Сульфати , добування , властивості

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 4Следующая ⇒

Більшість сульфатів легко розчиняється у воді. Малорозчинними є лише сульфати свинцю і кальцію(PbSO4, CaSO4). Практично нерозчинними є сульфати барію та стронцію (BaSO4, SrSO4). Прявлають властивості притаманні всім солям, вступають у реакцію обміну..

1. Якісна реакція на сульфати, це взаємодія з солями барію – хлоридом, або нітратом BaCl2 + К2SO4 = BaSO4 ↓+ 2КCl;

Ba(NO3)2 + Na2SO4 = 2NaNO3 + BaSO4 ↓

2. Сульфати можуть взаємодіяти з сульфатною кислотою з утворенням кислих солей K2SO4 + H2SO4 = 2 KHSO4;

Багато сульфатів кристалізуються з розчинів у вигляді кристалі в. які називаються купоросами.

Застосування сульфатів

CuSO4 * 5 H2O - Мідний купорос, використовується в с/г для боротьби з шкідниками;

FeSO4 * 7 H2O - Залізний купорос, використовується в с/г для боротьби з шкідниками та як антисептичний засіб

CaSO4 * 2H2O - Гіпс, у будівництві, у медицині

Na2SO4 * 10 H2O - Глауберова сіль, у медицині, як проносний засіб

Na2SO4 - Виробництво скла

K2SO4 - Мінеральне добриво

BaSO4 - Виробництво паперу, гуми, у медицині

Задачі для самостійної роботи студентів

IV. Розв’яжіть задачу

Визначте масу осаду, що утвориться при взаємодії 35 грам натрій сульфіду з плюмбум нітратом.

Визначте об’єм газу, що виділиться при взаємодії 49 грам розведеної сульфатної кислоти з алюмінієм

Тема 2. Неметалічні елементи та їх сполуки

Заняття 4. Нітроген і фосфор та їх сполуки.Мінеральні добрива

Навчальні питання:

1. Будова молекули аміаку.

2. Фізичні та хімічні властивості аміаку. Добування та застосування аміаку.

3.Солі амонію. Хімічні та фізичні властивості, якісна реакція на солі

амонію, хімічні властивості солей амонію.

4.Оксиди Нітрогену і Фосфору, фізичні та хімічні властивості., добування

та застосування.

5.Нітратна кислота, будова, властивості, взаємодія з металами,

застосування, добування

6. Ортофосфатна кислота, властивості, застосування. Якісна реакція на

ортофосфат-іон

7. Нітрати і фосфати, нітратні і фосфатні добрива..Раціональне

використання добрив та проблема охорони довкілля при використанні

мінеральних добрив.

8. Проблема вмісту нітратів у харчових продуктах.

Навчально –матеріальне забезпечення:

1.Періодична система,

2. Зразки мінеральних добрив.

3. Набір хім.. реактивів,

4. Схема виробництва аміаку.

Навчальна література:

Л-1 с 55-63 с 64-80

Л-4 с 23, 24, 29-31

ІІІ. Вивчення нового матеріалу.

У V групі головній підгрупі містяться такі елементи неметали:N, P, As, Sb і метал Bi. Із зростанням порядкового номера елемента неметалічні властивості зменшуються тому, що збільшується радіус атома.

Пригадайте із попереднього матеріалу в якому вигляді міститься нітроген і фосфор у Землі (нітроген у вигляді простої речовини - азоту N₂– газ, що міститься в атмосфері (78%) міститься у невеликій кількості в грунті у вигляді селітри, а також входить до складу білкових молекул всіх живих організмів, немає алотропних видозмін. Фосфор – у чистому вигляді в земній корі не існує у літосфері знаходиться у вигляді мінералів – апатиту та фосфориту., як елемент також входить до складу всіх живих організмів, в чистому вигляді фосфор має три алотропні модифікації – білий, червоний, чорний фосфор.)

Хімічні властивості азоту

1) взаємодіє з металами 6Li + N₂ = 2 Li₃N; літій нітрид; 2Al + N₂ = 2AlN алюміній нітрид

2) взаємодіє з воднем при високій температурі, тиску та наявності каталізатора – заліза. N₂ + 3 H₂ = 2 NH₃ аміак;

3) взаємодіє з киснем при дуже високих температурах + 3000 ⁰С(при блискавці) N₂ + O₂ = 2NO

Добування: 1) з повітря;

2) в лабораторіях NH₄Cl + NaNO₂ = N₂ + NaCl + H₂O$

Застосування: 1. Охолоджувач. 2.для добування аміаку. 3. Для наповнення електроламп.

Хімічні властивості фосфору

1) білий фосфор самозаймається, червоний горить при підпалюванні. 4P + 5 O₂ = 2P₂O₅; 4 P+ 3 O₂ = 2P₂O₃

2) Взаємодіє з металами при нагріванні 3Ca + 2 P = Ca₃P₂ кальцій фосфід

3) Взаємодіє з воднем утворюючи фосфін PH₃– безбарвний газ, дуже отруйний, малорозчинний у воді, легко окислюється в повітрі самозаймається тому спричинює утворення блукаючих вогнів на кладовищах та болоті. 3H₂ + 2P = 2PH₃

Застосування фосфору: білий фосфор використовується для добування фосфатних кислот, як бойова запальна речовина, для виробництва димових завіс, раніше використовувався для виготовлення фігурок, що світяться вночі

Червоний фосфор використовується для виготовлення сірників, в металургії, виготовлення фосфорорганічних препаратів.

Аміак. NH₃ Будова молекули аміаку.

H

H

N

H

H молекула аміаку має форму піраміди, хімічний зв’язок

N – H полярний: позитивний заряд зосереджується на атомі

Гідрогену, негативний на атомі Нітрогену. Внаслідок цього між

різними молекулами аміаку виникають водневі зв’язки. Існуванням водневих зв’язків між молекулами пояснюються порівняно високі температури кипіння і плавлення аміаку, те що аміак може легко скраплюватись і добре розчиняється у воді. Піраміда завдяки направленості в просторі неподільної електронної пари Нітрогену має електродонорні властивості і здатна утворювати зв'язок з іоном Гідрогену за донорно – акцепторним механізмом.

Фізичні властивості:

Газ, без кольру, з різким специфічним запахом, добре розчинний у воді Т _кип = - 33,4 ⁰С, дуже подразнює слизову оболонку носа, дихальних шляхів, очей

Хімічні властивості

1) аміак розчиняється у воді утворюючи гідроксид амонію; реакція відбувається за донорно-акцепторним механізмом; чисту NH₄OH виділити неможна він існує тільки в розчині. NH₃ + H₂O = NH₄OH

2) аміак реагує з кислотами утворюючи солі амонію також за донорно-акцепторним механізмом NH₃ + HCl = NH₄Cl, амоній хлорид; NH₃ + HNO₃ = NH₄NO_3, амоній нітрат;

3) горить на повітрі утворюючи азот,4NH₃ + 3 O₂ = 2N₂ + 6 H₂O; а в присутності каталізатора утворюється нітроген(ІІ) оксид NH₃ + 5 O₂ = 4 NO + 6 H₂O

4) відновлює метали з їх оксидів.3 CuO + 2NH₃ = N₂ + 3Cu + 3H₂O

Застосування аміаку:

1) Виробництво азотних добрив і нітратної кислоти

2) Виробництво соди, вибухових речовин, холодоагент

3) В медицині (нашатирний спирт), в побуті (рідини для миття скла, для виведення плям, для прання, чистки килимів, ювелірних виробів),

4) У хімічних лабораторіях

Промисловий синтез аміаку.

Суміш N₂ і H₂ у співвідношенні 1: 3 ретельно очищається від домішок і під тиском 30 МПа подається до колони синтезу. У колоні суміш проходить через шар каталізатора(губчасте залізо з домішками оксидів алюмінію і калію0 при температурі 450 – 500 С, при цих умоваx відбувається утворення аміаку. Оскільки ця реакція є оборотною, то з колони синтезу виходить суміш, що містить H₂ , N₂, NH₃ , що направляється у теплообмінник, де відбувається скраплення аміаку, та відділення його від азоту та водню, що не прореагували, Після цього суміш, що лишилась знову йде до колони синтезу(принцип циркуляції). N₂ + 3H₂ = 2 NH₃ + 46,2кДж

Добування аміаку в лабораторії

Змішати порошки NH₄Cl Ca(OH)₂, пробірку закрити корком з газовивідною трубкою, пробірку нагріти. NH₄Cl + Ca(OH)₂= NH₃ ↑+ CaCl₂ + H₂O

1) Піднести до газовивідної трубки змочений у воді фенолфталеїнів папірець і побачимо що папірець набув малинового кольору. Аміак, що виділяється прореагує з водою, утвориться амоній гідроксид – луг, який і змінить колір індикатора. NH₃ + H₂O = NH₄OH

2) Піднести до газовивідної трубки скляну паличку змочену в розчині хлоридної кислоти. Побачимо, що з поверхні палички буде виділятись дим – це амоній хлорид. NH₃ + HCl = NH₄Cl

Солі амонію

NH₄ ^{+ -} Одновалентний катіон, має властивості схожі на властивості іонів Na⁺ та K⁺

Фізичні властивості

кристалічні речовини, добре розчинні у воді, сильні електроліти.

Хімічні властивості

1) Дисоціюють на іони NH₄Cl↔NH₄ ⁺+ Cl^-

2) Розкладаються при нагріванні: а) для летких кислот (NH₄)₂CO₃ ↔2NH₃ + CO₂ + H₂O б) для нелетких кислот(NH₄)₂SO₄↔ NH₃ + NH₄HSO₄ в) якщо аніон – окисник NH₄NO₃→ N₂O + H₂O

3) Якісна реакція на іон амонію – дія лугів (виділяється аміак)

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃ + H₂O

Оксиди нітрогену

N₂O NON₂O₃ NO₂ N₂O₅

Несолетворні кислотні

N₂O – сміхотливий газ, закис азоту. Безбарвний газ, без запаху. Використовується як анестезуючий засіб

При нагріванні розкладається 2N₂O = 2 N₂ + O₂

NO - Нітроген (ІІ) оксид,нітроген моно оксид; безбарвний газ, погано зріджується; використовується для виробництва нітратної кислоти.

Легко окислюється 2NO + O₂ = 2NO₂

Добування: а)в природі грозові розряди, блискавки при замиканні дротів.

N₂ +O₂ =2NO;

б) при горінні аміаку з каталізатором NH₃ + O₂ = 4 NO + H2O;

в) при дії на метали нітратною кислотою 3 Cu + 8 HNO₃ = 3 Cu(NO3)₂ + 2NO + 4 H₂O

N₂O₃ – нітроген(ІІІ) оксид, нітритний ангідрид; має властивості кислотного оксиду: а) взаємодіє з водою N₂O₃ + H₂O = 2 HNO₂; б) з лугами N₂O₃ + 2 NaOH = 2 NaNO₂ + H₂O; в) з основними оксидами N₂O₃ + CaO = Ca(NO₂)2

NO2 – нітроген(ІV) оксид, діоксид нітрогену; газ бурого кольору з різких характерним запахом, добре розчинний у воді, найстійкіший з усіх оксидів нітрогену.; застосовується для виробництва нітратної кислоти, очищення нафтопродуктів, каталізатор в ракетному паливі.

Хімічні властивості

1) Димеризується 2NO₂ = N₂O₄

2) Диспропорціонує у воді 2 NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO3

3) При надлишку кисню розчиняється утворюючи лише одну кислоту4NO₂ + 2H₂O + O₂= 4 HNO₃

4) Реагує з лугами NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃

5) З основними оксидами K₂O + 2NO₂ = KNO₂ + KNO₃

6) Розкладається при нагріванні 2NO₂ = N₂ + 2O₂

N₂O₅ – нітроген(V) оксид, нітратний ангідрид, безбарвна тверда речовина. Має властивості кислотного оксиду, взаємодіє з водою, основним оксидом, з лугом. Практичного використання немає.

Фосфор (V) оксид- Р₂О₅

Білі гідроскопічні кристали, утворюються при горінні фосфору 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅ , кислотний оксид. 3Н₂О + Р₂О₅ = 2Н₃РО₄ ортофосфатна кислота, якщо води не вистачає, то утворюється метафосфатна кислота

Н₂О + Р₂О₅ = 2НРО₃

Нітратна кислота HNO₃

Фізичні властивості:безбарвна рідина з характерним запахом Т _кип = 86 ⁰С, димить на повітрі, добре розчинна у воді.

Хімічні властивості

1. Сильний електроліт HNO₃↔ H⁺ + NO₃^-

2. Взаємодіє з основними оксидами 2HNO₃ + Na₂O = 2NaNO₃ + H2O

3. Взаємодіє з основами HNO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O

4. Взаємодіє з солями 2HNO₃+ Na₂CO₃ =2NaNO₃ + CO₂ + H₂O

5. З металами А) концентрована не діє на Fe, Al, Cr, Pt, Au, Ir, Ta

1) З малоактивними утворює сіль, воду і NO₂

Сu + HNO_{3 k} = Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

2) З середньоактивними утворює сіль, воду і NO

Zn + HNO_{3 k} = Zn(NO₃)₂ + H₂O + NO

3) З активними утворює сіль, воду і N₂O

K + HNO₃k = KNO₃ + H₂O + N₂O

Б) розведена кислота не взаємодіє з Au, Pt

1) З малоактивними утворює сіль, воду і NO

Ag + HNO_{3 p} = AgNO₃ + H₂O + NO

2) З середньоактивними утворює сіль, воду і N₂O або N₂

Fe + HNO_{3 p} = Fe(NO₃)₃ + H₂O + N₂

3) З активними утворює сіль, воду і NН₃

Ba + HNO_{3 p} = Ba(NO₃)₂ + H₂O + NH₃

Нітрати. При нагріванні розкладаються з виділенням кисню

Активні метали до магнію: 2KNO₃=2KNO₂ + O₂

Середньо активні від Mg до Cu включно Zn(NO₃)₂ = ZnO+ NO₂ + O₂

Малоактивні метали після міді Hg(NO₃)₂ = Hg+ NO₂ + O₂

Завдання для самопідготовки студентів: попередні 6 рівнянь реакцій потрібно урівняти за допомогою електронного балансу.

Допишіть та урівняйте за допомогою електронного балансу.

1)Mg + HNO_{3 k} = 3) Hg + HNO_{3 k} =

2) Cr + HNO_{3 p} = 4) Li + HNO_{3 p} =

Якісна реакція на нітрат іон: взаємодія з мідною дротиною в присутності сульфатної кислоти, побачимо виділення бурого газу.

2 NaNO₃ + H₂SO₄ + Cu= 2 NO₂↑ + CuSO₄ + Na₂SO₄ + 2 H₂O

Добування нітратної кислоти:

1) В лабораторії дією на сухі селітри концентрованою сульфатною кислотою NaNO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNO₃

2) В промисловості аміачним способом а) окиснення аміаку на платиновому каталізаторі 4 NH₃ + 5 O₂ = 4 NO + 6 H₂O

б) окиснення до киснем повітря 2 NO + O₂ = 2NO₂

в) поглинання водою в надлишку кисню 2H₂O + 2 NO₂ + O₂ = 4 HNO₃

Використання: виробництво барвників, ліків, вибухових речовин, пластмас, нітратних добрив, окисник ракетного палива.

H₃PO₄ - Ортофосфатна кислота.

Фізичні властивості: безбарвна, прозора, кристалічна речовина, гігроскопічна, добре розчиняється у воді.

Добування: Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂SO₄ = 2 H₃PO₄ + 3 CaSO₄↓

Хімічні властивості:

Електроліт середньої сили. Дисоціює ступінчасто.

H3PO4↔H ⁺+ H2PO4^- ди гідроген фосфат йон

H2PO4^- ↔ H ⁺+ HPO4^2- гідроген фосфат йон

HPO4^2- ↔ H⁺ + PO4^3- фосфат йон

Взаємодіє з металами H₃PO₄ + Mg = Mg₃(PO₄)₂ + H₂

Взаємодіє з основними оксидами H₃PO₄ + Na₂O = Na₃PO₄ + H₂O

Взаємодіє з основами H₃PO₄ + Cu(OH)₂ = Cu₃(PO₄)₂ + H₂O

Якісна реакція на ортофосфат іон – взаємодія з AgNO₃ випадає жовтий oсад

3AgNO₃ + Na₃PO₄ = Ag₃PO₄↓ +3NaNO₃

Азотні і фосфатні добрива

Нітроген входить до складу амінокислот з яких побудовані білки. Тому він необхідний для життєдіяльності рослин і тварин. Якщо ж нітрогену не вистачає то відбувається відхилення від норми в розвитку рослин. Проте рослини не можуть засвоювати нітроген безпосередньо з повітря, оскільки в повітрі нітроген перебуває у вигляді міцних молекул азоту. Тому рослини використовують для живлення нітроген який входить до складу розчинних неорганічних сполук. Для підвищення врожайності в грунт вносять речовини, що містять нітроген, фосфор і інші елементи - добрива. Вони поділяються на три групи:

1. Мінеральні добрива: селітри, фосфати, амофоси, солі амонію, синтетична сечовина та інш.

2. Органічні добрива: гній, компост, та ін..

3. Зелені добрива: рослини родини бобових, люпин, люцерна і тд.

Із внесених добрив засвоюється приблизно 60 – 70% елементів.

Всі нітрати називаються селітрами, всі добре розчиняються у воді

Калієва селітра – KNO ₃, натрієва селітраNaNO3, аміачна селітра,NH4NO3

Фосфористе борошно - Ca₃(PO₄)²

Простий суперфосфат – Ca(H₂PO₄)₂*CaSO⁴

Подвійний суперфосфатCa(H₂PO₄)₂

Преципітат CaHPO₄

Амофоси - (NH₄)₂HPO₄ – NH₄H₂PO₄

Сечовина – CO(NH₂)₂

Самостійна робота студентів: презентації на тему мінеральні добрива

Тема 2. Неметалічні елементи та їх сполуки

Заняття 6. Розв’язання задач на домішки та на вихід продукту від теоретично можливого.

Навчальні питання:

1. Складання електронного балансу реакції.

2. Розв’язання задач на вихід продукту від теоретично можливого

3. Розв’язання задач на домішки

4. Навчальна література:

5. Л-1 с 43-46

Дописати рівняння реакцій за поданими схемами, та урівняти за допомогою електронного балансу. Mg(NO₃)₂ = K + H₃PO₄ = Pb + HNO_{3 p} = алгоритм написання електронного балансу: необхідно послідовно виконати наступні дії: а) згідно схеми, що подана в хімічних властивостях даної речовини (теорія) дописати рівняння реакції; Mg(NO₃)₂ =MgO +NO₂ +O₂ б) виставити ступені окиснення кожного елемента використовуючи правила для визначення с.о.Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +N⁺⁴O^-2₂ +O⁰₂ Правила для визначення ступенів окиснення:

1.С.О. елементів у всіх простих речовинах завжди рівний 0: H⁰2, N⁰2,

1. С.О. оксигену в сполуках рівний -2 H2O^-2, CaO^-2 ,Pb(O^-2H)4 виключення: F2O⁺², H2O2^-1,

3. С.О. гідрогену у сполука з не металами +1: H⁺¹2O, H⁺¹I, Al(OH⁺¹)3

С.О. гідрогену у сполуках з металами – 1: AlH^-1 3, NaH^-1.

4. С.О. металів рівна їх валентності в цій сполуці з знаком +:Zn⁺²SO4, Na⁺¹2О, K⁺¹OH.

5. загальна сума С.О. всіх елементів в сполуці рівна 0. Zn⁺²S⁺⁶O^-2 4 в) виписати під рівнянням елементи, що змінюють свій с.о.

Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +N⁺⁴O^-2₂ +O⁰₂

N ⁵⁺ N⁴⁺

2O^-2 O⁰₂

г) визначити як переходять електрони (електрон має заряд «-»): якщо збільшується позитивний заряд, то електрони віднімаються, якщо збільшується негативний заряд, то електрони додаються

Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +N⁺⁴O^-2₂ +O⁰₂

N ⁵⁺ +1e= N⁴⁺

2O^-2 -4e= O⁰₂

д) серед цифр, що знайшли в попередній дії, найдіть найменше спільне кратне

Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +N⁺⁴O^-2₂ +O⁰₂

N ⁵⁺ +1e= N⁴⁺

2O^-2 -4e= O⁰₂

е) поділіть це найменше спільне кратне на кількість електронів, що переходять. Знайдені числа – це коефіцієнти в праву частину рівняння

Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =Mg⁺²O^-2 +4N⁺⁴O^-2₂ +1 O⁰₂

N ⁵⁺ +1e= N⁴⁺ 4 окисник, відновлення

2O^-2 -4e= O⁰₂ 1 відновник, окиснення

є) урівняйте рівняння реакції, не забувайте що спершу урівнюємо метали, потім – неметали, передостаннім – Гідроген, самим останнім – Оксиген

2Mg²⁺(N⁵⁺O^-2₃)₂ =2Mg⁺²O^-2 +4N⁺⁴O^-2₂ +1 O⁰₂

N ⁵⁺ +1e= N⁴⁺ 4 окисник, відновлення

2O^-2 -4e= O⁰₂ 1 відновник, окиснення

2. Розв’язання задач на вихід продукту від теоретично можливого

А) визначте масу солі, що утвориться в результаті змішування 45 грам калій сульфату з барій нітратом, якщо вихід від теоретично можливого становить 75%

Алгоритм розв’язання.

1) напишемо умову задачі:

Дано:

m(K₂SO₄) = 45г

ω (вих.) = 75%

m(осаду) =?

2) Напишемо і урівняємо рівняння реакції

Дано:

m(K₂SO₄) = 45г K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

ω (вих.) = 75%

m(осаду) =?

3) Позначимо що дано, а що треба знайти над рівнянням

Дано: 45г x г

m(K₂SO₄) = 45г K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

ω (вих.) = 75%

m(осаду) =?

 

4) Позначимо під рівнянням кількості речовин, що взаємодіють

 

Дано: 45г x г

m(K₂SO₄) = 45г K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

ω (вих.) = 75% 1 моль 1 моль

m(осаду) =?

 

5) Переведемо дані числа в ті ж фізичні величини які є над рівнянням

Дано: 45г x г

m(K₂SO₄) = 45г K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

ω (вих.) = 75% 1 моль × 1 моль × 233 г/ моль

m(осаду) =? 174 г/моль =174 г = 233 г

М(K₂SO₄) = 39 × 2 + 32 + 16× 4 = 174 г/моль

М(BaSO₄) = 137 + 32 + 16×4 = 233 г/моль

6) Складаємо пропорцію, знайдемо масу осаду.

45 /174 =x/233

Х = 45×233 = 60,25 г

7) Теоретично маємо отримати 60, 25 грам осаду, але практично ми отримаємо лише 75 % від даної маси, складемо і розв’яжемо пропорцію

60, 25 ---- 100%

Х ----------75%

Х= 60,25 ×75 = 45,2 г

Відповідь: отримаємо осаду 45,2 грам

⇐ Предыдущая1234Следующая ⇒

Поделиться:

Познавательные статьи:



Психологические особенности спортивного соревнования

Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации

Занятость населения и рынок труда

Социальный статус семьи и её типология