C 2CO₂+HCl

Таким чином, хоча в цілому порівняння властивостей Н₃РО₄, H₂SO₄ і HClO₄ затруднене в зв'язку з різними умовами їх існування (концентрації в водних розчинах, стійкості при нагріванні та інших факторів), однак спостерігається тенденція посилення окисних властивостей у елементів одного й того ж періоду зліва направо.

Зручно порівнювати кислотні та окисні властивості кислот одного елементу, який знаходиться в різних ступенях окиснення:

H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄

Посилення кислотних властивостей із зростанням ступеня окиснення елементу пояснюється тим, що із зростанням позитивного заряду елементу зміцнюється його зв'язок з негативно зарядженим Оксигеном, що призводить до послаблення хімічного звязку О з Н.

Сполуки неметалів в проміжних ступенях окиснення можуть виступати і в якості відновників при взаємодії з енергійними окисниками:

2H₂SO₃+O₂ 2H₂SO₄ 2HNO₂+O₂ 2HNO₃

5HNO₂+2KMnO₄+3H₂SO₄ 2MnSO₄+5HNO₃+K₂SO₄+3H₂O

і в якості окисників:

H₂SO₃+2H₂S 3S+3H₂O 2HNO₂+2HI I₂+2NO+2H₂O

Сполуки неметалів в найнижчих ступенях окиснення виступають тільки в якості відновників при взаємодії окисниками:

16HCl+2KMnO₄ 2KCl+2MnCl₂+5Cl₂+8H₂O

В ряду HF-HCl-HBr-HIзростає сила кислот та їх відновна здатність:

H₂SO_4(конц.)+2HCl

H₂SO_4(конц.)+2HBr SO₂+Br₂+2H₂O

H₂SO_4(конц.)+8HI H₂S+4I₂+4H₂O

Одержання кислот

До загальних способів одержання кислот можна віднести наступні:

1) безкисневі кислоти одержують розчиненням у воді відповідних водневих сполук неметалів;

2) кисневі кислоти одержують взаємодією відповідних оксидів з водою; 3) і кисневі, і безкисневі кислоти одержують дією на їх солі інших кислот (більш сильних або менш летких);

4) і кисневі, і безкисневі кислоти одночасно одержують гідролізом галогенангідридів кислот;

5) окисленням окремих неметалів сильними окисниками. Окремі кислоти одержують в промисловості.

Нижче в таблиці наведено способи одержання деяких кислот (в т.ч. в промисловості) та коротка характеристика кислот.



	Одержання	Характеристика кислоти
HF	2Н2O+2F24HF+O2 CaF2+H2SO4 CaSO4+2HF	Слаба кислота (із-за наявності водневих зв'язків); взаємодіє з SiO2 (кислотним оксидом): SiO2+HF  SiF4+H2О, тому її не можна зберігати в скляному посуді
HCl	Лабораторне: NaClсух.+H2SO4конц.NaНSO4+2HCl Промислове: 2NaClсух.+H2SO4конц.Na2SO4+2HCl H2+Cl2 2HCl	HClконц.: 42 %, 1,2 г/мл. Сильна кислота; концентрована проявляє відновні властивості.
HClO	Cl2O+HOH 2HClO Cl2+HOHHCl+HClO	Відома тільки у водному розчині слаба кислота, нестійка (розклад.): HClO  HCl+O, дуже сильний окисник
HClO2	2ClO2+HOHHClO2+HClO3	Відома тільки у водному розчині слаба кислота, нестійка, дуже сильний окисник
HClO3	2ClO2+HOHHClO2+HClO3 2ClO3+HOHHClO3+HClO4 КclO3+H2SO4KHSO4+HClO3	Відома тільки в розбавлених розчинах, сильна кислота; дуже сильний окисник: концентрований розчин може самодовільно вибухати
HClO4	2ClO3+HOHHClO3+HClO4 КСlO4+H2SO4KHSO4+HClO4	Безбарвна, дуже гігрорскопічна рідина. З усіх кисневих кислот найбільш сильна, стійка, проте вибухонебезпечна, сильний окисник.
HBr	PBr3+3H2O H3PO3+3HBr	Сильна кислота, проявляє відновні властивості
НІ	PІ3+3H2OH3PO3+3HІ	Сильна кислота, сильний відновник (окислюється киснем повітря)
HІO3	I2+5Cl2+6H2O 2HIO3+10HCl	Сильна кислота
H2S	Лабораторне: FeS+2HClFeCl2+H2S	Дуже слаба кислота, сильний відновник
H2SО3	SO2+H2O H2SО3	Досить слаба, існує тільки у водному розчині, нестійка: H2SО3  Н2О+SО2; відновник, слабий окисник
H2SО4	Промислове (3 етапи): 4FeS2+11О2 2Fe2O3+8SO2 2) SO2+O2SO3 3) SO3 розчиняють в H2SО4конц.	Важка масляниста безбарвна рідина, поглинає воду з виділенням дуже великої кількості теплоти, тому при розбавленні необхідно приливати кислоту до води. Розведена кислота -сильна кислота, слабий окисник; концентрована кислота - слаба ксилота, сильний окисник, пасивує залізо.
HNO2	NaNO2+HClNaCl+HNO2	Слаба кислота, нестійка (існує тільки при низьких температурах і тільки в розбавлених розчинах) - розклад.: 3НNО2НNО3+2NO+Н2О. Проявляє і окисні, і відновні властивості
HNO3	Лабораторне: 2NaNO3сух.+H2SO4конц.Na2SO4+2HNO3 Промислове (3 етапи): 4NH3+5O24NO+6H2O 2NO+O2 2NO2 4NO2+O2+2H2O 4HNO3	Безбарвна рідина, “димить” на повітрі, змішується з водою в любих співвідношеннях, використовується концентрований розчин (65%). Сильний електроліт, сильний окисник. Не розчиняє тільки Au, Pt, Ir, Rh; на холоду пасивує Fe, Cr
Н3РО3	PCl3+3H2OН3РО3+3HCl	Безбарвні кристали, що розпливаються на повітрі, при нагріванні розкладається: 4Н3РО3 3Н3РО4+РН3 Двохосновна кислота: 2NaOH+ Н3РО3Na2HРО3+2H2O Відновник: AgNO3+2H3PO3Ag+2H3PO4+NO
HPO3	P2O5+ H2O 2HPO3	Скловидна маса, добре розчинна у воді, ядовита
H3PO4	P2O5+ 3H2O 2H3PO4 3P+5HNO3+2H2O 3H3PO4+5NO Промислове (для одержання добрив): Ca3(PO4)2+3H2SO4 3CaSO4+2H3PO4	Прозорі кристали, що плавляться при 42,3оС; з водою змішується в любих співвідношеннях, використовується 85% водний розчин. Електроліт середньої сили. Трьохосновна кислота. Не отруйна. Не окисник.
H4P2O7	2Н3РО4H4P2O7+H2O
Н2СО3	СО2+ H2O Н2СО3 Na2CO3+2HCl 2NaCl+H2CO3	Дуже слабий електроліт, малостійка, існує тільки в розбавлених розчинах, при нагріванні розкладається. Двохосновна кислота.
H2SiO3	Na2SiO3+CO2+H2O Na2CO3+H2SiO3	Студениста, нерозчинна в воді речовина. Дуже слаба (слабша за вугільну) і малостійка кислота: H2SiO3H2O+SiO2
Н3ВО3	В2О3+Н2О Н3ВО3	Білі кристалічні речовини, добре розчинні у воді; у водному розчині діють як слабкі одноосновні кислоти: Н3ВО3+Н2О Н[В(ОH)4]; при нагріванні втрачають воду: 2Н3ВО3 НВО2 В2О3
НВО2	Н3ВО3 НВО2+Н2О
ізополікислоти складу хВ2О3yН2О



Використання кислот

HF - для одержання фторорганічних речовин, у виробництві рідкісних металів

HCl - для одержання солей, для травлення металів в техніці, як реактив в хімічних лабораторіях, в органічному синтезі.

HBr - для одержання бромідів

H₂SО₄ - для одержання соляної, азотної, фосфорної, плавикової і багатьох органічних кислот методом обміну, для одержання фосфорних і азотних добрив, органічних сульфосполук, для очистки різних газів, входить в склад нітруючих сумішей, використовується в виробництві барвників і вибухових речовин, для зарядки акумуляторів і т.д.

Важливіші кислоти

Хлориди Cl_n: NaCl (кам'яна, або поварена сіль) - сировина для одержання хлору, їдкого натру, натрію, хлороводню, соди; KCl - калійне добриво; CaCl₂ - для осушування газів; BaCl₂ - ядохімікат; ZnCl₂ - для протравки.

Гіпохлорити (ClО)_n утворюються разом з хлоридами при взаємодії хлору з розчинами лугів при кімнатній температурі:

2Ca(OH)₂+2Cl₂CaCl₂+Ca(ClO)₂+2H₂O

CaCl(OCl) або CaOCl₂ (хлорне, або білильне вапно) - дуже сильний окисник (CaOCl₂+CO₂CaCO₃+Cl₂) - відбілююча і дезинфікуюча речовина (2CaOCl₂+H₂O+CO₂CaCO₃+CaCl₂+2HClO)

Гіпохлорити та хлорити в вільному стані нестійкі, а у водному розчині є сильними окисниками.

Хлорати (ClО3)n утворюються при електролізі водних розчинів хлоридів, а також при розчиненні хлору в гарячому розчині лугу:



6КOH+3Cl₂ 5КCl+КСlO₃+3H₂O

КСlO₃ (бертолетова сіль) - сильний окисник (КСlO₃+6HCl 3Cl₂+KCl+3H₂O), використовується для одержання кисню в лабораторії (2КСlO₃2КСl+3O₂), для виробництва вибухових речовин, для одержання перхлоратів (4КСlO₃3КСlO₄+КСl).

Сульфіти ₂(SО₃)_n при нагріванні розкладаються з утворенням сульфату та сульфіду: Na₂SO₃ 3Na₂SO₄+Na₂S

Сульфати ₂(SО₄)_n найчастіше використовуються у вигляді кристалогідратів:

Na₂SO₄10H₂O (глауберова сіль) - для виробництва соди і в виробництві скла; СaSO₄2H₂O (гіпс) - у будівництві; MgSO₄7H₂O (гіпс) - в медицині; FeSO₄7H₂O (залізний купорос) - для консервування дерева, виготовлення чорнила; СuSO₄5H₂O (мідний купорос) - для боротьби з грибками, виробництва мідних покрить, одержання сполук купруму;

подвійні солі сульфатів одно- і тривалентного металу називаються галунами, їх використовують при виробці шкіри: KCr(SO₄)₂12H₂O (K₂SO₄Cr₂(SO₄)₃24H₂O).

Нітрати (NО₃)_nмалостійкі при високій температурі, вони розкладаються по різним схемам в залежності від активності металу солі:

Ме розташований в ряду активності лівіше Mg (включно іMg):

(NО₃)_n(NО₂)_n + O₂

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂

Сa(NO₃)₂Сa(NO₂)₂+ O₂

Ме розташований в ряду активностівід Al доCuвключно:



(NО₃)_nO_n+NO₂ + O₂

2Cu(NO₃)₂ 2CuO + 4NO₂ + O₂

4Al(NO₃)₂2Al₂O₃ + 8NO₂ + O₂

Ме розташований в ряду активності правіше

Cu:(NО₃)_nMe + NO₂ + O₂

2AgNO₃2Ag + 2NO₂ + O₂

Широко використовуються нітрати амонію, калію, натрію, кальцію (селітри) як азотні добрива та для виробництва вибухових речовин.

Фосфати ₃(РО₄)_n, гідрофосфати ₂(НРО₄)_n, дигідрофосфати (Н₂РО₄)_n

Фосфорні добрива:

Фосфоритна мука: подрібнений фосфорит Са₃(PO₄)₂

Простий суперфосфат: Са₃(PO₄)₂+2H₂SO₄ 2CaSO₄+Ca(H₂PO₄)₂

Подвійний суперфосфат: Са₃(PO₄)₂+4Н₃РО₄ 3Ca(H₂PO₄)₂

Преципітат: Са(ОН)₂+Н₃РО₄CaHPO₄H₂O+H₂O або СаСО₃+Н₃РО₄CaHPO₄H₂O+СO₂

Амофоси: NH₃+H₃PO₄NH₄H₂PO₄ та 2NH₃+H₃PO₄ (NH₄)₂HPO₄

Карбонати ₂(CО₃)_n, гідрокарбонати (НCО₃)_n

властивості: розклад при прокалюванні: ₂(CО₃)_n  2О_n+CO₂ (окрім карбонатів лужних металів);

при взаємодії з сильними кислотами утворюється

СО₂: ₂(CО₃)_n+2HClCl _n+Н₂О+СО₂

Na₂CO₃ (cода), NaHCO₃ (питна cода)

одержання в промисловості: 1) аміачний метод: NH₃+CO₂+H₂O NH₄HCO₃

NH₄HCO₃+NaCl NaHCO₃+NH₄Cl

NaHCO₃Na₂CO₃+H₂O+CO₂

2) сульфатний метод: Na₂SO₄+2C Na₂S+2CO₂

Na₂S+CaCO₃ CaS+ Na₂CO₃

Вапняк (мармур, крейда) СаСО₃

Силікати ₂(SiО₃)_n

Na₂SiO₃, K₂SiO₃ - рідке скло

На основі силікатів відбувається виробництво скла, кераміки, цегли, цемент: кварцеве скло одержують переплавкою диоксиду кремнію; віконне чи пляшкове скло виготовляють, нагріваючи суміш піску, вапняку, соди: ; для виробництва фарфору, фаянсу та гончарних виробів викоритовують шихту з глини, кварца та польового шпату; для виготовлення цегли виготовляють шихту з глини і піску; цемент виготовляють відпалом суміші глини, вапняку і піску.

Борати - солі борних кислот

Бура Na₂B₄O₇Н₂О - сіль ізополікислоти складу 2В₂О₃Н₂О

одержання: 2NaOH+4H₃BO₃ Na₂B₄O₇+7Н₂О

властивості: Na₂B₄O₇+ H₂SO₄+5Н₂О Na₂SO₄+4H₃BO₃

Na₂B₄O₇+ CoO 2NaBO₂Co(BO₂)₂ (склоподібні перли)

Тестові завдання:

Поділ елементів на метали і неметали, їх положення в періодичній таблиці.

Відмінність будови атомів неметалів від металів. Відмінність у їх фізичних і хімічних властивостях.

Характеристика оксидів неметалів.

Загальна характеристика елементів головної підгрупи УІІ групи.

Добування водню в лабораторії і промисловості.

Хімічні властивості водню.

Добування галогенів у лабораторії і промисловості.

Добування галогеноводнів і їх хімічні властивості.

Якісні реакції на Cl-, Br-, I-.

Поясніть причину різного проходження реакцій галогенідів натрію з концентрованою сірчаною кислотою.

Характеристика кисневмісних сполук хлору та їх солей.

Загальна характеристика елементів головної підгрупи УІ групи.

Виходячи з конфігурації зовнішньої електронної оболонки атомів елементів УІ групи головної підгрупи охарактеризуйте їх валентні можливості.

Лабораторні і промислові методи добування кисню.

Хімічні властивості кисню.

Добування сірки і її фізичні властивості.

Сірководень: добування, властивості.

Хімічні властивості сірки, її оксиди.

Добування та хімічні властивості сірчаної кислоти.

Закінчити рівняння реакцій

S+SO₂SO₂+H₂O+Br₂SO₂+KClO₃+ H₂O SO₂+KClO₄+ H₂O SO₂+KMnO₄+H₂SO₄H₂SO_4(конц.)+H₂SO_4(конц.)+PH₂SO_4(конц.)+CH₂SO_4(конц.)+KBrH₂SO_4(конц.)+NaIH₂SO_4(конц.)+MnO₂+Na₂SO₃+KMnO₄+ H₂SO₄K₂Cr₂O₇+NaNO₂+ H₂SO₄

характеристика елементів головної підгрупи У групи.

Аміак, його добування і хімічні властивості.

Оксиди азоту, їх добування і властивості.

Оксиди фосфору, їх добування і властивості.

Добування азотної і фосфорної кислоти.

Особливості взаємодії азотної кислоти з металами.

Хімічні властивості фосфору.

Фосфорні добрива.

Закінчити рівняння хімічних реакцій

N₂+H₂NH₃+CuONH₃+NaClONH₃+O₂NH₃+O₂NH₃+HNO₃NH₄NO₂NH₄NO₃P+HNO_3(лщрц.)KNO₂+H₂SO₄KNO₃+KNO₂+K₂Cr₂O₇+ HNO₃ KNO₃+Cr(NO₃)₃+KI+KNO₂+H₂SO₄I₂+NO+FeCl₂+NaNO₂+NaOHNaAlO₂+NO+SO₂N₂+HNO₃HNO₂NO₂+NaOHCa₃(PO₄)₂+H₃PO₄Ca₃P₂+H₂O

Загальна характеристика елементів підгрупи вуглецю.

Хімічні властивості С. Карбіди.

Оксиди вуглецю.

Вугільна кислота, карбонати та гідрокарбонати.

Добування та хімічні властивості SiO₂. Кремнієва кислота.

Добування скла та цементу.

Закінчити рівняння хімічних реакціCaO+CCaCO₃+SiO₂Na₂CO₃+SiO₂Na₂SO₄+C+CaCO₃+SiO₂SiO₂+HFSiO₂+CSiO₂+AlCa(OH)₂+CO_{2(надлишок)}Si+NaOH+H₂OC+H₂SO_4(крнц.) C+HNO_3(конц.) C+CO₂CuO+CCO+NaOHCO+O₂CO+H₂CO+Cl₂Si+HF+HNOодні сполуки бору і його добування.

Хімічні властивості бору.

Оксид бору та борна кислота.

Размещено на Allbest.ru