Характеристика контактного способу

виробництва сульфатної кислоти

Сировина	Пірит FeS₂, самородна сірка, сульфуровмісні гази, повітря
Каталізатор	Ванадій (V) оксид
Основний хімічний процес	Пірит піддають випалюванню киснем повітря: 4FeS₂ + 11O₂ → Fe₂O₃ + SO₂ + 3310 кДж Випальний газ після ретельного очищення надходить до контактного апарату, де в присутності каталізатора за температури 450^оС окислюється до SO₃. Сульфур (VІ) оксид поглинають концентрованою сульфатною кислотою. Утворюється олеум, з якого виробляють сульфатну кислоту будь-якої концентрації
Особливості процесу	1. Виробництво безперервне. 2. Випал колчедану здійснюють у киплячому шарі, продуваючи в печі повітря, нагріте випальним газом. 3. Ретельно очищений випальний газ перед надходженням до контактного апарату нагрівають за рахунок теплоти, що виходить із контактного апарату. 4. У поглинальних баштах сульфур (VІ) оксид поглинають сульфатною кислотою протитоком.

Застосування сульфатної кислоти

1. Виробництво кислот, лугів, солей, мінеральних добрив.

2. Виробництво органічних речовин (бензин, толуол, глюкоза), синтетичних миючих засобів

3. Виробництво вибухових речовин.

4. Виробництво штучного шовку, фарб.

5. Як електроліти в акумуляторах.

6. Для очистки нафтопродуктів.

7. Для травлення металів.

Застосування сульфатів у народному господарстві

Назва солі	Хімічна формула	Застосування
Натрій сульфат (глауберова сіль)	Na₂SO₄ ∙ 10H₂O	Для виробництва соди та у скляній промисловості
Кристалогідрат ферум (ІІ) сульфат (купорос залізний)	FeSO₄ ∙ 7H₂O	Як протрава для тканин у фарбувальній справі, у сільському господарстві, для очищення деревини
Кристалогідрат купрум (ІІ) сульфат (мідний купорос)	CuSO₄ ∙ 5H₂O	Для виробництва мідних покриттів та одержання різноманітних сполук Купруму, у сільському господарстві, для очищення деревини
Кристалогідрат цинк сульфат (купорос цинковий)	ZnSO₄ ∙ 7H₂O	У текстильній промисловості, для виробництва білої фарби
Магній сульфат	MgSO₄	У текстильній та паперовій промисловості, у медицині як проносне, а також для внутрішньовенних та внутрішньом’язевих вливань, у виробництві будівельних матеріалів

НЕМЕТАЛИ П’ЯТОЇ ГРУПИ

ЕЛЕМЕНТИ V ГРУПИ ГОЛОВНОЇ ПІДГРУПИ

НІТРОГЕН ТА ФОСФОР

Порівняльна характеристика будови атомів

Нітрогену та Фосфору

	Атом Нітрогену N	Атом Фосфору P
Розміщення електронів на енергетичних рівнях	+⑦)) 2 5	+⑮))) 2 8 5
Електронна формула	1S²2S²2P³	1S²2S²2P⁶3S²3P³
Розміщення електронів на орбіталях	1S² 2S² 2P³	3S²3P³ 3d⁰

Алотропні форми фосфору

	Білий (Р₄)	Червоний (Р)	Чорний (Р)
Кристалічні решітки	молекулярна	атомна	атомна
Фізичні властивості	Кристалічна речовина жовтого кольору, із запахом, світиться в темряві, нерозчинна у воді,отруйна, спалахує на повітрі, внаслідок нагрівання переходить у червоний фосфор	Порошок темно-червоного кольору, без запаху, не отруйний, не спалахує	Тверда речовина, має шарувату будову, жирна на дотик, добре проводить електричний струм, хімічно менш активна, ніж червоний фосфор; у разі тривалого нагрівання та під великим тиском утворюється з білого фосфору

Порівняльна характеристика Нітрогену та Фосфору

Ознаки для порівняння	Нітроген	Фосфор
Поширення в природі	Зустрічається у вільному стані (становить 78,16% об’єму повітря). У зв’яза-ному стані зустрічається в натрій нітраті, а також вхо-дить до складу білкових речовин і багатьох приро-дних органічних сполук	Зустрічається виключно у вигляді сполук (вміст у зе-мній корі становить 0,093%). Основні мінерали Фосфору – фосфорит і апа-тит, а також входить до складу білкових речовин
Фізичні властивості	Безбарвний газ, без запа-ху, переходить у рідкий стан за температури –195,8^оС, за −210^оС твердне	Утворює кілька алотропних видозмін, що значною мі-рою відрізняються фізич-ними властивостями
Хімічні властивості а) взаємодія з металами; б) взаємодія з неметалами (киснем, воднем)	3Mg + N₂ → Mg₃N₂ магній нітрид N₂ + O₂ ↔ 2NO нітроген (ІІ) оксид N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ амоніак	3Mg + 2Р → Mg₃Р₂ магній фосфід 4Р + 3O₂ → 2Р₂О₃ фосфор (ІІІ) оксид 4Р + 5O₂ → 2Р₂О₅ фосфор (V) оксид 2Р + 3H₂ ↔ 2РH₃ фосфін
Застосування	Наповнюють електро-лампи (створення інерт-ного середовища)	Червоний фосфор засто-совують для виробництва сірників, також фосфор ви-користовують для одер-жання фосфорної кислоти, у виробництві отрутохімі-катів

Характеристика амоніаку NН₃

Будова молекули	Молекула амоніаку має форму піраміди, в основі якої лежить трикутник з атомів Гідрогену, а у вершині – атом Нітрогену: N ̸ / \ Н Н Н Молекула амоніаку полярна: загальні електронні пари зміщені до атома Нітрогену. Крім того, в атома Нітрогену залишається неподілена пара електронів : NН₃ Це збільшує полярність та зумовлює багато властивостей амоніаку
Фізичні властивості	Безбарвний газ із різким характерним запахом, легший за повітря, добре розчинний у воді
Хімічні властивості: а) розчинення у воді з утворенням розчину амоній гідроксиду; б) горить у кисні; в) взаємодія з кислотами.	NН₃ + Н₂О ↔ NН₄ОН 4NН₃ + 3О₂ →2N₂ + 6Н₂О кат. 4NН₃ + 5О₂ → 4NО + 6Н₂О NН₃ + НCl → NН₄Cl амоній хлорид NН₃ + НNO₃ → NН₄NO₃ амоній нітрат
Способи одержання	У лабораторних умовах одержують із суміші амоній хлориду та кальцій гідроксиду: 2NН₄Cl + Са(ОН)₂ → СаCl₂ + NН₃↑ + Н₂О У промисловості одержують шляхом прямого синтезу з азоту та водню: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + 92 кДж
Застосування	Виробництво нітратних добрив, нітратної кислоти; у медицині; виробництво вибухових речовин; як холодильний агент у холодильних установках
Виявлення амоніаку	У результаті взаємодії концентрованого розчину амоніаку з концентрованою хлоридною кислотою з’являється білий дим амоній хлориду: NН₃ + НCl → NН₄Cl

Хімічні властивості солей амонію

Властивості солей амонію	Хімічне рівняння реакції
У водних розчинах дисоціюють на йони	NН₄NO₃ → NН₄⁺ + NO₃⁻
Взаємодія з іншими солями	(NH₄)₂SO₄ + ВаСl₂ → ВаSO₄ + 2NH₄Сl
Реагують з кислотами	(NH₄)₂CO₃ + 2HCl → NН₄Cl + Н₂О + CO₂
Унаслідок нагрівання розкладаються	NH₄Сl → NH₃↑ + HСl↑
Реагують з лугами (якісна реакція на йони амонію)	NН₄Cl + KОН → KCl + NН₃↑ + Н₂О

Характеристика солей амонію

Назва солі	Хімічна формула	Застосування
Амоній хлорид (нашатир)	NН₄Cl	Для пайки металів та нанесення на них покриттів, у текстильній промисловості
Амоній сульфат	(NH₄)₂SO₄	Як нітратне добриво
Амоній нітрат (амоніакова селітра)	NН₄NO₃	Для виробництва вибухових речовин, а також як добриво
Амоній карбонат	(NH₄)₂CO₃	У хлібопеченні, виробництві вітамінів і харчових концентратів, у медицині

Порівняльна характеристика оксидів Нітрогену

Ознаки для порівняння	Нітроген (І) оксид N₂O	Нітроген (ІІ) оксид NO	Нітроген (ІV) оксид NO₂	Нітроген (ІІІ) оксид N₂O₃	Нітроген (V) оксид N₂O₅
Ступінь окиснення	+1	+2	+4	+3	+5
Фізичні властивості	Газ без запаху та кольору, розчинний у воді	Безбарвний газ, добре розчинний у воді	Бурий газ із різким запахом	Темно-синя рідина	Тверда кристалічна речовина
Хімічні властивості	Несолетво- рний оксид. Нестійкий, легко роз-кладається на кисень і азот: 2N₂O → 2N₂+ + O₂	Несолетво- рний оксид. Легко приєднує кисень: 2NO + O₂→ →2NO₂	Солетво- рний оксид. Добре розчиняється у воді: 2NO₂+ +H₂O → →HNO₃ + +HNO₂ У присут- ності на- длишку кисню: 4NO₂+О₂+ +2H₂O→ →4НNO₃	Солетво- рний оксид. Взаємодія з водою: N₂O₃+H₂O→ 2 НNO₂ нітритна кислота Взаємодія з лугами: N₂O₃+2КOН→ 2КNO₂+ + H₂O Солі - нітрити	Солетво- рний оксид. Взаємодія з водою: N₂O₅+H₂O→ →2 НNO₃ нітратна кислота Взаємодія з лугами: N₂O₅+2КOН→ 2КNO₃+ + H₂O Солі - нітрати
Фізіологічна дія	У медицині як нарко-тична речо-вина (весе-лильний газ)	Небезпечні для дихання отрути		Багато нітритів отруйні	Багато нітратів отруйні

Порівняльна характеристика властивостей нітратної та ортофостатної кислот

Ознаки для порівняння	Нітратна кислота	Ортофосфатна кислота
Фізичні властивості	Безбарвна рідина (внас-лідок зберігання жовтіє). Змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Безводна кислота “димить” на повітрі	Тверда, прозора криста-лічна речовина. Змішується з водою в будь-яких пропо-рціях
Хімічні властивості: а) дисоціація на йони; б) взаємодія з металами; в) взаємодія з основними оксидами; г) взаємодія з основами; д) взаємодія із солями; е) термічний розклад	Сильний електроліт: НNO₃ → Н⁺ + NO₃⁻ Порівняно з іншими кисло-тами з металами реагує інак-ше (див. схему) CaO + 2НNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O Fe(OH)₂ + 2НNO₃ → Fe(NO₃)₂ + +2Н₂O К₂СО₃ + 2НNO₃ → 2КNO₃+H₂O+ + CO₂↑ t, cвітло 4НNO₃ ―――→2Н₂O+4NO₂↑+ + O₂↑	Електроліт середньої сили, дисоціює ступінчасто: Н₃РО₄ → Н⁺ + Н₂РО₄⁻ Н₂РО₄⁻→ Н⁺ + НРО₄²⁻ НРО₄²⁻→ Н⁺ + РО₄³⁻ Реагує тільки з активними металами: 6Na +2Н₃РО₄→Na₃PO₄+ 3H₂↑ 3CaO + 2 Н₃РО₄ → Ca₃(РО₄)₂ + + 3H₂O Н₃РО₄ + 3NaOH → Na₃PO₄ + +3Н₂O Н₃РО₄(надл.) + NaOH → → NaН₂PO₄ + Н₂O 3 К₂СО₃ + 2Н₃РО₄ → 2К₃PO₄ + + 3H₂O + 3 CO₂↑ t 2Н₃РО₄ → H₄P₂O₇ + Н₂O

Взаємодія нітратної кислоти з металами

НNO₃(розб.) N⁻³Н₄NO₃ N₂⁰ N⁺²O не взаємодіє

Li … Mg Al Zn Cr Fe … Sn Pb H₂ Cu … Ag Au Pt

N₂⁺¹O N⁺⁴O₂не взаємодіє

НNO₃(конц.)

на холоді не реагує – пасивується, внаслідок нагрівання:

Al + 6НNO₃ → Al(NO₃)₃ + 3NO₂↑ +3 Н₂O

Me + НNO₃ → Me(NO₃)_n + Н₂O +?

Застосування нітратної кислоти

Для виготов-лення барв-ників

Для одержан-ня пороху та інших вибу-хових речовин

Для розчинен-ня міді, свин-цю, срібла, які не реагують з іншими кисло-тами

Для виготовлення лікарських препаратів (стрептоцид)

Для одержання добрив

Застосування ортофосфатної кислоти

Для виробництва добрив

Для виготовлення кормових добавок

У харчовій промисловості (наприклад, для надання кислуватого присмаку безалкогольним напоям)

Розклад нітратів

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑ (нітрати лужних металів) Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂↑ 2AgNO₃ → 2Ag +2NO₂ + O₂↑ (нітрати благородних металів)

Солі ортофосфатної кислоти (фосфати)

первинні	вторинні	третинні
NaH₂PO₄ натрій дигідрогенфосфат	Na₂HPO₄ натрій гідрогенфосфат	Na₃PO₄ натрій фосфат

Застосування нітратів та фосфатів

Назва та формула солі	Застосування
натрій нітрат НNO₃	Як добриво (натрієва селітра); для виробництва вибухових речовин; у харчовій промисловості
натрій фосфат Na₃PO₄	Для пом’якшення води; для видалення масла й жиру з одягу
натрій гідроген фосфат Na₂HPO₄	У харчовій промисловості; у фармацевтичній промисловості

Добрива

мінеральні	органічні
Селітри, рідкий амоніак, солі амонію та ін.	Гній, послід, зелені добрива
Класифікація елементів, що входять до складу добрив
Мaкроелементи (Нітроген, Фосфор, Калій)	Проміжні елементи (Кальцій, Магній, Сульфур)	Мікроелементи (Бор, Купрум, Ферум, Манган, Молібден, Цинк)
Характеристика добрив
Назва	Хімічна формула	Вміст основної поживної речовини
Фосфатні добрива
Фосфоритне борошно	Ca₅F(PO₄)₃	P₂O₅ ― 19-25 %
Суперфосфат простий	Ca(H₂PO₄)₂ ∙ H₂O + Н₃РО₄ + + CaSO₄	P₂O₅ ― 16-20 %
Суперфосфат подвійний	Ca(H₂PO₄)₂ ∙ H₂O + Н₃РО₄	P₂O₅ ― 38-50 %
Нітратні добрива
Амоніакова селітра (амоній нітрат)	NН₄NO₃	N ― 32-35 %
Амоній сульфат	(NH₄)₂SO₄	N ― 20-21 %
Натрієва селітра (натрій нітрат)	NaNO₃	N ― 16 %
Хлористий амоній (амоній хлорид)	NН₄Cl	N ― 24-25 %
Сечовина	CO(NH₂)₂	N ― 42-46 %
Калійні добрива
Хлористий калій (калій хлорид)	KCl	K₂O ― 50-62 %
Калій сульфат	K₂SO₄	K₂O ― 48-52 %
Каїніт	KCl ∙ MgSO₄ ∙ 3H₂O + NaCl	K₂O
Змішані та складні добрива
Нітрофоска	NН₄NO₃ + CaHPO₄ + + СаСО₃ + KCl або NН₄NO₃ + CaHPO₄ + + (NH₄)₂HPO₄ + CaSO₄ ∙ ∙ 2H₂O + KCl або NН₄NO₃ + (NH₄)₂HPO₄ + + KCl	N ― 12-20 % P₂O₅ ― 10-14 % K₂O ― 10-21 %
Амофоска	(NH₄)₂HPO₄∙ (NH₄)₂SO₄ + + KCl	N ― 11-12 % P₂O₅ ― 11-16 % K₂O ― 15-20 %

Характеристика мікроелементів

Мікроелемент	Значення для рослин	Вміст у добривах
Бор	Нестача в ґрунті спричиняє за-хворювання в рослин (відми-рання верхівки у льону, гниль серцевини кормового буряка та ін.); знижує врожайність	1. У борній кислоті (Н₃ВО₃) та бурі (Na₂B₄O₇). 2. Зола, торф, гній (1кг золи містить 200 – 700 мг Бору, 1 кг гною і торфу – близько 20 мг Бору
Цинк	Нестача призводить до захво-рювання рослин (зменшення розмірів листків та їх знебар-влення), вповільнення їх росту	1. Промислові відходи. 2. Сірчанокислий та хлористий цинк
Манган	Нестача в ґрунті спричиняє жовтизну листків картоплі, капусти, томатів. На відсутність Мангану особливо реагують пшениця, овес, кукурудза, пло-дові рослини	1. Марганцеве добриво одержують зі шламу (MnO₂, MnO та органічні речовини). 2. Манган сульфат, манган хлорид, манган нітрат
Купрум	Відсутність у ґрунті спричиняє захворювання у злаків – “білу чуму”; чутливі до нестачі Куп-руму злаки, плодові дерева	1. Купрумовмісні руди. 2. Мідний купорос

НЕМЕТАЛИ ЧЕТВЕРТОЇ ГРУПИ

ЕЛЕМЕНТИ VІ ГРУПИ ГОЛОВНОЇ ПІДГРУПИ

КАРБОН ТА СИЛІЦІЙ

Порівняльна характеристика будови атомів

Карбону та Силіцію

	Атом Карбону С	Атом Силіцію Si
Розміщення електронів на енергетичних рівнях	+⑥)) 2 4	+⑮))) 2 8 4
Електронна формула	1S²2S²2P²	1S²2S²2P⁶3S²3P²
Розміщення електронів на орбіталях	2S² 2P²	3S²3P² 3d⁰

	Розміщення електронів на орбіталях в атомах Карбону	Ступінь окиснення
Можливі ступені окиснення Карбону	1S²2S²2P² ₊₆С 1S²2S¹2P³ ₊₆С	+2 ―4; +4

Особливості алотропних форм вуглецю

Алмаз	Графіт	Карбін
У кристалічній гратці ко-жен атом Карбону оточе-ний чотирма іншими. Атоми розміщені на од-накових відстанях один від одного і дуже міцно зв’язані між собою кова-лентними зв’язками. Цим пояснюється значна твердість алмаза	Атоми Карбону розмі-щені паралельними ша-рами. Відстань між сусід-німи шарами набагато більша, ніж між сусід-німи атомами в шарі. Це зумовлює незначну міц-ність зв’язку між шарами, тому графіт легко розще-плюється на тонкі лусоч-ки, які самі по собі до-сить міцні	Це чорний порошок із включеннями більших за розмірами кристалів зі скляним блиском. Крис-тали карбіну складають-ся з ланцюжків атомів Карбону, сполучених одинарними та потрій-ними зв’язками, що чер-гуються. За твердістю пе-реважає графіт, але по-ступається алмазу

Порівняльна характеристика Карбону та Силіцію

Ознаки для порівняння	Карбон	Силіцій
Поширення в природі	Зустрічається в природі як у вільному стані (вміст у земній корі – 0,02 %), так і у сполуках (переважно в карбонатах). У вільному кристалічному стані зуст-річається у вигляді алмазу (окремі кристали) та гра-фіту (утворює потужні пок-лади)	У вільному стані не зустрі-чається. Головні природні сполуки: силіцію діоксин та солі силіцієвих кислот. Другий за поширеністю в природі елемент (29,5% маси земної кори)
Фізичні властивості	Утворює кілька алотропних форм, які відрізняються фізичними властивостями	Тверда речовина з харак-терним блиском. Існує в аморфному та кристаліч-ному станах. Гарний напів-провідник
Хімічні властивості а) взаємодія з металами; б) взаємодія з неметалами (киснем, воднем) в) відновні влас-тивості (легко відновлює мета-ли з їх оксидів у процесі нагріва-ння)	4Al + 3C → AL₄C₃ алюміній карбід 2С + O₂ → 2СO карбон (ІІ) оксид С + O₂ → СO₂ карбон (ІV) оксид C + 2H₂ → CH₄ метан ZnO + C → Zn + CO	3Ca + Si → Ca₂Si кальцій силіцій Si + O₂ → SiO₂ Si + 2H₂ → SiH₄ силан ―
Застосування	Алмаз застосовують: для різання скла; для свердління твердих порід: у ювелірній справі (добре відшліфовані прозорі кристали – діаманти – є коштовним камінням). Графіт застосовують: в електротехніці для виготовлення електродів; як мастильний матеріал; для виробництва грифелів для олівців	Силіцій застосовують: як напівпровідник; у металур-гії (як відновник, а також для одержання кислото-тривких сталей); для ви-робництва сонячних бата-рей, які перетворюються сонячну енергію на елект-ричну

Вуглецеві матеріали

Кокс	Деревне вугілля	Сажа	Природне вугілля
Твердий пористий матеріал, який одержують шля-хом прожарюван-ня вугілля без дос-тупу повітря. Скла-дається переваж-но з чистого вугле-цю. Використову-ється як паливо, відновник – у ме-талургії	Форма вуглецю, яку одержують у результаті прожа-рювання дереви-ни або інших ма-теріалів рослин-ного або тварин-ного походження без доступу повіт-ря. Використову-ється як вбирач газів	Карбоновмісний продукт непов-ного згоряння, що складається з час-тинок чорного ко-льору. Застосову-ється в лакофар-бовій, поліграфіч-ній промислово-сті, як наповнювач у процесі вулкані-зації каучуку	Природний про-дукт з високим умістом Карбону. Найдавніше дже-рело енергії. Яв-ляє собою міне-рал, що утворився з речовин рослин-ного походження. Існує кілька видів вугілля: буре вугі-лля, кам’яне вугі-лля, антрацит (найбагатший на Карбон)

Основні види палива

Газоподібне	Рідке	Тверде
Природний, водяний, коксовий гази	Нафта та нафтопродукти	Деревина, кам’яне вугілля, буре вугілля, торф, горючі сланці

Характеристика адсорбції

Адсорбція – поглинання поверхнею адсорбента розчинених речовин.

Процес адсорбції протікає тим інтенсивніше, чим більшою є поверхня адсорбенту. Для збільшення поверхні адсорбент подрібнюють або роблять пористим

Адсорбенти: деревне вугілля, активоване вугілля

Активоване вугілля використовують: для очищення повітря від отруйних речовин (це було використано М.Д. Зелінським у фільтрувальному протигазі в період Першої світової війни); для вловлювання бензину з природних газів; у вигляді таблеток застосовують у разі отруєнь та шлункових захворювань для виведення шкідливих речовин з організму; як каталізатор

Порівняльна характеристика

карбон (ІІ) оксиду та карбон (ІV) оксиду

Ознаки для порівняння	Карбон (ІІ) оксид СO (чадний газ)	Карбон (ІV) оксид СO₂ (вуглекислий газ)
Фізичні властивості	Безбарвний газ, без запаху, трохи легший за повітря, ма-лорозчинний у воді, на пові-трі горить блакитнуватим полум’ям	Безбарвний газ, без запаху, у 1,5 раза важчий за повітря, добре розчинний у воді
Фізіологічна дія	Отруйний. Його отруйна дія полягає в тому, що він нео-боротно взаємодіє з гемо-глобіном крові, яка після цього втрачає здатність пе-реносити кисень від легень до тканин	Не отруйний, але люди та тва-рини в разі великої його кон-центрації задихаються: в разі 3%-ї концентрації у повітрі в людини спостерігається часте дихання, а в разі 10%-ї – втрата свідомості та смерть
Промисловий спосіб одержання	Одержують шляхом газифі-кації твердого палива: СО₂+ С → 2СО	Одержують з допомогою термічного розкладу вапняку або крейди: СаСО₃ → СаО + СО₂ Також одержують, спалюючи вугілля, торф, нафтопродукти та ін..
Застосування	Входить до складу штучного газоподібного палива, а та-кож використовується в ор-ганічному синтезі	У промисловості для одержан-ня соди, виготовлення безал-когольних напоїв

Солі карбонатної кислоти

Карбонати	Гідрогенкарбонати
Na₂CO₃ – натрій карбонат	NaHCO₃ – натрій гідрогенкарбонат
CaCO₃ – кальцій карбонат	Ca(HCO₃)₂ – кальцій гідрогенкарбонат

Хімічні властивості карбонатів

Розклад у наслідок нагрівання	CaCO₃→ СаО + СО₂ Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + СО₂ + H₂O
Взаємодія із солями	К₂СО₃ +CaСl₂ → CaCO₃↓ + 2KCl
Якісна реакція: взаємодія карбонатів і гідрогенкарбона-тів із хлоридною кислотою з бурхливим виділенням вугле-кислого газу	К₂СО₃ +2НСl → 2NaCl + СО₂↑ + H₂O КHСО₃ +НСl → KCl + СО₂↑ + H₂O
Взаємоперетворення карбонатів і гідрогенкарбонатів
н.у. CaCO₃ + СО₂ + H₂O Ca(HCO₃)₂ Нагрівання

Види твердості води

Твердість води зумовлюється наявністю, головним чином, солей Кальцію та Магнію
Карбонатна (тимчасова) твердість пов’язана з наявністю гідрогенкарбо-натів Кальцію та Магнію	Некарбонатна (постійна) твердість пов’язана з наявністю сульфатів і хлоридів Кальцію і Магнію
Способи усунення:
1) дією натрій карбонату: Ca(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃ + 2NaНСО₃ 2) дією кальцій гідроксиду: Ca(HCO₃)₂ + Са(ОН)₂ → 2CaCO₃↓ + 2H₂O 3) кип’ятінням: Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ ↓+ СО₂↑ + H₂O Mg(HCO₃)₂ → MgCO₃↓ + СО₂ ↑+ H₂O	Усувають дією натрій карбонату: CaSO₄ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + Na₂SO₄ MgSO₄ + Na₂CO₃ → MgCO₃↓ + Na₂SO₄

Застосування карбонатів

Назва солі	Хімічна формула	Властивості	Застосування
Калій карбонат (поташ)	К₂СО₃	Білий, гігроскопічний порошок, розчинний у воді	Використовується у виробництві скла та рідкого мила
Натрій карбонат (сода)	Na₂CO₃	Білий порошок або білі кристали, добре розчинні у воді	У виробництві хімічних продуктів, у милова-рінні, скляній, тексти-льній промисловості, у побуті
Натрій гідрогенкарбонат (питна сода)	NaHCO₃	Білий порошок добре розчинний у воді, внаслідок нагрівання розкладається на натрій карбонат, воду та карбон (ІV) оксид	У медицині, хлібопе-ченні, для наповнення вогнегасників
Кальцій карбонат	CaCO₃	У воді практично нерозчинний	Як будівельний мате-ріал, для одержання кальцій оксиду та вуг-лекислого газу

Хімічні властивості силікатів

Взаємодія з кислотами	Na₂SiO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃↓
Взаємодія з солями	Na₂SiO₃ + CaCl₂ → 2NaCl + CaSiO₃↓

МЕТАЛИ

ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Спільні фізичні властивості зумовлені однакови типом зв’язку в простих речовинах – металічним зв’язком. Метали проводять електричний струм, добре проводять тепло, ковкі, мають характерний металічний блиск.

Частина атомів у кристалічних ґратках металу йонізована, вільні електрони рівномірно розподілені по всьому кристалу. Цей “електронний газ”, немов клей, зв’язує катіони металу.

Спільні хімічні властивості металів зумовлені тим, що зовнішній енергетичний рівень їхніх атомів заповнений електронами менш ніж наполовину. Тому металам легше віддавати, а не приєднувати електрони. Металічні властивості посилюються під час руху в Періодичній таблиці зверху вниз за підгрупами та справа наліво за рядами.

Поширеність металічних елементів та їх сполук у природі

Метали в природі
У самородному стані (малоактивні Au, Ag)	У складі хімічних сполук – руд: оксидні Fe₃O_4, сульфідні FeS₂ та інші

Спільні хімічні властивості металів

Метали взаємодіють:

1) з киснем з утворенням оксидів 2Сu + O₂→ 2CuO

2) з галогенами з утворенням галогенідів 2Al + 3Cl₂→ 2AlCl₃

3) з сіркою з утворенням сульфідів Hg + S → HgS

Реагують з водою Нерозчинні у воді Li K Ca Na ǀ Mg Al Zn Fe Cr Sn Pb ǀ H Cu Ag Hg Au Реагують з кислотами (розчинами) Не реагують з кислотами

Корозія металів, захист від корозії

Корозія – це руйнування металу під дією зовнішнього середовища з часом

Способи захисту металів від корозії.

1. Механічний: покривання поверхні щільною плівкою, наприклад, фарбою.

2. Електрохімічний: покривання менш активного металу тонким шаром більш активного – навіть при порушенні цілісності плівки більш активний метал, що руйнується у першу чергу, захищає менш активний (наприклад: оцинковане залізо).

3. Хімічний: пасивація поверхні деяких металів (обробка спеціальними окисниками для утворення щільної плівки хімічно інертного оксиду).

Метал 1. Фарба або лак.

Плівка 2. Більш активний метал.

3. Хімічно інертний оксид.

Загальні методи добування металів

З руди метал зазвичай переводять в оксид, який потім відновлюють:

1) вуглецем (кокс): Fe₃O₄ + 4C → 3Fe + 4CO↑

2) карбон (ІІ) оксидом: ZnO + CO → Zn + CO₂

3) воднем: CuO + 2H₂ → Cu + 2H₂O

4) алюмінієм (алюмотермія): 3Fe₃O₄ + 8Al → 9Fe + 4Al₂O₃

Електроліз – це окисно-відновний процес, який відбувається під дією постійного електричного струму. Катіони отримують електрони від катода, аніони віддають електрони аноду.

Деякі метали (в тому числі найбільш активні) одержують електролізом розплавів їх сполук:

2NaCl → 2Na +Cl₂↑ 2Al₂O₃→ 4Al + 3O₂↑

(з додаванням NaF для зниження температури плавлення).

МЕТАЛИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП

Лужні метали ― І група, головна підгрупа

― е Р Na

+① S K

мала електронегативність, радіус відновні

легко віддають електрони атома властивості

Електрохімічний ряд напруг металів

! Li, Cs, K, Na

велика енергія гідратації

Фізичні властивості: легко ріжуться ножем; на зрізі – білого кольору з срібним металічним блиском, який зникає на повітрі із-за окиснення

Знаходження в природі: найбільш поширений Na,

K – в 2 рази, Li – в 100 разів менше

NaCl – кухонна сіль

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O – глауберова сіль

NaNO₃ – чилійська селітра

Na₃AlF₆ – кріоліт

Na₂B₄O₇ – бура

Калійні добрива:

KCl – cильвін

КCl ∙ NaCl ― сильвініт

Хімічні властивості: дуже активні, найсильніші відновники:

1) взаємодія з киснем – на холоді покриваються плівкою оксиду

Rb, Сs ― самозаймаються

2Na + O₂ → Na₂O₂

4Li + O₂ → 2Li₂O

2) взаємодія з галогенами – з виділенням великої кількості тепла

2Na +Cl₂ → 2NaCl

3) взаємодія з сіркою при нагріванні

2Li + S → Li₂S

4) літій легко взаємодіє з азотом

6Li + N₂ → 2Li₃N

5) взаємодія з воднем при слабому нагріванні

2Na +H₂ → 2NaH

6) взаємодія з водою (легко окиснюються навіть Н⁺ води)

2Na + 2H₂O → 2NaOH +H₂

Добування: так як ці елементи найсильніші відновники, для того, щоб відновити з сполук – електроліз розплавів солей

катод: Na⁺ + е → Na⁰

анод: Сl⁻ - e → 1/2Cl₂ ↑

1+ Сполуки лужних металів

Лужні метали – найсильніші відновники, не існує сполук, здатних передати електрон йонам лужних металів, їх сполуки не проявляють окиснювальних властивостей

Луги – тверді кристалічні речовини, типово йонні сполуки, сильні основи (NaOH – їдкий натр, каус-тична сода). Добування: 1) електроліз водного розчину NaCl: катод: 2Н₂О + 2е → Н₂↑+ +2ОН⁻ анод: 2Сl⁻ - 2e → Cl₂ ↑ сумарна реакція ― 2Н₂О + 2NaCl → Cl₂↑+ + Н₂↑+ 2NaOH 2) каустифікація соди: Na₂CO₃ + Са(ОН)₂→ → 2NaOH + СаСО₃↓

Солі – типово йонні сполуки, як правило – добре розчинні у воді. Утворені слабими кислотами – гідролі-зуються.

Якісна реакція: забарвлення полум’я Li – червоне Na – жовте K – фіолетове

Лужноземельні метали ― ІІ група, головна підгрупа

Ве – Аl погано взає -

―2 е Р Mg – Zn подіють з во -

+② S Ca дою

Sr лужнозе -

Ba мельні ме -

Ra тали

Мала електронегативність, радіус металічні

легко віддають електрони атома властивості

Фізичні властивості: кальцій – легкий білувато-сірий метал, пластичний, але більш твердіший ніж лужні – як Сu

Знаходження в природі: кальцій відноситься до числа найбільш поширених елементів

СaSO₄ ∙ 2H₂O – гіпс

СaСO₃ – крейда, мармур, вапняк

Сa₃(РО₄)₂ – фосфорит

_____

Хімічні властивості: активні, сильні відновники – майже як лужні:

1) взаємодія з киснем (при звичайній температурі)

2Сa + O₂ → 2СaO

2) взаємодія з галогенами – з виділенням великої кількості тепла

Сa +Cl₂ → СaCl₂

3) взаємодія з сіркою

Са + S → СаS (кальцій сульфід)

4) взаємодія з азотом

3Са + N₂ → Са₃N₂ (кальцій нітрид)

5) взаємодія з воднем

Сa +H₂ → СaH₂

6) взаємодія з водою (легко окиснюються навіть Н⁺ води)

Сa + 2H₂O → Сa(OH)₂ +H₂↑

як активний метал, шо стоїть до Гідрогену

Сa + 2НСl → СaCl₂ +H₂↑

Добування: так як кальцій сильний відновник, добування можливе тільки шляхом електролізу розплавів солей, звичайно сполук – СaCl₂

_______________________________________________________________

2+ Сполуки кальцію

Ці сполуки – найсильніші відновники, не проявляють окиснювальних властивостей

Кальцій оксид СаО “негашене вапно” Добування: СаСО₃ → СаО + СО₂ 1) СаО – як основний оксид: СаО + Н₂О → Сa(OH)₂ (гашене вапно) СаО + SiО₂ → СaSiO₃ 2)при високих температурах: CaO +3 Сa → CaC₂ + СО↑ кальцій карбід

Кальцій гідроксид Сa(OH)₂ “гашене вапно” Добування: СаО + Н₂О → Сa(OH)₂ (гашене вапно) Сильна основа. Розчин у воді має сильнолужну реакцію. “Вапняна во-да”– одна з найдешев-ших основ

Якісна реакція: Сa(OH)₂ + СО₂→ СаСО₃↓+ +H₂O при дальшому пропус-канні – розчиняється СаСО₃+ СО₂ + Н₂О → → Са(НСО₃)₂

Твердість води

(накип, не утворює піни – 2С₁₇Н₃₅СООNa + CaSO₄ → (С₁₇Н₃₅СОО)₂Ca↓ +Na₂SO₄)

карбонатна – тимчасова некарбонатна - постійна Са(НСО₃)_2, Mg(НСО₃)_2, Fe(НСО₃)₂CaCl₂, CaSO₄, MgCl₂, MgSO₄

кип’ятінням видален- додаванням соди Са(НСО₃)₂→ СаСО₃+ СО₂↑ + Н₂О ня твер- СаSO₄ + Na₂CO₃ → дості, → СаСО₃↓ + Na₂CO₃ додаванням соди “помягше- MgSO₄ + Na₂CO₃ → Са(НСО₃)₂ + Na₂CO₃ → СаСО₃+ ння”води → MgСО₃↓ + Na₂CO₃ +2NaHCO₃

Алюміній ― ІІІ група, головна підгрупа

В неметал

―3 е Р Аl амфотерні властивості

+③ S Ga метали, оксиди, яких

In не проявляють амфо -

Tl терних властивостей

[Ne] 3S²3P¹ радіус металічні

атома властивості

Фізичні властивості: срібно-білий метал, пластичний, легкий (2,7 г/см³), добре проводить тепло та електричний струм. Температура плавлення = 660 ^оС

Знаходження в природі: багато гірських порід по своєму складу – алюмосилікати (Аl, O, Si, лужні та лужноземельні)

глини – Аl₂O₃ ∙ nSiO₂

боксити – Аl₂O₃ ∙ nH₂O

нефеліни – КNa₃[AlSiO₄]_4<