
- •Введение
- •Изучение свойств галогенов и их соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств серы и её соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств азота и его соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы и задания
- •Изучение свойств фосфора и его соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств углерода, кремния, олова, свинца и их соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств щелочноземельных металлов и их соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств цинка, кадмия, ртути и их соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств меди, серебра и их соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств марганца и его соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств хрома и его соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Изучение свойств железа, кобальта, никеля и их соединений Основные теоретические положения
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные задания
- •Библиографический список
- •Третьяков ю.Д. Практикум по неорганической химии: Учеб. Пособие. – м.: Академия, 2004.
Изучение свойств углерода, кремния, олова, свинца и их соединений Основные теоретические положения
Элементы: углерод, кремний, олово и свинец входят в состав IV А группы Периодической системы. В основном состоянии их атомы имеют электронную конфигурацию ns2np2. Углерод и кремний являются типичными неметаллами, а олово и свинец – типичными металлами. Углерод является основой органической химии, главным органогенным элементом, необходимым компонентом организма всех живых существ. Кремний – основной элемент неорганической химии и всей неживой природы.
Число неспаренных электронов в основном состоянии равно двум, а в валентно-возбужденном равно четырем. Таким образом, основные валентности углерода, кремния, олова и свинеца равны II и IV.
Начиная с кремния, р–элементы IV А подгруппы имеют вакантные d–орбитали. Это дает возможность образования связей по донорно-акцепторному механизму и приводит к увеличению валентности в координационных соединениях до VI. Ввиду отсутствия d-–подуровня у атома углерода его валентность в соединениях не может быть более IV, и углерод, в отличие от Si, Sn и Pb, не способен образовывать комплексные соединения. Это обстоятельство, а также самый маленький размер атома и наибольшая электроотрицательность углерода объясняют, почему химические свойства этого элемента существенно отличаются от химических свойств элементов IV А подгруппы.
Углерод встречается в виде пяти аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен и нанотрубки. Известны также аморфные формы углерода.
Графит и алмаз были обнаружены в природе давно, а карбины, нанотрубки и фуллерены впервые синтезированы в лабораториях, а сведения об их наличии в природе получены в последние десятилетия. Внешний вид, физические и химические свойства аллотропных модификаций углерода резко различаются. Это определяется разным типом связей, соединяющих атомы углерода в молекулах данных веществ.
При обычной температуре углерод весьма инертен, но при определенных условиях проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства
СаО + 3 С = СО + СаС2
С + 2Н2 = СН4
С + О2 = СО2 .
Уголь восстанавливает Fe, Cu, Zn, Pb и другие металлы из их оксидов. Например
2ZnO + C = 2Zn + CO2 .
При высоких температурах углерод взаимодействует с кислородом, азотом, галогенами и многими металлами.
Для углерода известны два устойчивых оксида углерода СО и СО2 и несколько неустойчивых оксидов (например, С3О2).
Оксид углерода (II) образуется в процессе сгорания угля при недостатке кислорода по реакции
2С + О2 = 2СО.
Оксид углерода СО – бесцветный газ, тяжелее воздуха, мало растворим в воде, очень ядовит. При обычных температурах СО химически инертен, а при высоких температурах восстанавливает многие металлы из их оксидов
СО + CuO = Cu + CO2 .
Это свойство оксида углерода (II) используется при выплавке металлов из руд. Соединяясь с хлором, монооксид углерода образует фосген по реакции
CO + Cl2 = COCl2 .
Диоксид углерода образуется в природе при сгорании и гниении органических веществ. СО2 – бесцветное газообразное вещество, тяжелее воздуха, поэтому его можно переливать из сосуда в сосуд. Не поддерживает горения и дыхания. Сжижается при комнатной температуре под давлением 6 МПа. В жидком состоянии хранится и транспортируется в стальных баллонах. При понижении температуры кристаллизуется в виде молекулярных кристаллов, которые сублимируются при температуре –78 °C, поэтому твердый СО2 называется «сухим льдом».
Диоксид углерода взаимодействует с основными гидроксидами, образуя карбонаты (например, Nа2СО3, (NН4)2СО3) и гидрокарбонаты (напрмер, Са(НСО3)2, Mg(НСО3)2).
Оксид углерода (IV) восстанавливается магнием до свободного углерода по реакции
СО2 + 2Mg = С + 2MgО .
СО2 – кислотный оксид. При взаимодействии с водой он образует угольную кислоту Н2СО3
СО2 + Н2О = Н2СО3 .
Угольная кислота относится к числу слабых кислот, при небольшом нагревании она разлагается по схеме
Н2СО3 → СО2 + Н2О .
Это слабая кислота, диссоциирует ступенчато. Соли угольной кислоты – карбонаты. Существуют средние и кислые карбонаты.
Соли угольной кислоты устойчивы, хотя сама она не устойчива. Большинство карбонатов не растворимо в воде, растворимыми являются только карбонаты щелочных металлов и (NН4)2СО3. Кислые соли угольной кислоты (гидрокарбонаты), как правило, растворимы в воде. При нагревании они легко переходят в карбонаты. Например
2NаНСО3 = СО2 + Н2О + Nа2СО3 .
При пропускании СО2 через известковую воду происходит помутнение раствора вследствие образования карбоната кальция
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О ,
При дальнейшем длительном пропускании углекислого газа через раствор он становится прозрачным из-за протекания реакции
СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2 .
Для кремния характерна только одна устойчивая модификация. По распространенности на Земле он занимает второе место. Кремний встречается только в связанном виде, входит в состав различных горных пород и продуктов их выветривания, оксидов и силикатов.
Для кремния характерна sp3–гибридизация электронных орбиталей. Алмазоподобный кремний – это темно-серое, почти черное вещество с металлическим блеском, типичный полупроводник. Он тугоплавок, обладает большой твердостью, химически стоек. При комнатной температуре взаимодействует только с фтором, хлором и раствором горячей щелочи. Например
Si + H2O + 2KOH = K2SiO3 + 2H2 .
Кремний растворяется в смеси плавиковой и азотной кислот по реакции
3Si + 4HNO3 + 18 HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O .
Кремний не реагирует с водородом. Подобно углероду, кремний с кислородом образует два оксида SiO и SiO2.
Монооксид кремния в природе не встречается, его получают восстановлением диоксида кремния углем при температурах 1350–1500 °C. Твердый SiO – порошок темно-желтого цвета, не проводит электрический ток и является прекрасным изолятором, легко растворяется в щелочах
SiO + 2NаОН = Nа2SiO3 + Н2 .
Кристаллический SiO2 встречается в виде минерала кварца, который является составной частью песчаников и морского песка. На кварц не действуют никакие кислоты, кроме фтороводородной кислоты
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O .
Со щелочами кварц реагирует очень медленно при комнатной температуре, нагревание ускоряет процесс
SiO2 + NaOH = 2Na2SiO3 + H2O.
При сильном нагревании вытесняет из солей летучие оксиды
Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2 .
При сплавлении SiO2 с оксидами металлов образуются соли различных кремниевых кислот, которые называются силикатами.
Кремниевые кислоты не образуются при непосредственном взаимодействии SiO2 и Н2О, их можно получить при гидролизе некоторых бинарных соединений кремния (IV)
SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl .
Химическая формула кремниевой кислоты Н2SiO3 условна, так как в зависимости от концентрации и рН раствора в молекулу кислоты входит переменное число моль SiO2 и Н2О. Состав молекулы правильнее выражать формулой nSiO2·mН2О. Разный состав имеют и соли этой кислоты – силикаты.
Все кремниевые кислоты очень слабые, поэтому растворимые в воде силикаты сильно гидролизованы
Na2SiO3 + 2H2O = 2NaOH + H2SiO3 .
Соли кремниевых
кислот получают при сплавлении SiO2
с оксидами металлов. Силикат-ионы весьма
многочисленны и имеют сложное циклическое
или цепное строение (например, SiO
,
Si2O
,
Si3O
,
Si4O
,
Si6O
и др.), элементарным фрагментом которых
является тетраэдрическая группа
[SiO4]4-.
Поэтому запись типа Ме2+SiO3
считают условной.
В воде хорошо растворимы только силикаты щелочных металлов. Силикат натрия, получаемый сплавлением соды с SiO2 в виде стекловидной массы, называется растворимым стеклом. Свойства стекла сильно зависят от соотношения содержаний оксида кремния и оксида натрия в продукте. Состав обычного стекла можно представить формулой Na2O . CaO . 6 SiO2 , а процесс получения стекла - уравнениями
Na2CO3 + CaCO3 + 6SiO2 ® Na2O . CaO . 6SiO2 + 2CO2 ;
Na2SO4 + C + CaCO3 + 6SiO2 ® Na2O . CaO . 6SiO2 + CO2 + CO + SO2 .
При добавлении кислоты к раствору силиката натрия образуется студенистый осадок - гель кремниевой кислоты неопределённого состава
Na2SiO3 + H2SO4 + xH2O ® SiO2 . xH2O + Na2SO4 .
В общем виде формулу поликремниевых кислот можно представить следующим образом xSiO2 . yH2O, где x и y - целые числа. Низкомолекулярные формы кремниевых кислот растворимы в воде и образуют коллоидные растворы, высокомолекулярные формы существуют в виде малорастворимого в воде бесцветного студенистого осадка. Если этот осадок отмыть и высушить при повышенной температуре, то получается диоксид кремния SiO2 в виде прозрачных крупинок, называемый силикагелем. Он обладает высокой пористостью, огромной удельной поверхностью и используется как отличный сорбент и носитель для приготовления различных катализаторов.
Олово – серебристо белый легкоплавкий металл при обычных условиях. Олово существует в двух полиморфных модификациях. Низкотемпературная модификация α-Sn имеет кристаллическую решетку типа алмаза и обладает полупроводниковыми свойствами, а высокотемпературная модификация β-Sn (иначе белое олово) хотя и представляет металл по физическим свойствам, но кристаллизуется в малохарактерной для металлов тетрагональной структуре. Свинец кристаллизуется в плотноупакованной гренецентрированной кубической решетке с координационным числом равным 12.
В отличие от углерода, образование многих химических соединений кремния, олова и свинца связано с sp3d2–гибридизацией атомных орбиталей. Для этих элементов характерны октаэдрические комплексы, примерами которых являются [Sn(OH)6]2–; [SnCl6]2–; [PbCl6]2–.
Отличие свинца от олова проявляется в их взаимодействии с концентрированной азотной кислотой
Sn + 4HNO3 → H2SnO3 + 4NO2 + H2O,
Pb + 4HNO3 → Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
С кислотами, не являющимися окислителями, олово и свинец реагируют одинаково с выделением водорода. Например, для олова характерно протекание следующих процессов
Sn
+ 2 HCl
SnCl2
+ H2
,
Sn + 4HCl H2[SnCl4] + H2 ,
Sn + 4H2SO4(конц) → Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O.
Соляная кислота и разбавленная серная кислота пассивируют свинец за счет образования в воде пленок нерастворимых солей PbCl2 и PbSO4.
Так как оксидная пленка на свинце рыхлая и не защищает металл от воздействия окислителей, поэтому свинец хорошо растворяется в кислотах, анионы которых не образуют со свинцом трудно растворимых солей. Например
Pb + 2СН3СООН = Pb(СН3СООН)2 + H2.
С растворами щелочей олово и свинец реагирует лишь при нагревании, образуя соответствующие гидроксокомплексы
Sn + 2KOH + H2O = K2[Sn(OH)4] + H2 .
Это подтверждает амфотерную природу и свинца и олова.
С водородом олово и свинец не взаимодействуют. При нагревании олова в присутствии кислорода образуется диоксид олова SnO2, а при нагревании свинца на воздухе – желтый монооксид PbO и ярко-красный Pb3O4 (сурик). При действии азотной кислоты на сурик образуется темно-коричневый порошок PbO2, который является сильным окислителем.
Оксиды олова и свинца мало растворимы в воде, а сооттствующие им гидроксиды Э(ОН)2 и Э(ОН)4 амфотерны.
Гидролиз солей олова и свинца протекает с образованием основных солей
SnCl2 + H2O ↔SnOHCl + HCl ,
2PbCO3 + 2H2O ↔ [PbOH]2CO3 + H2O + CO2.