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.