Эмиссия газов от очистных сооружений канализации: В последние годы внимание мирового сообщества сосредоточено на экологических проблемах...
Адаптации растений и животных к жизни в горах: Большое значение для жизни организмов в горах имеют степень расчленения, крутизна и экспозиционные различия склонов...
Топ:
Оснащения врачебно-сестринской бригады.
Процедура выполнения команд. Рабочий цикл процессора: Функционирование процессора в основном состоит из повторяющихся рабочих циклов, каждый из которых соответствует...
Основы обеспечения единства измерений: Обеспечение единства измерений - деятельность метрологических служб, направленная на достижение...
Интересное:
Средства для ингаляционного наркоза: Наркоз наступает в результате вдыхания (ингаляции) средств, которое осуществляют или с помощью маски...
Принципы управления денежными потоками: одним из методов контроля за состоянием денежной наличности является...
Влияние предпринимательской среды на эффективное функционирование предприятия: Предпринимательская среда – это совокупность внешних и внутренних факторов, оказывающих влияние на функционирование фирмы...
Дисциплины:
2021-03-17 | 145 |
5.00
из
|
Заказать работу |
|
|
Бериллий
Получение бериллия: BeF2 + Mg = Be + MgF2
Химические св-ва
Гидрид бериллия: BeCl2 + 2LiH = BeH2 + LiCl
Пассивируется в азотной конц. кислоте. Он, его гидроксид и оксид проявляют амф. св-ва
Be + 2NaOH(изб) + 2H2O = Na2[Be(OH)4 ] + 2H2 Be + 2HCl(разб.) = BeCl2 + H2↑
Be + 2NaOH =(спл)= Na2BeO2 + H2
Be и ВеО не растворяются в воде при комн. t; Ве(ОН)2 м/р соединение
Галогениды, фосфориды, нитриды, сульфиды получаются прямым синтезом, при сгорании ВеО
3Be + 2NH3 = Be3N2 + 3H2
Сульфид: BeSO4 + 4C =(t)= 4CO + BeS
Ве(порошок) + С(изб) =(спекание)= Ве2С
Be2C + 2H2SO4= 2BeSO4 + CH4
Особенности химии бериллия - соединения бериллия склонны к полимеризации, проявляет диагональные сво-ва с Al.
Фториды ксенона
Xe + F2 = (XeF2;XeF4;XeF6) в зависимости от соотношений
Р-ции присоединения:
XeF2 + 2SbF5 = Xe[SbF6]2 XeF6 + CsF = Cs[XeF7]
Гидролиз фторидов ксенона -> окисление воды
2XeF2 +2H2О = O2 + 2Xe + 4HF XeF4 + 2H2O = O2 + Xe + 4HF XeF6 + 3H2O = XeO3 + 6HF
Р-ции диспропорционирования
3XeF4 =(H2o)= 2XeF6 + Xe 3XeF6 =(t)= XeF2 + 2XeF8 (полный гидролиз)
Хлораты калия, натрия
4KClO3 =(t)= KCl + 3KClO4 2KClO3 =(t, MnO2)= 2KCl + 3O2
Примеры окислительной активности хлоратов
KClO3 + 3Mg =(t)= KCl + 3MgO NaClO3 + 5NaCl + 3H2SO4 = 3Na2SO4 + 3Cl2 + 3H2O
Получ-е Fe Mn Ni Cr пром-ти.
Промышленное получение хрома
4Fe(CrO2)2 + 8K2CO3 + 7O2 =(t=1100)= 8CO2 + 2Fe2O3 + 8K2CrO4
2K2CrO4 + H2SO4 =K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + 2C =(t)= Cr2O3 + K2CO3 + CO (K2Cr2O7 + S =(t)= Cr2O3 + K2SO4)
Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
Промышленное получение марганца
MnO2(пиролюзит) + 2С =(t)= 2CO + Mn
Промышленное получение железа
Железная руда обогащается; из концентрата при 1300 получают огломерат. Большие куски долбят и загружают с коксом и флюс в доменную печь. Предарительно проводится коксование угля. В рез-те доменного процесса получется чугун - раствор углерода в железе, перерабатываемый на сталь. Более эффективно прямое восст оксидов железа смесью СО и Н2. Особо чистое железо получают Fe(CO)5 =(t)= Fe + 5CO
|
Промышленное получение никеля
Руда никеля после обогащения подверг обжигу, полученный NiO восст коксом в электропечах
NiO + C =(t)= Ni + CO. Дальнейшая очистка металлов осущ-я электролизом.
Пол-е О2 и Н2О2. Р-и Н2О2.
Промышленные способы получения молекулярного кислорода:
перегонка жидкого воздуха,электролиз воды(щелочного раствора)
1)H₂O=(эл.ток)H₂ +O₂
Возможные лабораторные способы получения кислорода.
1)2KClO₃=(t,MnO₂)2KCl+3O₂.
2)H₂O₂=(кат)2H₂O+O₂.
В промышленности пероксид водорода получают, подвергая электролизу 50% массовый раствор серной кислоты.
1)2H₂SO₄=(эл.ток)H₂S₂O₈+H₂.
2)H₂S₂O₈+2H₂O=2H₂SO₄+H₂O₂.
Лучшим лабораторным способом получения пероксида водорода является обработка пероксида бария серной кислотой.
1)BaO₂+H₂SO₄=BaSO₄+H₂O₂.
В водном растворе H₂O₂ –слабая двухосновная кислота
Окислительные свойства у H₂O₂выражены сильнее чем восстановительные.
1)3H₂O₂+I₂=2HIO₃+3H₂O
В качестве окислителя используется концентрированный раствор H₂O₂, разбавленный же раствор выступает в качестве восстановителя, особенно в присутствии серьёзных окислителей,например:
2K₂FeO₄+3H₂O₂+5H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+2K₂SO₄+3O₂+8H₂O.
Азот
Получают ректификацией жидкого воздуха, При необходимости в лаборатории получают нагреванием нитрата аммония 2NH4NO3 = 2N2 + 4H2O + O2 или смеси соли аммония с любым доступным нитритом: NH4Cl + KNO2 = N2 + KCl + 2H2O (t). Азот образуется при горении сухого аммиака: 4NH3 + 3O2=2N2 + 3H2O (t) или используется NH3 в качестве восстановителя: 3CuO + 2NH3=3Cu + N2 + 3H2O (t)
Валентные возможности атома азота ограничены величиной 3; привлечение свободной эл. пары(2s-орбиталь) для связи по донор-акцеп. механизму доводят валентные возможности до 4. Степень окисления: от -3 до +5. Наиболее ходовые:+3, +5. Азот инертен за счет своего строения: NΞN. Проявляет sp, sp2, sp3 гибр. Малорастворим в воде: 2V азота / 100 V воды.
|
Азот реагирует с O2: N2+O2=2N (t˃3000 ˚ (эл дуга))
Оксиды азота:
N2O, NO - несолеобр. N2O3, NO2,N2O4, N2O5 - кислотные
1) N 2 O (веселяящий газ): проще всего получить терм. разложением нитрата аммония:
NH4NO3 = N2O + 2H2O (250˚)
Хим. активность не очень велика: N2O = N2 + 1/2O2 (>900˚)
2P(S) + 5N2O = P2O5(SO2) + 5 N2 (t)
2) NO - бесцветный газ - в твердом состоянии голубой.
N2+O2=2NO
4NH3 + 5O2 = 4 NO + 6 H2O (Pt-Rh, t) - промышленный
3Cu + 8HNO3(p-p) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O - лабораторный
3SO2 + 2HNO3 + 2H2O = 2NO + 3H2SO4 2NaNO3 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
По методу ВС кратность связи = 2,5. Димеризуется:2NO ↔ N2O2 - кристаллы голубого цвета
Легко окисляется: NO + 1/2 O2 = 2NO2
2NO + Г2 = 2NOГ – нитрозилгалогенид
NOГ + H2O = HNO2 + HГ
при нагревании - восстановитель: 2NO + S(C) = SO2(CO2) + N2
2NO + SO2 = N2O + SO3
Соли NO устойчивы в неводных соединениях, однако в воде полностью гидролизуются. Качественная р-ия:
[Fe(H2O)6]SO4 + NO = [Fe(H2O)5NO]SO4 + H2O - бурое непрочное комплексное соединение.
3) N 2 O 3
Жидкость сине-зеленого цвета, крайне неустойчивое соединение; Получение: 4Ag + 6 HNO3(70%) = 4AgNO3 + N2O3 + 3H2O
NO + NO2 ↔ N2O3
N2O3 - ангидрид азотистой к-ты. Соли N2O3 особо нигде не используются. При растворении в воде на холоде дает HNO2. аналогично с КОН дает KNO2: N2O3 + 2KOH = 2KNO2 + H2O
4) NO 2 Бурый ядовитый газ, сжижающийся при температуре ниже 21˚С в жидкость, содержащую димеры N2O4(склонность к их образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона)Ядовитый, вызывает летальный исход.
Получение: NO + 1/2O2=NO2
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
2Pb(NO3)2 = PbO + 2NO2 + 1/2O2
При повышенной t NO2 легко окисляет многие металлы и неметаллы:2 NO2 + 2C = N2 + 2CO2 (t)
10NO2 + 6P= 3P2O5 + 5N2O (t)
при контакте с водой происходит 2 реакции диспропорционирования: 3NO2 + H2O=2HNO3 + NO
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 - идет преимущественно в холодных растворах.
2NO2 + 2KOH = KNO3 + KNO2 + H2O
В неводных растворах известны многочисленные солеобразующие соединения с катионом нитрония (NO2+), например NO2ClO4.
5) N 2 O 5 - образует игольчатые кристаллы, которые имеют состав NO2+NO3- - нитрат нитрония.
Получение: NO2 + O3 = N2O5 + O2
2HNO3(конц) + P2O5 = 2HPO3 + N2O5
Свойства: N2O5 = 2NO2 + 1/2O2
N2O5 + H2O = 2HNO3 (собственно только для этого N2O5 и нужен)
Стадии получения HNO3:
a) синтез аммиака:
N2 + 3H2 = 2NH3 (p,t, кат)
б)каталитическое окисление аммиака
|
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O(t, Pt)
в) дальнейшее окисление кислородом воздуха
2NO + O2 = 2NO2
г) поглощение водой при доступе воздуха
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Холодная HNO3 пассивирует Al, Fe,Be,Co,Ni,Cr. Устойчивы к действию: Au,Pt,Rh,Ir,Ti,Ta.
Смесь 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема азотной кислоты называют царской водкой. Эта хуйня окисляет даже золото:
Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO + 2H2O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O
3HgS + 8HNO3 + 6HCl = 3HgCl2 + 3H2SO4 + 8NO + 4H2O
Аммиак NH 3 бесцветный газ, с резким запахом, легче воздуха. хорошо растворим в воде. Промышленное получение: N2+3H2=2NH3 (P=200-100 атм, кат - губчатое железо, K2O, Al2O3). В лаборатории: 2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O.
Хим свойства: 1) присоединение за счет своб эл пары: NH3 + H2O = NH4OH; NH3 + HГ = NH4Г
2) Окисление: 3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
3)замещение, жидкий аммиак(t<-34˚C): 2K + 2NH3=2KNH2 + H2
2K+2NH3=K2NH + H2 6K + 2NH3 = 2K3N + 3H2
Гидразин. N2H4 получают окислением аммиака гипохлоритом натрия в водном р-ре: 2NH3 + NaOCl=N2H4 + NaCl + H2O. Ядовитая жидкость, в целом характеризуется восстановительными свойствами. N2H4 + O2 = N2 + 2H2O
5N2H4 + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4+16H2O. Только сильные восстановители способны восстановить N2H4 до N-3: N2H4 + TiCl3 + 4HCl = 2TiCl4 + 2NH4Cl
N2H4 + Mg + 4HCl=MgCl2 + 2NH4Cl
При нагревании диспропорционирует: 3N2H4 = N2 + 4NH3.
Гидроксиламин. Получают электрохимическим восстановлением раствора азотной кислоты, на катоде суммарно происходит реакция: HNO3 + 6Н⁺ + 6e =NH2OH + 2H2O. NH2OH - кристаллическое ядовитое в-во, проявляющее в р-иях преимущественно восстановительные св-ва:
2NH2OH + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O. Промежуточная степень окисления объясняет диспропорционирование этого соединения при нагревании: 3NH2OH=N2+NH3+3H2O
И способность восстанавливаться до иона NH4⁺:
4KI + 2NH2OH + 3H2SO4 = 2I2 + (NH4)2SO4 + 2K2SO4 +2H2O
Азотистый водород (в р-ре азотистоводородная кислота) может быть получен след. образом:
N2H4 + HNO2 = HN3 + 2H2O. Gо силе HN3 примерно как уксусная.
Как окислитель похож на HNO3: Cu + 3HN3 = Cu(N3)2 + N2 + NH3. Азиды щелочных металлов плавятся, не разлагаясь, и хорошо растворимы в воде, азиды тяжелых металлов при нагревании и даже от удара взрываются.
Термическое разложение солей аммония:
NH4NO3 = N2O + 2H2O (250˚C) 2NH4NO3 = 2N2 + O2 + 4H2O (400˚C) NH4NO2 = N2 + 2H2O
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O 4NH4ClO4 = 2N2 + 4HCl + 6H2O + 5O2 NH4Г = NH3 + Г
|
(NH4)2SO4 = 2NH3 + H2SO4
Реакции азотной к-ты с металлами:
Cu = NO2
Zn = NO(N2O)
HNO3(конц)+ Mg = N2O(N2)
Na=N2(NH4⁺)
Cu = NO
Zn = N2O(N2)
HNO3(разб) + Mg = N2(NH4⁺)
Na = NH4⁺
Бор
Общая характеристика.
Основной степенью окисления является (+3). Среди элементов III группы бор - единственный неметалл и в своих соединениях образует преимущественно ковалентные химические связи.
Химические св-ва
Степени окисления в соединениях от -3 до +3 при доминирующей +3. При сильном прокаливании бор вытесняет из оксидов CO2, SiO2,P4O10. При спекании мелкораздробленного бора с порошками металлов образуются бориды этих металлов, например, MgB2. Бор растворяется только в кислотах-окислителях:
B + 3HNO3 (конц) =t H3 BO3 + 3NO2.
2B + 3H2SO4(конц)= 2H3BO3+ 3SO2.
Аморфный бор (или очень мелкораздробленный кристаллический) медленно растворяется в щелочах:
2B + 2KOH + 2H2O = 2KBO2+ 3H2
Наиболее эффективный способ переведения бора в растворимое в воде соединение – окисление «щелочным сплавом»:
2B + 3KNO3 + 2KOH =спл.= 3KNO2+ 2KBO2 + H2O.
Получение.
Элементарный бор получают из природного сырья в несколько стадий:
2Ca2B6O11 + 4Na2CO3 + H2O = 3Na2B4O7 + 4CaCO3 + 2NaOH
Na2B4O7 + H2SO4+5H2O = 4H3BO3 + Na2SO4
2H3BO3 = B2O3+ 3H2O
B2O3 +3Mg = 2B + 3MgO(t)
Также можно непосредственно восстанавливать и буру:
Na2B4O7+ 3Mg = 2B +2NaBO2+3MgO (t)
Особо чистый кристаллический бор получают термическим разложением гидридов или галогенидов бора, а также восстановлением галогенидов бора металлами и водородом:
B2H6=2B+3H2(t)
2BI3=2B+3I2(t)
3H2+ 2BBr3=2B+6HBr(t)
Борный ангидрид
Оксид бора (борный ангидрид) В2О3 образуется либо прямым окислением бора, либо дегидратацией борной кислоты:
2H3BO3=B2O3+3H2O
Оксид бора гигроскопичен и легко растворяется в воде с образованием в итоге борной (ортоборной) кислоты Н3ВО3. Борная кислота легко возгоняется в сухой атмосфере, ее пары окрашивают пламя горелки в характерный зеленый цвет.
Обычно борную кислоту получают разложением буры:
Na2B4O7+ H2SO4+5H2O= 4H3BO3+ Na2SO4
Она также образуется при гидролизе тригалогенидов:
BCl3+ 3H2O= H3BO3+ 3HCl
При нейтрализации растворов H3BO3 щелочами в зависимости от концентрации образуются бораты разных свойств:
H3BO3+KOH= K[B(OH)4]
При сплавлении оксида В2О3 со щелочами образуются метабораты:
B2O3+KOH= 2KBO2 + H2O
Борная кислота растворима в метиловом и этиловом спиртах, с которыми в присутствии H2SO4 образует летучие эфиры, дающие в пламени характерный бледно-зеленый цвет:
H3BO3 + 3CH3OH= B(OCH3)3+ 3H2O
Кроме ортоборной кислоты в свободном состоянии получена также метаборная кислота НВО2.
Бораты получают при действии щелочей на борную кислоты, либо твердофазным синтезом:
|
4H3BO3 + Na2CO3= Na2B4O7 + CO2+6H2O
Бороводороды, борогидриды металлов.
В настоящее время известно 17 бороводородов, 14 из них классифицированы на 2 группы по составу (BnHn+4 и BnHn+6). Отдельно: В8Н18, В8Н18,В20Н16.
Основополагающий бороводород — диборан В2Н6 — получают различными методами:
2NaBH4+ I2= B2H6+ 2NaI+ H2
2BCl3+3H2=B2H6+6HCl
Бороводороды характеризуются довольно высокими энтальпиями сгорания, что позволило рассматривать их в качестве ракетных топлив. Они легко окисляются, а также разлагаются водой:
B2H6+3O2=B2O3+3H2O
B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2
Бораны легко реагируют со спиртами:
B2H6+6CH3OH= 2B(CH3)3+ 6H2O
С ненасыщенными углеводородами бораны образуют бороорганические соединения (гидроборорирование):
B2H6+6C2H4= 2B(C2H5)3
Действие ряда реагентов приводит к расщеплению бороводородов – к симметрическому или асимметрическому в зависимости от реагента и борана:
B2H6+2NH3= 2H3BNH3
B2H6+2NaH=2NaBH4
Кремний. Общ. хар-ка.
Получение: SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si (лабораторный)
SiO2 + 2C → 2CO + Si (промышленный)
Химические свойства:
Si + 2F2 (Cl2)→ SiF4 (SiCl4)
Si+2NaOH+H2O →Na2SiO3+2H2
При повышенных температурах реагирует:
Si + O2 (S2)= SiO2 (SiS2) 3Si + 2N2 = Si3N4 Si + C (графит) = SiC
Si + 4HF(г) = SiF4 + 2H2 Si + 2Mg = Mg2Si (при сплавлении)
При комнатной температуре реагирует со смесью HNO3 и HF:
3Si + 18HF (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[SiF6] + 4NO↑ + 8H2O
Получения в промышленности: - кремния: SiO2 + 2C → 2CO + Si
-силиката натрия: SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2 (1150° C)
-стекла:Na2SO4 + C + CaCO3 + 6SiO2 → Na2O*CaO*6SiO2 +CO+CO2+SO2
Получение
· Метакремниевую кислоту получают действием сильных кислот на соли метакремниевой кислоты:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl.
· При высокой температуре вода выпаривается:
H2SiO3 = SiO2 + H2O
В этой реакции оксид кремния(IV) выделяется в виде силикагеля.
Свойства:
2H4SiO4= H6Si2O7 + H2O H2SiO3+2NaOH→Na2SiO3+2H2O
Cиликаты:
H2SiO3+2NaOH→Na2SiO3+2H2O
Na2SiO3 + 2HCl (разб.) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O
Na2SiO3 + 2NaOH (конц., хол.) = Na4SiO4 + H2O
Na2SiO3 + CO2 = SiO2↓ + Na2CO3
Гексафторокремниевая кислота:
SiO2+6HF→H2[SiF6]+2H2O
Свойства:
H2[SiF6] + Na2CO3 = Na2[SiF6] + CO2 ↑ + H2O H2[SiF6] + BaCO3 = Ba[SiF6] ↓ + CO2 ↑ + H2O
H2[SiF6] = SiF4 + 2HF H2[SiF6] + 2H2O = [Si(H2O)2F4] + 2HF
H2[SiF6] = SiF4↑ + 2HF H2[SiF6] + 2NaOH (разб.) = Na2[SiF6]↓ + 2H2O
H2[SiF6] + 2(NH3•H2O) (разб.) = (NH4)2[SiF6] + 2H2O 2NaF(конц.) + H2[SiF6] = Na2[SiF6]↓ + 2HF
2KF (конц.) + H2[SiF6] = K2[SiF6]↓ + 2HF
Германий олово свинец
Получение.
Германий выделяют по реакции: GeO+H2=Ge+H2O
Олово выделяют по реакции: SnO2+2C=Sn+2CO
Для получения свинца сначала подвергают обжигу сульфид свинца: 2PbS+3O2=2PbO+2SO2
Затем восстанавливают PbO оксидом углерода: PbO+CO=Pb+CO2
Свойства
Основной характер оксидов и гидроксидов усиливается с ростом радиусов ионов Э2+; из оксидов данных элементов наиболее кислотный GeO2, а наиболее основные свойства выражены у PbO. Соединения ЭГ4 похожи на галогениды неметаллов, а ЭГ2, особенно PbГ2 – соли.
Окислительная активность Pb+4проявляется в реакции, происходящей при разряде свинцового аккумулятора:
Pb+PbO2+2H2SO4→2PbSO4+2H2O
На аноде Pb0 -2e+H2SO4→PbSO4+2H+
На катодеPbO2+2e+ H2SO4+2H+→PbSO4+2H2O
При заряде аккумулятора идет противоположный процесс.
Ge+4HNO3=H2GeO3+4NO2+H2O Sn+4HNO3=H2SnO3+4NO2+H2O
(соответственно германиевая кислота и β-оловянная кислота)
Pb+4HNO3=Pb(NO3)2+2NO2+2H2O
С кислотами, не являющимися окислителями, германий не взаимодействует, а олово и свинец реагируют с выделением водорода
Олово и свинец растворяются в водных растворах щелочей с образованием комплексов K2[Sn(OH)6] и K2[Pb(OH)4].
С растворами щелочей Ge при комнатной температуре практически не взаимодействуют в отсутствие окислителей, но растворяются при добавлении H2O2: Ge+2KOH+2H2O2=K2[Ge(OH)6]
Соединения.
С водородом Ge, Sn, Pb не взаимодействуют. Германоводород, или моногерман, получают по реакции, аналогичной получению силана: Mg2Ge+4HCl=2MgCl2+GeH4
Гидрид олова (станнан) SnH4 (газ), малоустойчив. Еще менее устойчив гидрид свинца PbH4 (газ), который в отличие от SnH4 нельзя выделить в виде индивидуального вещества.
При нагревании Ge и Sn в присутствии кислорода получаются диоксиды GeO2 и SnO2. Диоксид свинца в чистом виде таким путем приготовить нельзя.
В лаборатории PbO2 получают окислением ацетата свинца хлорной известью: Pb(CH3COO)2+CaOCl2+H2O=PbO2+CaCl2+2CH3COOH
Диоксид свинца – темно-коричневый порошок, сильнейший окислитель.
Оксиды ЭО2 реагируют со щелочами, образуя соответственно гидроксогерманаты, гидроксостаннаты, гидроксоплюмбаты: ЭО2+2KOH+2H2O=K2[Э(OH)6]
Оксидам ЭO2 отвечают амфотерные гидраты с преобладанием кислотных свойств.
Для SnO2*xH2O известны две формы - α и β. Первая форма выпадает из растворов
солей Sn+4 при действии оснований; удобно пользоваться NH3*H2O, так как его избыток не
вызывает растворения осадка, схема реакции такова: SnCl4 + NH3*H2O → SnO2*xH2O + NH4Cl
α-SnO2*xH2O растворима в кислотах и растворах щелочей; β-SnO2*xH2O, получается действием конц. HNO3 на металлическое олово.
С течением времени осадок α-SnO2*xH2O постепенно превращается в β-форму, происходит «старение» осадка.
Э+2
Соединения ЭО и Э(ОН)2 амфотерны; у Ge(OH)2 преобладают кислотные свойства, у
Pb(ОН)2 - основные свойства и он растворяется только в концентрированных растворах
щелочей. При действии растворов щелочей на GeО и Ge(ОН)2 образуются германаты (II)
M2+GeO2. При сплавлении оксидов или гидроксидов со щелочами можно
получить M2+SnO2 и М2+PbO2.
Дихлорид германия GeCl2 образуется в результате реакции:
Ge + GeCl4 (г) → 2GeCl2
Хлориды SnCl2 и PbCl2 получают, растворяя металлы или оксиды ЭО в конц. НCl.
При высоких концентрациях галогенид-ионов образуются комплексы:
SnCl2 + 2NaCl→Na2[SnCl4]
Темно-коричневый моносульфид олова SnS выпадает в осадок при действии H2S на
растворы, содержащие Sn2+. Осадок SnS не растворяется в разбавленных кислотах, но
растворим в конц. НCl и в кислотах-окислителях. Сульфид SnS не реагирует с сульфидом
аммония, но растворяется в растворе дисульфида аммония:
SnS + (NH4)2S2→ (NH4)2SnS3
GeS+(NH4)2S2 → (NH4)2GeS3
PbS+(NH4)2S2 →не идет
Сульфид свинца реагирует с H2O2
PbS + 4H2O2→ PbSO4 + 4H2O
Алюминий Индий Галлий
Получают эл-лизом расплав Al2O3 (5-10%) в криолите Na3[AlF6] (90-95%; добавление криолита нужно для снижения tпл реакционной смеси до 1000˚)
Процесс при расплаве: Al2O3 = Al3+ + AlO33-; 2Al2O3 = Al3+ + 3 AlO2-
Процесс при электролизе: Катод: 2Al3+ + 6e = 2Al; Анод:2AlO33- - 6 e = Al2O3 + 3/2 O2.
Хим. свойства.
Валентные возможности 1 и 3. Степени окисления 0, +1, +3. +3 доминирует.
Из-за оксидной пленки медленно вступает в хим. взаимодействие. Ион Al3+ - сильный поляризатор, склонен к образованию комплексных соединений. Al - амфотерный металл. Холодные растворы HNO3 и H2SO4 пассивируют алюминий. После удаления пленки реагирует с растворами минеральных кислот: 2Al + 6H+ = 2Al3+ 3H2
Разбавленную азотную кислоту восстанавливает до NH4+: 8Al + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
С растворами и расплавами щелочей: 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2
2Al + 6NaOH(изб) + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2
2Al + 6NaOH = 2Na3AlO3 + 3H2 (сплавление)
При нагревании порошок Al взаимодействует с неметаллами: 2Al + 3Г2 = 2AlГ3
4Al + 3C = Al4C3 2Al + N2 = 2AlN 2Al + 3S = Al2S3 Al + P= AlP Al + 3O2 = 2Al2O3
Al2O3. амфотерен:
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Al2O3 + 2KOH(конц) = 2KAlO2 + H2O
Al2O3 + 6 KOH(изб) + 3H2O = 2K3[Al(OH)6]
получение. 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O(t)
4Al + 3O2 = 2Al2O3
4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 (t)
Al (OH)3 -малорастворим, проявляет амфотерные свойства.
Al(OH)3 + 3H⁺ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + KOH = KAlO2(метаалюминат) + 2H2O (спл.)
Al(OH)3 + 3KOH = K3AlO3 (ортоалюминат) + 3H2O (спл.)
Al(OH)3 + 3KOH(изб) = K3[Al(OH)6]
Получение. AlCl3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl
Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 3Na2SO4
Соли Al. Галогениды алюминия занимают промежуточное положение между солями и галогенангидридами. Они отлично растворимы в воде (кроме AlF3). Соли алюминия в водном р-ре подвергаются глубокому гидролизу.
Al3+ + H2O ↔ AlOH2+ + H+, точнее [Al(H2O)6]3+ ↔ [Al(H2O)5OH]2+ + H
Не могут быть получены в водных растворах соли алюминия с ионами слабых кислот - сульфид, сульфит, карбонат, цианид и др. Сульфат образует двойные соли с сульфатами одновалентных металлов - квасцы. Кристаллическая решетка этих соединений содержит гексааквакомплексы [Э(H2O)6]+, [Al(H2O)6]3+ и анионы SO42-. Поэтому состав квасцов соответствует формуле ЭAl(SO4)2·12H2O. Квасцы способны образовывать и другие Э3+; двойные соли можно рассматривать как комплексы со сравнительно небольшой величиной константы устойчивости.
Ga, In, Tl
Сравнительно малораспространенные, рассяные металлы. Их выделяют из полиметаллических руд, переводят в соли или оксиды; металлы получают электролизом расплавов или восстановлением из оксидов активными металлами. Проявляют степени окисления 0, +1, +2, +3. Наиболее ходовые +3 и +1. В ряду Ga-In-Tl растет склонность к проявлению степени окисления +1.
Ga и In реагируют с минеральными кислотами, образуя соли с катионом Э3+. Tl дает соли с катионом Tl+. С водой медленно реагирует лишь Tl: 2Tl + 2H2O = 2TlOH + H2
Ga - хорошо растворим в щелочах, In - медленно растворим, Tl можно растворить в тех же условиях лишь окисляя. Порошки металлов сгорая дают Э2О3 (только Tl вдобавок еще дает TlO2).
Ga2O3 - амфотерен, In2O3 - слабоамфотерен, Tl2O3 - основный, Tl2O - основный(сильнее чем Tl2O3).
Катионы металлов в водных растворах являются гексааквакомплексами [Э(H2O)6]3+, соли гидролизованы: 2GaCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Ga(OH)3↓ + 3CO2 + 6NaCl
При комнатной температуре реагируют с F2,Cl2, Br2, а при повышенной t с I2, S, P и др.
Особенности химии таллия
1) довольно устойчивы соединения Tl+ (в отличии от Ga и In)
2) соединения Tl3+ достаточно сильные окислители
TlCl3 + 2KI = I2 + TlCl + 2KCl
а для перевода Tl+ в Tl+3 надо сильный окислитель:
5Tl2SO4 + 4KMnO4 + 16H2SO4 = 5Tl2(SO4)3 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O
3) Соединения Tl+ имеют сходные черты с соединениями щелочных металлов: TlOH - сильное основание, большинство солей хорошо растворимо в воде; не характерно комплексообразование
Mn,Tc,Re………
Получение:
MnO2+2C=2СO+Mn
2KReO4+7H2=4002KOH+2Re+6H2O-чистыйRe
Tc может быть получен следующим ядерным методом: 9842Mo+21H=9943Tc+10n
Св-ва:
При переходе от Mn к Reувеличивается устойчивость соед-ий с высшей степенью окисления и усиления тенденция к образованию кислотных оксидов и кислот.Mn сохраняет устойчивость при нагревании на воздухе благодаря защитной пленки Mn2O3.При нагревании Tc иRe в присутствии О2 образ-ся летучие оксиды Tc2O7иRe2O7.
Э+О2=MnO,Mn2O3,Mn3O4(приt+,Tc2O7,Re2O7,Re2O7)
С водой(0-100)эти Ме почти не реагируют. Mn медленно реагирует с кислотами с выделением Н2 и обр-м соли Mn2+. Tc и Re растворяются с помощью HNO3и H2O2 с получением HTcO4 и HReO4.Mn+2H+=Mn2++H2
Tc(Re)+7HNO3(конц.)=HTcO4(HReO4) +7HNO3+3H2O
При t Ме реагируют с галогенами образуя MnF3, MnF4, MnCl2, MnBr2, ReCl5, ReF6. Легко образуют карбонилы Э2(СО)10. Для Mn2+ не так характерно комплексообразование.
Соединения Mn(II)
1. Получение:
2MnO2+ 2H2SO4(70%) = 2MnSO4+ O2+ 2H2O
Mn + 2HCl = MnCl2+ H2
2. Гидроксид – сильное основание
MnCl2+ 2NaOH = Mn(OH)2+ 2NaCl
Mn(OH)2+ 2CH3COOH = Mn(CH3COO)2+ 2H2O
Mn(OH)2+ 2KOH (конц) = K2[Mn(OH)4]
3. Mn(II) окисляется в щелочной среде или принагревании:
3MnSO4= Mn3O4+ 3SO2+ O2
Mn(NO3)2= MnO2+ 2NO2
4Mn(OH)2+ O2= 4MnO(OH) + 2H2O
4. Сходство Mn2+ ↔ Mg2+:
Mn(OH)2(тв) + 2NH4Cl(aq) = MnCl2+ 2NH3·H2O
MnCl2+ 2NaHCO3= MnCO3+ 2NaCl + H2O + CO2
MnSO4+ (NH4)2HPO4+ NH3·H2O = NH4MnPO4·H2O↓ +(NH4)2SO4
Диоксид марганца MnO2 демонстрирует амфотерность:
2 МnО2 + 4 НNО3(конц) = 2 Мn(NО3)2 + 2 Н2О + O2(при кипячении) МnО2 + 4 НСl = МnСl2 + Сl2↑+ 2 Н2О;
МnО2 + 2 FеSO4 + 2 Н2SO4 = МnSO4 + Fе2(SO4)3 + 2Н2О MnO2+2H2SO4(конц)= Mn(SO4)2+2H2O
MnO2+CaO=tCaMnO3 MnO2+2KOH=K2MnO3+H2O
Соединения Mn +6 (манганаты) получаются окислением соединений марганца более низких С/о в щелочной среде:
MnO2+KNO3+2KOH=K2MnO4+KNO2+H2O MnSO4+2Br2+8KOH=tK2MnO4+K2SO4+4H2O+4KBr
В растворе манганаты диспропор-ют: 3K2MnO4+2H2O=MnO2+2KMnO4+4KOH
и достаточно легко окис-ются:2K2MnO4+Cl2=2KMnO4+2KCl
Важнейшим соединением является перманганат калия (сильный окислитель)
Получение:MnO2+KNO3+2KOH=K2MnO4+KNO2+H2O
2K2MnO4+2H2O= 2KMnO4+2KOH+H2
Cильный ок-ль в кислой среде, средней силы - в нейтральной среде и лишен окисляющего действия в щелочной среде.
2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+3H2O
2KMnO4+3Na2SO3+H2O=2MnO2+3Na2SO4+2KOH
2KMnO4+Na2SO3+2NaOH=K2MnO4+Na2SO4+Na2MnO4+H2O
Марганцевая кислота
Получение: Мn2O7+H2O=2HMnO4(на холоде)
Св-ва: 4HMnO4=4MnO2+3O2+2H2O
HMnO4+NaOH=NaMnO4+H2O
HMnO4+NH3*H2O=(<200)NH4MnO4+H2O
Кислота является сильным окислителем: 2HMnO4+14HCl=2MnCl2+5Cl2+8H2O
HMnO4+2(NH3*H2O)=(>20)2MnO2+N2+6H2O
Mn2O7
Получение: 2KMnO4+H2SO4(конц.)=Mn2O7+K2SO4+H2O
2Mn2O7=4MnO2+3O2
Mn2O7=2MnO2+O3
Mn2O7+H2O=2HMnO4
Галогены
F2-Светло-желтый газ, Cl2 зелен-желт газ, Br2 красн-бурая жидкость, I2 черн-серые кристаллы, все-яды
F2 Самый реакционноспособный(высокая электроотр, маленький размер атома)
2F2+2H2O=4HF+O2 ; 2F2+SiO2=SiF4+O2 ; Ag+2F2=AgF4 ; 2Fe+3F2=2FeF3 ; P4+10F2=4PF5 ; Xe+F2=XeF2
Г2+Н2О=НГО+НГ(Г=Cl, Br,I); 3Г2+3Н2О(гор)=НГО3+5НГ (t); Г2+2КОН(хол)=КГО+КГ+Н2О,
Получение
F2 Электролиз KHF2; Cl2 электролиз NaCl(p-p); 2KCl+2H2O=2KOH+H2+Cl2 (электрт.ток); 2NaBr+Cl2=Br2+2NaCl(из морской воды); 2KI+Cl2=I2+2KCl
НГ
Получение
Лаб. CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF; NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl; PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr; I2+H2S=S+2HI; BaI2+H2SO4=BaSO4+2HI;
Пром. H2+Г2=2НГ
HF-HCl-HBr-HI увеличивается радиус, энергия связи уменьшается, сила кислот возрастает, восст. св-ва увеличиваются
Восст. св-ва: 8HBr+2SO2=2S+4Br2+4H2O; 2HI+Br2=2HBr+I2
Окислительные св-ва: Zn+HГ=ZnГ2+Н2Г
В ряду HF-HCl-HBr-HI закономерно изменяются температуры кипения и плавления, но при переходе к НF в результате образования водородных связей
2HF=H2Г(+)+F(-) ; HF+F(-)=HF2(-); HF+H2O=H3O(+)+F(-); 2HF+KOHНЕД=KHF2+H2O; HF+KOHИЗБ=KF+H2O; SiO2+6HF=H2[SiF6]+2H2O
Г2+2NaOH=NaOГ +Н2О; 3Г2+6KOH=KГО3+5КГ+3Н2О
Оксиды CL2, I2
ClO2: промышл-2NaClO3+SO2+H2SO4=2NaHSO4+2ClO2;
ClO2-бурый газ, молекула полярна, уголковое строение
Cl2O6: 2ClO2+2O3= Cl2O6+2O2; Cl2O6+2NaOH=NaClO3+NaClO4+H2O
Cl2O7: 12HClO4+P4O10=6Cl2O7+4H3PO4;
Cl2O8: 2AgClO4+I2=Cl2O8+2AgI
I2O5- Бесцветное кристаллическое в-во; 2HIO3=I2O5+H2O(2500); I2O5+5CO=5CO2+I2
I2O4; I4O9 Солеподобные соединения
I2O4=(IO)IO3 йодат йодила; I4O9=I(IO3)3 йодат йода(3)
HOCl, HOBr, HOI, малостабильные соединения, известны только в водных р-рах, слабые электролиты, хорошие ок-ли в кислых средах
2HOCl=2HCl+O2(hv); 2HOCl=Cl2O+H2O(CuCl2, безвод); 3HOCl=HClO3+2HCl(t)
HOCl-HOBr-HOI окисл.активность и сила кислот падает
HCLO2 (хлорит), устойчив в водных р-рах
BaO2+2ClO2=Ba(ClO2)2+O2; Ba(ClO2)2+H2SO4=BaSO4+2HClO2
HГО3 (галогенноватые)
2NaClO3+H2SO4=Na2SO4+2HClO3; Br2+5Cl2+6H2O=2HBrO3+10HCl; I2+5H2O2=2HIO3+4H2O
3Г2+6КОН=5КГ+КГО3+3Н2О(t); 3MeOГ=2МеГ+МеГО3
HГО3 активные окислители
2НIO3+5H2C2O4=I2+10CO2+6H2O; HIO3+5HI=3I2+3H2O
HClO3-HBrO3-HIO3 падение силы кислот и ослабление окисл.активности
Галогенные кислоты:
Cl2O7+H2O=2HClO4(на холоду); КClO4+H2SO4=KHSO4+HClO4; I2+7MnO2+7H2SO4=2HIO4+7MnSO4+6H2O
Железо кобальт никель
В своих устойчивых соединениях, эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Образуют оксиды состава MeO и Me2О3. Им соответствуют гидроксиды состава Me(OH)2 и Me(ОН)3. Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II). Карбонилы Ni(CO)4, Fe(CO)5.Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворя
|
|
Типы сооружений для обработки осадков: Септиками называются сооружения, в которых одновременно происходят осветление сточной жидкости...
История развития пистолетов-пулеметов: Предпосылкой для возникновения пистолетов-пулеметов послужила давняя тенденция тяготения винтовок...
История развития хранилищ для нефти: Первые склады нефти появились в XVII веке. Они представляли собой землянные ямы-амбара глубиной 4…5 м...
Биохимия спиртового брожения: Основу технологии получения пива составляет спиртовое брожение, - при котором сахар превращается...
© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!