ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Кислород

Получение. В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода, является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2 в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

К лабораторным способам получения кислорода относится разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

Так же кислород разлагается при разложении нитратов.

Химические свойства. Кислород энергично реагирует со многими веществами- простыми и сложными.  Взаимодействие веществ с кислородом является реакцией окисления. Наиболее известная из этих реакций сопровождается выделением света и тепла. Это реакция горения. Продуктами реакции окисления являются сложные вещества - оксиды, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Энергично сгорают в кислороде уголь, фосфор, железо, водород и другие вещества.

Способны реагировать с кислородом и сложные вещества, при горении образуются оксиды элементов, из которых состоит сложное вещество.

Например, СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О (горение метана)

С металлами

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O2  =  2CuO

3 Fe +2 O2 = Fe3O4 

4Li + O2 = 2Li2O

HO!2Na + O2 = 2Na2O2

     2K + O2 = 2K2O2

С неметаллами

C + O2 = CO2 

S + O2 = SO2

4P + 5O2 = 2 P2O5 

4P + 3O2 (недостаток)  = 2 P2O3 

2H2 + O2 = 2H2O

Со сложными веществами

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

ВОДОРОД

ПОЛУЧЕНИЕ. В промышленности 

Электролиз водных растворов солей:    

Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:      

Конверсия с водяным паром при 1000 °C:        

В лаборатории 

Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:

Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой  

Гидролиз гидридов:    

Действие щелочей на цинк или алюминий:

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

При  обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами и с единственным неметаллом — фтором. С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении.

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

Взаимодействие с неметаллами:

С азотом реагирует при высоких Т и Р в присутствии катализатора          

С галогенами образует галогеноводороды:

, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

С кремнием и фосфором водород не реагирует!

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов) 

Оксиды восстанавливаются до металлов:

Соединения азота                                    

Азот – малоактивное вещество.

При обычных условиях реагирует только с литием: 6Li + N2 = 2Li3N; с другими активными металлами при нагревании. Образующиеся нитриды легко вступают в реакции обмена с водой и кислотами: Li3N + 3HOH = 3LiOH + NH3↑

С   кислородом во время грозы или при очень высокой температуре

N2 +O2  2NO;    

C водородом    при н.у. не реагирует, только при высоких Т, Р и наличии катализатора

Аммиак                                                                    t P kat

Получение.  В  промышленности :   N2 + 3H2               2NH3 + Q

В лаборатории – взаимодействие солей аммония с щелочами:

NH4Cl + KOH= KCl + NH3↑ + H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O  (горение)

                    Pt

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление)

2NH3 + 3 СuO = N2 + 3 Cu + 3H2O

Аммиак (NН3 ) проявляет основные свойства, присоединяя катион водорода Н+ и образуя при этом катион аммония NH4+:

NH3 + H2O ⇄ NH4OH гидроксид аммония

NH3 + HCl = NH4Cl хлорид аммония

NH3 + H2SO 4= NH4HSO4 гидросульфат аммония

2NH3+ H2SO4 = (NH4)2SO4   сульфат аммония

Соли аммония разлагаются при нагревании:

                        t

(NH4)2Cr2O7 = N2 ↑+ Cr2O3 + 4H2O

                     t

NH4HCO3 = NH3↑ + H2O + CO2↑

                t

NH4NO3= N2O↑ + 2H2O

                         t

NH4NO2 = N2 ↑+ 2H2O

Разложение нитратов при нагревании

                          до Mg      

                                               MNO2 + O2↑

                t

MNO3              с Mg по Cu     MO + NO2 ↑+O2↑

                        после Cu         M+ NO2 ↑+ O2 ↑

Получение азотной кислоты:  NH3 → NO → NO2 → HNO3

                     Pt

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2NO + O2 = 2NO2 ;  

 4NO2+ O2 +2H2O = 4HNO3

Азотная кислота (HNO3) является очень сильным окислителем.

При взаимодействии азотной кислоты с металлами никогда не выделяется Н2

HNO3 + Me → MeNO3 + H2O + газообразный продукт восстановления азотной кислоты, например, NO2, NO, N2O, N2, NH3..Чем активнее металл и сильнее разбавлена кислота, тем меньше степень окисления азота в образующемся  соединении.

Азотная кислота не действует на Au, Pt, Ir, Rh , Pd, Ta  и некоторые другие металлы.

  концентрированная                       HNO3          разбавленная

1. с щелочными и щелочно-                                           1. с щелочными, щелочно-

земельными  → N2O                                                       земельными металлами, Zn , Fe

2. с тяжелыми металлами        →NH3 (NH4NO3) или N2

→ NO2                                                                                                    2. с тяжелыми металлами → NO

3. при н.у. не действует на                                           3. с неметаллами →NO.

Fe, Al, Cr, Co, Ni и нержаве-

ющие стали из-за пассивации.

 При нагревании образуются соль,

 вода и NO2.

4. с неметаллами → NO2

Азотная кислота разлагается на свету: 4HNO3 = 4NO2↑ +O2 ↑+2H2O          

Фосфор

Получение фосфора: Ca3 (PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2P + 5CO2↑

Фосфор с водородом не реагирует. Хорошо горит.  Реагирует с активными металлами, образуя фосфиды, которые реагируют с водой и кислотами сообразованием газа фосфина:

3Ca + 2P = Ca3P2

Ca3P2  + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3↑

СЕРА

Соединения серы. Сероводород.

2H2S + 3O2 = 2H2O +2 SO2↑ (сернистый газ)

 2H2S + O2 =2H2O + 2 S (на холоде)

                          t, P, kat

2SO2 +O2            2SO3 + Q

2H2S + SO2 = 2H2O + 3 S↓ 

При горении  серы и сульфидов на воздухе образуется SO2:    2ZnS +3O2  = 2ZnO + 2SO2↑

Серная кислота H2SO4

H2SO4 (разбавленная) обладает слабыми окислительными свойствами, реагирует с металлами до Н2 с образованием соли и выделением газа Н2.

H2SO4 (концентрированная) обладает сильными окислительными свойствами:

с металлами реагирует по схеме:

H2SO4 (конц.) + M → MSO4 + H2O + продукт восстановления серной кислоты (SO2, S, H2S)

1. с тяжелыми металлами → SO2 

2. с щелочными, щелочноземельными металлами, Mg, Zn → H2S, S, SO2,, чем активнее металл и разбавленнее кислота, тем меньше степень окисления серы в продукте.

3. при н.у. пассивирует Fe, Al, Cr, Co, Ni при нагревании →SO2..

4. не действует на Au, Pt, Ir, Rh , Pd, Ta  и некоторые другие металлы.

5. с некоторыми неметаллами → SO2..

6.обугливает органические соединения (бумага, ткань, древесина, сахар и др.)  

Производства серной кислоты: FeS2 →SO2 →SO3 →H2SO4..

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑ +Q

                         t, P, kat

2SO2 +O2           2SO3 +Q

SO3 + H2O = H2SO4. +Q ( на практике используют не воду, а разбавленную серую кислоту, которая поглощает SO3 и превращается в концентрированную кислоту, а затем в олеум). Олеум: H2SO4* SO3 (H2S2O7)

Галогены.

Получение:

2KMnO4 + 16HCl =5 Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O

MnO2 + 4HCl = MnCl2+ Cl2+ 2H2O

Галогены – сильные окислители. Они не реагируют с кислородом и друг с другом. Реагируют с металлами, водородом  и другими неметаллами, щелочами.

Cl2 +2KOH = KCl +KClO + H2О

3Cl2 +6KOH= 5KCl +KClO3 +3H2O (при нагревании)

2KClO3= 2KCl +O2

3KClO = 2KCl + KClO3

Cl2 +H2O=HCl +HClO   (Для Br2 и I2 как и для Cl2)

F2 +2H2O= 2HF +O2 (вода во фторе горит)

Cl2 + H2S = S↓ + 2HCl   (галогены вытесняют серу из сероводорода)

Галогеноводороды – газы, их водные растворы – кислоты.  Сила кислот увеличивается в ряду HF→ HCL → HBr → HI.

HF – плавиковая кислота, разъедает стекло:

SiO2+ 4HF = SiF4 + 2H2O

  Железо

               Fe2+ при взаимодействии с S, HCl, H2SO4 (разб.), растворами солей тяжелых   металлов.                        

Fe                                                                                                                             

              Fe3+ при взаимодействии с галогенами, HNO3, H2SO4 (конц.) при нагревании.

Железо при н.у. не реагирует с концентрированными HNO3, H2SO4 из-за пассивации.

3Fe +2O2 = Fe3O4 (FeO*Fe2O3) железная окалина

3Fe +4H2O = Fe3O4 + 4H2  (взаимодействие с горячим водяным паром)

FeCl3 –сильный окислитель                                            

Cu + 2 FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Fe + 2FeCl3 =3FeCl2

2FeI3 = 2FeI2 + I2  иодид железа (III) является неустойчивым и разлагается.

В промышленности железо получают из оксидов восстановлением коксом.

Чугун (сплав железа, содержащий больше примесей углерода и кремния) получают в доменных печах. Сталь получают из чугуна в конверторах и электропечах: выжигают кислородом примеси и добавляют легирующие добавки.

Щелочные металлы Li, Na, К, Rb, Cs.

Активно реагируют с водой с образованием щелочей:

2М +2Н2О = 2МОН +Н2↑

На воздухе мгновенно окисляются с образованием пероксидов:

 2М +О2 = М2О2 ,

М2О2 + 2М = 2М2О или 2М2О2 = М2О2 + О2 (при t)

искл. Li, который образует оксид:  4Li + О2 = 2Li2О

Литий – единственный металл, реагирующий с азотом при  н.у. : 6Li + N2 = 2Li3N

Щелочноземельные металлы Са, Sr, Ba.

При окислении на воздухе образуют оксиды.

Активно реагируют с водой с образованием щелочей:

 М +2Н2О = М(ОН)2 +Н2↑

Алюминий

(алюминий, его оксид и гидроксид реагируют и с кислотами и с щелочами)

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ 

Al2O3 + 2Na OH ( ) = 2NaAlO2 + H2O          (900 – 1100oC)

Al2O3 + 2Na OH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]     (80oC)

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O             (1000oC)

Al(OH)3 + NaOH ( ) = Na[Al(OH)4]

В растворе при избытке щелочи может образоваться Na3[Al(OH)6]

2Al +6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑ (алюминий без окисной пленки)

Аналогично себя ведут цинк и бериллий. Эти металлы образуют при сплавлении соединения Na2ZnO2 и  Na2BeO2, а в растворе Na2[Zn(OH)4]  и  Na2[Be(OH)4].

Сильными окислителями в растворах являются  KMnO4  и K2Cr2O7

KMnO4 в кислой среде→ Mn2+ (например, в присутствии HCl образуются MnCl2 и KCl)

KMnO4 в нейтральной среде (H2O) →MnO2 +KOH
KMnO4 в щелочной среде (KOH) → K2MnO4

 K2Cr2O7  в кислой среде в Cr3+ ( например, в присутствии HCl→ CrCl3+ KCl)

Элементы 3, 4, 5, 6 и 7 групп побочных подгрупп (Б) имеют такую же максимальную степень окисления, равную номеру группы, и такой же высший оксид, как и элементы главных подгрупп (А).

Например: Хром (6Б группа) – максимальная С.О. +6, высший оксид  CrO3

                    Марганец  (7Б группа) –  максимальная С.О. +7, высший оксид  Mn2O7

Летучие водородные соединения  есть только у неметаллов

H2S  сероводород, раствор – очень слабая, летучая сероводородная кислота

NH3  аммиак, проявляет основные свойства, раствор аммиака – нашатырный спирт

PH3  фосфин, проявляет очень слабые основные свойства

CH4   метан, не проявляет основно-кислотных свойств

SiH4 силан,  не проявляет основно-кислотных свойств

Все  летучие водородные соединения проявляют восстановительные свойства.