Реферат: Химические свойства неметаллических элементов

Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки.

Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов стійка моноклинна (a) сірка. За температури понад 95,4о С вона перетворюється на ромбічну ( b ) сірку.

При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al2 S3

H2 +S=H2 S

При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:

S+O2 =SO2

2S+Cl2 =S2 Cl2

Сірководень H2 S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну:

FeS+2HCl=FeCl2 +H2 S

H2 S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах – це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію) піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і оборотно:

S+HOH=HS+OH

I ступінь

або Na2 S+HOH=NaHS+NaOH

Гідроліз деяких сульфатів (Al2 S3 , Cr2 S3 ) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень:

Al2 S3 +6H2 O=2Al(OH)3 +3H2 S

Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує, причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших (PbS, HgS, Sb2 S3 ) з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди можна добути дією H2 S на розчинні солі:

Pb(NO3 )2 +H2 S=PbS+2HNO3

Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів:

CuSO4 +Na2 S=CuS+Na2 SO4

FeSO4 +Na2 S=FeS+Na2 SO4

Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні:

Na2 SO4 +4C=Na2 S+4CO

H2 S окиснюється киснем, на повітрі горять:

2H2 S+3O2 =2SO2 +2H2 O (при надлишку О2 )

2H2 S+O2 =2S+2H2 O (при недостатній кількості О2 )

Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу сульфідів металів:

2ZnS+3O2 =ZnO+SO2

У водних рохчинах сульфіди і H2 S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO4 та іншими окисниками:

Na2 S+I2 =2NaI+S

H2 S+4Br2 +4H2 O=H2 SO4 +8HBr

При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:

Na2 S+(n-1)S=Na2 Sn

Сірка утворює два стійких оксидів – SO2 і SO3 . SO2 за звичайних умов - безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксид добре розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:

SO2 +H2 O=H2 SO3

Внаслідок оборотності цієї реакції НSO3 існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na2 SO3 , CaSO3 ) і гідросульфіти (NaHSO3 , Ca(HSO3 )2 ). Останні не стійки, переходять у піросульфіти.

Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO2 +O2 =2SO2 , яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO3 і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція практично не йде. Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах реагують з галогенами KMnO4, K2 Cr2 O7 :

Na2 SO3 +I2 +H2 O=Na2 SO4 +2HI

Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:

SO3 +H2 O=H2 SO4

Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na2 SO4 – сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагує з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:

Zn+H2 SO4(p) =ZnSO4 +H2

У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів. Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів за звичайних умов, але при нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, але ні з благородними металами (Au, Pt та інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI) відновлюється до +4 (SO2 ):

Cu+2H2 SO4(k) =CuSO4 +SO2 +2H2 O

Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H2 S:

4Zn+5H2 SO4 =4ZnSO4 +H2 S+4H2 O

(SO2 , S)

Як сильна і нелетка кислота H2 SO4 витісняє чимало інших кислот з їх солей:

NaCl+H2 SO4 =NaHSO4 +HCl

KNO3 +H2 SO4 =KHSO4 +HNO3

Більшість солей H2 SO4 розчинна в воді. Нерозчинні BaSO4 , SrSO4 , PbSO4 , малорозчиниий CaSO4.

Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na2 SO3 , NaHSO3 , Ca(HSO3 )2 використовують при добуванні целюлози з деревини. Сірка – шкідливий домішок у чавунах і сталях. Сірчана кислота – використовується при гідрометалургійному добуванні Zn, Cd, Ni, Cu.

Азот.

За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5. Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідає числу електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронної оболонки до структури інертного газу (Ne). Найбільш стійким є ступінь окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі. Азот добувають перегонкою рідкого повітря.

К-во Просмотров: 302
Бесплатно скачать Реферат: Химические свойства неметаллических элементов