![Строение B(OH) 3 и [B(H 2 O)(OH) 3 ]](https://s0.showslide.ru/s_slide/9d4328f58731f45ff5d4cede875c0085/925c4eb8-eaa2-4ec4-99dd-a75af36e27f6.jpeg.webp "Химия р-элементов")
![Общая электронная формула: […] n s 2 ( n– 1) d 10 np 2](https://s0.showslide.ru/s_slide/841b13618f91011be297f18d74ce594c/3228f855-dc50-4c25-a054-716760cff8e0.jpeg.webp "Химия р-элементов")
р-элементы включают в себя все благородные газы, кроме гелия, все неметаллы, кроме водорода, все металлоиды, и даже несколько металлов, в том числе Al, Sn и РЬ O, Si и Al – наиболее распространенные элементы в земной коре C, N, O, P, S и Cl – среди элементов, составляющих большую часть живой материи C и S могут встречаться в свободном виде
Общая электронная формула: […] ns 2 ( n– 2) f 14 ( n– 1) d 10 np 1 6 Степени окисления (от – IV до + VII ). Отличие свойств последнего элемента группы (6 период) : стабилизаци я низ ше й степени окисления. Например, в 13 групп е таллий ( I ) ; в 14 групп е свин ец ( II ) ; в 15 групп е висмут ( III ) и т.д. Х арактерно образование кратных ( - и -) связей ; тип гибридизации атомных орбиталей преимущественно sp 3.
Для простых и сложных веществ: к атенаци я – образовани е структур типа –Э—Э—Э– … ( O 3, P 4, S 8, Na 2 Se 5, HN 3 … ) и –Э—О—Э—О—Э– … ( H 2 S 2 O 7, Na 2 B 4 O 7...). Н еметаллические свойства : склонность к образованию одноатомных анионов ( S 2–, Cl – и т.д.), к образованию только сложных катионов ( NH 4 +, NO + и т.д.), окислительные свойства. С увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз по группе) усилива е тся металлич ность.
Металлический характер элементов уменьшается слева направо в периодах в связи с увеличением энергии ионизации. Максимальная степень окисления увеличивается в периодах. Ионный характер галогенидов и оксидов уменьшается в каждом периоде. Кислотный характер оксидов возрастает в каждом периоде. Ионный характер оксидов и галогенидов увеличивается (сверху вниз по группе) и они становятся более основными.
Общая характеристика элементов 13 - группы.
Общая электронная формула: […] ns 2 ( n – 1) d 10 np 1 Степени окисления: 0, +I, +III (Tl III – с. ок-ль ) ns 2 np 1 nd 0 Валентные возможности: B 3, 4; Al, Ga, In, Tl 3 6
B Al Ga In Tl т. пл., С 2075 660, 4 29, 8 156, 6 303,6 т. кип., С 3700 2500 2403 2024 1457 , г/см 3 2,34 2,70 5,90 (т) 7,30 11,84 Бор Алюминий Таллий Индий Галлий
Элемент B Al Ga In Tl z 5 13 31 49 81 A r 10,811 26,98 69,72 114,82 204,38 (ЭО) 2,01 1,47 1,82 1,49 1,44 Неметалл Амфотерные элементы
3. Al 7,57 % масс. 37. B 2·10 –3 %. масс. 38. Ga 65. Tl 68. In Al : б оксит AlO ( OH ) каолин Al 4 ( Si 4 O 10 )( OH ) 8 корунд Al 2 O 3 ( рубин и сапфир ) криолит Na 3 [ AlF 6 ] алунит ( K, Na ) Al 3 ( SO 4 ) 2 ( OH ) 6 полевые шпаты – ортоклаз K ( AlSi 3 O 8 ) нефелин K, Na ( AlSiO 4 ) Редкие рассеянные элементы Алунит Боксит Каолин Нефелин Криолит
B: бура Na 2 B 4 O 7. 10 H 2 O кернит Na 2 B 4 O 7. 4 H 2 O борацит Mg 3 ( B 7 O 13 ) Cl сассолин B ( OH ) 3 Сапфиры и рубины Корунд Бура (тинкал) Кернит Сассолин
Открыт в 1808 г. Два известных французских ученых Жозеф Гей-Люссак и Луи Тенар «отняли» воду у борной кислоты и на полученный оксид подействовали металлическим калием. Гей-Люссак и Тенар объявили об открытии нового элемента. Спустя несколько месяцев бор открыли вторично. Великий английский химик Хэмфри Дэви получил его при электролизе расплавленного борного ангидрида. Своим названием элемент обязан латинскому слову borax, что значит бура.
Свойства бора 1. Единственный неметалл в 13 группе 2. Очень высокие т.пл. ( 2573 о С ) и т.кип. ( 3660 о С ) 3. d = 2.35 г/см 3 - черный, кристаллический бор d = 1.73 г/см 3 - коричневый, аморфный бор 4. Кристаллический бор очень твердый ( 9.5 по шкале Мооса ) 5. Кристаллический бор - полупроводник, Еg = 1.55 эВ 6. Бор имеет 2 стабильных изотопа 10В, 11В 10 5 В + 1 10 n = 4 2 He + 7 3 Li замедление нейтронов 7. Бор - восстановитель, Е 0 (Н 3 ВО 3 /В) = -0.87 В
Строение бора В основе кристаллического строения бора лежит икосаэдр В 12 d(B-B) = 173 пм в икосаэдре В 12 d(B-B) = 202 пм между икосаэдрами В 12 Новая форма бора - ионный бор высокого давления ( В 2 + В 12 )
ПОЛУЧЕНИЕ Наиболее чистый бор получают пиролизом: B 2 H 6 = 2B + 3 H 2 Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000—1200°С) танталовой проволоке в присутствии водорода: 2BBr 3 + 3H 2 = 2B + 6HBr Метод металлотермии (чаще восстановление магнием или натрием): B 2 O 3 + 3Mg = 3MgO + 2B ΔG= −525 кДж KBF 4 + 3Na = 3NaF + KF + B ΔG= −377 кДж
1808 году Хэмфри Дэви получил сплав алюминия с железом. Он писал: «Если бы мне посчастливилось получить металлическое вещество, которое я ищу, я бы предложил для него название — алюминий». Впервые алюминий был получен датчанином Гансом Эрстедом в 1825 году действием амальгамы калия на хлорид алюминия с последующей отгонкой ртути. Название элемента образовано от латинского aluminis — квасцы.
Температуру ванны поддерживают в пределах 950—970°С за счет тепла, выделяющегося при прохождении постоянного тока через электролит.
Получение Al Электролиз Al 2 O 3 в расплаве Na 3 AlF 6 с графитовым электродом Основной катодный процесс : Al 3+ + 3e - = Al Основной анодный процесс : 2O 2- - 4e - + C = C O 2 Химические реакции : 2 Al 2 O 3 = 4 Al + 3 O 2 C + O 2 = CO 2 Суммарная: 2 Al 2 O 3 + 3 C = 4 Al + 3 CO 2 C + CO 2 = 2CO 2Al+AlF 3 = 3AlF Al раств. Al + 3NaF = AlF 3 + 3Na Обратная: Al раств + CO 2 = Al 2 O 3 + CO
Производительность современных электролизных ванн составляет 500—1200 кг алюминия в сутки. Для получения 1 т алюминия расходуется: 1,95 т глинозема, 25 кг криолита, 25 кг фтористого алюминия, 0,5—0,6 т анодной массы, 14—16 МВт • ч электроэнергии.
В 1875 году Лекок де Буабодран исследовал спектр цинковой обманки. В этом спектре и была обнаружена новая фиолетовая линия. После длительных опытов удалось получить новый элемент, но в очень небольшом количестве, что не позволило изучить его физические и химические свойства. Он назвал элемент в честь своей родины Франции, по её латинскому названию — Галлия ( Gallia ). Символ Франции — петух (по-французски — le coq ), так что в названии элемента его первооткрыватель неявно увековечил и свою фамилию. Кроме того на латыни «петух» — gallus.
Индий был обнаружен Фердинандом Рейхом и Теодором Рихтером в 1863 году при спектроскопическом исследовании цинковой обманки. Спектроскопическая линия индия — цвета индиго. Отсюда и происхождение названия. Таллий был открыт спектральным методом в 1861 году английским ученым Уильямом Круксом. Название элемент получил по характерным зеленым линиям своего спектра и зеленой окраске пламени. От греч. θα λλος — молодая, зелёная ветвь.
B Al Ga In Tl Неметалл Амфотерные элементы Рост м еталличност и Рост у стойчивост и ст. ок. + III Рост э нерги и связи Э III – X (для X – Cl,O) Рост у стойчивост и ст. ок. + I Tl 2 O, TlOH, TlCl... Tl III – окисл. св - ва Э 2 O 3, Э( OH ) 3, ЭХ 3 … Э 2 O 3, Э( OH ) 3, ЭХ 3 …
(Э +III Н 3 – I ) n ( Al, Ga ) (Э +I Н – I ) n (In, Tl) BH 3 не существует B 2 H 6 – диборан Полимерные гидриды диборан декаборан додекаборан
Свойства диборана H 3 B-CO (HBNH) 3 боразол B 2 H 5 Cl + H 2 CO p, t o B 2 H 6 B(OCH 3 ) 3 + H 2 LiBH 4 NaBH 4 + NaB 3 H 8 + …
E E 1 s 1 1 H 0 * св несв sp 2 B 0 sp 2 B +
Na [ BH 4 ] – тетрагидридоборат натрия Li[AlH 4 ] – тетрагидридоалюминат лития Восстановительные свойства [AlH 4 ] + 4H 2 O = [Al(OH) 4 ] + 4H 2 Li[AlH 4 ] + RCHO = RCH 2 OH + LiOH + Al(OH) 3 ЭН 3 + H – = [ Э H 4 ] B Al Ga In Tl Рост устойчивости комплексов
B + 3HNO 3 = B(OH) 3 + 3NO 2 4 B + 4NaOH ( т ) + 3O 2 = 4NaBO 2 + 2H 2 O (сплавление) 2 Ga + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2[Ga(H 2 O) 6 ] 3+ + 3H 2 2 Ga + 2OH + 6H 2 O = 2[Ga(OH) 4 ] + 3H 2
Г 2 ЭГ 3 ( Al 2 Cl 6 ) O 2 Э 2 О 3 ( Tl 2 O) Э 2 S 3 ( Tl 2 S) H 3 O + S Э 3+ + H 2 [Al ( H 2 O) 6 ] 3+ (Al In ) [ Э( OH ) 4 ] – + H 2 [Al ( H 2 O) 2 ( OH ) 4 ] – (Al In ) Э 13 OH – ( р )
Э 2 O 3 (т) + 2NaOH (т) = 2Na Э O 2 (т) + H 2 O (г) (Э = B Tl, сплавление) Э 2 O 3 (т) + 6 H 3 O + (р) = 2 Э 3+ (р) + 9 H 2 O (Э = Al Tl ) Э 2 О 3 B Al Ga In Tl амфотерные кислотный кислотность увеличивается Tl 2 O – основный оксид, TlOH – сильное основание Оксид алюминия
Э( OH ) 3 B Al Ga In Tl B(OH) 3 кислота амфотерные гидроксиды + к-та + щел. катион анион Вид катионов [ Э (H 2 O) 6 ] 3+ (КЧ 6) Вид анионов [ ЭХ 4 ] – (КЧ 4) [ ЭХ 6 ] 3 – (КЧ 6) Гидроксид алюминия
B 2 O 3 – кислотный оксид B 2 O 3 + 3H 2 O = 2B(OH) 3 Гидроксид бора B ( OH ) 3 (борная кислота) Растворение и гидратация: B(OH) 3 (т) + H 2 O = [B(H 2 O)(OH) 3 ] (р) Протолиз [B(H 2 O)(OH) 3 ] + H 2 O [B(OH) 4 ] + H 3 O +
t° t° t° B(OH) 3 (HBO 2 ) 3 (HBO 2 ) n B 2 O 3 –H 2 O –H 2 O –H 2 O B OH HO OH sp 2 - гибр. sp 3 - гибр. OH HO B OH : OH 2
![Строение B(OH) 3 и [B(H 2 O)(OH) 3 ]](https://s0.showslide.ru/s_slide/9d4328f58731f45ff5d4cede875c0085/925c4eb8-eaa2-4ec4-99dd-a75af36e27f6.jpeg "Химия р-элементов")
B OH O : : O B OH B HO O .. B HO : O B HO : O B HO : O Триметаборная кислота Полиметаборная кислота
Na 2 B 4 O 7 + 2H 2 O = 2 Na + + [ B 4 O 7 2– · 2H 2 O] (диссоциация и гидратация) [ B 4 O 5 ( OH ) 4 ] 2 B B B B O O O O O OH OH OH HO B sp 2 B sp 3
[ B 4 O 5 ( OH ) 4 ] 2 + 2H 2 O 4 B(OH) 3 ·H 2 O + 2OH – pH > 7 B(OH) 3 H 2 B 4 O 7 HBO 2 Na 3 BO 3 Na 2 B 4 O 7 NaBO 2 (t) Na[B(OH) 4 ] +HCl +NaOH
BCl 3 + 3H 2 O = B(OH) 3 + 3HCl (лаб.) Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 + 5 H 2 O = = 4 B ( OH ) 3 + Na 2 SO 4 (лаб., пром.)
Na 2 B 4 O 7 + 12C 2 H 5 OH + 2H 2 SO 4 = = 4B(OC 2 H 5 ) 3 + 7H 2 O + 2NaHSO 4 2B(OC 2 H 5 ) 3 + 18 O 2 = B 2 O 3 + 15H 2 O + 12CO 2 Получение и горение борноэтилового эфира.
Бориды 1. Образуются большинством металлов 2. Бориды d- металлов тугоплавки, часто нестехиометричны т.пл. ( ZrB ) = 2996 о С 3. Получаются прямым взаимодействием при высокой t 4. По кристаллическому строению делятся на 2 группы : - Образованные внедрением атомов B в структуру металла - Содержащие кластеры В MgB 2 CaB 6
Г 2 Al 2 Г 6 O 2 Al 2 О 3 Al 2 S 3 H 3 O + S Al 3+ + H 2 [Al ( OH ) 4 ] – + H 2 OH – ( р ) N 2 AlN H 2 O Al ( OH ) 3 + H 2 Al
Алюминиевая ложка, погруженная в раствор Hg ( NO 3 ) 2, покрывается амальгамой – сплавом Al и Hg. Алюминий теряет защитную оксидную плёнку и окисляется, превращаясь в белые хлопья Al(OH) 3. Термитная сварка Самолеты Изделия из алюминия в быту
2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2[Al(H 2 O) 6 ] 3+ + 3H 2 2Al + 2OH + 6H 2 O = 2[Al(OH) 4 ] + 3H 2 2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 В щелочной среде восст. св-ва сильнее: 8 Al + 30 HNO 3 (оч. разб.) = = 8Al(NO 3 ) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O 8Al + 18H 2 O + 5KOH + 3KNO 3 = = 8K[Al(OH) 4 ] + 3NH 3
+ t; – H 2 O + t; – H 2 O Al 3+ + 3 NH 3 ·H 2 O Al 2 O 3 Al(OH) 3 – амфолит: Al(OH) 3 (т) + 3H 2 O [Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ] (р) [Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ] + H 2 O [Al(H 2 O) 2 (OH) 4 ] – + H 3 O + [Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ] + H 2 O [Al(H 2 O) 4 (OH) 2 ] + + OH – 20 °C 80 °C Al(OH) 3 аморфный AlO(OH) кристал.
рН < 4 (изб. к - ты) : [Al(H 2 O) 6 ] 3+ sp 3 d 2 ( октаэдр ) рН > 4 (гидролиз) : [Al(H 2 O) 6 ] 3+ + H 2 O [Al(H 2 O) 5 OH ] 2+ + H 3 O + рН > 7: [Al(H 2 O) 2 (OH) 4 ] sp 3 d 2 ( искаж. октаэдр ) рН > 7 (изб. щелочи) : [Al(OH) 4 ] sp 3 ( тетраэдр )
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Ga, In, Tl Характерная степень окисления Ga и In +3, для Tl +1. От галлия к таллию увеличивается активность. С углеродом и азотом эти элементы не взаимодействуют. Галлий растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот, легко растворяется в щелочах и даже в аммиаке: 2Ga + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[ Ga (OH) 4 ] + 3H 2 2Ga + 2NH 4 OH + 6H 2 O = 2NH 4 [ Ga (OH) 4 ] + 3H 2 Индий хорошо растворим и в кислотах и щелочах: 2 In + 6 HCl = 2 InCl 3 + 3 H 2
Таллий в щелочах не растворяется, хорошо растворим в кислотах: Tl + 2HNO 3 = TlNO 3 + NO 2 + H 2 O Оксиды Ga 2 O 3, In 2 O 3, Tl 2 O получают термическим разложением гидроксидов. 2Ga(ОН) 3 = Ga 2 O 3 + 3Н 2 О Оксиды галлия и индия в воде не растворимы, Tl 2 O при взаимодействии с водой образует гидроксид TlOH - сильное основание Tl 2 O + Н 2 О = 2Tl ОН
В чистом виде галлий применяется для изготовления высококачественных зеркал, в полупроводниковой промышленности. Оксид галлия при добавлении в стекло дает эффект высокого блеска. Индий применяется в полупроводниковой технике и для изготовления сплавов особого назначения. Таллий – в виде соединений в приборах ночного видения.
Общая характеристика элементов 14 группы.
Валентные возможности: С : 2, 4; Si, Ge, Sn, Pb: 2 6 Степени окисления: –IV, 0, +II, +IV Устойчивые ст.ок.: С, Si, Ge, Sn: +IV ( Pb IV – сильн.окисл.). Уст. ст.ок.: Pb: +II ns 2 np 2 nd 0
![Общая электронная формула: […] n s 2 ( n– 1) d 10 np 2](https://s0.showslide.ru/s_slide/841b13618f91011be297f18d74ce594c/3228f855-dc50-4c25-a054-716760cff8e0.jpeg "Химия р-элементов")
C Si Ge Sn Pb z 6 14 32 50 82 A r 12 28, 1 72,6 118,7 207,2 2,50 2,25 2,02 1,72 1,55 Неметаллы Амфотерные элементы Рост металличности
2. Si 25,80% ( 27,72% в литосфере ) 13. C 0,087% ( 0,032% в литосфере ) 31. Sn 0,0035% 35. Pb 0,0018% 46. Ge 6 ·10 –4 % (РРЭ) Кремний : кварц, яшма, агат, опал, силикаты, алюмосиликаты Кварц Аметист Каолинит Агат Опал
Алмаз Графит Кальцит Газодобыча Каменный уголь
Касситерит SnO 2 Галенит PbS Германит ( Fe II Cu 6 I Ge 2 ) S 8 Аргиродит ( Ag 8 I Ge IV ) S 6
В 1825 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус действием металлического калия на фтористый кремний SiF 4 получил чистый элементарный кремний. Новому элементу было дано название «силиций» (от лат. silex — кремень). Русское название «кремний» введено в 1834 году российский химиком Германом Ивановичем Гессом. В переводе c греческого kremnos — «утес, гора».
Кремний в природе содержится во многих минералах в виде оксида SiO 2, из которого элементарный кремний можно получить восстановлением магнием или углеродом: SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si В чистом виде кремний тверд, хрупок, имеет алмазоподобную структуру.
Элемент был предсказан Д.И.Менделеевым (эка-кремний) и открыт в 1885 году немецким химиком Клеменсом Винклером при анализе минерала - аргиродита Ag 8 GeS 6. Германий выделяют в виде оксида GeO 2,который восстанавливают водородом при 600 о С до простого вещества: GeO 2 + 2H 2 = Ge + 2H 2 O
Аллотропия Углерод: алмаз ( sp 3 ), графит ( sp 2 ), карбин ( sp ), фуллерен. Олово «белое» и «серое». Структура алмаза и графита Олово белое Олово серое Алмаз Графит
Т. пл. 3800 С, т. кип. 4000 С, плотность 2,27 г/см 3, электропроводен, устойчив. Типичный восст - ль (реагирует с водородом, кислородом, фтором, серой, металлами). Кристаллическая решетка слоистая ( sp 2 -гибридизация).
Б есцв етные прозрачн ые кристаллы, диэлектрик, ювелирный драгоценный камень (бриллиант), плотность 3,515 г/см 3. К рист. решетк а атомн ая ( sp 3 -гибридизация). Выше 1200 С переходит в графит. При прокаливании на воздухе сгорает.
Карбин : линейны е макромолекул ы (С 2 ) n, бесцветен и прозрачен, полупроводник ; п лотность 3,27 г/см 3 ; выше 2300 С переходит в графит. Фуллерен : С 60 и С 70 ( полые сферы ), темно-окрашенный порошок, полупроводник, т. пл. 500-600 C, плотность 1,7 г/см 3 (С 60 ). Фуллерен С 60 Фуллерен С 70
Новые формы углерода Углеродная нанотрубка Длина до 10 мкм, диаметр 10-15 нм +Н 2 плазма Графен - один слой графита Графан - гидрированный графен
Новые формы углерода Нобелевская премия по физике 2010 года Андрей Гейм Константин Новоселов « З а новаторские эксперименты с двумерны м материалом - графеном»
При комнатной температуре С, Si, Ge + H 2 O С, Si, Ge + H 3 O + Sn, Pb + H 2 O Sn + H 3 O + Sn 2+ + H 2 Pb + H 3 O + Pb 2+ + H 2 Кремний Свинец Олово Германий
С(т) + KOH Si + 4NaOH = Na 4 SiO 4 + 2H 2 Si + 8OH – –4 e – = SiO 4 4– + 4H 2 O 2H 2 O + 2 e – = H 2 + 2OH – Ge + 2KOH + 2H 2 O 2 = K 2 [Ge(OH) 6 ] Ge + 6OH – –4 e – = [Ge(OH) 6 ] 2– H 2 O 2 + 2 e – = 2OH – Sn + NaOH + 2H 2 O = Na[Sn(OH) 3 ] + H 2 Sn + 3OH – –2 e – = [Sn(OH) 3 ] – 2H 2 O + 2 e – = H 2 + 2OH –
Э 14 + Г 2 ЭГ 2, ЭГ 4 ( Sn, Pb) +O 2 Э O, Э O 2 ( Sn, Pb) Э S, Э S 2 +S SiO 4 4 – [ Э (OH) 3 ] – + H 2 ( Sn, Р b) H 3 O + Э 2+ + H 2 ( Sn, Pb) HNO 3 (конц ) CO 2, Pb 2+, SnO 2 · n H 2 O OH – HNO 3 (разб ) Sn 2+, Pb 2+
+IV +II 0 IV CO 2, CO 3 2 , H 2 CO 3, Na 2 CO 3, CS 2, CF 4, CCl 2 O CO, HCN, C 2 F 4 C (графит, алмаз, карбин, фуллерен) С H 4, Be 2 C, Al 4 C 3, SiC
С H 4 SiH 4 GeH 4 SnH 4 PbH 4 неуст. Устойчивость падает Склонность к катенации (образование цепей состава Э—Э—Э—Э—Э) в ряду C Si Ge Sn Pb уменьшается
СН 4 – газ без цвета и запаха, горюч, гл авная сост. ч асть прир одного газа. Получение в лаборатории: CH 3 COONa + NaOH (+t) = = Na 2 CO 3 + CH 4 Горение : CH 4 + O 2 = С + 2 H 2 O CH 4 + 2O 2 ( изб.) = = С O 2 + 2 H 2 O sp 3
Солеобразные (CaC 2, Al 4 C 3 ) CaC 2 + 2H 2 O = = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Al 4 C 3 + 12H 2 O = = 4Al(OH) 3 + 3CH 4 Ковалентные (SiC) Металлоподобные (Fe 3 C, WC) Карбид кальция Карбид кремния Поверхность стали под микроскопом Резец из победита (сплав на основе WC )
+IV CO 2 ( г ) уст. SiO 2 ( т) уст. GeO 2 ( т ) уст. SnO 2 ( т ) уст. PbO 2 ( т ) с.окисл. Кислотные оксиды +II CO SiO GeO SnO PbO уст. Амфот. оксиды Несолеобр. оксиды Восстан. св-ва
Бесцв етный газ, без запаха, легче возд уха, м алор астворим в воде, т.кип. –191,5 С, ядовит («угарный газ»). Восстановительные свойства (t) : 4CO + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4CO 2 (пирометаллургия) E E св. св. * * 2 p 2 6 С 0 2 p 4 8 O 0
Донорные свойства : CO образует прочные комплексы, например [Fe(CO) 5 ]. Fe : C ::: O Обнаружение : PdCl 2 + CO + H 2 O = Pd + CO 2 + 2HCl I 2 O 5 + 5CO = I 2 + 5CO 2
Бе с цвет ный газ, без запаха, тяжелее воздуха, умеренно растворим в воде (при комн. т - ре в 1 л воды – около 1,7 л CO 2 ). В тв. сост. («сухой лёд») – молекулярн ая крист. р еш етка; т. возг онки –78 С, т.пл. –57 С ( р = 5 атм). O O С , , «Сухой лед» sp - гибридизация
В водном растворе : CO 2 ( г ) + H 2 O CO 2. H 2 O H 2 CO 3 H 2 CO 3 – слаб ая двухосновн ая кислот а: H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 – + H 3 O + ; K K = 4,27 · 10 –7 HCO 3 – + H 2 O CO 3 2– + H 3 O + ; K K = 4,68 · 10 –11 Соли – карбонаты и гидрокарбонаты M 2 CO 3 и MHCO 3 подвергаются гидролизу (рН > 7). Термическое разложение гидрокарбонатов: 2 NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
C O HO OH Угольная кислота C O O OH – Гидрокарбонат-ион C O O O 2 – Карбонат-ион
Циановодород HCN – бесцв. ж., т. пл. –13,3 С, т.кип. +25,6 С). В водн. р - ре – слаб ая «синильная кислота»: HCN + H 2 O CN – + H 3 O + K K = 4,93 · 10 –10 Цианид-ион CN : донорны е св - ва, образует прочные комплексы, ядовит. Fe : C ::: N – HCN – производное дициана C 2 N 2
Тиоцианат водорода HNCS («родановодород») не ядовит. В водном растворе HNCS - сильн ая к -та Ион NCS : слабые донорные свойства Тиоцианат-ион NCS – (сравн. строение CO 2 ) C : N S : – .. .. sp C N S : .. H sp 2 sp : SCN – M : NCS – M тиоцианато- N тиоцианато- S HNCS – производное дитиоциана (SCN) 2
Синтез карбамида : NH 4 NCO (NH 2 ) 2 CO ( +t ) ( Фридрих Вёлер, 1828 г. ) Цианамид NH 2 CN и цианамид кальция Ca(CN 2 ) – соль цианамида H 2 ( CN 2 ) C O H 2 N NH 2 Карбамид sp 2 sp Цианамид-ион CN 2 2 – (сравн. строение CO 2 ) C : N N : 2 – .. ..
Химическое растворение 3Si + 4HNO 3 + 18HF = 3H 2 [SiF 6 ] + 4NO + 8H 2 O Si + 4NaOH = Na 4 SiO 4 + 2H 2 Получение кремния SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si SiCl 4 + 2H 2 = Si + 4HCl (кремний ос.ч.)
Моносилан SiH 4 : SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O Получение силанов : SiO 2 + 4Mg( изб ) = Mg 2 Si + 2Mg O (силицид магния) Mg 2 Si + 4H 2 O = 2Mg(OH) 2 + SiH 4 Mg 2 Si + 4H 3 O + = 2Mg 2+ + 4H 2 O + SiH 4 Получение кремния и силана
Полиморф изм диоксида кремния: кварц тридимит кристобалит SiO 2(ж) (расплав) 573 С 1470 С 1728 С SiO 2 GeO 2 + H 2 O SiO 2 + 4NaOH( р ) = Na 4 SiO 4 + 2H 2 O ( ортосиликат натрия) GeO 2 + 2NaOH( т ) = Na 2 GeO 3 + H 2 O ( метагерманат натрия) SiO 2 GeO 2 + H 3 O +
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O SiO 2 + 6HF ( изб.) = H 2 [SiF 6 ] + 2H 2 O ( гексафторосиликат водорода)
SiO 2. n H 2 O ( n 300 ) дикремниевая к-та H 6 Si 2 O 7 трикремниевая к-та H 6 Si 3 O 10, тетраметакремниевая к-та (H 2 SiO 3 ) 4, п олиметакремниевая к-та (H 2 SiO 3 ) n Ge O 2. n H 2 O H 4 SiO 4 K к 10 –10 H 2 GeO 3 K к 10 – 9 Na 4 SiO 4 (р) + 2CO 2 + 2H 2 O = H 4 SiO 4 + 2Na 2 CO 3 Na 2 CO 3 + SiO 2 ( т ) = Na 2 SiO 3 ( т ) + CO 2 (сплавление)
Аллотропия олова: - Sn (порошок) 13,2 °С - Sn (металл) - Sn 173 °С расплав 23 2 °С Серое олово Белое олово
C плавы : припой (30-70)% Sn, Pb бронза Cu + Sn, Al, Be, Pb баббит Sn+Sb, Cu ; Pb+Sb, Cu гарт (типограф. сплав) 84% Pb, 11% Sb, 5% Sn Олово – лужение железа (белая жесть); станиоль Свинец – аккумуляторы, защита от радиации, хим. аппаратура 1 81 23 2 °С °С 327 Эвтектика Pb Sn 0,65 Sn( т ) – уст. на воздухе; Pb( т ) – покр. оксидн. пленкой
Получение металлов SnO 2 ( т ) + C( т ) = Sn ( ж ) + CO 2 ( г ) 2PbS ( т ) + 3O 2 ( г ) = 2PbO ( т ) + 2SO 2 ( г ) PbO ( т ) + C( т ) = Pb ( ж ) + CO( г ) Регенерация Sn из покрытий а) хим. растворение в NaOH, б) электролиз а) хлорирование, б) восстановление SnCl 4 HNO 3 ( конц ) Sn SnO 2 · n H 2 O Pb t ° Pb(NO 3 ) 2 при комн. т-ре реакция не идет (оксидн. пленка) в HNO 3 ( разб) получ. Sn(NO 3 ) 2
SnO PbO (устойчив: глёт, массикот) t ° SnO 2 Sn Sn (OH) 2 ( т ) + 2H 3 O + = [ Sn (H 2 O) 3 ] 2+ + H 2 O Sn (OH) 2 ( т ) + OH = [ Sn (OH) 3 ] Pb (OH) 2 ( т ) + 2H 3 O + = [ Pb (H 2 O) 3 ] 2+ + H 2 O Pb (OH) 2 ( т ) + OH = [ Pb (OH) 3 ] Гидроксиды Sn(OH) 2 и Pb(OH) 2 малорастворимы и амфотерны : Устойчивость ст.ок. + II растет
[Pb 2+ ]: PbSO 4 > PbCrO 4 > PbS PbSO 4 ( т ) + CrO 4 2– = PbCrO 4 ( т ) + SO 4 2– белый желтый PbCrO 4 ( т ) + S 2 – = PbS( т ) + CrO 4 2– жёлтый черный Растворение осадков: PbSO 4 ( т ) + H 2 SO 4 = Pb(HSO 4 ) 2 2 PbCrO 4 ( т ) + 4 HNO 3 = 2 Pb(NO 3 ) 2 + H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O PbCrO 4 ( т ) + 3NaOH = Na[Pb(OH) 3 ] + Na 2 CrO 4 малорастворим только сульфид все малорастворимы в воде (кр. нитрата, перхлората, ацетата)
амфотерн. с преобладанием кислотн. св -в полигидраты Э O 2. n H 2 O (уст. при рН < 7) Э O 2. n H 2 O + 2OH = [ Э (OH) 6 ] 2 + ( n –2)H 2 O Получение SnCl 4 + 2H 2 O = SnO 2 + 4HCl PbCl 4 = PbCl 2 + Cl 2 (вода – катализатор ОВР) SnO 2 - устойч. PbO 2 - c. окислитель
Sn 2+ – мягкий восстановитель рН < 7 ( HCl ): [SnCl 3 ] – + 3Cl – –2 e – = [SnCl 6 ] 2– рН > 7: [Sn(OH) 3 ] + 3OH 2 e – = [Sn(OH) 6 ] 2 Sn 2+ – слабый окислитель (восстановители – Ti 3+, Cr 2+ ) рН < 7: ( HCl ): [SnCl 3 ] – + 2 e – = Sn ( т ) + 3Cl –
PbO 2 – сильный окислитель рН < 7 : PbO 2 + 4H + +2 e = Pb 2+ + 3H 2 O рН > 7 : PbO 2 + 2H 2 O +2 e = [ Pb (OH) 3 ] + OH (Pb 2 II Pb IV )O 4 – свинцовый сурик ( двойной оксид) (Pb 2 II Pb IV )O 4 + 4HNO 3 = 2Pb(NO 3 ) 2 + PbO 2 ( т ) + 2 H 2 O (не ОВР!) рН < 7 : (Pb 2 II Pb IV )O 4 + 8 H + +2 e = 3 Pb 2+ + 4 H 2 O Примеры: PbO 2 + 8 H + + Mn 2+ MnO 4 – + … (Pb 2 II Pb IV )O 4 + 8 HCl ( конц ) Cl 2 ( г ) + … PbO 2 Pb 3 O 4
Осаждение сульфидов (+ H 2 S) : SnS( т ) PbS( т ) 2. Растворение сульфида, образование Na 2 [SnS 3 ] (тиокомплекс) Na 2 S 2 : S –I +1 e – = S –II SnS [SnS 3 ] 2– : Sn +II –2 e – = Sn +IV 3. Осаждение [SnS 3 ] 2– + 2H + SnS 2 (т) + H 2 S + Na 2 S 2 + HCl
3. Sn + 4HNO 3 (к) = β -SnO 2 ·H 2 O + 4NO 2 + H 2 O 3Sn + 8HNO 3 (р) = 3Sn(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Sn + 4HCl к = SnCl 4 + H 2 и ли хлороловянные кислоты составов HSnCl 3, H 2 SnCl 4 Sn + 3HCl = HSnCl 3 + 2H 2
SnCl 4 + 4NH 3 + 6H 2 O = H 2 [ Sn (OH) 6 ] + 4NH 4 Cl H 2 [ Sn (OH) 6 ] = a -SnO 2 ·nH 2 O + 3H 2 O Свежеполученная a-оловянная кислота амфотерна a -SnO 2 ·nH 2 O + KOH = K 2 [Sn(OH) 6 ] a -SnO 2 ·nH 2 O + HNO 3 = Sn(NO 3 ) 4 + H 2 O
