В. И. Москаленко химия конспект

Вид материала

Конспект

Содержание Cвойства кремния и его соединений Свойства соединений олова и свинца 12.3. Химия элементов VA группы Свойства азота и его соединений Свойства фосфора и его соединений 12.4. Химия элементов VIA группы Химия кислорода и его соединений Химия серы и ее соединений 12.5. Химия элементов VIIA группы

Подобный материал:

• Конспект лекций по курсу «Неорганическая и аналитическая химия», 18.21kb.
• И в свет разрешаю на основании "Единых правил", п 14 Заместитель первого проректора-, 350.14kb.
• Рабочая программа дисциплины (модуля) «математический анализ», 424.74kb.
• Рабочая программа дисциплины (модуля) «Уравнения математической физики», 266.58kb.
• Рабочая программа дисциплины (модуля) «Линейная алгебра и аналитическая геометрия», 275.82kb.
• Утверждаю, 65.11kb.
• Программа «аналитическая химия» по направлению подготовки 020100 «Химия», 31.74kb.
• Рабочая программа по дисциплине «Спектральные методы анализа» для специальности 020101, 175.88kb.
• «Неорганическая химия», 1345.55kb.
• Рабочая программа по дисциплине «органическая химия» для направления 020100-Химия (цикл, 697.58kb.

Cвойства кремния и его соединений


Кремний можно получить по реакции:

SiO₂ + 2Mg  Si + 2MgO

Кремний устойчив к кислотам (кроме смеси концентрированных HNO₃ и HF), но растворим в щелочах:

Si + 2NaOH + H₂O  Na₂SiO₃ + 2H₂

Оксид кремния(IV) является кислотным оксидом, но, имея полимерной строение, не растворяется в воде:

SiO₂ + H₂O 

Кремниевая кислота, очень слабая и нерастворимая в воде, может быть получена при действии кислот на ее соли - силикаты:

Na₂SiO₃ + 2HCl  2NaCl + H₂SiO₃

Кремниевая кислота при сильном нагревании разлагается на оксид кремния и воду. Силикаты натрия и калия растворимы в воде, силикаты других металлов - нерастворимы.


Свойства соединений олова и свинца


Гидроксиды олова и свинца имеют амфотерные свойства. При этом в степени окисления +2 в гидроксидах преобладают основные свойства, а в степени окисления +4 - кислотные.

SnCl₂ + 2NaOH  Sn(OH)₂ + 2NaCl

Sn(OH)₂ + 2HCl  SnCl₂ + 2H₂O

Sn(OH)₂ + 2NaOH  Na₂[Sn(OH)₄]

SnCl₄ + 4NH₄OH  H₂SnO₃ + 4NH₄Cl + H₂O

H₂SnO₃ + 2NaOH + H₂O  Na₂[Sn(OH)₆]

H₂SnO₃ + 4HCl  SnCl₄ + 3H₂O

Соединения Sn²⁺ имеют восстановительные свойства, а соединения Pb⁴⁺ - окислительные:

SnCl₂ + 2FeCl₃  2FeCl₂ + SnCl₄

PbO₂ + 4HCl  PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O


12.3. Химия элементов VA группы


Элементы VA группы имеют электронную формулу ns²np³. Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, висмут и сурьма имеют металлические свойства. Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3. Оксиды Э₂О₅ имеют кислотные свойства, свойства оксидов Э₂О₃ : кислотные - для N и P, амфотерные - для As и Sb, основные - для Bi.


Свойства азота и его соединений


Азот находится в природе в свободном состоянии в виде N₂ (78% атмосферы). Связанный азот накапливается в растительном и животном мире - в организмах животных, например, от1 до 10% азота. Все важнейшие части клеток построены из белковых веществ. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

В промышленности азот получают сжижением воздуха, при последующем нагревании которого первым испаряется азот (t_кип = -195,8^оС) и лишь после него - кислород (t_кип = -183,0^оС).

При обычных температурах азот химически инертен, вследствие большой прочности его двухатомных молекул N₂, имеющих тройную связь. Азот используется в промышленности для синтеза аммиака и дальнейшего получения азотных удобрений. Синтез аммиака идет при 320 - 1000 атм., при 500-550^оС на железном катализаторе.

N₂ + 3H₂  2NH₃ ; H = -46,36кДж/моль


Соединение азота в степени окисления -3 - аммиак NH₃ - является бесцветным газом с резким запахом. Аммиак ядовит, легче воздуха, хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды при 20^оС растворяется 710 объемов аммиака) с образованием гидроксида аммония, который считается слабым основанием (К = 1,7910^-5):

NH₃ + H₂O  NH₃H₂O NH₄OH  NH₄⁺ + OH^-

Основные свойства аммиака проявляются и в реакциях с кислотами:

NH₃ + НСl  NH₄Cl

Аммиак имеет восстановительные свойства (азот - в низшей степени окисления), реагируя с кислородом до азота при горении аммиака на воздухе или до NO в присутствии платинового катализатора при 600^оС.

4NH₃ + 3O₂  2N₂ + 6H₂O

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

Наличие у атома азота в молекуле аммиака неподеленной пары электронов обуславливает донорные свойства аммиака, образующего комплексные соединения - аммиакаты:

CuSO₄ + 4NH₃  [Cu(NH₃)₄]SO₄

Cоли аммония при нагревании разлагаются:

NH₄Cl  NH₃ + HCl

NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O

NH₄NO₃  N₂O + 2H₂O

В последней реакции мы получаем оксид азота (I) - N₂O, называемый “веселящим” газом. Это безразличный оксид, разлагающийся при нагревании на азот и кислород. Безразличным оксидом является также и оксид азота(II) - NO, получаемый по следующим реакциям:

N₂ + O₂  2NO при t>1000^oC

3Cu + 8HNO₃(разб.)  3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Оксид азота(II) - NO, бесцветный газ, является восстановителем и легко окисляется кислородом, воздуха до оксида азота(IV) - NO₂.

2NO + O₂  2NO₂


Оксида азота(IV) - NO₂ - газ бурого цвета, ядовит. При охлаждении димеризуется в бесцветный оксид N₂O₄. NO₂ - сильный окислитель: уголь, сера, фосфор горят в нем, а оксид серы(IV) SO₂ окисляется до оксида серы(VI) SO₃. Оксида азота(IV) взаимодействует с водой и щелочами, проявляя кислотные свойства. При этом N⁺⁴ диспропорционирует на N⁺⁵ и N⁺³:

2NO₂ + H₂O  HNO₃ + HNO₂

2NO₂ + 2NaOH  NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O


Оксид азота (III) N₂O₃ существует лишь при низких температурах. При t = 3,5^oC кипит и разлагается:

N₂O₃  NO₂ + NO

Этому оксиду соответствует слабая азотистая кислота HNO₂ (K=410^-4), которая существует лишь в разбавленных растворах и легко разлагается:

2HNO₂  NO₂ + NO + H₂O

Соли азотистой кислоты - нитриты - устойчивы, для них характерны как окислительные, так и восстановительные свойства (азот - в промежуточной степени окисления):

2NaNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄  I₂ + 2NO + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5NaNO₂  2MnSO₄ + NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

Разложение иодида азота(III) происходит с взрывом:

2NI₃  N₂ + 2I₂


Гидратным соединением оксида азота(V) N₂O₅ является азотная кислота HNO₃. Получение азотной кислоты и ее солей основано на синтезе аммиака, его окислении до NO, окислении NО до NO₂ и взаимодействии NO₂ с водой в присутствии кислорода воздуха:

N₂ + 3H₂ 2NH₃ ;

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

2NO + O₂  2NO₂

4NO₂ + O₂ + 2H₂O  4HNO₃


Азотная кислота - сильная кислота, ее соли хорошо растворимы в воде. Азотная кислота и ее соли - нитраты - являются окислителями (азот - в высшей степени окисления). Концентрированная азотная кислота не реагирует с Au и Pt, пассивирует на холоду Fe, Al, Cr, выделяет NO₂ с тяжелыми металлами и N₂O - с активными металлами:

Cu + 4HNO₃ (конц.)  Сu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

4Ca + 10HNO₃ (конц.)  4Сa(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

Разбавленная кислота выделяет NO c тяжелыми металлами и N₂ - c активными металлами, очень разбавленная кислота выделяет с активными металлами - NH₃ - NH₄NO₃

3Cu + 8HNO₃ (разб.)  3Сu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4Ca + 10HNO₃ (оч.разб.)  4Сa(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Азотная кислота окисляет при нагревании некоторые неметаллы (S, P, C), при этом концентрированная кислота образует NO₂, а разбавленная кислота - NO.

6HNO₃ (конц.) + S  6NO₂ + H₂SO₄ + 2H₂O

5HNO₃ (разб.) + 3P + 2H₂O  5NO + 3H₃PO₄


Нитраты разлагаются при нагревании. Состав продуктов зависит от положения металла соли в ряду напряжений. При разложении нитратов металлов, стоящих в этом ряду левее магния, образуются нитриты и кислород, стоящих от магния до меди - оксиды металлов, оксид азота (IV) и кислород, стоящих после меди - свободные металлы, оксид азота (IV) и кислород:

2KNO₃ 2KNO₂ + O₂

2Cu(NO₃)₂ 2CuO + 4NO₂ + O₂

2AgNO₃ 2Ag + 2NO₂ + O₂

Соли азотной кислоты (селитры) и соли аммония являются ценными минеральными удобрениями.


Свойства фосфора и его соединений


Фосфор - составная часть растительных и животных белков. У растений фосфор сосредоточен в семенах, у животных - в нервной ткани, мышцах, скелете. Организм человека содержит около 1,5 кг фосфора: 1,4 кг - в костях, 130 г - в мышцах и 13 г в нервной ткани. В природе фосфор находится в связанном виде. Важнейшие минералы: апатит Ca₅(PO₄)₃F и фосфорит Ca₃(PO₄)₂. Фосфор может быть получен нагреванием смеси фосфорита, угля и песка в специальной печи:

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ 2P + 3CaSiO₃ + 5CO

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и черный фосфор. Наиболее активен белый фосфор, молекулярная кристаллическая решетка которого построена из тетраэдрических молекул Р₄. Фосфор используется при производстве фосфорорганических пестицидов (тиофоса, карбофоса, хлорофоса и др.). Красный фосфор, имеющий атомную решетку, используется в спичечном производстве.

Фосфор в степени окисления -3 образует водородное соединение фосфин PH₃, аналогичное аммиаку. Эта степень окисления менее характерна для фосфора, чем для азота. Фосфин - ядовитый газ с чесночным запахом, может быть получен из фосфида цинка действием кислот или воды:

Zn₃P₂ + 6HCl  2PH₃ + 3ZnCl₂

Основные свойства фосфина слабее, чем у аммиака:

PH₃ + HCl  PH₄Cl

Соли фосфония в водных растворах неустойчивы:

PH₄⁺ + H₂O  PH₃ + H₃O⁺

Фосфин имеет восстановительные свойства (низшая степень окисления фосфора), горит на воздухе:

2PH₃ + 4O₂  P₂O₅ + 3H₂O

Фосфид цинка используется в качестве зооцида для борьбы с грызунами.


Оксид фосфора(III) P₂O₃ (или Р₄О₆) образуется при окислении фосфора в недостатке кислорода и представляет собой белое кристаллическое вещество, плавящееся при 23,8^оС. Этот кислотный оксид взаимодействует с водой, образуя фосфористую кислоту:

Р₂О₃ + 3Н₂О  Н₃РО₃


Фосфористая кислота в водных растворах существует в виде двух равновесных таутомерных формах:

НO O HO

P HO P

HO H HO

Под действием щелочей равновесие сдвигается влево, при действии спиртов ROH - вправо. Поэтому фосфористая кислота является слабой двухосновной кислотой, образующей при действии щелочей, например NaOH, кислую соль NaH₂PO₃ и среднюю соль NaHPO₃.

Трех замещенные фосфиты не известны.


Оксид фосфора(V) P₂O₅ (или P₄O₁₀) образуется при горении фосфора на воздухе.

4Р + 5О₂  2Р₂О₅

Твердое кристаллическое вещество Р₂О₅ гигроскопично и используется как водо-отнимающее средство. При взаимодействии с водой оксид фосфора(V) образует на холоду метафосфорную кислоту НРО₃, имеющую полимерное строение, или при нагревании ортофосфорную кислоту Н₃РО₄.

P₂O₅ + H₂O  2HPO₃

P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄

Осадок метафосфата серебра AgPO₃ - белого цвета, осадок ортофосфата серебра Ag₃PO₄ - желтого цвета. В промышленности фосфорную кислоту получают действием серной кислоты на фосфорит:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄  3CaSO₄ + 2H₃PO₄

Ортофосфорная кислота представляет собой кристаллическое вещество (t_пл = 42^оС), растворимое в воде. Как трехосновная кислота средней силы диссоциирует ступенчато. Различают средние соли - фосфаты (Na₃PO₄) и кислые соли - гидрофосфаты (Na₂HPO₄) и дигидрофосфаты (NaH₂PO₄). Растворимы в воде фосфаты и гидрофосфаты щелочных металлов и аммония. Все дигидрофосфаты растворимы в воде.

Многие фосфаты используются в качестве удобрений: фосфоритная мука Ca₃(PO₄)₂ и преципитат CaHPO₄ (на кислых почвах), суперфосфат Ca(H₂PO₄)₂2CaSO₄, двойной суперфосфат Ca(H₂PO₄)₂.


12.4. Химия элементов VIA группы


VIA группу образуют четыре неметалла: кислород, сера селен, теллур, называемые халькогенами , и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA группы имеют электронную формулу ns²np⁴. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.


Химия кислорода и его соединений


Кислород - самый распространенный элемент, на его долю приходится 47,2% по массе литосферы и атмосферы вместе взятых. Кислород взаимодействует с большинством химических элементов. Белки, жиры и углеводы являются органическими кислородосодержащими веществами. Как животные, так и растения при дыхании поглощают атмосферный кислород. Теплокровные животные погибают без кислорода в течении нескольких минут. С участием кислорода идет минерализация растительных или животных остатков в почве до NH₃, CO₂ и H₂O. Без аэрации почва не может быть плодородной.

Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха. В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия или разложением хлората калия - бертолетовой соли:

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

2KClO₃ 2KCl + 3O₂


Известны две аллотропические модификации кислорода: кислород О₂ и озон О₃. Озон может быть получен из кислорода под действием электрического разряда или ультрафиолетового излучения:

3О₂2О₃

Озон - сильный окислитель. его активность обусловлена распадом его молекул с образованием атомарного кислорода, который более активен, чем молекулярный кислород:

О₃  О₂ + О

Молекулярный кислород (степень окисления равна нулю) является активным окислителем. Кислород в низшей степени окисления -2 ( в оксидах , в воде) окислителем быть не может. В промежуточной степени окисления -1, например, в пероксиде водорода, кислород может иметь как окислительные, так и восстановительные свойства. С сильными окислителями пероксид водорода проявляет восстановительные свойства, окисляясь до кислорода О₂.

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5H₂O₂  5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

С сильными восстановителями пероксид водорода проявляет окислительные свойства. Кислород при этом восстанавливается до степени окисления -2.

2KI + H₂SO₄ + H₂O₂  I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

Пероксид водорода может быть получен действием кислот на пероксиды металлов:

BaO₂ + H₂SO₄  BaSO₄ + H₂O₂

Окислительная активность пероксида водорода, обуславливающая его обеззараживающие свойства, связана с образованием в момент выделения атомарного кислорода:

Н₂О₂  Н₂О + О


Химия серы и ее соединений


В природе сера встречается в самородном состоянии и в виде минералов, таких как пирит FeS₂, мирабилит Na₂SO₄10H₂O, гипс CaSO₄2H₂O, и др. Сера входит в состав белков растений и животных. При разложении (гниении) мяса, рыбы, яиц выделяется сероводород H₂S, имеющий неприятный запах. Соединения, содержащие серу, обуславливают горький вкус лука, чеснока, хрена. Элементарная сера не токсична для человека, но имеет фунгицидные свойства. В промышленности серу получают очисткой, перегонкой самородной серы или при разложении пирита:

FeS₂  FeS + S

Чистая сера - хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько аллотропических модификаций: ромбоэдрическую, призматическую, пластическую. Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S₈. В расплаве серы существуют молекулы S₈, S₆, в парах серы - молекулы S₆, S₄, S₂. Сера является типичным неметаллом. Она реагирует с металлами, проявляя окислительные свойства:

Hg + S  HgS

Реагируя с более активными неметаллами сера проявляет восстановительные свойства, например, сера горит:

S + O₂  SO₂


В низшей степени окисления -2 сера образует соединения с водородом - сероводород H₂S и с металлами - сульфид натрия Na₂S и др.

Сероводород - бесцветный газ с неприятным запахом. В водных растворах (с концентрацией менее 0,1М) ведет себя как слабая двухосновная кислота:

H₂S H⁺ + HS^- K₁ = 610^-8

HS^- H⁺ + S^2- K₂ = 110^-15

Сероводород имеет восстановительные свойства. На воздухе горит, окисляясь до оксида серы (IV):

2H₂S + 3O₂  2SO₂ + 2H₂O

При недостатке кислорода H₂S окисляется до свободной серы:

2H₂S + O₂  2S + 2H₂O

Многие окислители (перманганат калия, дихромат калия, хлор, азотная кислота и др.) окисляют сероводород до свободной серы:

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5H₂S  2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O

Cульфиды тяжелых металлов малорастворимы в воде и имеют характерные окраски: ZnS - белый, MnS - розовый, CdS - желтый, Sb₂S₃ - оранжевый, SnS - коричневый, CuS - черный.


В степени окисления +4 сера образует оксид SO₂, сернистую кислоту H₂SO₃, и соответствующие ей соли - сульфиты, например сульфит натрия Na₂SO₃. Оксид серы (IV) SO₂ (сернистый газ) получают в промышленности при горении серы и обжиге пирита:

S + O₂  SO₂

4FeS₂ + 11O₂  2Fe₂O₃ + 8SO₂

В лаборатории SO₂ получают действием соляной кислоты на сульфит натрия:

Na₂SO₃ + 2HCl  2NaCl + H₂O + SO₂

При растворении SO₂ в воде образуется слабая двухосновная сернистая кислота H₂SO₃:

SO₂ + H₂O  H₂SO₃

H₂SO₃ H⁺ + HSO₃^- K₁ = 210^-2

HSO₃^- H⁺ + SO₃^2- K₂ = 610^-8

Соединения серы в этой промежуточной степени окисления могут иметь как окислительные, так и восстановительные свойства:

H₂SO₃ + 2H₂S  3S + 3H₂O

H₂SO₃ + Cl₂ + H₂O  H₂SO₄ + 2HCl


При окислении оксида серы (IV) кислородом в присутствии катализатора (Pt, V₂O₅ или NO) образуется оксид серы (VI) SO₃. Растворение SO₃ в воде приводит к образованию серной кислоты H₂SO₄.

2SO₂ + О₂  2SO₃

SO₃ + H₂O  H₂SO₄

Серная кислота - тяжелая, бесцветная, маслянистая жидкость. Концентрированная 98% H₂SO₄ имеет плотность 1,84 г/см³. 100% H₂SO₄ называется моногидрат. Раствор серного ангидрида SO₃ в моногидрате называется олеум H₂SO₄SO₃ = H₂S₂O₇. Серная кислота сильная двухосновная кислота, образующая средние соли - сульфаты (Na₂SO₄) и кислые соли - гидросульфаты (NaHSO₄). Серная кислота энергично реагирует с водой, образуя гидраты. Она поглощает пары воды из воздуха, отнимает воду от углеводов (сахара, клетчатки) обугливая их:

H₂SO₄ (конц.) + H₂O  H₂SO₄H₂O + Q

При разбавлении концентрированной серной кислоты нельзя наливать воду в кислоту, можно осторожно наливать кислоту в воду.

Серная кислота является окислителем. Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, образует соли и вытесняет водород.

Fe + H₂SO₄ (разб.)  FeSO₄ + H₂

Cu + H₂SO₄ (разб.) 

Концентрированная кислота реагирует с большинством металлов (кроме Pt и Au) с образованием солей и выделением продуктов восстановления S⁺⁶: оксида серы (IV) - с тяжелыми металлами, серы - с активными металлами, сероводорода - с щелочными и щелочноземельными металлами. Концентрированная серная кислота на холоду пассивирует железо, алюминий и хром.

Сu + 2H₂SO₄ (конц.)  СuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ (конц.)  3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Сa + 5H₂SO₄ (конц.)  4СaSO₄ + H₂S + 4H₂O

Концентрированная серная кислота окисляет и некоторые неметаллы:

2H₂SO₄ + S  3SO₂ + 2H₂O

2H₂SO₄ + C  2SO₂ + CO₂ + 2H₂O


12.5. Химия элементов VIIA группы


Атомы галогенов, образующих VIIA группу, имеют электронную конфигурацию ns²np⁵. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F>Cl>Br>I>At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. Электронная формула атома водорода 1s¹. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s². Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA группе.