Е. А. Кай городова, Д. В. Гавриленко, на. Макарова Краснодар Кубгау, 2020. 201 с 9785907346383 в учебном пособии кратко изложен теоретический материал по основным разделам современной неорганической
 Скачать 2.76 Mb.
|
|
Фосфорные удобрения Растения не могут нормально расти и развиваться при недостатке фосфора в почве – особенно зерновые культуры, сахарная свекла и хлопчатник. Поэтому необходимо вносить фосфорные удобрения, которые характеризуются определенным содержанием РО и представлены в нижеприведенной таблице 5. Таблица 5 – Характеристика фосфорных удобрений Удобрения Источники и реакции промышленного получения Содержание РО Растворимость, присутствие примеси Фосфоритная и апатитная мука Са 3 (РО 4 ) 2 Измельчение фосфоритов и апатитов 16–35 Плохо растворим, фтор Простой суперфосфат Са(Н 2 РО 4 ) 2 + 2СаSО 4 ∙2Н 2 О Са 3 (РО 4 ) 2 +Н 2 SО 4 + НО = Са(Н 2 РО 4 ) 2 + 2СаSО 4 ∙ НО 14–20 Растворим, фтор, гипс Двойной суперфосфат Са(Н 2 РО 4 ) 2 Са 3 (РО 4 ) 2 +Н 3 РО 4 = 3Са(Н 2 РО 4 ) 2 До 35 Растворим Обесфторенный фосфат, термофосфат Са 3 (РО 4 ) 2 Удаление Низ апатита, фосфорита паром СаF 2 +2Н 2 О→ Са(ОН) 2 + Н 20–32 Плохо растворим, гидроксид кальция Преципитат СаНРО 4 ∙2Н 2 О Н 3 РО 4 + Са(ОН) 2 = СаН- РО 4 ∙ НО 30–35 Растворим Аммофос NH 4 Н 2 РО 4 Н 3 РО 4 + NH 3 = NH 4 Н 2 РО 4 35–50 9–12 N Растворим Нитрофосфат СаНРО 4 ∙Са(NО 3 ) 2 Разложение азотной кислотой фосфатного сырья 14–27 21–24 Растворим, сульфат кальция Нитрофоска (NH 4 ) 2 НРО 4 ∙КNО 3 Смешение нитрата калия, хлорида калия, фосфатного сырья 10% РО 11% КО 11% Растворим, сульфат кальция 64 5.4 Общая характеристика элементов VI А-подгруппы. Кислород. Сера и ее соединения К неметаллам А подгруппы относятся кислород, сера, селен и теллур. Они объединяются общим названием халькогены, что означает образующие руды. Атомы этих элементов содержат по шесть электронов на внешнем уровне два на подуровнях и четыре на р-подуровне: s 2 p 4 . Из них два электрона в р-состоянии неспарены. Особенность строения атома кислорода состоит в том, что электроны внешнего уровня у него не имеют подуровня. Поэтому валентность кислорода равна двум (лишь за счет неподеленных электронных паратом кислород иногда образует дополнительную связь по донорно-акцепторному механизму. У остальных халькогенов электроны внешнего уровня имеют подуровень и при поступлении энергии извне происходит переход р- и s- электронов в состояние. Поэтому они могут проявлять валентность не только 2, но и 4 и 6. Неметаллы VI А-подгруппы менее активны, чем VII А- подгруппы. Кислород Химические свойства кислорода Кислород — один из самых активных неметаллов, сильный окислитель. По химической активности уступает только фтору. В кислороде вещества горят ярче и быстрее, чем на воздухе, выделяя больше теплоты и света. В результате реакций образуются соединения, в которых атомы кислорода, как правило, имеют степень окисления –2: О + 4ē = 2О 2- Взаимодействуя с простыми и сложными веществами, кислород окисляет 1) щелочные металлы 4Li + O 2 = 2Li 2 O оксид лития 2Na + O 2 = Na 2 O 2 пероксид натрия 2) все металлы, кроме Au, Pt: ее) неметаллы, кроме галогенов и благородных газов N 2 + O 2 = 2NO. 4) водородные соединения неметаллов и металлов 4HI + O 2 = 2I 2 + 2H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 ↑ + 2H 2 O. 5) низшие оксиды и гидроксиды поливалентных металлов и неметаллов 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 ; 4Fe(OH) 2 + O 2 + H 2 O = 4Fe(OH) 3 ; 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ; 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3, 6) сульфиды металлов 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ↑; 7) органические вещества С + 2O 2 = CO 2 ↑ + 2H 2 O. Сера Химические свойства серы При обычной температуре сера малореакционноспособна, но при нагревании, и особенно в расплавленном состоянии, она ведет себя как очень химически активное вещество. Как окислитель сера взаимодействует с большинством металлов (кроме Pt, Au), образуя сульфиды S + Cu = CuS. с менее электроотрицательными неметаллами S + H 2 = H 2 S сероводород Сера как восстановитель реагирует с более электроотрицательными неметаллами(не взаимодействует с азотом и йодом S + O 2 = SO 2 ; 2S + 3O 2 = со сложными веществами – сильными окислителями S + 2HNO 3 (разб) = H 2 SO 4 + 2NO↑; S + конц) = 3SO 2 ↑ + 2H 2 O. Диспропорционирует со щелочами 3S + 6NaOH = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O 66 Применение серы В сельском хозяйстве молотую серу и серный цвет используют для опыления растений против возбудителей грибковых заболеваний и некоторых вредителей. Сжигая серу, получают оксид, которым окуривают зернохранилища и склады, уничтожая амбарных вредителей. Водородные соединения серы С водородом сера образует ряд соединений, имеющих общую формулу H 2 S x (H 2 S 2 , H 2 S 3 и др) Сероводород H 2 S – важнейшее водородное соединение серы, в котором она проявляет степень окисления -2. Сероводород рас- творм вводе и образует слабую сероводородную кислоту H 2 + S H 2 S. Сернистая кислота. При растворении оксида серы (IV) вводе образуется сернистая кислота SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 ; Эта нестойкая кислота существует только вводных растворах, в свободном состоянии не выделена. При нагревании ее растворов выделяется оксид серы (IV), так как равновесие реакции смещается влево. В окислительно-восстановительных реакциях сернистая кислота обычно играет роль восстановителя и окисляется до серной кислоты H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl; Она постепенно окисляется до серной кислоты и кислородом воздуха 2H 2 SO 3 + О = Серная кислота Разбавленная серная кислота проявляет общие свойства кислот сильная кислота сточки зрения электролитической диссоциации. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем и водоотнимающим агентом. Действуя как окислитель, H 2 SO 4 чаще всего восстанавливается дои только сильными восстановителями – до элементарной серы S: 67 2H 2 SO 4 + C = 2SO 2 ↑ + CO 2 ↑ + НО H 2 SO 4 + 2HBr = SO 2 ↑ + Br 2 + НО 4H 2 SO 4 + 3Zn = S + 3ZnSO 4 + 4H 2 O. Действие серной кислоты на металлы и неметаллы Характер взаимодействия серной кислоты с металлами зависит от ее концентрации. Так, из разбавленной серной кислоты металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, вытесняют газообразный водород, например +1 О + Znº = ZnSO 4 + H 2 º↑. Концентрированная серная кислота растворяет почти все металлы независимо от положения их в ряду стандартных электродных потенциалов (кроме золота и платины. Роль окислителя в конц. О играют анионы SO 4 2- (S +6 ). Водород при этом не выделяется, а получаются продукты восстановления серной кислоты (оксид серы (IV), свободная сера или сероводород, соль и вода. Соли серной кислоты Серная кислота образует два ряда солей. Средние соли серной кислоты называют сульфатами (например, Na 2 SO 4 — сульфат натрия, а кислые — гидросульфатами (NaHSO 4 — гидросульфат натрия. Большинство сульфатов и все гидросульфаты хорошо растворяются вводе. Труднорастворимыми являются сульфаты щелочноземельных металлов, PbSO 4 , Ag 2 SO 4 . Сульфаты щелочных и щелочноземельных металлов термически устойчивы. Купоросы – сульфаты, содержащие кристаллизационную воду (кристаллогидраты CuSO 4 ∙5H 2 O; НО ZnSO 4 ∙7H 2 O; NiSO 4 ∙7H 2 O. Квасцы – сульфаты, в которых один из катионов трехзаряд- ный, а другой — однозарядный, например, КСr(SО 4 ) 2 ∙12Н 2 О - хромокалиевые квасцы, НО – алюмокалиевые квасцы. Сульфат калия К используют как ценное калийное удобрение Сульфат кальция (гипс) CaSO 4 ∙2H 2 O применяют для гипсования засоленных почв. Нагреванием до С гипс CaSO 4 ∙2H 2 O переводят в алебастр 2CaSO 4 ∙H 2 O, находящий применение в строительном деле, медицине, стоматологии, архитектуре. Сульфат меди (медный купорос) CuSO 4 ∙5H 2 O используют для борьбы с вредителями и возбудителями грибковых заболеваний растений. Сульфат железа (железный купорос) FeSO 4 ∙7H 2 O – применяют для консервирования дерева, изготовления чернил. Сульфат натрия (глауберова соль) Na 2 SO 4 ∙10H 2 O применяется в медицине и ветеринарии. 5.5 Общая характеристика элементов VII А-подгруппы. Галогены и их соединения В VII А-подгруппу периодической системы входят элементы фтор, хлор, бром, йод и астат. Элементы VII А подгруппы получили общее название – галогены, что означает «солерождаю- щие». На внешнем уровне у атомов элементов этой подгруппы находятся 7 электронов, из которых 2 электрона на подуровне, а 5 на р-подуровне: ns 2 p 5 . Так как до завершения внешнего уровня у атомов этих элементов недостает одного электрона, то они легко принимают недостающий электрон и проявляют степень окисления равную -1, являясь активными окислителями. Свойства элементов VII А-подгруппы Атом фтора, обладающий наибольшей электроотрицательностью, может только принимать электрон, проявляя степень окисления. Атомы хлора,брома, йода могут не только принимать, но и отдавать электроны, проявляя при этом положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. При обычных условиях хлор и фтор – газы, бром – жидкость, йод – твердое кристаллическое вещество. Все галогены соединяются с водородом, образуя соединения НГал. Эти вещества представляют собой газы, хорошо растворимые вводе. Водные растворы их являются кислотами. В ряду 69 HF–HCl–HBr–HJ слева направо увеличиваются радиусы ионов галогенов, усиливаются восстановительные свойства, уменьшается прочность связей в молекулах, и поэтому сила галоводород- ных кислот возрастает. Кислородные соединения галогенов непрочны и поэтому получаются косвенным путем. Прочность кислородных соединений галогенов растѐт в ряду фтор – астат, наиболее прочны кислородные соединения йода и астата. Фтор Фтор входит в состав более 100 минералов. Важнейшие соединения фтора – флюорит (CaF 2 ), криолит (з. Также фтор входит в состав фтороапатита (Са 3 (РО 4 ) 2 ·CaF 2 ). Химические свойства фтора С большинством элементов фтор взаимодействует при обычных температурах, ноне соединяется непосредственно скисло- родом. Фтор реагирует со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона, вступает в реакции с простыми и сложными веществами. C кислородом взаимодействует в тлеющем разряде, образуя при низких температурах фториды кислорода О, O 2 F 3 , O 3 F 2 и др 2F 2 + О = 2OF 2 ; 3F 2 + 2O 2 = Реакции фтора с галогенами экзотермичны, в результате образуются межгалогенные соединения. Оксиды неметаллов либо присоединяют фтор, например F 2 + SO 2 = SO 2 F 2 ; либо кислород в них замещается на фтор, например 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 ↑; Вода взаимодействует со фтором с выделением кислорода 2F 2 + НО = 4HF + О при этом могут образоваться также OF 2 , пероксид водорода НО, фтороводород 3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 + 4HF + Н 2 О 2, Фтор замещает водород в кислотах или металлы в их солях например 70 F 2 + О (или NaNO 3 ) → FNO 3 + HF (или NaF). Фтороводород и его свойства Получение HF осуществляют из фторидов металлов с помощью концентрированной серной кислоты CaF 2 + H 2 SО 4(конц) = 2HF + О, Синтез HF из простых веществ протекает с большим тепловыделением и начинается уже при очень низких температурах F 2 + H 2 = 2HF. Физические свойства фтороводорода Фтороводород – бесцветный газ, с резким удушающим запахом, поражает дыхательные пути. Имеет высокие температуры кипения +Си плавления С, что связано с объединением молекул в прочные ассоциаты (HF) 4 водородными связями. HF наиболее прочное вещество среди галогеноводородов. Вводе фтороводород неограниченно растворим. Его разбавленные растворы, называемые фтороводородной или плавиковой кислотой, проявляют свойства слабой кислоты. При взаимодействии HF со щелочами получаются гидродифториды: 2HF + NaOH = NaHF 2 + НО, Плавиковая кислота разрушает стекло 4HF + SiO 2 = SiF 4 + НО Фтороводородная кислота взаимодействует с большинством металлов (кроме золота и платины 2HF + Са = СаF 2 + Н. Соли фтороводородной кислоты – фториды - малорастворимы вводе, но фторид серебра AgF растворяется хорошо, вот- личие от других фторидов. Фторид натрия NaF и кремнефторид Na 2 SiF 4 – токсичны, используются для борьбы с вредными насекомыми, для консервирования древесины. 235 236 71 Хлор Распространение в природе и получение хлора В свободном виде он в природе не встречается. Содержание хлора в литосфере 0,25 %. В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия 2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ↑+ Cl 2 ↑. Химические свойства хлора В химическом отношении хлор очень активен и уступает только фтору. Он является сильным окислителем. Окисляет металлы, неметаллы, сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl‾: Cl 2 + 2ē → 2Cl‾. Хлор взаимодействует 1) с водородом С 2 + Н = Н (в темноте реакция не идет) 2) с металлами С 2 + 2Na = С С 2 + Cu = CuCl 2. 4) с бромидами и иодидами металлов С + 2KJ = J 2 ↓ + 2KCl; Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl. 5) с водой С 2 + НО = НС + НС1О; HClO = HCl + [O]. образованием атомарного кислорода объясняется окисляющее, дезинфицирующие и отбеливающее действие хлора вводе) сводными растворами щелочей происходит диспропорционирование хлора на холоду С + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 О; гипохлорит натрия при нагревании С + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O. хлорат калия 7) с восстановителями, такими как аммиак и сероводород Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl; 3Cl 2 + 2NH 3 = N 2 ↑ + 6HCl. 72 Применение хлора По промышленному применению хлор намного превосходит все остальные галогены. Особенно широко хлор используют в органическом синтезе хлорсодержащих пестицидов, при производстве фосгена (COCl 2 ), хлорировании органических соединений (получение пластмасс, красителей, медикаментов, для отбеливания тканей, бумаги, обеззараживания воды, синтеза хлороводорода. Водородные содинения хлора Хлороводород При обычных температурах безводный хлороводород не реагирует ни с металлами, ни сих оксидами, но окисляется фтором 2HCl + F 2 = Cl 2 ↑ + 2HF, При контакте с аммиаком образуется хлорид аммония, твердые частицы которого в воздухе создают белый дым NH 3 + HCl = NH 4 Cl, На воздухе при нагревании до Св присутствии катализатора CuCl 2 хлороводород горит 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 ↑. Химически чистая хлороводородная кислота - бесцветная жидкость с резким запахом. HCl является сильной кислоты и диссоциирует на ионы полностью HCl H + + Проявляя всеобщие свойства кислот, HCl взаимодействует с металлами, стоящими в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, солями, аммиаком. В реакциях с сильными окислителями хлорид анион окисляется до свободного галогена 3HCl + HNO 3 = Cl 2 ↑ + NOCl + 2H 2 O. Реакция соляной кислоты и ее солей с нитратом серебра является качественной реакцией на хлорид-анионы: НС + AgNO 3 = AgCl↓ + Н Cl - + Ag + = AgCl↓. 73 AgCl – соль белого цвета, нерастворимая вводе и азотной кислоте. Кислородные соединения хлора Хлорноватистая кислота HCIO – слабая одноосновная кислота, в которой степень окисления хлора +1. Хлорноватистая кислота получается вводных растворах хлора как продукт гидролиза хлора С 2 + НО = НС1О + НС HCIO – сильный окислитель HCIO + H 2 S = H 2 O + S + HCl. Хлорная известь состоит из гипохлорита и хлорида кальция это белый порошок с резким запахом, применяемый для отбеливания тканей и бумаги, дезинфекции в медицине и дегазации в противохимической обороне. Окисляет хлорная известь потому, что входящий в ее состав гипохлорит кальция также взаимодействует во влажном воздухе с оксидом углерода (IV): Са(С1О) 2 + НО + СО = 2НС1О + СаСО 3 , а хлорноватистая кислота далее разлагается с выделением активного кислорода НС1О = НС + О. Хлористая кислота Хлористая кислота НС1О 2 , как и хлорноватистая HC1O, сушествует только вводных растворах, но является более сильной кислотой, чем HC1O. Хлористая кислота НС1О 2 также малоустойчива, как и хлорноватистая, но уступает ей по окислительной активности. При хранении хлористая кислота разлагается на хлорноватую НС1О 3 и хлороводородную НС кислоты 3НС1О 2 = 2НС1О 3 + НС. Соли хлористой кислоты – хлориты (NaClO 2 , КС1О 2 ), наряду с гипохлоритами, используют как отбеливающие и дезинфицирующие средства. Их можно получать по реакции 2ClO 2 + 2NaOH + H 2 O 2 = 2NaClO 2 + 2H 2 O + O 2 ↑. 74 Хлорноватая кислота Хлорноватая кислота может быть получена по реакции Ba(ClO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HClO 3. HClO 3 устойчива и существует в виде водных растворов (c концентрацией не выше 50 %). По степени диссоциации она приближается к соляной и азотной кислотам, те. может считаться сильной кислотой HClO 3 = H + + ClO 3 ‾. В растворах у хлорноватой кислоты окислительные свойства выражены хорошо, a y ее солей гораздо слабее. Cмесь хлорноватой и соляной кислоты – сильный окислитель. Соли хлорноватой кислоты называют хлоратами. Наиболее распространен хлорат калия (бертолетова соль) Получают его, пропуская хлор в горячий концентрированный раствор гидроксида калия С 2 + КОН = КСlO 3 + 5KCl + О. При нагревании до 370 С хлорат калия разлагается с выделением кислорода в присутствии катализатора оксида марганца (IV): 2КС1О 3 = 2КС1 + О. Хлораты натрия, магния и кальция - NaClO 3 , Mg(ClO 3 ) 2 , Са(С1О 3 ) 2 – применяют как гербициды сплошного действия. Внесенные в почву, они убивают вегетативные органы растений и семена. Хлораты не обладают избирательным действием, одинаково ядовиты для сорных и культурных растений. Поэтому их используют для борьбы с сорняками только на участках, незанятых сельскохозяйственными культурами, в парках и садах. Хлорная кислота НСlO |