VІІІ. Основні хімічні властивості неметалів.

1. Окисні властивості проявляють неметали при взаємодії з металами: Fe+S =FeS; 2Al +3S=Al2S3; 2P + 3Mg =Mg3P2; Ca + 2C = CaC2;

2. Окисні властивості проявляють неметали при взаємодії з воднем:

N2 +3H2 = 2NH3; H2 + S =H2S; C + 2H2= CH4; 2P + 3H2 =2PH3;

3. Відновні властивості проявляються при взаємодії з киснем і галогенами:S + O2 =SO2; N2 + O2 =2NO; 2C + O2 = 2CO; 2S + Br2 = S2Br2

4. Вуглець і силіцій проявляють відновні властивості під час взаємодії з оксидами металів: C + 2CuO = 2Cu + CO2;

5. Силіцій взаємодіє з вуглецем і сіркою: Si + 2S = SiS2

Неметали взаємодіють з кислотами і лугами:3S + 6HNO3 = 3H2SO4 + 6NO; Si + 2 NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

Завдання для самопідготовки:

1. Презентації на тему прості речовини – неметали

2. Доповіді, або презентації на тему колообіг неметалів у природі.

 

Тема 2. Неметалічні елементи та їх сполуки.

Заняття 2. Сульфур його сполуки та їх застосування

Навчальні питання:

1. Оксиди Сульфуру, добування, властивості, застосування.

2. Сульфатна кислота, фізичні та хімічні властивості. Якісна реакція на сульфат-іон.

3. Правила техніки безпеки при роботі з сульфатною кислотою.

4. Взаємодія сульфатної кислоти з металами.

Окисно-відновні реакції.

5. Значення сульфатної кислот и та сульфатів у народному господарстві.

6. Сульфати, добування, властивості.

7. Виробництво сульфатної кислоти.

8. Навчальна література:

9. Л-1 с 24-28 с 37-42

10. Л-4 с 6,15 с 15,16

ІІІ. Оксиди сульфуру.

SO2 – сульфур (ІV) оксид, сульфур діоксид, сірчистий газ, сірчистий ангідрид.

Фізичні властивості: безбарвний газ з різким, неприємним запахом, отруйний, викликає кашель, задуху, бронхіт,запалення легень. Т зрідж. = - 10 ⁰С, негорючий, легко розчиняється у воді.

Поширення в природі: міститься у вулканічних газах і газах, що виділяються під час спалювання кам’яного вугілля, будь-якого палива, утворюється при виплавлянні металів, роботі автомобільного двигуна. Поєднуючись у повітрі з водою сірчистий газ утворює сульфітну кислоту, яка разом з опадами у вигляді дощу та снігу випадає на землю – кислотні дощі.

Добування:

1. Згорання сірки в кисні. S + O2 = SO2

2. Згорання сірководню в кисні 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

3. Випалювання сульфідних руд 2 PbS + 3 O2 = PbO + SO2

4. Розклад сульфітів кислотами Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O

5. Дія концентрованої H2SO4 на метали.Cu + 2H2SO4 = CuSO4+ 2H2O + SO2

Хімічні властивості:

SO2 – Кислотний оксид:

1. Взаємодіє з водою H2O + SO2 = H2SO3

2. Взаємодіє з основними оксидами SO2 + CaO = CaSO3

3. Взаємодіє з лугами 2KOH + SO2 = K2SO3 + H2O

4. Горить при температурі і каталізаторі 2SO2 + O2 = 2SO3

5. Диспропорціонує SO2 + H2S = 3S + H2O

Застосування

- Виробництво сульфатної кислоти

- Виробництво сульфітів, гідроген сульфітів

- В сільському господарстві для боротьби з мікроорганізмами і шкідниками.

- Вибілюють шовк, вовну та інші матеріали

- Консервування фруктів та ягід

- Для обробки підвалів, овочесховищ, винних бочок.

SO3 - сульфур (VІ) оксид, сульфур триоксид, сірчаний ангідридю

Фізичні властивості: безбарвна рідина, дуже летка при Т крист =17 ⁰С, сильний окисник, токсичний, викликає опіки шкіри,на поверхні «димить», добре розчиняється у воді,взаємодіючи з нею, розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті, утворюючи важку маслянисту рідину – олеум, Т кип = 66⁰ С

В природі не існує

Добування: окиснення SO2 в присутності каталізатора (платини, або ванадій (V) оксиду) і при високому тиску. Т = 400 – 500 ⁰С

2SO2 + O2 = 2SO3

Хімічні властивості. Кислотний оксид

1. Взаємодіє з водою утворюючи сульфатну кислоту. SO3 + H2O = H2SO4

2. Взаємодіє з лугами SO3 +2 NaOH = Na2SO4 + H2O

3. Взаємодіє з основними оксидами CaO + SO3 = CaSO4

4. При нагрівання розкладається 2SO3 = 2SO2 + O2

Застосування:

- Виробництво

- В лабораторіях як водовбирний засіб

H2S – сірководень, сульфідна кислота, гідроген сульфід

Поширення в природі: утворюється під час гниття органічних решток, міститься у вулканічних газах, мінеральних водах, на дні вулканічних озер та Чорного моря.

Фізичні властивості: безбарвний газ з характерним запахом тухлих яєць, важчий за повітря, розчинний у воді, горючий, отруйний.

Хімічні властивості:

1. Кислотні властивості – слабка двоосновна кислота H2S↔H⁺ + HS^-; HS^- ↔H⁺ + S^2-

2. Взаємодіє з металами крім малоактивних H2S + Zn = ZnS + H2

3. Взаємодіє з оксидами H2S + Na2O = Na2S + H2O

4. Взаємодіє з основами H2S + Ca(OH)2=CaS + 2 H2O

5. Взаємодіє з солями, якщо випадає осад Pb(NO3)2 + H2S = PbS ↓+ 2HNO3 – якісна реакція на сульфіди

Добування:

1. Взаємодія сульфідів з кислотами FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

2. Взаємодія сірки з воднем(під час гниття орг.. речовин) S + H2 = H2S

Застосування: в аналітичній хімії

H2SO4– сульфатна кислота, сірчана кислота.

Фізичні властивості: важка, масляниста, безбарвна рідина, сильний водо вбираючий засіб, нелетка,запаху не має концентрована сірчана кислота майже не проводить електричний струм.

Правила техніки безпеки під час роботи з сульфатною кислотою БУТИ МАКСИМАЛЬНО ОБЕРЕЖНИМ. При попаданні на шкіру – негайно змити великою кількістю води. H2SO4 – поглинає вологу з виділенням великої кількості теплоти, тому до концентрованої сульфатної кислоти не можна додавати воду. Відбувається скипання та розбризкування кислоти. H2SO4 слід невеликими порціями доливати до води постійно перемішуючи скляною паличкою.

Хімічні властивості:

1. Сильний електроліт, дисоціює ступінчасто: H2SO4 ↔HSO4 ^-+ H⁺; HSO4 ^-↔H⁺ + SO4^2-;

2. Взаємодіє з основами 2 KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O; якщо кислоти є надлишок, то утворюється кисла сіль K2SO4 + H2SO4 = 2 KHSO4;

3. Взаємодіє з основними оксидами CaO + H2SO4 = H2O + CaSO4;

4. Взаємодіє з солями H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O + CO2;

5. Якісна реакція на сульфати BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓+ 2HCl;

Ba(NO3)2 + Na2SO4 = 2NaNO3 + BaSO4 ↓

6. Взаємодіє з металами:

І. розведена сульфатна кислота - слабкий окисник, тому вона не реагує з малоактивними металами, а з активними та середньо активними утворює сіль та водень 2Na⁰ + H2⁺S⁺⁶O4^-2 = Na2⁺S⁺⁶O4^-2 + H2⁰;

Na⁰ – 1 e = Na⁺ ; відновник

2H⁺ +2e = H2⁰; окисник

ІІ. Концентрована сульфатна кислота є сильним окисником, вона обвуглює органічні речовини, викликає опіки шкіри, не реагує з золотом і платиною, на холоді пасивує залізо, хром, алюміній.

А) з малоактивними металами утворюється сіль вода і SO2

2H2SO4 + 2Ag = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

Б) з середньо активними металами утворюється сіль, вода і S

4H2SO4 + 3Zn = ZnSO4 + S + 4H2O

В) з активними металами утворюється сіль вода і H2S

4 Ba + 5 H2SO4 = BaSO4 + H2S + H2O

Самостійна робота студентів: дописати рівняння та урівняти за допомогою електронного балансу

1. Mg + H2SO4 k =

2. Hg + H2SO4 k =

3. Ca + H2SO4 p =

4. Na + H2SO4 k =

5. Здійснити ланцюжок перетворень за поданою схемою

S – SO2 – SO3 – H2SO4 – K2SO4 – BaSO4

Виробництво сульфатної кислоти контактним способом

Сировиною для виробництва є

- Пірит FeS

- Гази, що утворюються, як відходи при одержанні деяких кольорових металів з їх руд PbS, CuS

- Сірководень, що міститься в газах отриманих при коксування кам’яного вугілля H2S

- Вільна сірка S

1-ша стадія процесу – добування SO2 випалюванням піриту, чиінші гази. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8 SO2; ∆H = - 13746 кДж;

SO2 - очищують в центрифузі, електрофільтрі, висушують в сушильній башті і подають на другу стадію в контактний апарат

2 –га стадія окиснення SO2 до SO3

окиснення SO2 в присутності каталізатора (платини, або ванадій (V) оксиду) і при високому тиску. Т = 400 – 500 ⁰С

2SO2 + O2 = 2SO3; ∆Н = - 130,6 кДж

3-тя стадія – поглинання SO3 концентрованою сульфатною кислотою у збиральній башті, утворення олеуму.

H2O + SO3= H2SO4

Застосування сульфатної кислоти

За різноманітністю застосування сульфатна кислота займає перше місце серед кислот. Найбільша її кількість витрачається на виробництво фосфатних та азотних добрив. Оскільки ця кислота нелетка, то її використовують для виробництва багатьох інших кислот: HCl, HF, HNO3, H3PO4 і т.д. Використовується сульфатна кислота на очищення нафтопродуктів,на виробництво вибухових речовин,штучн7их волокон, барвників, пластмас. Можна сказати, що ця кислота використовується майже в усіх галузях виробництва.

Щорічне виробництво H2SO4 в світі перевищує 100 млн. т. На потреби сільського господарства витрачається 13 млн. т H2SO4 в рік, на виробництво СМЗ – 21 млн. т, штучних тканин, целюлозної плівки – 7 млн. т.