4.3.2. Соединения с кислородом

 

        При нагревании элементов в кислороде образуют оксиды ЭО и ЭО₂. Диоксид свинца PbO₂ таким путем получить нельзя. При нагревании свинца на воздухе   образуются желтый PbO и ярко – красный Pb₃O₄ (сурик). PbO₂ образуется при действии на сурик азотной кислоты:

Pb₃O₄ + 4HNO₃ = PbO₂ + 2Pb (NО₃)₂ + 2H₂O

В лаборатории PbO₂  получают окислением ацетата свинца хлорной известью:

Pb (CН₃COO)₂ + CaOCl₂ + H₂O = PbO₂  + CaCl₂ + 2CH₃COOH

        Оксиды углерода – газы, все остальные – твердые, практически нерастворимые в воде вещества.

        CO получают в промышленности, пропуская воздух через слой раскаленного угля, в лаборатории – разложением муравьиной кислоты в присутствии водоотнимающих веществ (H₂SO₄, P₂O₅):

                                                     CO₂ + C = 2CO

HCOOH = CO + H₂O

        Как сильный восстановитель СО используется в металлургии. Другое характерное свойство СО − склонность к реакциям присоединения. Так, СО реагирует с хлором с образованием оксид–хлорида углерода (фосген), а с серой – оксид– сульфида углерода:

                     CO + Cl₂ = COCl₂

 

                     CO + S = COS

        При присоединении CO к атомам металлов образуются карбонилы, например, Ni(CO)₄ , Fe(CO)₅.

        При нагревании под давлением с водородом CO образует метанол:

CO + 2H₂ = CH₃OH 

        Наиболее сильно восстановительные свойства проявляются у СО при высокой температуре, а у SiО, GeО и SnO – в щелочной среде:

SiO + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂

        СО₂  в промышленности получают обжигом известняка, а в лаборатории – действием НСl на мрамор:

CaCO₃ = CaO + CO₂

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O

        Оксиды СО и SiO – несолеобразующие, СО₂ и SiO₂ – кислотные. Оксиды Pb, Ge и Sn (ЭО и ЭО₂) амфотерны с усилением основных свойств в сторону оксидов свинца.

        PbO₂ – сильнейший окислитель в кислой среде:

5PbO₂ + 2MnSO₄ + 3H₂SO₄ = 5PbSO₄ + 2HMnO₄ + 2H₂O

 

4.3.3. Галогениды

 

        Углерод и кремний образуют галогениды только одного типа – ЭГ₄ со всеми галогенами,  Ge, Sn и Pb – галогениды двух типов – ЭГ₄ и ЭГ₂ (кроме PbBr₄ и PbI₄).

        Все галогениды могут быть получены непосредственным взаимодействием простых веществ; углерод таким путем образует только тетрафторид, остальные галогениды углерода получают косвенным путем. Так, тетрахлорид углерода     получают хлорированием CS₂ в присутствии катализатора:

СS₂ + 3Cl₂ = CCl₄  + S₂Cl₂

2S₂Cl₂ + CS₂ =CCl₄ + 6S

        Тетрафторид кремния обычно получают действием концентрированной серной кислоты на смесь SiO₂ и CaF₂:

CaF₂ + H₂SO₄ = CaSО₄ + 2HF

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

 

а тетрахлорид – при нагревании смеси SiO₂ и углерода в атмосфере хлора:

SiO₂ + 2C + 2Cl₂ = SiCl₄ + 2CO

        Галогениды углерода химически инертны, а галогениды остальных элементов активно воздействуют с водой:

ЭГ₄ + 3H₂O = H₂ЭO₃ + 4HГ

        Для галогенидов, особенно фторидов, типа ЭГ₄ , характерны реакции присоединения:

ЭГ₄ + 2НГ = Н₂[ЭГ₆]

По этой причине гидролиз SiF₄ протекает сложнее и выражается уравнением:

3SiF₄ + 3H₂O = H₂SiO₃ + 2H₂[SiF₆]

        Галогениды Ge, Sn и Pb типа ЭГ₂ относятся к солям, причем GeГ₂ гидролизуется полностью:

SnCl₂ + H₂O = SnOHCl + HCl

GeГ₂ + H₂O = Ge(OH)₂ + HГ

Для SnГ₂ и особенно для GeГ₂ характерны восстановительные свойства. Эти соли окисляются кислородом воздуха:

2ЭГ₂ + О₂ = ЭГ₄ + ЭО₂