• Ознайомити зі складом та особливостями будови молекули аміаку та хлорводню.
• Розглянути лабораторні способи добування та фізичні властивості.
• Підкреслити необхідність додержання правил техніки безпеки.
• Дослідити розчинення аміаку та хлорводню у воді та дію цього розчину на індикатори.
• Формувати уміння складати рівняння реакцій, що характеризують хімічні властивості аміаку як основи та відновника.
• Повторити і розширити уявлення про солі та їх загальні властивості з урахуванням солей амонію.
• Сформувати поняття про донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку.
• Ознайомити із специфічними властивостями солей амонію. Формувати вміння складати рівняння реакцій для солей амонію, що характерні для всіх солей (дисоціація, взаємодія з кислотами, солями) та виявляють специфічні властивості (взаємодія з лугами, термічний розклад), пояснювати рівняння реакцій з позицій теорії електролітичної дисоціації.
• Ознайомити з добуванням солей амонію.

Демонстрації:

• 1. Якісна реакція на хлорид-іон.
• 2. Добування амоніаку і розчинення його у воді (“фонтан”), випробування розчину фенолфталеїном.
• 3. Утворення амоній хлориду з амоніаку і хлороводню.
• 4. Якісна реакція на йон амонію.

Лабораторні досліди:

• 2. Виявлення хлорид-іонів у розчині.
• 3. Виявлення йонів амонію в розчині.

Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном.

• Сполуки з Гідрогеном відомі для більшості неметалічних елементів;
• їх не утворюють лише інертні елементи.
• Скласти формулу сполуки неметалічного елемента з Гідрогеном досить легко.
• Щоб з'ясувати значення валентності елемента в такій сполуці, потрібно від числа 8 відняти номер групи періодичної системи, в якій міститься елемент.

• Загальна формула сполук елементів із Гідрогеном має два варіанти написання — НnЕ і ЕНn.
• Послідовність запису елементів у формулах цих сполук зумовлена традицією: символи елементів VI і VII груп розміщують після символу Гідрогену, а символи елементів інших груп — перед ним.
• Загальні формули сполук неметалічних елементів кожної групи з Гідрогеном указують у деяких варіантах періодичної системи в окремому рядку

• Для сполук неметалічних елементів із Гідрогеном частіше використовують тривіальні назви
• амоніак,
• метан,
• вода,
• хлороводень,
• сірководень та ін.),

іноді — хімічні

• гідроген хлорид,
• гідроген сульфід тощо.

Сполуки неметалічних елементів із Гідрогеном складаються з молекул

Атоми в них сполучені ковалентними зв'язками.

Якщо електронегативності елемента і Гідрогену однакові, то ці зв'язки неполярні (наприклад, у молекулі РН3), а якщо різні — зв'язки полярні.

• Якщо позитивні й негативні заряди, що виникли на атомах унаслідок зміщення спільних електронних пар, рівномірно розподілені в молекулі, то вона є неполярною (наприклад, молекула СН4).
• В іншому разі в одній частині молекули зосереджується невеликий негативний заряд, а в протилежній — позитивний заряд.
• Така молекула полярна; вона має два електричні полюси і називається диполем.
• Полярними є молекули НF, Н2О, NН3

- +

• Більшість сполук неметалічних елементів із Гідрогеном за звичайних умов є газами, а гідроген фторид НF (за температури нижче 19,5 °С) і вода — рідинами.
• Усі ці сполуки безбарвні; чимало їх можна виявити за характерним запахом — неприємним, іноді різким.
• Температури плавлення і кипіння сполук із Гідрогеном неметалічних елементів кожної групи періодичної системи зростають зі збільшенням відносних молекулярних мас. Проте сполуки елементів 2-го періоду — вода, амоніак і фтороводень — «випадають» із цієї залежності
• Аномально високі температури їх плавлення і кипіння зумовлені існуванням водневих зв'язків між молекулами

• Найбільшу розчинність у воді мають сполуки галогенів із Гідрогеном та амоніак. Наприклад, в 1 л води за нормального тиску розчиняється 534 л газу бромоводню НВг (за 25 °С) або 702 л газу амоніаку КН3 (за 20 °С).
• Це пояснюється утворенням водневих зв'язків між молекулами води і галогеноводню або амоніаку, а також дисоціацією молекул НВг у водному розчині.
• Метан дуже слабо розчиняється у воді через неполярність молекул СН4, неможливість утворення ними водневих зв'язків і нездатність до дисоціації.
• Розчини сполук галогенів із Гідрогеном і Сульфуру з Гідрогеном у воді виявляють властивості кислот.

​

​

​

​

​

• Водні розчини НСL, НВг і НІ поводяться як сильні одноосновні кислоти, НF — як кислота середньої сили, а Н2S — як слабка двохосновна кислота.

• Метан СН4 інертний щодо води (за звичайних умов).
• Водний розчин амоніаку NН3, на відміну від розчинів інших сполук неметалічних елементів із Гідрогеном, має лужну реакцію
• Вам відомо, що вода є слабким електролітом. Мізерна частка її молекул дисоціює з утворенням йонів Н+ і ОН~:

​

​

• Отже, воду можна вважати дуже слабкою кислотою і водночас дуже слабкою основою.
• Водні розчини сполук галогенів із Гідрогеном і Сульфуру з Гідрогеном виявляють властивості кислот.

• У 1772 р. Англієць Д. Резерфорд встановив, що повітря, що залишився під дзвоном, де жила кілька днів миша, звільнений від вуглекислоти, не підтримує горіння і дихання.
• Це повітря він назвав «отруйним повітрям». У тому ж році Прістлі Дж. отримавши «отруйний повітря» іншим шляхом, назвав його «флогістрованому» повітрям.
• У 1773 році К.В. Шіле встановив, що повітря складається з двох газів. Він назвав газ, який не підтримує горіння і дихання «Поганим» або «зіпсованим» повітрям.
• У 1776 р. Лавуазьє, докладно досліджуючи «Отруйний», «флогістрованому» і«Поганий» повітря, встановив тотожність між ними.
• У 1787 р. Лавуазьє запропонував назвати цей газ «азотом» (від грец. Слова «а» -заперечення і «Зое»-життя).

​

Ступені окиснення

​

​

-1

0

+1

-2

-3

+2

+3

+4

+5

2 атома азоту з'єднані в молекулу потрійний ковалентного неполярної зв'язком, цим пояснюється міцність молекули і як наслідок її хімічна інертність.

Круговорот азота: А-ассимиляция растениями, F-фиксация азотобактериями в симбиозе с растениями или бактериями, живущими в почве, N-нитрификация, D-денитрификация, М-минерализация.

Будова молекули.

​

• Молекула аміаку NH3 являє собою диполь: спільні електронні пари дуже зміщені до атома Нітрогену

.. ..

• NH3 H :N: H N

..

N H H H

• Амоніак – безбарвний газ з різким запахом. При температурі, нижчій за – 33,4ОС, він переходить у рідкий стан.
• Маса 1 л амоніаку за нормальних умов дорівнює 0,77 г.
• При охолодженні до 33,4ºС амоніак під звичайним тиском перетворюється у прозору рідину, що твердне при – 77,8ºС.
• Амоніак добре розчинний у воді: 1:700. Розчинність амоніаку у воді зумовлена утворенням водневим зв’язків між їхніми молекулами

​

1.Взаємодіє з водою і утворює гідрати NH3.H2O, NH3+H2O=NH4OH. Лужна реакція розчину амоніаку наявністю . Водний розчин NH3 – амоній гідроксид (слабка основа). Фенолфталеїн – малинове забарвлення, розчин NH3 10% нашатирний спирт.

2. Взаємодія з кислотами.

• Утворюються солі амонію: NH3+HCl=NH4Cl; 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4

3.Відновні властивості (при нагріванні).

а) згорає у кисні: 4NH3+3О2=2N2+6Н2О; б)каталітичне окислення: 4NH3+5О2=4NО+6Н2О; в)реагує з окислювачами: 4H3N +3Br2=6НBr+3N2; 2NH3+3CuO=3Cu+N2+3H2O.

• згорає у кисні

• Якісна реакція на NH
• 1) взаємодія з лугами: _ +

NH ОН =NH3 +H2O

• Реакцію проводять: у пробірку з сіллю або розчином, що аналізують, додають розчин лугу і суміш обережно нагрівають.
• При наявності NH виділяється амоніак.

​

• У лабораторії амоніак добувають, нагріваючи амоній хлорид гашеним вапном. 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+H2O+2NH3 Амоніак, що утворився висушують СаО.
• У промисловості амоніак синтезують з простих речовин Н2 і N2. Реакція азоту з воднем екзотермічна, вона відбувається із виділенням теплоти.

1 - компресор; 2 - фільтр; 3 - контактний апарат; 4 - холодильник; 5 - збірник.

• Аміак — важливий продукт хімічної промисловості.
• Його використовують як добриво і для виробництва азотних добрив, а також нітратної кислоти, вибухових речовин, соди.
• Як холодоагент аміак застосовують у холодильниках.
• У вигляді аміачної води він використовується у медицині під назвою «нашатирний спирт». Вдихання малих кількостей аміаку І стимулює роботу серця і нервової системи, тому нашатирний спирт дають нюхати при знепритомленні та отруєннях, наприклад чадним газом CO.
• Як слабкий луг аміачну воду широко застосовують у хімічних лабораторіях, а також у побуті: під час прання білизни, для виведення плям, чищення килимів і ювелірних виробів.

Електронна і графічна формули молекули хлороводню:

• Хлороводень (HCl) — безбарвний задушливий газ з різким запахом.
• Температура розплавлення: −115 °C (158 K), температура кипіння: −85 °C (188 K), молекулярна маса — 70,9 а. о. м
• У лабораторних умовах хлороводень одержують при дії концентрованої сульфатної кислоти на хлорид натрію при сильному нагріванні:2NaCl + Н2SO4 = Na2SO4 + 2HCl ↑
• У промисловості його добувають звичайно спалюванням водню в атмосфері хлору у спеціальних пальниках: H2 + Cl2 = 2HCl

• Розчин хлороводню у воді називають хлоридною, або соляною, кислотою.
• Поява кислотних властивостей хлороводню в розчині обумовлюється тим, що полярна будова молекул HCl під впливом дуже полярних молекул води переходить в іонну, внаслідок чого молекули хлориду водню у розчині дисоціюють:

• Хлоридна кислота реагує:

• з металами з виділенням водню

​

• з основними й амфотерними оксидами

​

• з основами й амфотерними гідроксидами

​

• із більшістю солей

​

• У промисловості гідроген хлорид добувають спалюванням водню в атмосфері хлору

​

• Н2 + С12 = 2НС1, а в лабораторії — за реакцією обміну між твердою сіллю (натрій хлоридом) і концентрованою сульфатною кислотою:
• Таким способом раніше добували хлороводень і в промисловості.

​

• Аміак добре розчиняється у воді утворюючи аміачну воду (за нормальних умов у 100 г води розчиняється 87,5 г, або 115л, NH3). Висока розчинність аміаку пояснюється тим, що він реагує з водою.
• Водний розчин гідроген хлориду називають хлоридною кислотою. Тривіальна назва цього розчину — соляна кислота.

Солі амонію.

• СОЛІ АМОНІЮ — це кристалічні речовини з йонним типом зв'язку.
• До складу солей амонію входять один або кілька катіонів амонію і аніон кислотного залишку.
• Фізичні властивості.
• Солі амонію — тверді кристалічні речовини, що за зовнішнім виглядом нагадують солі лужних металів.
• У воді добре розчиняються.

• Нітрат амонію

• Солі амонію добувають при взаємодії амоніаку або амоній гідроксид з кислотами: NH3+NHО3=NH4NО3; 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4;

NH4OH+HNO3=NH4NO3+H2O.

• У катіоні NH є чотири ковалентні зв’язки: донор акцептор

​

Сіль і метал

Сіль і основа

Сіль Сіль і кислота

Сіль і сіль

​

​

• Солі амонію виявляють загальні властивості солей:
• 1) взаємодіють з лугами: NH4Cl+NaOH=NaCl+NH4OH (NH3 +H2O)
• 2) взаємодіють з кислотами: 2NH4Cl+H2SO4=(NH4)2SO4+2HCl
• 3) взаємодіють із солями: (NH4)2SO4+BaCl2=2NH4Cl+BaSO4
• Всі амонійні солі добре розчиняються у воді. У водних розчинах солі добре гідролізують. NH +H2O=NH4OН+ H

Оксиди неметалічних елементів.

Мають кислотний характер

СУЛЬФУР утворює два кислотні оксиди:

оксид сульфуру (ІV) S02

і оксид сульфуру(VI) S03

Оксид сульфуру(IV) SO2 (діоксид сульфуру, сірчистий газ) — це безбарвний важкий газ (у 2,2 раза важчий за повітря), з різким запахом, що викликає кашель. Негорючий. Токсичний

Дуже легко розчиняється у воді (в 1 л води при 20 °С Розчиняється 43 л S02).

Поряд з «фізичним» розчиненням одночасно відбувається хімічна взаємодія невеликої частини молекул оксиду сульфуру(ІV) S02 з водою, внаслідок чого утворюється сульфітна кислота:

S02 + Н20 = H2S03

Оксид сульфуру (IV) добувають спалюванням сірки, a також як побічний продукт випалювання сульфідних руд кольорових металів, наприклад:

S + O2 = SO2↑

2Pb + 3O2 = 2PbO + 2SO2↑

Оксид сульфуру (VІ) S03(триоксид сульфуру) — безбарвна рідина, яка за температури, нижчої від 17 °С, кристалізується, перетворюючись на довгі шовковисті кристали.

Дуже летка речовина, сильний окисник. Токсичний, уражує слизові оболонки й дихальні шляхи, викликає тяжкі опіки шкіри, енергійно руйнує органічні сполуки.

Зберігають його у запаяних скляних посудинах.

Оксид сульфуру (VІ) на повітрі димить, бурхливо взаємодіє з водою з виділенням великої кількості теплоти, утворюючи сульфатну кислоту:

S03 + Н20 = H2S04

Добувають оксид сульфуру(VI) у результаті окиснення S02 киснем повітря

• НІТРОГЕН З ОКСИГЕНОМ утворює п'ять оксидів, в яких він виявляє ступінь окиснення від +1 до +5:

​

• +1 +2 +3 +4 +5
• N20, NO, N203, N02, N2O5

​

• Усі оксиди нітрогену дуже отруйні, за винятком N20.

Оксид нітрогену (ІІ) NO — безбарвний газ, без запаху, у воді не розчиняється. Належить до несолетвірних оксидів.

На повітрі легко окиснюється, перетворюючись на бурий газ — діоксид нітрогену, або оксид нїтрогену (IV) N02:

2NO + 02 = 2N02

Оксид нітрогену (IV) N02 — бурий газ із характерним апахом. Належить до солетвірних (кислотних) оксидів. Добре розчиняється у воді, бо реагує з нею, утворюючи суміш двох кислот — нітратної і нітритної

2N02 + Н20 = HN03 + HN02

Оксид нітрогену(ІІІ) N203 — нестійка темно-синя рідина за низьких теператур, солетвірний (кислотний) оксид, розчиняючись у воді, утворює нітритну кислоту:

N2О3 + Н2О = 2HN02

Оксид нітрогену(V) N205 — білі кристали, також солетвірний (киcлотний) оксид, реагує з водою, утворюючи нітратну кислоту: N205 + H2О = 2HN03

Нітратна кислота являє собою сильну одноосновну кислоту.

Її солі — нітрати

З оксидів фосфору

Р205 і Р203

найбільше значення має оксид фосфору(V).

• Оксид фосфору (V) Р205 — білий дрібнокристалічний порошок, дуже гігроскопічний, тому застосовується для осушування газів.
• Типовий кислотний оксид.
• Енергійно реагує з водою, утворюючи різні фосфатні кислоти, залежно від співвідношення і температури води:

Р205 + Н20 = 2НР03

холодна метафосфатна кислота

​

Р205 + ЗН20 = 2Н3Р04

гаряча ортофосфатна

кислота

ЕЛЕМЕНТ КАРБОН З ЕЛЕМЕНТОМ ОКСИГЕНОМ утворює два оксиди —

С02 і СО.

​

С02 — оксид карбону(IV), діоксид карбону, вуглекислий газ;

​

СО — оксид карбону(II), монооксид карбону, чадний газ.

Оксид карбону(IV), або вуглекислий газ, С02 за звичайних умов — безбарвний газ, без запаху, важчий за повітря в 1,5 раза, доволі добре розчиняється у воді, особливо під тиском, легко перетворюється на рідину навіть за кімнатної температури і невеликого тиску (5 МПа). Зріджений С02 зберігають у стальних балонах. Якщо його швидко вилити з балона, вуглекислий газ випаровується, внаслідок чого час-тина газу перетворюється на снігоподібну масу. Твердий вуглекислий газ називають сухим льодом.

Вуглекислий газ С02 у великих кількостях шкідливий для людіни і тварин

Оксид карбону СО, або чадний газ, — безбарвний, без запаху, погано розчиняється у воді, важко перетворюється на рідину (за нормального тиску і температури -191,5 °С), трохи легший за повітря. Чадний газ СО — дуже отруйний.

Він утворює стійку сполуку з гемоглобіном крові, внаслідок чого кров втрачає властивість переносити кисень в організмі, і настає кисневе голодування. У людини з'являються сильний головний біль, нудота, вона може знепритомніти і навіть померти!

Взаємодія з водою. Якщо у пробірку з водою (1 — 2 мл) додати 1—2 краплі розчину лакмусу, а потім пустити туди вуглекислий газ, лакмус змінить своє забарвлення, і розчин почервоніє.

Це пояснюється тим, що С02 взаємодіє з водою з утворенням нестійкої карбонатної кислоти:

H2O + CO2 ⇔ H2CO3

2. Взаємодія з основами і основними оксидами.

Оксид карбону (IV) С02 реагує з лугами у водних розчинах та з твердими лугами і основними оксидами за звичайних умов, утворюючи солі — карбонати:

Са(ОН)2 + С02 - СаС03↓ + Н20

СаО + С02 = СаС03

Оксид карбону(ІІ) CO як несолетвірний оксид зазначених вище реакцій не дає (солей не утворює). Йому притаманні інші властивості:

а) здатність горіти васильково-синім полум'ям, виділяючи велику кількість теплоти:

2СО + О = 2С02, ΔH = -572 кДж,

через що його використовують (разом з іншими газами) як газувате паливо (у доменному виробництві);

б) здатність відновлювати метали з оксидів (під час нагрівання):

Fe304 + 4СО = 3Fe + 4С02↑

Зазначена властивість використовується під час виплавляння металів із руд.

• Добування оксиду карбону(ІУ). У лабораторних умовах С02 добувають дією хлоридної кислоти на мармур:

СаС03 + 2НСl = СаСl2 + Н20 + С02↑

• У промисловості оксид карбону(ІV) добувають прожарюванням вапняку:

​

СаС03 = СаО + С02↑

• Застосування. Вуглекислий газ С02 застосовують під час виробництва соди, цукру, для газування води, гасіння пожеж (наприклад, содові вогнегасники). Сухий лід використовують для зберігання продуктів, які швидко псуються.

Для елемента Силіцію характерним є SiO2 —оксид силіцію(IV), діоксид силіцію, кремнезем.

• Оксид силіцію(ІV) SiO2, або діоксид силіцію, — тверда речовина, кристалічна, безбарвна, тугоплавка (tпл. 1728 °С), у воді не розчиняється (пригадайте білий річковий пісок).

• Оксид силіцію (IV) Si02 взаємодіє з твердими лугами та основними оксидами під час сплавляння, утворюючи солі — силікати:
• 2NaOH + Si02 = Na2Si03 + Н20
• BaO + Si02 = BaSi03
• Діоксид силіцію SiO2 у вигляді піску широко застосовують у будівництві, для добування скла, кераміки, порцеляни, фаянсу, цегли, цементу, абразивів. У вигляді кварцу Sі02 використовують у радіотехніці, в акустоелектроніці, в оптичному приладобудуванні. Синтетичний діоксид силіцію Sі02 («біла сажа») застосовується як наповнювач у виробництві гуми.