Общая характеристика s-элементов первой и второй групп 2 часть

К[А1 (SО4)2]·12Н2О алюмокалиевые квасцы – применяются для дубления кож и в красильном деле.

Индий, галлий и таллий в свободном состоянии представляют собой сереб­ристо-белые металлы с низкими температурами плавления, устойчивые к окисле­нию кислородом воздуха. Воду не разлагают. По химическим свойствам галлий и индий близки к алюминию.

Галлий применяется в высокотемпературных термометрах благодаря большому температурному диапазону жидкого состояния (от +29,8 до 2205 оС) и в сплавах с золотом в ювелирном и зубоврачебном деле.

Индий применяется вместо серебра для покрытия рефлекторов, для покрытия вкладышей подшипников и в легкоплавких предохранителях.

Таллий находит небольшое по объёму, но разнообразное применение. Он компонент многих свинцовых сплавов.

Р-Элементы IV группы

В главную подгруппу IV группы входят: углерод (С), кремний (Si), германий (Gе), олово (Sn) и свинец (Рb).

Общая электронная формула валентной зоны данных элементов имеет вид ns2nр2, а при переходе одного электрона с s- на р-подуровень – ns1nр3 (возбуждённое состояние). Таким образом, элементы рассматри­ваемой подгруппы могут проявлять валентности 2 и 4.

При переходе от угле­рода к свинцу радиусы атомов увеличиваются, что приводит к усилению металлических свойств, ко­торые проявляются уже у германия.

На примере р-элементов IV группы в таблицах 17.1 и 17.2 приведены формулы основных классов неорганических соединений для данных элементов.

Из таблиц видно, что данные элементы являются аналогами и соответственно образуют основные классы неорганических соединений (оксиды, кислоты, основания и соли) одинакового состава. При увеличении порядкового номера и повышении валентности элемента основные свойства ослабевают, а кислотные

нарастают. В двухвалентном состоянии элементы обладают окислительно-восстановительной двойственностью, а в четырехвалентном состоянии – только

окислительными свойствами. На примере свинца приведены названия соответствующих соединений.

Таблица 17.1– Формулы оксидов и гидроксидов р-элементов IV группы

Оксиды Гидроксиды
Степени окисления Степени окисления
+2 +4 +2 +4
Кислота Основание Кислота Основание основание
СО СО2 нет нет Н2СО3 нет нет
SiО SiО2 нет нет Н2SiО3 нет нет
GеО GеО2 Н2GеО2 Gе(ОН)2 Н2GеО3 Gе(ОН)4 Gе(ОН)4
SnО SnО2 Н2SnО2 Sn(ОН)2 Н2SnО3 Sn(ОН)4 Sn(ОН)4
РbО оксид свинца(II) РbО2 оксид свинца(IV) Н2РbО2 свинцовистая кислота Рb(ОН)2 гидроксид свинца(II) Н2РbО3 свинцовая кислота Рb(ОН)4 гидроксид свинца(IV) Рb(ОН)4
Таблица 17.2 – Формулы солей р-элементов IV группы
Степени окисления
+2 +4
нет нет К 2СО3 нет
нет нет К 2SiО3 нет
К2GеО2 GеSО4 К 2GеО3 Gе(SО4)2
К 2SnО2 Sn SО4 К 2SnО3 Sn(SО4)2
К2РbО2 плюмбит калия РbSО4 сульфат свинца(II) К 2РbО3 плюмбат калия Рb(SО4)2 сульфат свинца(IV)

Углерод образует ряд аллотропных модификаций, из которых наиболее известны алмаз и графит.



Алмаз – самое твердое вещество, встречающееся в природе. Причина прочности алмаза заключается в атомной кристаллической решетке. В кристалле алмаза каждый атом углерода связан с четырьмя соседними атомами углерода посредством прочных химических связей. Несмотря на твердость, алмаз является хрупким веществом. Не проводит электрический ток. При сильном нагреве без доступа воздуха превращается в графит. Искусственный алмаз получают из графита при давлении примерно 105 атмосфер и температуре около 3000 оС.

Графит – материал темно-серого цвета с металлическим блеском. Имеет слоистую структуру. Связи между отдельными слоями сравнительно слабые и легко перемещаются друг относительно друга, что делает его хорошим смазочным материалом (графитовая смазка). Проводит электрический ток.

«Аморфный» углерод (уголь), представляющий собой мелкокристаллический графит. Благодаря большой активной поверхности обладает высокой адсорбционной способностью.



Углерод химически довольно инертен и проявляет химическую активность лишь при высоких темпера­турах. При прокаливании в кислороде сгорает с образованием углекислого газа (СО2). Используется в ме­таллургии для восстановления металлов из руд:

Fе2О3 + 3С = 2Fе + 3СO.

При недостатке кислорода углерод сгорает до оксида углерода(II) – угарный газ. Это бесцветный ядовитый газ, при попадании в организм человека замещает кислород в молекуле гемоглобина.

При ультрафиолетовом облучении или в присутствии катализатора (активи­рованный уголь) оксид углерода (II) соединяется с хлором, образуя чрезвычайно ядовитый газ фосген:

СО + С12 = СОС12.

Оксид углерода (II) может соединяться со многими металлами с образова­нием карбонилов металлов:

Fe + 5СО = Fe(CO)5 – пентакарбонил железа,

Ni + 4СО = Ni(CO)4 – тетракарбонил никеля.

Карбонилы металлов ядовиты. При высокой температуре они разлагаются с вы­делением высокочистых металлов.

Оксид углерода(IV) – легко сжижающийся под давлением бесцветный газ. Твёрдая углекислота при атмосферном давлении и температуре –78,5 оС без плавления переходит в газообразное состояние (сублимация). СО2 – ангидрид угольной кислоты.

Н2СО3 – слабая, неустойчивая кислота:

Н2СО3 ↔ Н2О + СО2↑.

Диссоциирует по типу слабого электролита:

Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3–, К1 = 4,5·10–7 ,

НСО3– ↔ Н+ + СО32–, К2 = 4,7·10–11.

Угольная кислота образует: средние соли (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты). Например: Nа2СО3 и NаНСО3.

Карбонаты и гидрокарбонаты термически нестойки:

СаСОз = СаО + СО2↑,

Са(НСО3)2 = СаСО3↓ +СО2↑+ Н2О.

Карбонат натрия (кальцинированная сода) – является одним из главных продуктов химической промышленности. В водном растворе он гидролизуется по реакции

Nа2СО3 → 2Nа+ + СО32–,

СО32– + Н+–ОН– ↔ НСО3– + ОН–.

Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) – широко используется в пищевой промышленности. Вследствие гидролиза раствор также имеет щелочную среду

NаНСО3 → Nа+ + НСО3–,

НСО3– + Н+–ОН– ↔ Н2СО3 + ОН–.

Кальцинированная и питьевая сода разлагаются под действием кислот:

Nа2СО3 + 2НСl → 2NаСl + СО2↑ + Н2О,

2Nа+ + СО32– + 2Н+ + 2Сl– → 2Nа+ + 2Сl– + СО2↑ + Н2О,

СО32– + 2Н+ → СО2↑ + Н2О;

NаНСО3 + СН3СООН ↔ СН3СООNа + СО2↑ + Н2О,

Nа+ + НСО3– + СН3СООН ↔ СН3СОО– + Nа+ + СО2↑ + Н2О,

НСО3– + СН3СООН ↔ СН3СОО– + СО2↑ + Н2О.

Соединения углерода с металлами или другими менее электроотрицательными элементами называются карбидами. Карбид кальция при взаимодействии с водой разлагается с образованием ацетилена:

СаС2 + 2НОН = Са(ОН)2 + С2Н2.

Синильная кислота (НСN) и её соли чрезвычайно ядовиты.

Карбамид (СО(NН2)2) мочевина – используется в сель­ском хозяйстве как азотное удобрение и добавка к корму животных.

Кремний – один из наиболее распространённых в земной коре элементов. В природе кремний встречается в виде SiО2 – диоксида кремния (кремнезём, песок, кварц) или в виде различных алюмосиликатов, например, каолина (А12О3·2SiО2·2Н2О), состав­ляющего основу различных глин.

Чистый кремний – кристаллическое вещество со стальным блеском. Об­ласть применения – радиоэлектроника (полупроводниковая техника).

Кремний энергично взаимодействует с растворами щелочей с образованием силикатов и выделением водорода:

Si + 2КОН + Н2О = К2SiО3 + 2Н2↑.

Оксид кремния(IV) – кислотный оксид, непосредственно с водой не взаимодействует. Ему соответствуют слабые малорастворимые в воде крем­ниевые кислоты. Из солей кремниевых кислот (силикатов) растворимы лишь силикаты калия и натрия (жидкое стекло). Диоксид кремния растворяется в плавиковой кислоте:

SiО2 + 4НF = SiF4↑+ 2Н2О.

В ряду Gе–Sn–Рb наблюдается усиление металлических свойств. Данные элементы проявляют в своих соединениях степени окисления +2 и +4.

При движении в главных подгруппах сверху вниз возрастает устойчивость более низкой степени окисления. Для свинца более устойчива степень окисления +2, поэтому соединения в степени окисления +4 обладают сильными окислительными свойствами:

РbО2 + 4НСl = РbСl4 + 2Н2О,

РbСl4 = РbСl2 + Сl2↑.

Как отмечено ранее, данные металлы являются амфотерными, т.е. взаимодействуют с кислотами и щелочами:

Sn + 4Н2SО4 + 2Н2О = Sn(SО4) 2 + 2SО2↑ + 6H2О,

Sn + 2КОН + 2Н2О = К2[Sn(ОН)4] + H2↑.

Взаимодействие свинца с разбавленными Н2SО4 и НС1 затруднено из-за образования на его поверхности малорастворимых РbSО4 и РbС12.

Германий обладает полупроводниковыми свойствами и на этом основано его основное применение.

Олово очень пластично и легко прокатывается в тонкие листы, называемые оловянной фольгой или станиолем. В пищевой промышленности применяют луженое железо (покрытое оловом).

Применение свинца разнообразно: пластины аккумуляторов, аппаратура на сернокислотных заводах, боеприпасы и дробь, припой, сплав для подшипников и типографский сплав (гарт).

Р-Элементы V группы

В главную подгруппу V группы входят элементы: азот (N), фосфор (Р), мышьяк (Аs), сурьма (Sb) и висмут (Вi). На внеш­нем энергетическом уровне атомов этих элементов на­ходятся по пять электронов. Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns2np3. В отличие от остальных элементов максимальная валентность азота равна четырем (три связи могут быть образованы по обменному механизму и одна – по донорно-акцепторному).

Основные степени окисления данных элементов –3, 0, +3 и +5. При этом для азота возможны все степени окисления: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Для висмута наиболее устойчивая степень окисления +3, поэтому соединения Вi+5 обладают сильными окислительными свойствами.

Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Молекула азота двухатомна (N2). Азот – главная составная часть воздуха (78 % по объёму). В промышленности азот получают ректификацией жидкого воздуха. Молекула азота (N≡N) является практически инертным веществом, так как атомы азота связаны посредством трех прочных химических связей. Молекула азота распадается на атомы при температуре 3000 оС примерно на 0,1 %.

Азот при обычной температуре реагирует только с литием. С кислородом начинает реагировать при температуре 3000÷4000 оС. Вследствие превращения в природе соединений азота преимущественно в молекулярный азот, происходит обеднение почвы соединениями азота. Эта проблема «связанного азота» была решена посредством синтеза аммиака:

N2 + 3Н2 = 2NН3.

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом. Температура кипения при атмосферном давлении составляет –33,4 °С. Благодаря хорошим теплофизическим свойствам широко используется в холодильной технике.

Аммиак хорошо растворяется в воде (34 % при температуре 20 оС). Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом. Высокая растворимость аммиака является следствием его взаимодействия с водой с образованием гидроксида аммония NH3 + НОН ↔ NH4OH.

Гидроксид аммония - слабое основание

NH4OH ↔ NH4+ + OH– , К = 1,8∙10–5.

Аммиак взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

NH3 + HCl → NH4CI,

2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4.

Аммиак образует ряд комплексных соединений – аммиакатов. Например,

СuSО4 + 4NН3 = [Сu(NН3)4]SО4.

Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются, при этом возможны 2 типа разложения:

1) Без изменения степеней окисления

NH4CI → NH3 + HCl.

2) С изменением степеней окисления, как внутримолеку­лярная окислительно-восстановительная реакция

NH4NO2 → N2↑ + 2Н2O (способ получения N2 в лаборатории).

В атмосфере кислорода аммиак горит:

4NH3 + 3О2 → 2N2 + 6Н2O.

Для получения азотной кислоты аммиак окисляют в присутствии катализатора до NO по реакции

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6Н2O.

Из NO окислением получают NО2, а затем азотную кислоту:

4NО2 + O2 + 2H2O → 4НNO3.

Азот образует следующие оксиды:

1) N2О и NO – несолеобразующие оксиды;

2) N2О3 и N2О5– кислотные оксиды соответственно азотистой и азотной кислот;

3) NО2(N2О4) – смешанный оксид азотистой и азот­ной кислот.

Азотистая кислота НNО2 – слабая кислота

НNО2 ↔ H+ + NO2–, К = 4·10–4.

Азотистая кислота и её соли (нитриты) проявляют окис­лительно-восстановительную двойственность, так как азот находится в промежуточной

степени окисления +3.

Азотная кислота НNО3 – сильная кислота

НNО3 → H+ + NO3–.

Проявляет высокие окислительные свойства. Не реагирует только с Аu и металлами платиновой группы (за исключением Оs). Более сильными окислительными свойствами обладает смесь НNО3 и НС1 (1:3). Данную смесь называют «царской водкой», так как она способна растворять золото:

Аu + НNО3 + 4НС1 = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О.

Концентрированная НNО3 пассивирует Аl, Fе, Со, Ni, Сr и нержавеющие стали.

Степень восстановления азотной кислоты при взаимодействии её с металлами зависит от активности металла и концентрации кислоты:

Сu + 4НNО3 (конц.) = Сu(NО3)2 + 2NO2 + 2Н2О,

3Сu + 8НNО3 (разб.) = 3Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О,

4Мg + 10НNО3 (очень разб.) = 4Мg(NО3)2 + NН4NО3 + 3Н2О.

Из приведенных реакций следует, чем активней металл и более разбавлена азотная кислота, тем в большей степени она восстанавливается. При этом водород практически не выделяется.

Соли азотной кислоты (нитраты) хорошо растворимы в воде. Наиболее важное практическое значение имеют нитраты натрия, калия, ам­мония и кальция, которые называют селитрами. Важна биологическая роль азота, так как он входит в состав белковых молекул.

Фосфор вследствие лёгкой окисляемости не встречается в природе в свободном состоянии. Наиболее важным природным соединением фосфора является мине­рал фосфорит Са3(РО4)2.

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, крас­ный, черный и др.

Белый фосфор – очень сильный яд, даже малые дозы его смертельны.

Красный фосфор не ядовит, так как имеет полимерную структуру. При нагревании красный фосфор сублимируется, а при охлаждении паров получа­ется белый фосфор.

Чёрный фосфор образуется при нагревании белого фосфора без доступа воздуха при очень высоком давлении. Внешне чёрный фосфор похож на гра–

фит и обладает полупроводниковыми свойствами.

Фосфор непосредственно взаимодействует с многими веществами: кислородом, галогенами, активными металлами.

При сгорании фосфора в кислороде или на воздухе 4Р + 5О2 ↔ 2Р2О5

образуется оксид фосфора(V) – белое твёрдое вещество, обладающее сильными водоотнимающими свойст­вами. Р2О5 соответствует Н3РО4 – слабая трёхосновная кислота.

Известны также следующие слабые кислоты фосфора:

1) фосфористая(Н3РО3) – двухосновная,

2) фосфорноватистая(Н3РО2) – одноосновная.

Соли фосфорной кислоты применяются в сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений.

Мышьяк и все его соединения – сильные яды! Применяется в сельском хозяйстве в качестве инсектицида.

Сурьма – серебристо-белое вещество с металличе­ским блеском. От метал­лов сурьма отличается хрупкостью и низкой электропроводностью. Сурьму вводят в некоторые сплавы (гарт) для придания им твердости. Соединения сурьмы сходны с соединениями мышьяка.

Висмут в свободном состоянии – розово-белый металл. В электрохимическом ряду располагается после водорода. В концентрированной азотной кислоте пассивируется. Соединения висмута (+5) обладают сильными окислительными свойствами.

Металлический висмут используется, главным образом, в ядерной энергетике в качестве теплоносителя. Соединения висмута (+3) применяются в медицине и ветеринарии.

Р-Элементы VI группы

К р-элементам VI группы относятся кисло­род (О), сера (S), селен (Sе), теллур (Тe), полоний (Ро).

Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns2np4, из которой следует, что на внешнем элек­тронном слое атомов рас­сматриваемых элементов находится шесть электро­нов и они могут проявлять четные валентности 2, 4, 6. Так как у атома кислорода отсутствует d-подуровень, поэтому возбужденные состояния невозможны и валентность ки­слорода равна только 2.

Все элементы данной подгруппы, за исключением полония, неметаллы.

Кислород является самым распространённым элементом земной коры. Молекула кисло­рода двухатомна (О2). При обычных условиях представля­ет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. В атмосфере Земли содержится 21 % (по объёму) кислорода. В природных соединениях кислород встречается в виде оксидов (Н2О, SiО2) и солей кислородных кислот. Промышленный способ получения кислорода – ректификация жидкого воз­духа. Воздух, азот и кислород хранят в жидком состоянии в сосудах Дьюара.

Кислород играет важную роль в природе. Он участвует в жизненно важном процессе – дыхании. Применение его разнообразно: производство серной и азотной кислот, выплавка металлов и др.

Аллотропной модификацией кислорода является озон (O3). Озон – один из сильнейших окислителей; по окислительной активности он уступает только фтору. Он окисляет все металлы, кроме золота и платиновых металлов, а также большинство неметаллов. В стратосфере Земли находится озоновый слой, поглощающий основную часть ультрафиолетового излучения.

Для обнаружения озона применяют следующую реакцию:

2КI + О3 + Н2О = I2 + 2КОН + О2.

Важным соединением кислорода является Н2О2 (Н–О–О–Н) – пероксид водорода.

Атомы кислоро­да в Н2О2 находятся в промежуточной степени окисления –1 и поэтому могут проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства. Например:

1) Н2О2 + 2КI = I2 + 2КОН

2О–1 + 2 е = 2О–2, 2I– – 2е = I2;

2) 5Н2О2 + 2КМnО4 + 3Н2SО4 = 5О2 + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О

2О–1 – 2е = О2, Мn+7 + 5е = Мn+2.

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях: ромбическая, моноклинная, пластическая. При нормальных условиях сера – твёрдое жёлтое вещество, нерастворимое в воде, но хорошо растворимое в органических растворителях.

Сера со многими металлами (Zn, Al, Fe, Сu, щелоч­ные и щелочноземельные металлы) взаимодействует непосредственно. Например,

2Аl + 3S → Al2S3.

При высокой температуре сера взаимодействует с водородом с образовани­ем сероводорода (H2S) – бесцветный газ с характерным запахом (тухлых яиц)

Н2 + S → Н2S.

Сероводород очень ядовит и способен вызвать тяжёлые отравления.

Сероводородная кислота является слабой двухосновной кислотой:

Н2S ↔ H+ + НS–, К1 = 6∙10–8;

НS– ↔ H+ + S2–, К2 = 1∙10–14 .

Сероводородная кислота образует соли – сульфиды, многие из которых характеризуются низкой растворимостью. Например:

CuSO4 + H2S ↔ CuS↓ + H2SO4,

Cu2+ + SO42– + H2S ↔ CuS↓ + 2H+ + SO42–,

Cu2+ + H2S ↔ CuS↓ + 2H+.

При поджигании на воздухе сероводород горит голубоватым пламенем

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2Н2O (в избытке кислорода).

Оксид серы (IV) образуется при горении серы на воздухе. Он хорошо рас­творяется в воде с образованием сернистой кислоты:

SO2 + Н2O ↔ H2SO3.

Сернистая кислота – слабая двухосновная кислота. Она являются хорошими восстановителем и окисляется до серной кислоты:

2H2SO3 + O2 → 2H2SO4.

При высокой температуре в присутствии катализатора (V2O5, сплавы на ос­нове платины) диоксид серы окисляется кислородом до триоксида, который

в свою очередь используется для получения серной кислоты

SO3 + Н2O → Н2SО4.

Н2SO4 – сильная двухосновная кислота. В разбавленных водных растворах она диссоциирует практически полностью Н2SO4 → 2Н+ + SO42–. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла.

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, – энергичный окис­литель. Она восстанавливается металлами до SO2, S или Н2S. Чем активней металл, тем более глубоко восстанавливается кисло­та:

Сu + 2Н2SO4 (конц.) → СuSO4 + SO2↑ + 2Н2O,

3Zn + 4Н2SO4(конц.) → 3ZnSО4 + S↓ + 4Н2O,

Соли серной кислоты, сульфаты, как правило, хорошо растворимы. Из водных растворов выделяются в виде кристаллогидратов, называемых купоросами: СuSO4·5Н2O, FeSO4·7Н2O и др. Серная кислота образует также двойные соли – квасцы, существующие в кристаллическом состоянии:

К2SO4·Аl2(SO4)3·24Н2O или КАl(SO4)2·12Н2O и др.

В ряду Н2O – Н2S − Н2Sе − Н2Те с увеличением молекулярных масс должно наблюдаться повышение температур кипения. Как видно из рисунка 17.1, данная зависимость соблюдается, за исключением Н2О.

Ткип.

Рисунок 17.1 – Зависимость температур кипения водородных соединений р-элементов VI группы от молекулярной массы соединения

Ранее было показано, что аномально высокая температура кипения Н2О является следствием образования водородных связей между отдельными молекулами воды.

Селен по свойствам близок к сере. Селеновая кислота (Н2SеO4) также является сильной кислотой. Селен является важным биологическим микроэлементом.

Теллур образует очень слабую ортотеллуровою кислоту Н6ТеO6. Селен и теллур – полупроводники. Теллур служит легирующей добавкой к свинцу, улучшая его механические свойства. Все соединения селена и теллура ядовиты.

Р-Элементы VII группы

К p-элементам VII ­группы относятся – фтор (F), хлор (Сl), бром (Вr), йод (I) и астат (Аt). Данные элементы называют галогенами (рождающие соли). Все элементы данной подгруппы – неметаллы.

Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns2np5, из которой следует, что на внешнем элек­тронном слое атомов рас­сматриваемых элементов находится семь электро­нов и они могут проявлять нечетные валентности 1, 3, 5, 7. У атома фтора отсутствует d-подуровень, поэтому возбужденные состояния отсутствуют и валентность фтора равна только 1.

Фтор – самый электроотрицательный элемент в периодической таблице и соответственно в соединениях с другими элементами проявляет только отрицательную степень окисления –1. Остальные галогены могут иметь степени окисления –1, 0, +1, +3, +5, +7. Каждый галоген в своем периоде является наиболее сильным окислителем. С повышением поряд­кового номера элементов в ряду F, С1, Br, Iи At увеличиваются радиусы атомов и уменьшается окислительная активность элементов.


3925929284839115.html
3925976278176662.html
    PR.RU™