Водень.

Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула 1S¹. Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, а також 0 (у простій речовині). За значеннями  ступенів окислення водень схожий з лужними металами (+1) та із галогенами (-1). Тому в періодичній системі для нього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів. Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1). Таким чином, особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють однозначно визначити його положення в періодичній системі.

Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н₂О. Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів (нафти) та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою:

СН₄ + Н₂О = СО + 3Н₂

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂

Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:

С + Н₂О = СО + Н₂

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂

Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів солей, кислот, лугів. Наприклад:

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂

2Al+6NaOH+6H₂O=2Na₃[Al(OH)₆]+3H₂

Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді. Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновні властивості виявляє в реакціях з неметалами, а також по відношенню до оксидів і галогенів:

2H₂+O₂=2H₂O

H₂+Cl₂=2HCl

CuO+H₂=Cu+H₂O

WO₃+3H₂=W+3H₂O

У реакціях з активними металами є окисником, утворює  гідриди:

2Na+H₂=2NaH

З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує. При нагріванні водень реагує з багатьма d – металами. Сполуки що містять водень в степені окислення +1, є їх окислювальні властивості, а в –1 – відновні.

NaH+HOH=NaOH+H₂

Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н₂ використовують у виробництві аміаку та органічних синтезах.

Кисень.

Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот (силікатів), піску (SiO₂), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук. Наприклад:

2KClO₃=2KCl+3O₂

2KMnO₄=K₂MnO₄+MnO₂+O₂

Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди:

4Fe+3O₂=2Fe₂O₃

C+O₂=CO₂

CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O

2ZnS+3O₂=2ZnO+2SO₂

Однак в реакціях з деякими  найактивнішими металами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких збеігається:

2Na+O₂=Na₂O₂  (пероксид натрію)

K+O₂=KO₂   (надпероксид калію)

                                                                 Li+O₂=Li₂O  (оксид літію)

Озон О₃ – алотропічна модифікація  кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:

3O₂=2O₃

Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:

O₂+hv=O₂^*

O₂+O₂^*=O₃+O

O₂+O=O₃

О₃ – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О₃ з різними відновниками. Наприклад:O₃=O₂+O

2KI+O₃+H₂SO₄=I₂+K₂SO₄+O₂+H₂O

                                          O  O₂    

Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:

Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Na₂O, CaO), кислотні (СО₂, P₂O₅), амфотерні (ZnO, Al₂O₃),  несолетвірні (N₂O, NO).

Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N₂O₂, ВаО₂), надпероксиди (КО₂), озоніди (КО₃).

Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті₆О, Ті₃О).

Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.

Вода. Це стійка речовина (   Н_утв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000^оС помітним стає розкладання на прості речовини:

2H₂O=2H₂+O₂

Понад 5000^оС розкладання відбувається практично повністю.

Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних сполук.

Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і кислотними оксидами:

CaO+H₂O=Ca(OH)₂

P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄

з солями: CuSO₄+5H₂O=CuSO_4*5H₂O

Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей. У реакціях з  сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок кисню

(-2):

2F+2H₂O=4HF+O₂

При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні властивості:

2HOH+2Na=2NaOH+H₂

Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н₂О₂ у лужному середовищі:

Na₂O₂+2HOH=2NaOH+H₂O₂

2H₂O₂=2H₂O₂+O₂

Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО₂, реакцією обміну якого з Н₂SО₄ можна добути Н₂О₂:

BaO₂+H₂SO₄=H₂O₂+BaSO₄

 Галогени.

Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш стійким є ступінь окислення –1.

Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі  позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і +6).

У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1. Найважливіші мінерали  плавиковий шпат СаF₂, фторапатит  CaF_{2 *} 3Ca₃ (PO₄)₂, кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl_*NaCl та інші. Іони хлору містяться в морській воді. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.

Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1 до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише електролізом.

Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого  водного розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії із сильними окисниками, наприклад MnO₂, KmnO₄:

MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂+2H₂O

2KmnO₄+16HCl=2MnCl₂+5Cl₂+2KCl+8H₂O

Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот:

2NaBr+MnO₂+2H₂SO₄=Br₂+MnSO₄+Na₂SO₄+2H₂O

10KI+2KMnO₄+8H₂SO₄=5I₂+MnSO₄+6K₂SO₄+8H₂O

Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води солених озер обробляють хлором:

2Br+Cl₂=Br₂+2Cl

2I+Cl₂=I₂+2Cl

У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений, бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали. Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні властивості. Найсільнішим окисником є фтор (2), який окислює кисень  до –2 і навіть деякі благородні гази:

Xe+F₂=XeF₂

2H₂O+2F₂=4HF+O₂

SiO₂+2F₂=SiF₄+O₂

Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини:

2Al+3Br₂=2AlBr₃

2P+3Cl₂=2PCl₃

2NH₃+3Br₂=N₂+6HBr

У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних властивостей: Н₂ + Г₂ = 2НГ. Реакція з фтором швидко перебігає в темноті і на холоді, реакція з бромом йде швидко лише при нагріванні, реакція з йодом оборотна і протікає при підвищенні температури.

При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням,  самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:

Cl₂+H₂O=HCl+HOCl

а в  реакціях з лугами – солі цих кислот:

Cl₂+2KOH=KCl+KOCl+H₂O

Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору.

Галогеноводні НГ можна добути реакціями галогенів з воднем бо (для HF i HCl) реакціями обміну:

CaF₂+H₂SO₄=CaSO₄+2HF

NaCl+H₂SO₄=NaHSO₄+HCl

NaCl+NaHSO₄=Na₂SO₄+HCl

HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані, добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості. HCl, HBr, HI  - сильні кислоти.

Підсилення відновних властивостей Г виявляються у їх різному реагуванні на дію концентрованої H₂SO₄. Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr,  причому S (6) відновлюється до SO₂; НІ відновлює сірку (6) не тільки для SO₂, а і до вільної сірки або навіть H₂S:

2HBr+H₂SO₄=Br₂+SO₂+2H₂O

8HI+H₂SO₄=4I₂+H₂S+4H₂O

Через це HBr і HI  неможливо добути дією концентрованої сірчаної кислоти на солі цих кислот.

Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують для очищення та добування металів:

TiI₄=Ti+2I₂

Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl₂, хлорнувата HCl₃, хлорна HCl₄. Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах. Аналогічні кислоти (окрім HBrО₂ і HIО₂ ) утворюють бром і йод.

Сірка.

З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має сірка.

Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли  вона утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами. Найхарактернішими для сірки  є ступені окиснення –2, 0, +4, +6.

Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки.

Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов стійка моноклинна  (a) сірка. За температури понад 95,4^оС вона перетворюється на ромбічну ( b ) сірку.

При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al₂S₃

H₂+S=H₂S

При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:

S+O₂=SO₂

2S+Cl₂=S₂Cl₂

Сірководень H₂S добувають  сполученням простих речовин або через реакції обміну:

FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S

 H₂S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах – це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію) піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і оборотно:

S+HOH=HS+OH 

I  ступінь               

або   Na₂S+HOH=NaHS+NaOH       

Гідроліз деяких сульфатів  (Al₂S₃, Cr₂S₃) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень:

Al₂S₃+6H₂O=2Al(OH)₃+3H₂S

Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує, причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших (PbS, HgS, Sb₂S₃)  з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди можна добути дією H₂S  на розчинні солі:

Pb(NO₃)₂+H₂S=PbS+2HNO₃

Усі нерозчинні  сульфіди можна добути реакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів:

CuSO₄+Na₂S=CuS+Na₂SO₄

FeSO₄+Na₂S=FeS+Na₂SO₄

Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні:

Na₂SO₄+4C=Na₂S+4CO

H₂S окиснюється киснем,  на повітрі горять:

2H₂S+3O₂=2SO₂+2H₂O (при надлишку О₂)

                             2H₂S+O₂=2S+2H₂O    (при недостатній кількості О₂)

Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу сульфідів металів:

2ZnS+3O₂=ZnO+SO₂

У водних рохчинах сульфіди і H₂S  виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO₄ та іншими окисниками:

Na₂S+I₂=2NaI+S

H₂S+4Br₂+4H₂O=H₂SO₄+8HBr

При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:

Na₂S+(n-1)S=Na₂S_n

Сірка утворює два стійких оксидів – SO₂ і SO₃.  SO₂ за звичайних умов  - безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксид добре розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:

SO₂+H₂O=H₂SO₃

Внаслідок оборотності цієї реакції  НSO₃ існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na₂SO₃, CaSO₃) і гідросульфіти (NaHSO₃, Ca(HSO₃)₂). Останні не стійки, переходять у піросульфіти.

Для сірки  (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO₂+O₂=2SO₂, яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO₃ і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція практично не йде. Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах реагують з галогенами KMnO_4, K₂Cr₂O₇:

Na₂SO₃+I₂+H₂O=Na₂SO₄+2HI

Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:

SO₃+H₂O=H₂SO₄

Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина.  У водному розчині Na₂SO₄ – сильна двоосновна кислота. Розведена кислота  реагує з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:

Zn+H₂SO_4(p)=ZnSO₄+H₂

У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати  як окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів. Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів за звичайних умов, але при  нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, але ні з благородними металами (Au, Pt та інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI) відновлюється до +4 (SO₂):

Cu+2H₂SO_4(k)=CuSO₄+SO₂+2H₂O

Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H₂S:

4Zn+5H₂SO₄=4ZnSO₄+H₂S+4H₂O

                                                                          (SO₂, S)    

Як сильна і нелетка кислота H₂SO₄ витісняє чимало інших кислот з їх солей:

NaCl+H₂SO₄=NaHSO₄+HCl

KNO₃+H₂SO₄=KHSO₄+HNO₃

Більшість солей H₂SO₄  розчинна в воді.  Нерозчинні  BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄,  малорозчиниий CaSO_4.

Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na₂SO₃, NaHSO₃, Ca(HSO₃)₂  використовують  при добуванні  целюлози з деревини. Сірка – шкідливий домішок  у чавунах і сталях. Сірчана кислота – використовується при гідрометалургійному добуванні Zn, Cd, Ni, Cu.

Азот.

За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5. Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідає числу електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронної оболонки до структури інертного газу (Ne). Найбільш стійким є ступінь окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі. Азот добувають перегонкою рідкого повітря.

У молекулі N2 атоми зв’язані потрійним зв’язком. Велика енергія зв’язку зумовлює високу стійкість і малу хімічну активність N2. За звичайних умов азот реагує лише з літієм, з іншими металами – при нагріванні, утворюючи нітриди.  З воднем сполучається лише при підвищених температурах і тиску, з киснем – при температурах понад 3000^oС. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником:

6Li+N₂=2Li₃N

3Mg+N₂=Mg₃N₂

3H₂+N₂+2NH₃

N₂+O₂=2NO

N₂+3F₂=2NF₃

Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями, оскільки їм не відповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металів ступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з водою, наприклад:

Mg₃N₂+6HOH=3Mg(OH)₂+2NH₃

Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну активність, не реагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з кислотами. Аміак в промисловості добувають синтезом з простих речовин:

N₂+3H₂=2NH₃

У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію:

                                                                                            NH₃    

NH₄Cl+NaOH=NaCl+NH₄OH

                                                                                             H₂O  

Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH₃ у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH₄OH не існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію:

NH₃+HCl=NH₄Cl

2NH₃+H₂CO₃=(NH₄)₂CO₃

Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад: (NH₄)SO₄=NH₃+NH₄HSO₄.  Проте у деяких випадках ( NH₄Cl, NH₄Br та ін.) утворені гази не розділяються:

NH₄Cl=NH₃+HCl

 і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процес заміщення атомів водню:

2Al+2NH₃=2AlN+3H₂

Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr₃. Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:

(Cr₂O₃)

4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O

                                                                                                               _(Pt) 

4NH₃+5O₂=4NO+6H₂O

У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl₂, Br₂):

2NH₃+3Cl₂=N₂+6HCl

Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO₂ добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N₂ +O₂ = 2NO) не використовується через великі енергетичні витрати.

Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем:

2NO+O₂=2NO₂

Взаємодія NO₂ з водою йде за рівнянням:

2NO₂+HOH=HNO₃+HNO₂

Азотиста кислота HNO₂ існує лише розчинах, багато які її солі (KNO₂, NaNO₃) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або температури розкладається:

                                                                                   NO₂

2HNO₂=HOH+N₂O₃

                                                                                    NO        

Тому кінцевими продуктами реакції NO₂ з водою є HNO₃ та NO:

3NO₂+HOH=2HNO₃+NO

У присутності О₂, NO перетворюється у NO₂ і єдиним продуктом реакції стає HNO₃:

4NO₂+O₂+2HOH=4HNO₃

Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти.

У водних розчинах HNO₃ є сильною кислотою, практично повнімтю дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшості металів, майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованою азотною кислотою продуктом відновлення звичайно є NO₂, розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N₂O, N₂, NH₄NO₃:

Cu+4HNO_3(k)=Cu(NO₃)₂+2NO₂+2HOH

3Cu+8HNO_3(p)=3Cu(NO₃)₂+2NO+4HOH

4Zn+10HNO_3(p)=4Zn(NO₃)₂+N₂O+5HOH

Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Pt та ін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії HNO₃ інертних оксидних плівок.

Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO₃ = Ag + 2NO₂ + O₂.

Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO₂ (NO₃)₂ при добуванні урану); “царська водка” (суміш азотної і соляної кислот) – при добуванні пластиннових металів.

Фосфор.

У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть, меншу електронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який відповідає завершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки  найстійкішою стає найвищий ступінь окислення +5.

Добування фосфору при дії вугілля і піску на фосфат кальцію в електропечах при 1500^оС:

Ca₃(PO₄)₂+5C+3SiO₂=3CaSiO₃+2P+5CO

Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50^оС. Червоний і чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняється в органічний розчинах, не отруйний. Для фосфору характерні відновні властивості,  які він виявляє у реакціях з неметалами:

                                                             4P+3O₂ (надлишок)=2P₂O₃

                                                 4P+5O₂ (надлишок)=2P₂O₅

                                                 2P+5Cl₂ (надлишок)=2PCl₅

В реакціях з активними металами фосфор виступає  в ролі окисника: 3Mg+2P=Mg₃P₂. Зводним фосфором не реагує. Бфлий фосфор вступає в реакцію з лугом, при цьому відбувається його самоокислення – самовідновлення:

P₄+3NaOH+3HOH=PH₃+3NaH₂PO₂

Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg₃P₂+6H₂O=3Mg (OH)₂+2PH₃. Фосфін реагує з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH₃+HI=PH₄I. При підвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються. Водночас фосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається:

2PH₃+4O₂=P₂O₅+3HOH

При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH₂PO₂ (гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H₃PO₂. Кислота сильна, одноосновна. Кислота і її солі є сильними відновниками. У зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються при хімічному нікелюванні:

NiSO₄+NaH₂PO₂+HOH=Ni+NaH₂PO₃+H₂SO₄

При взаємодії P₂O₅  з водою утворюються фосфорні кислоти:

                                       P₂O₅+HOH=2HPO₃ (метафосфорна кислота)

                                       P₂O₅+2HOH=H₄P₂O₇ (дифосфорна кислота)

                                       P₂O₅+3HOH=2H₃PO₄ (ортофосфорна кислота)

Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна).

Для її добування  окрім реакції P₂O₅  з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію:

Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄=3CaSO₄+2H₃PO₄

Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати (Na₃PO₄, Ca₃ (PO₄)₂), кислі, в тому числі гідрофосфати (Na₂HPO₄, CaHPO₄) і дегідрофосфати (NaH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂).

Фосфор є шкідливою домішкою в човунах і сталях. Гіпофосфати застосовуються для добування нікельових покриттів. У великих кількостях солі фосфорної кислоти використовують як фосфорні добрива.

Вуглець.

Електронегативність вуглецю=2,5, електрони хімічних зв’язків можуть зсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення +4), а також до атома вуглецю від його партнерів (ступінь окислення –4). Відомі сполуки в яких вуглець має різні промежні ступіні окислення. Найстійкиший ступінь окислення +4.

Більшість його знаходиться у карбонатах (CaCO₃, MgCO₃). Вуглець міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті, вугіллі, сланці, природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простих речовин – графіту, алмазу.

Відомо кілька алотропічних модифікацій вуглецю: алмаз, графіт, карбін, фулерени.

Вуглець – найтугоплавкіша проста речовина. Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагріванні вступає в реакції з металами і воднем, виявляючи окиснювальні властивості, у реакіях з киснем, сіркою, оксидами металів та ін. – відновні властивості:

Ca+2C=CaC₂                                                                         C+O₂=CO₂                                                          

4Al+3C=Al₄C₃                                                                      C+2S=CS₂                                       

2H₂+C=CH₄                                                                           C+PbO=Pb+CO                                                                                                                                      

З галогенами вууглець безпосередньо не реагує.

Карбіди металів можна розділити на дві групи: карбіди S- (P-) металів і карбіди d – металів. Карбіди першої групи з водою вступають у реакції обміну з утворенням гідроксидів металів і вуглеводнів:

CaC₂+2HOH=Ca(OH)₂+C₂H₂ (HCºCH)

Al₄C₃+12HOH=4Al(OH)₃+3CH₄

Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів:

CaO+3C=CaC₂+CO

V₂O₅+7C=2VC+5CO

Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО₂. При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО₂    С^о+О₂=СО₂, СО₂ припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем:

CO₂+C=2CO

При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється суміш СО і Н₂, які називаються водяним газом:

C+HOH=CO+H₂

СО за звичайних умов поводить себе як несолетвірний оксид, не реагує з водою, розчинами кислов і лугів. Однак при підвищеному тиску пр нагіванні вступає в реакцію із лугами, утворюються солі мурашиної кислоти:                                Со +NaOH=HCOONa. Для СО характерні відовні властивості:

2CO+O₂=2CO₂                                                 DH= -565 кДж.                                                 

Fe₂O₃+3CO=2Fe+3CO₂

NiO+CO=Ni+CO₂

Оксиди вуглецю (2) сполучаються із багатьма металами, утворюючи карбоніди:

Fe+5CO=FeCO₅  (карбоніл заліза)

Ni+4CO=Ni(CO)₄  (карбоніл нікелю)

Велике значення має реакція СО з аміаком:

CO+NH₃=HCN+HOH

Дуже отруйна. Повільно розкладаєтсья придії води і кисню. Солі цієї кислоти (NaCN, KCN) називають ціанідами. Оксид вуглецю (4) добувають у промисловості термічним розкладом CaCO₃:

CaCO₃=CaO+CO₂

а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО₃ в апараті Кіппа:

CaCO₃+2HCl=CaCl₂+HOH+CO₂

СО₂  розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту:

CO₂+HOH=H₂CO₃

Вугільна кислота нестійка, існує лише у водному розчині, двухосновна. Для перетворення карбонатів у гідрокарбонати можна використати дію вугільної кислоти на карбонати:

CaCO₃+H₂CO₃=Ca(HCO₃)₂

для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі:

Ca(HCO₃)₂+Ca(OH)₂=2CaCO₃+2HOH

В зв’язку з тим, що вугільна кислота являєтсья слабкою, карбонати підлягають значному гідролізу. Гідроліз солей лужних металів іде ступінчато і оборотно.

Вуглець і його сполуки дуже важливі для металургії. Вуглець (кокс) використовується як дешевий відновник при отриманні багатьох металів (Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Co і ін). Вуглець – важливий компонент сплавів (чугуна, сталі та ін).

Кремній.

Електронегативність кремнію (1,9) невисока, тому найбільш стійка ступінь окислення +4. Найбільш низька ступінь окислення –4 проявляється в сполуках з активними металами, проміжні ступені окислення (крім 0) – нестійкі.

Кремній одержують в електропечах відновленням SiO₂ коксом:

SiO₂+2C=Si+2CO                                         DH=68.9 Дж.

Необхідний для напівпровідників техніки кремній особливої частоти отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції SiCl₄ з чистим цинком.

Кремній – полімер, в реакйії вступає тільки при нагріванні. На відміну від вуглецю не реагує з Н₂, але з’єднується з галогенами:

                                                         Si+2Mg=Mg₂Si (Si – окисник)

                                                         Si+O₂=SiO₂

                                                         Si+2Cl₂=SiCl₄    (Si – відновник)

Сполуки кремнію з металами, силіциди, як і карбіди, можна поділити на дві групи. Солеподібні силіциди S-металів (Mg₂Si, Ca₂Si) легко реагують з кислотами (але не з водою), утворюючи сполуки кремнію з воднем, - сілани:

Mg₂Si+4HCl=2MgCl₂+SiH₄

Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Si_n+H_2n+2. На повітрі сілани самозаймаються:

SiH₄+2O₂=SiO₂+2HOH

при нагріванні розкладаються : SiH₄=Si+2H₂ 

 Оксид кремнію SiO₂ в природі існує  у вигляді кварцу (піску), тримідиту, кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO₂ – тугоплавкий і хімічно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не реагує, свої кислотні властивості проявляє в реакціях з лугами, основними оксидами і деякими солями, які проходять з достатньою швидкістю при підвищених температурах:

2NaOH+SiO₂=NaSiO₃+HOH

Na₂CO₃+SiO₂=Na₂SiO₃+CO₂

З кислотами SiO₂  не реагує, вийняток складає плавикова кислота: SiO₂+4HF=SiF₄+2H₂O.

Кремнієву кислоту можна отримати дією кислоти на розчин Na₂SiO₃. Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь (колоїдний розчин), при великих концентраціях – гель (студень). Ортокремнієва кислота розчинна у воді, слабка, може існувати в дуже розведених розчинах. При підвищенній концентрації виникає поліконденсація.

Найбільш широко використовуються силікати, виробляють міліони тон різних сілікатних матеріалів, в тому числі цеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та ін. Кварцовий пісок являється основною складовою частиною формувальних сумішей в литниковому виробництві, а “рідке скло” Na₂SiO₃ – зв’язуючий матеріал в цих сумішах. Кремній є складовою частиною чугунів та сталей, а також ін. сплавів.

Бор.

Бор – єдиний неметалічний елемент 3 групи. Валентність бору частіш за все тільки =3. Бор дає стійки зв’язки з киснем і галогенами. Зв’язки В-В і В-Н менш стійкі. В цьому подібність с кремнієм (діагональна подібність). Дя бору характерний ступінь окислення +3.

Основні його мінерали борати кальцію та магнію, а також  бура Na₂B₄O₇ и борна кислота H₃BO₃.

Бор отримують відновленням B₂O₃ магнієм:

3Mg+B₂O₃=3MgO+2B

Крім того, як і для кремнію використовують термічний розклад сполук бору з воднем та йодом.

Бор – полімерна речовина, взвичайних умовах реагує тільки з фтором, при нагрівані з’єднюється з металами, а також з киснем, галогенами та навіть з азотом. З воднем не реагує:

Mg+2B=MgB₂

4B+3O₂=2B₂O₃

2B+3Cl₂=2BCl₃

В сполуках бору з металами переважає металічний зв’язок. Більш активні бориди S –металів, які реагують з кислотами:

3MgB₂+6HCl=3MgCl₂+B₂H₆+4b

Найпростішої сполуки ВН₃ в звичайних умовах не існує, підлягає димерізації.

Бороводні мало стійкі, при нагіванні легко розкладаються на бор і водень, дуже активні, на повітрі самозагоряються: В₂Н₆+3О₂=В₂О₃+3Н₂О.

Оксид бору має кислотні властивості, з’єднується з водою, утворюючи ортоборну кислоту:

B₂O₃+3HOH=2H₃BO₃

Ортоборна кислота розчина у воді. Дуже слабка, тому при дії лугів не утворює солей типу М₃ВО₃, а утворює солі більш сильної тетроборної кислоти:

2NaOH+4H₃BO₄=Na₂B₄O₇+7HOH

Тетроборат натрію може далі реагувати з лугами та основними оксидами:

Na₂B₄O₇+2NaOH=HOH+4NaBO₂

Na₂B₄O₇+CoO=2NaBO₂+Co(BO₂)₂

При дії на бор азотом або аміаком утворюєтсья нітрид бору BN. Бор використовують як легуючу добавку до сплавів. Бор використовують при пайці та зварюванні.

    

 

Еще из раздела Химия:

• Дипломная работа: Эпитаксиальный рост Ge на поверхности Si(100)
• Реферат: Особенности полимерного состояния вещества
• Реферат: Марганцево-цинковые элементы
• Реферат: Геометрия молекул. Теория ЛЭП. Элементы стереохимии
• Реферат: Титриметричний (об'ємний) та комплексонометричний методи аналізу
• Статья: Структура волокон поли-бис-трифторэтоксифосфазена
• Реферат: Применение и использование полиэтилена

---