Подгруппа I-А (Н, Li, Na, К)

Водород



Водород — самый легкий газ, он в 14,5 раз легче воздуха. Молекулы водорода состоят из двух атомов. Водород входит в состав воды, нефти, природных газов, многих минералов, всех живых организмов.

Способы получения водорода

1. Исторически первый способ — пропускание водяного пара через раскаленные железные опилки:

3Fe + 4Н20 -> Fe304 + 4Н2.

2. Каталитическая конверсия метана с водяным паром СН4 + Н20 -> СО + ЗН2.

3. Каталитическая конверсия оксида углеро - да(И) СО + Н20 -> С02 + Н2 (обе реакции идут при высоких температурах в присутствии катализаторов).

4. Газификация при высокой температуре твердого топлива с образованием водяного газа:

С + Н20 -» со + н2.

5. Электролиз воды 2Н20 -> 2Н2 + 02.

6. Действие разбавленных кислот на металлы:

Zn + H2S04 -> ZnS04 + Н2.

(Способы 2-5 — промышленные, способ 6 — лабораторный.)

7. Реакция активных металлов с водой:

2Na + 2Н20 -> 2NaOH + Н2,

Са + 2Н20 -> Са(ОН)2 + Н2.

Химические свойства водорода

1. Горение 2Н2 + 02 -> 2Н20. Смесь водорода и кислорода (гремучий газ) взрывается.

2. Реакция с неметаллами: Н2 + С12 -> 2НС1 (на свету и при нагревании), Н2 + S -> H2S (при нагревании), ЗН2 + N2 —> 2NH3 (в присутствии катализатора, при высоких температурах и давлении).

3. Реакция с активными металлами с образованием твердых солеобразных гидридов:

2Na + Н2 -> 2NaH.

4. Восстановление оксидов:

СиО + Н2 -> Си + Н20.

5. Реакция гидрирования органических соединений: CJL + Н„ -> СоН,.

Водород применяют для получения аммиака, хлороводорода, чистых металлов, гидрирования растительных масел до твердых жиров.

Натрий, калий

Эти элементы относятся к щелочным металлам. Степень окисления во всех соединениях +1. В природе соединения натрия и калия широко распространены.

Химические свойства

1. Реакция с кислородом с образованием пероксида: 2Na + 02 -» Na202 (литий образует оксид Li20).

2. Реакция с водородом: 2Na + Н2 -* 2NaH.

3. Реакция с другими неметаллами:

2Na + С12 -> 2NaCl, 2Na + S -> Na2S.

4. Реакция с водой:

2Na + 2Н20 -> 2NaOH + Н2.

Натрий и калий применяются в качестве теплоносителей в ядерных реакторах, как восстановители при получении некоторых тугоплавких металлов, используются в органических синтезах. Пероксиды применяются для регенерации воздуха на подводных лодках и в космических кораблях: 2Na202 + 2С02 -> 2Na2C03 + 02. Природный хлорид калия используется как калийное удобрение. Большие количества карбоната натрия (Na2C03) расходуются для производства стекла.

Подгруппа II-A (Mg, Са)

Элементы подгруппы входят в состав многих минералов: доломита (СаС03 • MgC03), известняка, мела, мрамора (СаС03), гипса (CaS04- 2Н20), фосфорита и апатита (Са3(Р04)2). В своих соединениях Mg и Са двухвалентны. Получают их электролизом расплава хлорида.

По химическим свойствам Mg и Са во многом схожи с щелочными металлами, но реагируют менее энергично. В свободном виде это легкие металлы, сильные восстановители, энергично реагируют с неметаллами (кислородом, серой, галогенами), в реакции с кислотами выделяют водород. Кальций реагирует и с водой, поэтому его хранят под слоем керосина. Основной оксид СаО получают прокаливанием карбоната. При взаимодействии оксида с водой (СаО + Н20 -» Са(0Н)2) выделяется много теплоты (гашение извести). Гашеную известь применяют в строительстве: ее смесь с цементом, песком и водой со временем твердеет, Са(ОН)2 при этом реагирует с С02 и переходит в СаС03. Водная взвесь (суспензия) Са(ОН)2 — известковое молоко, его применяют для получения хлорной извести, для очистки сахара, в борьбе с болезнями растений.

Хлорную известь получают по реакции:

2Са(ОН)2 + 2С12 -> Са(С10)2 + СаС12 + 2Н20.

Гипохлорит кальция — сильный окислитель, на воздухе он выделяет кислород:

Са(С10)2 + Н20 + С02 -> СаС03 + 2НС10,

2НС10 -> 2НС1 + 02.

Хлорную известь используют для дезинфекции.

Прозрачный раствор Са(ОН)2 — известковая вода. При непродолжительном пропускании через нее С02 образуется осадок:

| Са(ОН)2 + С02 -> СаС03 + Н20.

При длительном пропускании С02 осадок растворяется — образуется растворимый гидрокарбонат: СаС03 + С02 + Н20 -> Са(НС03)2. При повышении температуры реакция идет в обратном направлении. Присутствие в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния придает ей временную (карбонатную) жесткость. При нагревании воды гидрокарбонаты распадаются с выпадением осадка на стенках сосуда — накипи. Другие соли кальция и магния (хлориды, сульфаты) придают воде постоянную жесткость, которую можно устранить, добавляя раствор Na2C03, осаждающий нерастворимые карбонаты. Жесткая вода непригодна для охлаждения двигателей, питания паровых котлов, поэтому необходимо воду умягчать — устранять жесткость.

Природный гипс CaS04 • 2Н20 при прокаливании превращается в жженый гипс (алебастр)

2CaS04 • Н20. Алебастр способен снова поглощать воду и затвердевать, что используют в строительстве, медицине. Безводный гипс CaS04 этой способностью не обладает («мертвый гипс»).

Магний и кальций в виде сплавов применяют в авиационной технике, автомобилестроении. Сильная восстановительная способность магния и кальция используется для получения других металлов из их соединений:

TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2.

Ослепительно яркое пламя магния используется в осветительных ракетах.

Подгруппа Ш-А (А1)

Важнейший представитель этой подгруппы — алюминий по распространенности в земной коре занимает 3-е место (после кислорода и кремния) и встречается в основном в составе сложных соединений — алюмосиликатов (к ним принадлежат глины, полевой шпат). Оксид алюминия А1203 входит в состав алюминиевой руды — боксита, а также образует минералы (корунд и др.). Получают алюминий электролизом расплава криолита A1F3 • 3NaF, который готовят переработкой боксита.

Алюминий — легкий пластичный металл, хорошо проводит электрический ток. Его применяют для изготовления проводов, посуды, легких и прочных сплавов — дюралюминов (сплавы с медью и магнием), силуминов (сплавы с кремнием) и др.

В своих соединениях алюминий трехвалентен. Алюминий — очень активный металл, однако на воздухе и в воде он стабилен благодаря образованию на поверхности тонкой, но прочной пленки оксида А1203. Если ее удалить, алюминий быстро реагирует с кислородом воздуха, а из воды вытесняет водород: 2А1 + 6Н20 —» 2А1(ОН)3 + ЗН2. Алюминий энергично реагирует с сильными кислотами, со многими неметаллами:

2А1 + 3S -> A12S3,

Вытесняет менее активные металлы из растворов их солей. Реакция с оксидами многих металлов сильно экзотермична и приводит к их расплавлению: 2А1 Fe203 —> А1203 + 2Fe (алюминотермия). Эту реакцию используют для термитной сварки, а также для получения из оксидов Мп, Сг, W, V других металлов. Оксид алюминия — основа огнеупорной керамики. Из искусственных рубинов (прозрачные кристаллы А1203 с примесями) делают подшипники часов и других механизмов.

Отличительная особенность алюминия — способность растворяться в сильных щелочах с образованием алюминатов:

2А1 + 2NaOH + 6Н20 -> 2Na[Al(OH)J + ЗН2; в них алюминий входит в состав аниона [А1(0Н)4]“.

Свежеосажденные А1203 и А1(ОН)3 растворяются в кислотах и в щелочах, т. е. имеют амфотер- ный характер. При добавлении щелочи к растворам солей А13" вначале выпадает студенистый осадок гидроксида, который при избытке щелочи вновь растворяется:

А1(ОН)3 + NaOH -> Na[Al(OH)J.

При сплавлении А1203 со щелочью:

А1203 + 2NaOH -> 2NaA102 + Н20

Образуется алюминат более простого состава, который можно рассматривать как соль очень слабой кислоты НА102. Соли А13 в водных растворах сильно гидролизов^ны:

А1С13 + Н20 “► А1(ОН)С12 + НС1.

Соли алюминия образуют множество простых и двойных кристаллогидратов, из которых наиболее известны сульфаты (квасцы); их применяют для дубления кож и протравы тканей. Хлорид А1С13 — катализатор многих органических реакций.

Подгруппа FV-A (С, Si)

Углерод

Углерод существует в виде нескольких аллотропных модификаций, в их числе — алмаз и графит. Аллотропией называется способность хими - ческого элемента существовать в виде двух или

Нескольких простых веществ. В алмазе все атомы С равноценны, в графите они расположены слоями, и между слоями связи слабые. Графит входит в состав древесного угля. В нем имеется множество тонких пор с большой общей поверхностью, поэтому древесный уголь способен поглощать (адсорбировать) различные вещества из газовой или жидкой среды. Такой уголь называется активным.

В большинстве своих соединений углерод четырехвалентен. Он может проявлять свойства как восстановителя:

(С + 02 -> С02, С+ 2СиО -» С02 + 2Си), так и окислителя:

(С + 2Н2 -> СН4, 2С + Са -> СаС2).

Соединения углерода с металлами называются карбидами.

При неполном сгорании углерода образуется оксид углерода(П) СО. Он образуется также в эндотермической реакции С + С02 -> 2СО, которая идет при высоких температурах. Процесс ведут в газогенераторах, получая генераторный газ. Другой горючий газ — водяной — получают газификацией твердого топлива: С + Н20 СО + Н2. Оксид СО — хорошее топливо. При высокой температуре СО — сильный восстановитель:

СО + СиО -> Си + С02;

Это свойство СО используется для восстановления металлов из руд. Оксид СО — сильный яд, он лишает гемоглобин крови способности переносить кислород. 1

Кислотный оксид С02 (углекислый газ) всегда образуется при горении органических соединений, при термическом разложении карбонатов, при их взаимодействии с кислотами. В реакции с активными металлами С02 проявляет окислительные свойства: С02 + 2Mg -> 2MgO + С. Углекислый газ не поддерживает горение большинства веществ, что используют для тушения пожаров. При повышении давления С02 сжижается, а при низких температурах образует «сухой лед» — твердый С02. |

Оксид углерода(1У) растворяется в воде^бразуя слабую угольную кислоту: С02 + Н20 Н2С03.

TOC o "1-5" h z Ее соли (карбонаты) щелочных металлов в раство - ре гидролизуются и дают щелочную среду: i

Na2C03 + Н20 ->*NaHC03 + NaOH.

При действии на карбонаты кислот происходит бурное выделение газа:

К2С03 + 2НС1 -> 2КС1 + Н20 + С02.

Реактивом на карбонаты и С02 в растворе являются соли кальция, образующие нерастворимый карбонат CaC03.

Кремний

Кремний по распространенности в земной коре занимает второе место после кислорода, входит в состав многих горных пород и минералов (кремнезем Si02 и др.). Получают кремний восстановлением песка углем в электропечах:

Si02 + 2С -> Si + 2СО.

В лаборатории восстановителем служит магний: Si02 + 2Mg -> Si + 2MgO. Кремний при нагревании сгорает в кислороде, реагирует с растворами щелочей. Используется при производстве сплавов, в полупроводниковой технике.

Кислотный оксид кремния Si02 имеет атомную кристаллическую решетку; это тугоплавкое соединение, не реагирующее с водой. В чистом виде образует прозрачные кристаллы кварца. При нагревании реагирует с основными оксидами и растворами щелочей с образованием солей кремниевой кислоты — силикатов:

Si02 + 2NaOH -> Na2Si03 + Н20.

Кремниевая кислота H2Si03 очень слабая и выделяется в виде студенистого осадка при действии на растворимые силикаты даже слабой угольной кислоты:

Na2Si03 + Н20 + С02 -> H2Si03 + Na2C03.

Реакция разрушения природных силикатов под действием Н20 и С02 приводит к образованию глины и песка. Водные растворы силикатов гидроли - зованы и имеют щелочную реакцию. Силикаты используют в производстве строительных материалов — керамики, цемента, стекла.

Стекло образуется при высоких температурах из песка, соды и известняка:

Na2C03 + Si02 -> Na2Si03 + С02;

CaC03 + Si02 -> CaSi03 + C02.

Стеклообразную массу охлаждают и формуют из нее изделия. Заменяя натрий на калий, вводя в стекло различные добавки, получают многочисленные сорта стекла: хрустальное, цветное, тугоплавкое.

При прокаливании глины и известняка с разными добавками получается цемент — смесь сложных по составу силикатов и алюминатов, которую размалывают в порошок. С водой цемент образует каменистую массу. Смесь цемента с песком, щебнем и водой после затвердевания образует бетон. Бетон со стальной арматурой называется железобетоном.

Подгруппа V-A (N, Р)

Азот

В природе этот элемент находится в основном в свободном виде в воздухе. Он входит также в состав нитратов в почве, всех живых организмов (белки, нуклеиновые кислоты). Получают азот из воздуха путем его сжижения и отделения от кислорода ректификацией. Азот может быть восстановителем:

N2 + 02 —► 2NO.

Эта эндотермическая реакция идет при высоких температурах. Кислородом оксид азота(П) быстро окисляется: 2NO + 02 -> 2N02. Окислительные свойства азота проявляются в реакции с водородом с образованием аммиака, в реакции с активными металлами с образованием нитридов:

N2 + 6Li -> 2Li3N.

Азот применяют в основном для синтеза аммиака: N2 + ЗН2 2NH3 + Q. Чтобы сместить равновесие вправо, нужно повышать давление и понижать температуру. Однако с понижением температуры реакция сильно замедляется. Поэтому реакцию ведут в присутствии катализатора (губчатое железо с примесью оксидов калия и алюминия) при высоких давлениях (30-100 МПа) при температурах до 500 С. Непрореагировавшую азото-водородную смесь после отделения аммиака (путем его сжижения при охлаждении) снова направляют в колонну синтеза. Такой процесс с возвратом непрореагировавших веществ в зону реакции называется циркуляционным. В лаборатории аммиак можно получить по реакции:

2NH4C1 + Са(ОН)2 -» СаС12 + 2NH3 + 2Н20.

Аммиак — бесцветный газ с резким запахом, легко сжижается при охлаждении или повышении давления, очень хорошо растворим в воде. Растворение сопровождается реакцией:

NH3 + Н20 -> NH; + ОН".

Водный раствор аммиака (нашатырный спирт) имеет свойства щелочи. С кислотами аммиак и нашатырный спирт образуют соли аммония:

NH3 + НС1 -> NH4C1.

Аммиак горит в чистом кислороде:

4NH3 + 302 -» 2N2 + 6Н20.

В присутствии платино-родиевого катализатора реакция идет в другом направлении:

4NH3 + 502 -> 4NO + 6Н20.

Восстановительные свойства аммиака проявляются также в реакции с оксидом меди при нагревании: ЗСиО + 2NH3 —> N2 + ЗСи + ЗН20. Соли аммония и аммиак (водный раствор) используются в качестве удобрения; аммиак используют также для получения азотной кислоты.

Азотная кислота относится к сильным кислотам. При нагревании и на свету разлагается с выделением бурого оксида азота(1У):

4HN03 -> 4N02 + 2Н20 + 02.

Концентрированная кислота — сильный окислитель. В реакциях с металлами она восстанавливается до N02, NO, N20, N2 или NE£ . Чем разбав - леннее кислота и чем активнее металл, тем в большей степени происходит восстановление азота:

Си + 4HN03,KOH11, -> Cu(N03)2 + 2N02 + 2Н20,

ЗСи + 8НМ03(разб, -> 3Cu(N03)2 + 2NO + 4Н20 4Zn + 10HN03(paa6 ) -> 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3H20.

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий и железо. Азотную кислоту получают каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха в контактных аппаратах с платино-родиевыми сетками. Образующийся при окислении N0 при избытке кислорода сразу окисляется до N02, который в поглотительных башнях реагирует с водой:

3N02 4- Н20 -> 2HN03 + N0.

Оксид N0 может снова реагировать с кислородом; суммарная реакция^

4N02 + 2Н20 + 02 “> 4HN03 + Q.

При увеличении давления равновесие смещается вправо. Лабораторный способ получения азотной кислоты:

NaN03 + H2S04(lto>u, -> NaHS04 + HN03.

Азотную кислоту используют для получения удобрений, красителей, лекарственных и взрывчатых веществ. К азотным удобрениям относятся карбамид (мочевина), соли азотной кислоты — нитраты и соли аммония. Карбамид получают

TOC o "1-5" h z по реакции С02 + 2NH3 -» CO(NH2)2 + Н20 при высоком давлении и температуре. Из нитратов используют соли К, Na, NH4, из солей аммония —

NH4N03 и (NH4)2S04.

Получение солей азотной кислоты (нитратов):

2HN03 + CaC03 -> Ca(N03)2 + C02 + H20,

HN03 + NH3 -> NH4N03.

Нитраты активных металлов (щелочных) при нагревании образуют кислород и нитриты — соли азотистой кислоты HN02:

2NaN03 -> 2NaN02 + 02.

Нитраты других металлов образуют оксиды:

2Cu(N03)2 -> 2CuO + 4N02 + 02.

Если оксид нестабилен при нагревании, выделяется свободный металл: 3

2AgN03 2Ag + 2N02 + 02.

Фосфор

В природе фосфор находится только в связанном виде. Он образует минералы фосфорит и апатит (они содержат ортофосфат кальция), входит в состав живых организмов.

Фосфор получают восстановлением фосфатов углем в электропечах без доступа воздуха при температуре около 1500 С:

Са3(Р04)2 + 5С + 3Si02 -> 3CaSi03 + 2Р + 5С0.

При конденсации паров фосфора под водой образуется ядовитый белый фосфор — одна из аллотропных разновидностей этого элемента. Белый фосфор состоит из молекул Р4; это мягкое летучее вещество, при нагревании самовоспламеняется в воздухе. При длительном нагревании без доступа воздуха белый фосфор переходит в красный фосфор, который сам не воспламеняется, но легко загорается при поджигании:

4Р + 502 -> 2Р205.

При нагревании без доступа воздуха красный фосфор возгоняется, а при охлаждении паров вновь получается белый фосфор.

Степень окисления -3 для фосфора менее характерна, чем для азота. С водородом фосфор не реагирует, но реагирует с активными металлами: ЗСа + 2Р -> Са3Р2 (фосфид кальция).

При гидролизе фосфида образуется очень ядовитый газ фосфин:

Са3Р2 + 6Н20 -> ЗСа(ОН)2 + 2РН3.

Фосфор используют для получения его оксида и фосфорной кислоты, в производстве спичек. Фосфор входит в состав ряда сплавов (фосфористый чугун, бронза и др.).

Типичный кислотный оксид фосфора Р205 — белый рыхлый порошок, используется как осушитель. С холодной водой дает метафосфорную кислоту: Р205 + Н20 —> 2НР03, с горячей водой — ортофосфорную: Р205 + ЗН20 -> 2Н3Р04. Ортофос - форную кислоту получают также из фосфорита: Са3(Р04)2 + ЗН^О^ -> 3CaS04 + 2Н3Р04. Окислительными свойствами фосфорная кислота, в отличие от азотной, не обладает. Диссоциация орто - фосфорной кислоты в водных растворах идет по трем ступеням. Ортофосфорная кислота значительно слабее соляной, серной и азотной, но сильнее уксусной и угольной:

Н3Р04 + Na2C03 -> Na2HP04 + С02 + Н20.

В реакции с сильной щелочью (NaOH), в зависимости от соотношения реагентов, может образоваться средний фосфат Na3P04 и два кислых. Средние фосфаты натрия и калия гидролизуются, их растворы обладают щелинной реакцией:

К3Р04 + Н20 К2НР04 + КОН.

Частично гидролиз(идет и по следующей ступени: К2НР04 + Н20 КН2Р04 + КОН. Реактивом на фосфат-ионы являются растворимые соли серебра, образующие нерастворимый желтый фосфат серебра Ag3P04.

Ортофосфорная кислота используется для получения минеральных удобрений. К фосфорным удобрениям относятся суперфосфаты. Простой суперфосфат, получаемый по реакции:

Са3(Р04)2 + 2H2S04 -> Са(Н2Р04)2 + 2CaS04,

Содержит балласт — CaS04. Более ценен двойной суперфосфат, получаемый по реакции:

Са3(Р04)2 + 4Н3Р04 -» ЗСа(Н2Р04)2.

Подгруппа VI-A (О, S)

Кислород

Впервые был получен путем нагревания оксида ртути: 2HgO 2Hg + 02. Газообразный кислород немного тяжелее воздуха, слабо растворяется в воде, поэтому его можно собрать методом вытеснения воды. Кислород в природе совершает непрерывный кругооборот: он расходуется на горение, дыхание растений и животных, производственную деятельность человека, а образуется в результате фотосинтеза зелеными растениями (упрощенная реакция фотосинтеза):

6С02 + 6Н20 -> С6Н1206 + 602.

Кислород — самый распространенный элемент земной коры; он составляет почти половину ее массы и входит в состав почти всех горных пород. В промышленности кислород получают из воздуха. Для этого его сжижают и подвергают перегонке. Сначала выкипает азот, а жидкий воздух обогащается кислородом. В лаборатории кислород можно получить разложением содержащих его соединений:

2Н20 —> 2Н2 + 02 (электролиз);

2Н202 -» 2Н20 + 02 (в присутствии катализаторов);

2КМп04 -> К2Мп04 + Мп02 + 02; 2КСЮ3 -* 2КС1 + 302 (в присутствии катализатора — Мп02); 2HgO —> 2Hg - f 02;

2Ва02 -> 2ВаО + 02.

Кислород можно обнаружить по вспыхиванию

Тлеющей лучинки, введенной в испытуемый газ. Кислород химически очень активен. Он реагирует с большинством химических элементов, образуя оксиды. В чистом кислороде сгорает большинство органических соединений, например глюкоза: С6Н1206 + 602 -> 6С02 + 6Н20. В кислороде горит даже стальная проволока: 3Fe + 202 -> Fe304.

Опилки, пропитанные жидким кислородом, взрываются и могут заменить динамит при горных работах. Со многими горючими газами (водород, метан) кислород, а также воздух образуют взрывчатые смеси.

Кислород (в чистом виде или в смеси с воздухом) в больших количествах расходуется при выплавке чугуна и стали, при обжиге сульфидных руд. Кислородные горелки используют для плавления кварцевого стекла, для сварки и резки металлов. Кислород применяют в медицине для дыхания при некоторых заболеваниях, в смеси с гелием — для подводных работ. Жидкий кислород используют в качестве окислителя в ракетных двигателях.

Если через кислород пропускать электрические разряды, появится специфический запах озона 03 — аллотропной разновидности кислорода. Озон неустойчив и со временем разлагается с образованием кислорода: 203 -» 302. Химически озон значительно активнее кислорода. В нем воспламеняются многие органические вещества. Озон применяют для очистки питьевой воды. Присутствие озона в атмосфере (в «озоновом слое») имеет большое значение для жизни на Земле; этот газ не пропускает к поверхности Земли губительное для живых организмов жесткое ультрафиолетовое излучение Солнца.

Сера

В природе сера встречается в самородном виде, а также в виде соединений — сульфидов (свинцовый блеск PbS, медный блеск Cu2S, цинковая обманка ZnS и др.) и сульфатов (гипс CaS04 • 2Н20, мирабилит Na2S04 • ЮН20, горькая соль MgS04 • 7Н20 и др.). Сера встречается в вулканических газах в виде сероводорода H2S и сернистого газа — оксида серы(1У). Получают серу отделением расплавленной серы от пустой породы, окислением серово - I дорода.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. При комнатной температуре устойчивы ромбические кристаллы, решетка которых состоит из циклических молекул S8. При плавлении циклические молекулы разрываются и сшиваются в полимерные цепи: nSs -» (S8)„. При нагревании выше 400 С сера кипит, ее пары содержат молекулы S8, S6, S4, S2. Если нагретую до кипения серу резко охладить, образуется пластическая сера, похожая на резину.

Окислительные свойства серы слабее, чем у кислорода. Сера окисляет металлы (S + Fe -> FeS), водород (S + Н2 -> H2S). В реакции с кислородом сера — восстановитель: S + 02 -> S02.

Сера применяется в сельском хозяйстве (борьба с вредителями и заболеваниями растений), в медицине (приготовление мазей), в промышленности (вулканизация каучука, производство серной кислоты, спичек).

Оксид cepu(TV) растворяется в воде, обрзруя слабую сернистую кислоту: S02 + Н20 H2S03.

Соли этой кислоты (сульфиты) при действии сильных кислот выделяют S02:

Na2S03 + H2S04 -> Na2S04 + S02 + H20.

Оксид серы(1У), сернистая кислота и ее соли — сильные восстановители, при этом cepa(IV) окисляется до серы(У1):

5K2S03 + 2KMn04 + 3H2S04 ->

-^ 6K2S04 + 2MnS04 + 3H20.

В промышленности S02 получают обжигом серного колчедана (пирита):

4FeS2 + 1102 —* 2Fe203 + 8S02

И далее используют для получения серной кислоты. Сначала S02 окисдоют до S03:

2S02 + 02 2S03 + Q

В присутствии катализатора — оксида ванадия(У) V205. Оксид серы(У1) в виде пара поглощается серной кислотой. Эта сильно экзотермическая реакция сводится к взаимодействию S03 с водой, которая содержится в кислоте:

S03 + Н20 -» H2S04.

Раствор серной кислоты, содержащий избыток S03, называется олеумом. Смешивая олеум с более разбавленной серной кислотой, получают серную кислоту с требуемой концентрацией.

Серная кислота — тяжелая маслянистая жидкость. Ее растворы готовят, приливая при перемешивании концентрированную кислоту к воде. Концентрированная кислота сильно гигроскопична — поглощает влагу из воздуха, отщепляет воду от некоторых органических соединений, обугливая их. Разбавленная серная кислота обладает всеми свойствами, характерными для сильных кислот. Концентрированная серная кислота, особенно горячая, — сильный окислитель, растворяет медь и серебро:

2H2S04 + 2Аg Ag2S04 + S02 + 2H20.

В реакции с более активными металлами H2S04 может восстанавливаться до S и H2S. Холодная концентрированная серная кислота пассивирует железо, поэтому ее можно перевозить в стальных цистернах.

Серную кислоту используют для получения минеральных удобрений, красителей, синтетических волокон, взрывчатых веществ, других соединений. Раствор серной кислоты находится в автомобильных свинцовых аккумуляторах.

Подгруппа VII-A (Cl, Br, I)

Входящие в эту подгруппу элементы называются галогенами. Наиболее распространен из них хлор. В природе хлор встречается в виде солей — хлоридов. В свободном виде хлор — тяжелый желто-зеленый газ, легко сжижается (под давлением или при охлаждении), растворим в воде, сильно ядовит.

Хлор химически очень активен, он реагирует с металлами и неметаллами:

Си + С12 -» СиС12; Н2 + С12 -> 2НС1,

С растворами щелочей:

С12 + NaOH -> NaCl + NaCIO + Н20,

С бромидами и иодидами:

С12 + 2KBr -> Br2 + 2КС1.

' Хлор реагирует с водой:

С12 + Н20 -> НС1 + нею.

Хлорноватистая кислота НСЮ — сильный окислитель; она неустойчива и легко распадается:

2НС10 -> 2НС1 + 02.

В промышленности хлор получают электролизом расплавов или водных растворов хлоридов: 2NaCl -> 2Na + С12. В лаборатории — окислением соляной кислоты:

4НС1 + Мп02 -> МпС12 + С12 + 2Н20;

16НС1 + 2КМп04 -> 2КС1 + 2МпС12 + 5С12 + 8Н20.

Хлор применяют для обеззараживания воды, для получения различных хлорсодержащих соединений. Важнейший из них — хлороводород НС1, бесцветный газ с резким запахом, очень хорошо растворяется в воде с образованием соляной кислоты. Реактивом на соляную кислоту и ее соли служит раствор AgN03.

Бром — тяжелая, красно-бурая, очень едкая и [ ядовитая жидкость. Чистый иод — твердое кристаллическое соединение с характерным запахом, с при нагревании легко возгоняется. Этим свой - [ ством пользуются для его очистки. По химиче - i ским свойствам бром и иод аналогичны хлору, но менее активны. Так, их смеси с Н2 не взрываются, реакция идет только при нагревании. Бромо - водород НВг и иодоводород HI очень хорошо растворяются в воде с образованием сильных кислот, аналогичных по свойствам соляной кислоте. Иодоводород и его водные растворы легко окисляются уже кислородом воздуха с образованием иода:

4HI + 02 -► 212 + 2Н20.

Для галогеноводородных кислот характерно образование нерастворимых осадков с солями серебра: AgCl, AgBr, Agl. Растворимые соли брома и иода, а также водно-спиртовый раствор иода применяют в медицине. Все галогены (кроме фтора) образуют также кислородсодержащие соли, например хлорат калия КС103 (бертолетова соль). Эти соли проявляют свойства окислителей.

Железо

Железо — весьма распространенный элемент (2-е место среди металлов после алюминия).

В рудах находится в окисленном состоянии: Fe304 (магнетит), Fe203 (гематит), FeS2 (пирит) и др. Железо является важным биогенным элемен - том (содержится в гемоглобине крови).

В сухом воздухе железо устойчиво, во влажном — подвергается коррозии. При высокой тем- пературе реагирует с водяным паром:

3Fe + 4Н20 —> Fe304 + 4Н2.

В реакции с хлором и бромом при их избытке образуются галогениды железа(Ш). С серой при нагревании получается сульфид FeS. Реакция с НС1, разбавленной H2S04, идет с выделением водорода и образованием солей Fe2+; иначе реагируют азотная и горячая концентрированная серная кислота:

2Fe + 6H2S04 -> Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20;

Fe + 4HN03 -> Fe(N03)3 + NO + 2H20

(образуются и другие продукты восстановления HN03). Холодные концентрированные H2S04 и HN03 пассивируют железо. Соли железа(Ш) дают в растворах кислу^среду из-за гидролиза:

FeCl3 + Н20 “> Fe(OH)Cl2 + НС1.

Гидроксид Fe(OH)2 на воздухе неустойчив и быстро окисляется до бурого Fe(OH)3:

4Fe(OH)2 + 02 + 2Н20 -> 4Fe(OH)3.

Железо применяется в основном в виде сплавов: чугун (содержит более 1,7% С), сталь (0,1—2% С и различные легирующие добавки — Mn, Cr, Ni, W, V и др.). Чугун выплавляют в доменных печах. Сверху в печь загружают шихту, состоящую из железной руды, флюса и кокса. Снизу вдувают горячий воздух, обогащенный кислородом. Сгорание кокса повышает температуру до 1850°С, при которой идет реакция С 4- С02 -» 2СО. Оксид углерода(П) и уголь последовательно восстанавливают железо из оксидов:

3Fe203 + СО —> 2Fe304 + С02, '

Fe304 + СО -> 3FeO + С02,

FeO + СО —> Fe + С02.

Частично восстанавливаются и содержащиеся в руде соединения Mn, Si, Р, S; продукты восстановления растворяются в жидком чугуне. Тугоплавкие примеси (Si02) в присутствии флюса образуют расплавленный шлак: СаС03 -» СаО + С02, СаО + Si02 -> CaSi03.

Чугун — хрупкий сплав. Основная его масса идет на выплавку стали. По кислородно-конвер- терному способу расплавленный чугун заливают в грушевидный конвертер и продувают через него кислород или обогащенный кислородом воздух. При температуре около 1700°С примеси в чугуне (С, Si, Mn, Р, S) окисляются до СО, Si02, МпО, Р205, S02; частично идет и реакция:

2Fe + 02 -> 2FeO.

Образовавшийся оксид железа(П) также окисляет примеси: FeO + С -> Fe + СО,

2FeO + Si —> 2Fe + Si02 и т. д.

Оксиды Si02 и Р205 удаляют (в виде шлака) добавлением извести: СаО + Si02 -> CaSi03,

ЗСаО + Р205 —> Са3(Р04)2.

Остатки FeO удаляют добавлением сплава Fe-Mn (ферромарганец): FeO + Mn -> MnO + Fe, а оксид MnO удаляют в виде шлака:

MnO + Si02 -> MnSi03.

По мартеновскому способу окисление примесей проводят в мартеновских печах, пропуская над расплавленным чугуном предварительно нагретый (в регенераторах) воздух. В мартеновские печи можно вместе с чугуном загружать железный лом и железную руду.

Часть стали высокого качества (в том числе легированные стали) выплавляют дуговым мето - дом в электропечах, где с помощью электрической дуги достигается температура около 2000 С.




See also: