Фтороводень застосовують для травлення скла, вилучення домішок піску при виплавці металів та добування флуоридів. Великі кількості фтороводню використовують для синтезу різних органічних сполук.

Фтороводень зустрічається в природі тільки у вулканічних газах.

хлороводень і хлоридна кислота

Атоми Гідрогену та Хлору зв’язані в молекулу хлороводню HCl полярним ковалентним зв’язком. Ступінь окиснення атома Хлору в цій сполуці дорівнює –1.

Хлороводень — безбарвний газ (Тпл = –114 °С, Ткип = –85 °С) з характерним різким запахом. У вологому повітрі «димить» за рахунок утворення туману з крапельок розчину хлороводню у воді. Дуже добре розчинний у воді — в одному об’ємі води розчиняється близько 500 об’ємів хлороводню. У разі вдихання викликає задуху.

хімічні властивості xлороводню та xлоридної кислоти

Сухий хлороводень не взаємодіє з металами і не спричиняє їхньої корозії. Проте у присутності невеликих кількостей води активно кородує багато металів. Хлоридна кислота — сильна одноосновна кислота. У водному розчині повністю піддається дисоціації:

HCl H+ +Cl−

За рахунок обмеженої розчинності хлороводню у воді, максимальна концентрація хлоридної кислоти може дорівнювати 38% (за 25 °С).

Хлоридна кислота енергійно взаємодіє з багатьма металами, які розташовані лівіше за Гідроген в електрохімічному ряду напруг:

2HCl +Fe =FeCl2 +H2• , 2Cr +6HCl =2CrCl3 +3H2• ,

Mg +HCl =MgCl2 +H2•.

Хлоридна кислота взаємодіє з деякими окисниками з утворенням простої речовини хлору:

MnO2 +4HCl =2Cl2• +MnCl2 +2H2O.

Хлороводень окиснюється киснем у присутності каталізатора — купрум(ІІ) хлориду CuCl2:

2HCl +O2 CuCl2 →Cl2• +H2O .

добування та застосування xлороводню

Хлороводень у промислових масштабах добувають двома методами. Перший метод полягає у безпосередній взаємодії простих речовин хлору та водню внаслідок опромінювання світлом:

Cl2 +H2 hv →2HCl .

Другий метод ґрунтується на хімічній реакції між концентрованою сульфатною кислотою та кристалічним натрій хлоридом:

H2SO4 +NaCl =HCl• +NaHSO4 .

Практично весь хлороводень, який добувають у промисловості, використовують для добування хлоридної кислоти. Добуту кислоту транспортують у пластикових і скляних балонах або у вкритих ізсередини кислотостійкою речовиною сталевих балонах.

Хлоридну кислоту використовують для добування різних хлоридів металів. Солі хлоридної кислоти застосовують практично в будь-яких процесах. Наприклад, натрій хлорид NaCl застосовується як добавка до їжі, як сировина для добування хлору, натрій гідроксиду, хлоридної кислоти та багатьох інших речовин; барій хлорид BaCl2 і меркурій(ІІ) хлорид HgCl2 — гарні інсектициди; безводні хлориди Алюмінію і Феруму AlCl3 і FeCl3 — дуже важливі в органічному синтезі каталізатори; титан(ІV) хлорид TiCl4 — один з компонентів каталізатора Циглера — Натта для виробництва поліетилену; аргентум хлорид AgCl застосовується у фотографії.

якісна реакція на xлорид іон

Як реагент на хлорид-іон використовують розчин будь-якої солі Аргентуму, найчастіше нітрату. Якщо внаслідок додавання до досліджуваного розчину, утворюється білий, не розчинний у нітратній кислоті осад аргентум хлориду:

NaCl +AgNO3 = AgCl• +NaNO3 .

Якщо цей осад залишити на світлі, то він набуває сірого кольору, за рахунок фотохімічного розкладу аргентум хлориду:

2AgCl =2Ag +Cl2•.

Якщо отримано такі результати, то можна зробити висновок про те, що в досліджуваному розчині містяться хлориди.

Оксиген. сульФур

характеристика хімічних елементів

властивості хімічних елементів

Закінчення таблиці

Елементи Оксиген і Сульфур розташовані в VI групі головної підгрупи. Елементи цієї групи (разом із Селеном Se, Телуром Te та Полонієм Po) називають також халькогенами (від грец. халькос — мідь та генос — походження), оскільки більшість руд та мінералів містять ці елементи у своєму складі.

Атоми Оксигену здатні проявляти валентність, що дорівнює 2, а для Сульфуру характерна змінна валентність.

Розподіл електронів по орбіталях в атомах Оксигену та Сульфуру схематично показано нижче.

s

1

Хімічний зв’язок утворюється в результаті перекривання двох орбіталей, на яких перебуває по одному неспареному електрону. В атома Оксигену таких орбіталей дві, і відповідно валентність Оксигену в цьому випадку дорівнює 2:

sp

2

O

У третьому періоді, в якому розташований Сульфур, можливий перехід електронів з p-підрів-

ня на d-підрівень, що дозволяє реалізуватися чо-

ОксигентаСульфурмаютьдоситьвисокізначення електронегативності, тому в хімічних реакціях вони переважно приймають електрони, тобто проявляють окисні властивості: ns2np6 + 2e → ns2np6 .

Процес відновлення атома Сульфуру абсолютно аналогічний до наведеного вище процесу для атома Оксигену. З іншого боку, атом Сульфуру, за рахунок більшого радіуса, ніж у Оксигену, також може віддавати електрони, тобто окиснюватися, переходячи в стан зі ступенем окиснення +4 або +6.

Таким чином, атоми Сульфуру можуть утворювати стани із трьома стійкими ступенями окиснення: –2; +4; +6, на відміну від атомів Оксигену, які можуть проявляти в складних сполуках тільки ступінь окиснення –2.

поширеність Оксигену та сульфуру на землі

Оксиген — найпоширеніший елемент на нашій планеті. З атомів Оксигену складається молекула простої речовини кисню, що міститься в атмосфері Землі у великій кількості (21% за об’ємом). Озон (О3), що перебуває у верхніх шарах атмосфери, так само складається з атомів Оксигену. Вода (H2O), яка покриває більшу частину поверхні Землі, на 88% складається з атомів Оксигену. Атоми Оксигену входять до складу великої кількості природних мінералів і становлять майже 47% маси земної кори. Найпоширенішими з-поміж них є: вапняк CaCO3, пісок SiО2, магнетит Fe3O4, каолін Al2O3 2SiО2 2H2O,

піролюзит MnО2, доломіт CaMg(CO3 )2 , барит BaSO4. Атоми Оксигену входять до складу білків, жирів, вуглеводів та інших молекул, важливих для життя всіх живих істот на Землі.

Сульфур — досить поширений елемент на нашій планеті. Вміст цього елемента в земній корі, за масою, приблизно дорівнює 0,05%. Елемент Сульфур може утворювати просту речовину сірку, яка зустрічається в південній Європі в самородному стані. Такі родовища розробляли ще давні римляни. Окрім простої речовини, Сульфур входить також до складу багатьох мінералів, таких як пірит FeS2, сфалерит ZnS, халькопірит CuFuS2, кіновар

HgS, гіпс CaSO4 2H2O, Na2SO4 10H2O глауберова сіль, каїніт KCl MgSO4 3H2O. Трапляється Сульфур й у живих організмах: близько 5% Сульфуру входить до складу рогів, копит та волосся, а в капусті (при перерозрахунку на суху масу) міститься 0,8% Сульфуру. Сульфур — життєво важливий елемент, адже він входить до складу білків.

прості речовини

Фізичні властивості речовин, утворених елементом Оксигеном

Атоми Оксигену можуть утворювати два типи молекул: O2 — кисень та О3 — озон.

Явище існування кількох простих речовин, утворених атомами одного хімічного елемента, називається алотропією. А прості речовини,

утворені одним елементом, називають алотропни­ ми модифікаціями.

Отже, озон і кисень — це алотропні модифікації елемента Оксигену.

Закінчення таблиці

хімічні властивості кисню й озону

взаємодія кисню з металами

Молекулярний кисень — досить сильний окисник. Він окиснює практично всі метали (окрім золота й платини). Багато металів повільно окиснюються на повітрі, але в атмосфері чистого кисню згорають дуже швидко, при цьому утворюється оксид:

2Mg +O2 → MgO,

4Al +3O2 → Al2O3.

Однак деякі метали при горінні утворюють не оксиди, а пероксиди (у таких сполуках ступінь окиснення Оксигену дорівнює –1) або надпероксиди (ступінь окиснення атома Оксигену — дробова). Прикладом таких металів можуть бути барій, натрій та калій:

Ba +O2 → BaO2, 2Na +O2 →Na2O2, K +O2 → KO2 .

взаємодія кисню з неметалами

Оксиген проявляє ступінь окиснення –2 в сполуках, які утворені з усіма неметалами, окрім Флуору, Гелію, Неону та Аргону. Молекули кисню при нагріванні безпосередньо вступають у взаємодію з усіма неметалами, окрім галогенів та інертних газів. В атмосфері кисню самозаймається фосфор та деякі інші неметали:

4P +5O2 →2P2O5 ,

C +O2 → CO2 ↑.

При взаємодії кисню із фтором утворюється оксиген фторид, а не фтор оксид, оскільки атом Фтору має більшу електронегативність, аніж атом Оксигену. Оксиген фторид — це газ блідо-жовтого кольору. Його використовують як дуже сильний

окисник та фторувальний агент. У цій сполуці ступінь окиснення Оксигену дорівнює +2.

O2 +2F2 →2OF2.

У надлишку фтору може утворюватися диоксиген дифторид, в якому ступінь окиснення Оксигену дорівнює +1. За будовою така молекула схожа на молекулу гідроген пероксиду.

O2 +F2 → O2F2.

взаємодія кисню зі складними речовинами

За певних умов кисень вступає у взаємодію з багатьма складними речовинами. При цьому утворюються оксиди елементів або прості речовини, утворені цими елементами:

C2H5OH +3O2 →2CO2 ↑ +3H2O,

4NH3 +3O2 Cr2O3→6H2O +2N2 ↑.

Кисень може вступати у взаємодію з оксидами, в яких елементи перебувають не у вищих ступенях окиснення:

2CO +O2 →2CO2 ↑,

P2O3 +O2 → P2O5.

хімічні властивості озону

Озон є більш сильним окисником, аніж молекулярний кисень. Майже всі реакції, які проходять під дією кисню, проходять також з озоном, але при цьому реакція протікає швидше й виділяється більша кількість енергії. Багато речовин під дією озону займаються:

3C +2O3 →3CO2 ↑, 2Fe +O3 → Fe2O3,

3C2H2 +5O3 →6CO2 ↑ +3H2O .

При взаємодії калію з озоном утворюється озонід (сполука йонного типу):

K +O3 → KO3 .

виявлення домішок озону в газах

Озон виявляють у лабораторних умовах пропусканням досліджуваної суміші через розчин калій йодиду з невеликою кількістю крохмалю:

2KI +O3 +H2O → I2 +2KOH +O2 ↑.

Якщо в пропущеній газовій суміші присутній озон, то розчин забарвлюється в інтенсивно-синій колір, за рахунок утворення комплексної сполуки йоду з крохмалем. Цю реакцію називають якісною реакцією на озон.

Кисень в аналогічну реакцію не вступає.

методи добування кисню й озону

методи добування кисню

Кисень зазвичай добувають у лабораторіях електролізом слабкого водного розчину натрій гідроксиду (електроди нікельовані):

2H2O електроліз→2H2 ↑ +O2 ↑.

Кисень можна добути термічним розкладанням багатих на Оксиген сполук (хлоратів, перманганатів, нітратів, пероксидів, оксидів):

2KClO3 t, MnO2→2KCl +3O2 ↑,

2KMnO4 t→K2MnO4 +O2 ↑ +MnO2,

2KNO3 t→2KNO2 +O2 ↑, 2BaO2 t→2BaO +O2 ↑,

2HgO t→2Hg +O2 ↑.

У промисловості кисень добувають із рідкого повітря. Спочатку повітря охолоджують до –200 °С, а потім поступово нагрівають. При –196 °С випаровується азот, і залишається рідкий кисень.

методи добування озону

Озон утворюється в атмосфері на висоті 20— 30 кілометрів з кисню під дією ультрафіолетового випромінювання Сонця.

Озон можна добути з кисню під дією тліючого електричного розряду.

3O2 електророзряд→2O3.

Він також утворюється в різних копіювальних апаратах, при зварюванні металів, при роботі трансформаторів та при ударі блискавки.

застосування кисню й озону. значення озонового шару

Кисень використовують усі аеробні живі істоти для дихання. У процесі фотосинтезу рослини виділяють кисень і поглинають вуглекислий газ.

Молекулярний кисень застосовують для так званої інтенсифікації, тобто прискорення окисних процесів у металургійній промисловості. А ще кисень використовують для добування полум’я з високою температурою. При горінні ацетилену (C2H2 )

вкисні температура полум’я сягає +3500 °С. У медицині кисень застосовують для полегшення дихання хворих. Його також використовують у дихальних апаратах для роботи людей у важкій для дихання атмосфері. Рідкий кисень застосовують як окисник ракетного палива.

Озон використовують у лабораторній практиці як дуже сильний окисник. У промисловості з його допомогою дезінфікують воду, оскільки йому притаманна сильна окисна дія, яка знищує різні мікроорганізми.

Пероксиди, надпероксиди та озоніди лужних металів застосовують для регенерації кисню

вкосмічних кораблях та на підводних човнах. Таке застосування засноване на реакції цих речовин з вуглекислим газом CO2:

2Na2O2 +2CO2 →2Na2CO3 + O2 ↑,

4KO3 +2CO2 →2K2CO3 +5O2 ↑.

У природі озон міститься у високих шарах атмосфери на висоті близько 20—25км, у так званому озоновому шарі, що захищає Землю від жорсткого сонячного випромінювання. Зменшення концентрації озону в стратосфері хоча б на 1% може призвести до важких наслідків, таких як зростання числа онкологічних захворювань шкіри в людей і тварин, збільшення числа захворювань, пов’язаних із пригніченням імунної системи людини, уповільнення росту наземних рослин, зниження швидкості росту фітопланктону тощо.