5.2 Проектное задание

Закончить уравнения реакций:

GeO₂ + HF → GeO₂ + HCl →

GeO₂ + NaOH → GeO₂ + NaOH + H₂O →

SnO₂ + H₂SO₄ (конц.) → SnO₂ + NaOH (сплавление) →

PbO₂ + HCl → Pb₃O₄ + HNO₃ →

PbO₂ + HNO₃(разб.) + Mn(NO₃)₂ →

5.3 Тест рубежного контроля

Тест содержит 6 заданий, на выполнение которых отводится 5 минут. Выберите наиболее правильный, по Вашему мнению, вариант ответа и отметьте его в бланке ответов любым значком (правильных ответов может быть несколько!)

1. Какой тип химической связи в молекуле диоксида свинца?
а) ковалентная полярная		б) ковалентная неполярная
в) ионная		г) двойная
2. С какими из перечисленных веществ реагирует диоксид германия?
а) GeO2		б) NaOH
в) H2O		г) СаО
д) Ge
3. Каков характер гидроксида олова (IV)?
а) кислотный	б) идеальный амфолит
в) основный	г) амфотерный с преобл.кислотных свойств
4. Какова формула гидроксида германия (IV) кислоты:
а) H4GeO4	б) H2GeO3
в) GeO2∙nH2O,	г) H2Ge2O5
5. Какие факторы способствуют старению гидроксида олова (IV)
а) охлаждение	б) нагревание
в) время	г) повышение рН раствора
6. Каковы продукты взаимодействия диоксида свинца с соляной кислотой
а) PbCl2 ; Cl2 и H2O;	б) H2[PbCl4] ; Cl2 и H2O
в) PbCl4 и H2O;	г) H2[PbCl6] и Cl2

Бланк ответов

№	1	2	3	4	5	6
А)
Б)
В)
Г)

Модуль 6 Оксиды Э(II), гидроксиды Э(II) и их соли

Комплексная цель модуля:

знать способы получения оксидов и гидроксидов (II); описывать их физические свойства; давать характеристику кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов (II), давать характеристику окислительно-восстановительных свойств; оценивать изменение этих свойств по подгруппе.

6.1 Содержание модуля

6.1.1 Оксид углерода (II) и оксид кремния (II)

Молекула СО имеет следующую структуру – :С ≡ О:. Две связи образованы за счет спаривания 2р-электронов атомов углерода и кислорода, третья связь образована по донорно-акцепторному механизму за счет свободной 2р-орбитали углерода и 2р-электронной пары атома кислорода. Дипольный момент молекулы незначителен, приэтом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода – положительный.

Поскольку строение молекулы СО сходно со строением молекулы азота, похожи их физические свойства. СО имеет очень низкую температуру плавления (- 204ºС) и кипения (- 191,5ºС), это бесцветный, очень ядовитый газ, без запаха, совсем немного легче воздуха. Плохо растворим в воде и с ней не взаимодействует.

СО считается несолеобразующим оксидом, т.к. при обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами. Он образуется при горении угля и углеродистых соединений при ограниченном доступе кислорода, также при взаимодействии углекислого газа с раскаленным углем: СО₂ + С = 2СО.

В лаборатории его получают из мурвьиной кислоты действием на нее концентрированной серной кислоты при нагревании:

НСООН + H₂SO₄ (конц.) = CO + H₂SO₄ ∙ H₂O.

Можно использовать также и щавелевую кислоту. Серная кислота в этих реакциях выступает как водоотнимающее средство.

В обычных условиях СО химически достаточно инертен, но при нагревании проявляет восстановительные свойства, что широко используется в пирометаллургии для получения некоторых металлов

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂.

На воздухе СО горит голубоватым пламенем с выделением большого количества теплоты: 2СО + О₂ = 2СО₂ + 569 кДж.

Помимо кислорода на прямом солнечном свету или в присутствии катализатора (активного угля) СО соединяется с хлором, образуя фосген:

СО + Cl₂ = COCl₂.

Фосген – бесцветный газ с характерным запахом, тяжелее воздуха в 3,5 раза. В воде он малорастворим, но как хлорангидрид угольной кислоты постепенно гидролизуется по схеме: COCl₂ + 2H₂O = 2HCl + H₂CO₃. Вследствие высокой токсичности фосген применяли как боевое отравляющее средство в первую мировую войну. Обезвредить его можно с помощью гашеной извести.

Во всех карбонилгалогенидах СОХ₂ углерод четырехвалентен, структура является молекулярной. Плоские молекулы оксогалогенидов углерода представляют собой треугольники. Это гигроскопичные вещества со свойствами галогенангидридов; гидролизуются аналогично фосгену.

При нагревании СО окисляется и серой: СО + S = COS.

Молекула СО может выступать в качестве лиганда в различных комплексных соединениях. За счет несвязывающей электронной пары углерода она проявляет σ-донорные свойства, а за счет свободных π-разрыхляющих орбиталей проявляет π-акцепторные свойства. Особый интерес представляют карбонильные комплексы d-металлов, т.к. термическим разложением карбонилов получают металлы высокой чистоты.

Оксид кремния (II) SiO в природе не встречается, но может быть получен при восстановлении кремнезема кремнием, углем или карбидом кремния в электрической печи:

SiO₂ + Si = 2SiO; SiO₂ + C = SiO + CO; 2SiO₂ + SiC = 3SiO + CO.

Оксид кремния (II) – желтовато-коричневое вещество с плотностью 2,2 г/см³, медленно окисляется на воздухе и легко растворяется в водных растворах щелочей:

2SiO + O₂ = 2 SiO₂; SiO +2KOH = K₂SiO₃ + H₂.

Под техническим названием «монокс» монооксид кремния применяют для изготовления некоторых красок, как электроизоляционный материал, для фильтрования воздуха (задерживает микробы).