Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ





 

Химия s-элементов

 

В атомах s-элементов электроны заполняют s-подуровень внешнего уровня. В периодической системе есть 14 s-элементов (включая водород и гелий). Они, в частности, образуют IA и IIA группы периодической системы.

 

Химия элементов IA группы.

 

Элементы IA группы, называемые щелочными металлами, имеют электронную формулу ns1. Они являются сильными восстановителями. Для них характерна степень окисления +1. В этой степени окисления атомы щелочных металлов устойчивы и восстанавливаются с большим трудом. В природе щелочные металлы находятся в виде соединений - солей : хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т.д. Из-за устойчивости соединений щелочных металлов в их степени окисления +1, эти металлы можно получить лишь электролизом расплавов их солей или действием более сильных восстановителей. Например, натрий получают электролизом расплава NaCl, а калий - пропусканием паров натрия через хлорид калия при 800оС:

KCl + Na ® K + NaCl

Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э2, например, Na2. В кристаллическом состоянии для щелочных металлов характерны объемно-центрированные кубические решетки.

 

Химические свойства щелочных металлов.

 

Щелочные металлы весьма активны. Их активность увеличивается в ряду от лития к францию, с увеличением их радиусов и уменьшением их потенциалов ионизации. Кислород воздуха окисляет их при обычной температуре:

4Na + O2 ® 2Na2O

поэтому их хранят под слоем углеводорода (керосина).



При сгорании щелочные металлы образуют оксиды Li2O, пероксиды Na2O2, супероксиды KO2:

4Li + O2 ® 2Li2O

2Na + O2 ® 2Na2O2

K + O2 ® KO2

Щелочные металлы активно реагируют с неметаллами (галогенами, водородом, серой, фосфором и др.). Например:

2Na + Cl2 ® 2NaCl

2Na + H2 ® 2NaH

Щелочные металлы реагируют с водой, образуя соответствующие гидроксиды и водород, а поскольку реакция экзотермическая, то выделяющийся водород самовоспламеняется:

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­

2H2 + O2 ® 2H2O

 

Химические свойства соединений щелочных металлов

Гидриды щелочных металлов - солеобразные вещества - например, Na+1Н-1, взаимодействуют с водой и кислотами:

NaH + H2O ® NaOH + H2

NaH + HCl ® NaCl + H2

Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами:

Na2O + H2O ® NaOH

Na2O _ CO2 ® Na2CO3

Na2O + 2HCl ® 2NaCl + H2O

Гидроксиды щелочных металлов являются растворимыми гидроксидами - щелочами. При этом их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.

NaOH ® Na+ + OH- ( = 1)

2NaOH + CO2 ® Na2CO3 + H2O

2NaOH + H2SO4 ® Na2SO4 + 2H2O

2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O

3NaOH + Al(OH)3 ® Na3[Al(OH)6]

3NaOH + FeCl3 ® Fe(OH)3¯ + 3NaCl

Пероксиды Na2O2 и супероксиды KO2 являются сильными окислителями, они разлагаются водой с образованием H2O2 и O2:

Na2O2 + 2H2O ® 2NaOH + H2O2

2KO2 + 2H2O ® 2KOH ® H2O2 + O2

Соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде (кроме солей лития). Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия - в желтый цвет, соли калия - в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.

NaCl - поваренная соль. Человек потребляет 5-10 кг соли в год. NaNO3 - азотное удобрение. Сода Na2CO3 используется в производстве стекла, мыла, в текстильной и бумажной промышленности. Избыток солей натрия в почве - засоление почв - снижает их плодородие. Соли калия KCl, KNO3, KPO3 являются удобрениями.

 

Химия элементов IIA группы.

 

Элементы IIA группы имеют электронную формулу ns2. Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активным, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность 2. При образовании ковалентной связи происходит s®p возбуждение электрона и sp-гибридизация АО. Элементы IIA группы можно разделить на три части: 1) щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba, Ra, основания которых являются щелочами, 2) Мg, основание которого мало растворимо в воде, 3) Ве, основание которого является амфотерным основанием. В природе элементы IIA группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Эти элементы получают электролизом расплавов их солей. Элементы IIA группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.

 

 

Химические свойства элементов

Элементы IIA группы - менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Ca, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:

2Ca + O2 ® 2CaO

2Mg + O2 2MgO

Активные восстановители, металлы IIA группы, реагируют с неметаллами (например, с хлором), водой, кислотами:

Ca + Cl2 ® CaCl2

Ca+ 2H2O ® Ca(OH)2 + H2­

Mg+ 2HCl ® MgCl2 + H2­

4Mg + 10HNO3(разб.) ® 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

 

Химические свойства соединений

Гидриды щелочноземельных металлов являются ионными солеобразными соединениями и взаимодействуют с водой и кислотами:

CaH2 + 2H2O ® Ca(OH)2 + 2H2

CaH2 + 2HCl ® CaCl2 + 2H2

Оксиды щелочноземельных металлов Ca, Sr, Ba, Ra растворяются в воде c образованием щелочей. Оксид магния - мало растворим в воде и имеет только основные свойства. Нерастворимый в воде оксид бериллия имеет амфотерные свойства.

BeO + H2O ¹

BeO + 2HCl ® BeCl2 + H2O

BeO + 2NaOH Na2BeO2

MgO + H2O ¹

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

MgO + NaOH ¹

CaO + H2O ® Ca(OH)2

CaO + CO2 ® CaCO3

CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O

Гидроксиды Ca, Sr, Ba, Ra являются щелочами, гидроксид Mg - малорастворимый основной гидроксид, гидроксид Be - амфотерный гидроксид.

Be(OH)2¯ + 2HCl ® BeCl2 + 2H2O

Be(OH)2¯ + 2NaOH ® Na2[Be(OH)4]

Mg(OH)2¯ + 2HCl ® MgCl2 + 2H2O

Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O

Ba(OH)2 + CO2 ® BaCO3¯ + H2O

Ba(OH)2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2H2O

Карбонаты и сульфаты элементов IIA группы малорастворимы в воде. Карбонаты растворяются в кислотах:

CaCl2 + Na2CO3 ® CaCO3¯+ 2NaCl

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2­

Содержание ионов Ca2+ и Mg2+ обуславливает жесткость воды: временную, если есть гидрокарбонаты Ca и Mg, и постоянную, если в воде есть хлориды или сульфаты Ca и Mg. При кипячении жесткая вода смягчается за счет уменьшения временной жесткости воды:

Ca(HCO3)2 CaCO3¯ + H2O + CO2­

Жесткость воды (Ж) измеряется в миллимолях эквивалентов солей в 1 литре воды: Ж = 1000´Сэ , где Сэ - молярная концентрация эквивалентов (нормальность) солей в воде.

Соли BaCl2 и BaCO3 ядовиты и используются в качестве инсектицидов. Магний является важным конструкционным материалом, является микроэлементом, входит в состав хлорофилла. Гашеная известь используется в строительстве. Соли кальция, например, CaSO4´2H2O - гипс - используется для гипсования засоленных почв.

 

Химия р-элементов

 

В атомах р-элементов электроны заполняют р-подуровень внешнего уровня. В периодической системе есть 30 р-элементов. У атомов р-элементов, расположенных в главных подгруппах III - VIII групп. У р-элементов являются валентными не только р-, но и S-электроны внешнего уровня. Высшая степень окисления атомов р-элементов равна номеру группы.

 

Химия элементов IIIA группы

 

Элементы IIIА группы имеют электронную формулу ns2np1. Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3, и валентность 3. При образовании ковалентной связи происходит s®p возбуждение электрона и sp2 гибридизация АО. В группе сверху вниз растут металлические свойства элементов, растут восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства:

 

Элементы Оксиды Гидроксиды
B - неметалл B2O3 - кислотный H3BO3 - кислота
Al - металл Al2O3 - амфотерный Al(OH)3 - амфотерный
Ga - металл Ga2O3 - амфотерный Ga(OH)3 - амфотерный
In - металл In2O3 - амфотерный In(OH)3 - амфотерный
Tl - металл Tl2O3 - основной Tl(OH)3 - основание

 

Соединения Tl3+ являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Tl+.

Свойства бора и его соединений

Бор находится в природе в виде соединений, например, буры - Na2B4O7´10H2O. Бор является неметаллом. При нагревании взаимодействует с кислородом:

4B + 3O2 ® 2B2O3

Оксид бора является кислотным оксидом и растворяется в воде с образованием слабой ортоборной кислоты:

B2O3 + 3H2O ® 2H3BO3 (К1 = 6×10-10)

Ортоборная кислота H3BO3 при нагревании последовательно разлагается до метаборной кислоты HBO2 , тетраборной кислоты H2B4O7 и борного ангидрида B2O3.

H3BO3 HBO2 H2B4O7 B2O3

Ортоборная кислота H3BO3 взаимодействует с щелочами и образует соли тетраборной кислоты:

4H3BO3 + 2NaOH ® Na2B4O7 + 7H2O

Сильные кислоты при взаимодействии с тетраборатом натрия вытесняют слабую ортоборную кислоту:

Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O ® Na2SO4 + 4H3BO3

Ортоборная кислота взаимодействует с этанолом в присутствии концентрированной серной кислоты с образованием борно-этилового эфира, который горит зеленым пламенем.

O¾H O¾C2H5

B O¾H + 3HOC2H5 ® B O¾C2H5 + 3H2O

O¾H O¾C2H5

Бор является микроэлементом. Микроэлементы (или микроудобрения) - это соединения B, Cu, Mn, Co, Mo и др. Они повышают активность ферментов, катализируют биохимические процессы, способствуют синтезу белков и нуклеиновых кислот, витаминов, сахаров и крахмала, влияют на фотосинтез, ускоряют рост растений и созревание семян. Соединения бора влияют на углеводный обмен и необходимы для нормального роста и образования семян.

 

Свойства алюминия и его соединений

В промышленности алюминий получают электролизом расплава боксита Al2O3 в криолите Na3AlF6 при 960оС.

Al2O3 Al3+ + AlO33-

На катоде идет восстановление: Al3+ + 3е ® Al

На аноде идет окисление: 4AlO33- - 12е ® 3О2 + 2Al2O3

 

Алюминий покрыт инертной защитной пленкой Al2O3. Без оксидной пленки Al очень активен и взаимодействует с кислородом и водой:

4Al + 3O2 ® 2Al2O3

2Al + 6H2O ® 2Al(OH)3 + 3H2

Алюминий взаимодействует с кислотами и щелочами:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2

2Al + 6NaOH + 6H2O ® Na3[Al(OH)6] + 3H2

Оксид алюминия имеет амфотерные свойства:

Al2O3 + H2O ¹

Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O

Гидроксид алюминия можно получить из солей действием гидроксида аммония или действием недостатка щелочи. Гидроксид алюминия имеет амфотерные свойства.

AlCl3 + 3NH4OH ® Al(OH)3¯ + 3NH4Cl

AlCl3 + 3NaOH ® Al(OH)3¯ + 3NaCl

Al(OH)3¯ + 3NaOH ® Na3[Al(OH)6]

Al(OH)3¯ + 3HCl ® AlCl3 + 3H2O

Соли алюминия гидролизуются. Некоторые из них (Al2S3, Al2(CO3)3) полностью разлагаются водой.

Al2S3 + 6H2O ® 2Al(OH)3 + 3H2S

Алюминий используется для получения металлов - метод алюминотермии. Термитная смесь Al + Fe3O4 при поджигании выделяет большое количество энергии, получаемое железо при этом расплавляется.

8Al + 3Fe3O4 ® 9Fe + 4Al2O3

Алюминий широко применяется как конструкционный материал, а также в электротехнике. Соединения индия и таллия ядовиты. Так сульфат таллия используется как зооцид для борьбы с грызунами.

 

Химия элементов IVA группы

 

Элементы IVA группы имеют электронную формулу ns2np2. Углерод и кремний являются неметаллами, германий, олово, свинец - металлами. Для элементов характерны степени окисления +4, +2, 0, -4 и валентность 4. В возбужденном состоянии атомы имеют конфигурацию ns1np3, в этом состоянии для них характерна s1p3-гибридизация.

Свойства углерода и его соединений

Оксид углерода(II) СО является безразличным оксидом, также, как и SiO, NO, N2O. Его можно получить:

CO2 + ® 2CO или 2С + О2 ® 2СО

СО - сильный восстановитель:

3СO + Fe2O3 2Fe + 3CO2

CO + CuO Cu + CO2

CO - угарный газ - ядовит, реагирует с гемоглобином, образую карбоксигемоглобин.

 

Оксид углерода(IV) CO2 - углекислый газ - взаимодействует с водой, образуя слабую, неустойчивую угольную кислоту H2CO3:

CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- 2H+ + CO32-

CO2 взаимодействует с основаниями, образуя карбонаты и гидрокарбонаты:

CO2 + Ca(OH)2 ® CaCO3¯ + H2O

+ CaCO3¯ + H2O ® Ca(HCO3)2

В промышленности CO2 получают при обжиге известняка CaCO3, получая негашеную известь СаО, при температуре более 950оС:

CaCO3 CO2­ + CaO

В лаборатории CO2 получают в аппарате Киппа, действуя на мрамор соляной кислотой:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2­

Образующийся при этом СО2 очищают от примесей HCl и паров воды, пропуская через раствор гидрокарбоната натрия и концентрированную серную кислоту:

HCl + NaHCO3 ® NaCl + H2O + CO2

H2O + H2SO4(конц.) ® H2SO4×H2O

СО2 не горит и не поддерживает горение, его используют для тушения пожара. CaCO3 используют для известкования сильнокислых почв.

В соединениях с металлами углерод проявляет отрицательные степени окисления: Al4+3C3-4, Ca+2C2-1 и др. Ацетиленид (“карбид”) кальция CaC2 получают при высокой температуре сплавлением оксида кальция с углем. При взаимодействии с водой CaC2 образует ацетилен.

СаО + 3С CaC2 + СО

CaC2 + 2H2O ® Ca(OH)2 + C2H4

 

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 ¹

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

 

 

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 (tкип = -195,8оС) и лишь после него - кислород (tкип = -183,0оС).

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 500-550оС 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 20оС 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 600оС.

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>1000oC

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 = 3,5oC 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 23,8оС. Этот кислотный оксид взаимодействует с водой, образуя фосфористую кислоту:

Р2О3 + 3Н2О ® Н3РО3

 

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

Н¾O O H¾O

P H¾O P

H¾O H H¾O

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 (tпл = 42оС), 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.

 

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:

3О2 2О3

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+ + S2- 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+ + SO32- 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.) ¹

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

 

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.

 

Химия водорода и его соединений

 

Водород занимает особое положение среди других элементов периодической системы. Подобно атомам щелочных металлов атом водорода способен отдавать один электрон, проявляя восстановительные свойства, и образовывать положительно заряженный ион. Подобно галогенам, водород может проявлять и окислительные свойства и образовывать гидриды, например, NaH, сходные с соответствующими галогенидами. Водород, подобно галогенам, образует двухатомные молекулы Н2. В органических соединениях атомы галогенов могут замещать атомы водорода: CH4 - CH3Cl - CH2Cl2 и т.д. Отсутствие внутренних электронных оболочек у атома водорода обуславливает его способность к образованию водородных связей.

В промышленности водород получают конверсией природного газа в присутствии катализатора при температуре 800-900оС:

2CH4 + 2H2O + O2 ® 6H2 + 2CO2

В лаборатории водород получают действием соляной кислоты на цинк в аппарате Киппа:

Zn + 2HCl ® ZnCl2 + H2

Водород представляет собой легкий газ без цвета, без запаха. Водород растворяется в некоторых металлах: в одном объеме палладия растворяется 900 объемов водорода.

Окислительные свойства водород проявляет при взаимодействии с активными металлами с образованием ионных солеобразных гидридов:

Н2 + 2Li ® 2LiН

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами:

Н2 + Cl2 ® 2HCl

3Н2 + N2 ® 2NH3

Смесь водорода и кислорода загорается со взрывом, чистый водород горит беззвучно.

2Н2 + О2 ® 2H2О

Гидриды активных металлов разлагаются при действии воды или кислот:

NaH + H2O ® NaOH + H2

CaH2 + 2HCl ® CaCl2 + 2H2

 

Химия фтора и его соединений

 

Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем. Фтор - зеленовато-желтый газ с резким запахом. В атмосфере фтора горят многие металлы и неметаллы с образованием соответствующих фторидов. Фтор взаимодействует с водородом с взрывом в темноте и при низких температурах:

F2 + H2 ® 2HF

Фтор взаимодействует с водой:

2F2 + 2H2O ® 4HF + O2

Фтор вытесняет хлор из хлоридов:

F2 + 2NaCl ® 2NaF + Cl2

Фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой кислотой. Молекулы HF связаны друг с другом водородными связями, образуя молекулы HnFn, где n=2-6, поэтому плавиковая кислота может образовывать кислые соли, например, KHF2. Фтороводородная кислота ядовита, вызывает ожоги кожи. Плавиковая кислота разрушает стекло, реагируя с оксидом кремния (IV) с образованием газообразного SiF4:

4HF + SiO2 ® SiF4 + 2H2O

 

Химия хлора и его соединений

 

В природе хлор находится в виде хлоридов. В промышленности хлор получают вместе с водородом и гидроксидом натрия при электролизе водного раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH

В лаборатории хлор получают при взаимодействии перманганата калия с концентрированной соляной кислотой:

2KMnO4 + 16HCl ® 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.