2. Щелочноземельные металлы (iia):

Особенности соединений бериллия по сравнению с соединениями щелочно-земельных металлов.

Меньшая химическая активность Be, способность к пассивации (HNO3к)

1. Из всех металлов II группы только бериллий практически не взаимодействует с водой (препятствует защитная пленка на его поверхности):

2Be+3H2O = BeO↓+Be(OH)2↓+2H2↑

2. Склонность к образованию координационных соединений, но кч ограничено 4:

2H2O+2KOH+Be = K2[Be(OH)4]

3. С сухим водородом металлы 2 группы (кроме Be) при небольшом нагреве образуют гидриды:

Э+Н2 = ЭН2, гидрид бериллия получают следующим образом: BeCl2+2LiH = BeH2+2LiCi

4. Растворимость BeF2 в воде:

BeF2+H2O = Be(OH)2+HF CaF2+H2O = CaO+2HF

По многим химическим свойствам бериллий больше похож на алюминий, чем на находящийся непосредственно под ним магний (проявление "диагонального сходства").

	Отношение радиуса иона к заряду, 1 нм	Характер гидроксида	Кристаллическая решётка хлоридов	Структура гидрида
Be	45,4	Амфотерный	Молекулярная (безв.);ионная(кристаллогидрат)	полимер
Al	41,7	амфотерный	Молекулярная (безв.);ионная(кристаллогидрат)	полимер

5. Ве, его оксид и гидроксид проявляют амфотерные свойства, в частности растворяются и сплавляются со щелочами:

Be+2NaOH = Na2BeO2+H2 (сплавление) BeO+2KOH + H2O = K2[Be(OH)4] Be(OH)2+2KOH = K2BeO2+2H2O (сплавление)

Общая характеристика солей бериллия, магния и щелочно-земельных металлов, их растворимость и гидролиз.

Соли бериллия имеют более ковалентную связь, чем соли других металлов этой подгруппы, и поэтому обладают в растворе меньшей электропроводностью. В водных растворах соли бериллия гидратированы благодаря малому радиусу иона Be(2+) и сильному взаимодействию с дипольными молекулами воды. Бериллий в отличие от других металлов плохо реагирует с азотной кислотой, так как на поверхности образуется защитная пассивирующая пленка BeO.

Сульфиды металлов 2 группы гидролизованы в водных растворах, гидролиз усиливается от RaS к BeS, сульфиды бериллия и магния гидролизованы практически полностью.

Галогениды Be, Mg и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде (кроме MgF2, CaF2, SrF2, BaF2). К малорастворимым соединениям относятся карбонаты, оксалаты, фосфаты, арсенаты и другие соли этих металлов, малорастворимы сульфаты (CaSO4, SrSO4, BaSO4).

Гидрокарбонаты ЩЗМ, Be и Mg разлагаются при кипячении раствора:

Ca(HCO3) = CaCO3+CO2+H2O

Сами карбонаты разлагаются на оксид и CO2 при более высоких температурах

В водных растворах сильно гидролизованы соли бериллия, менее – соли магния; растворимые соли кальция,стронция и бария практически не гидролизованы в водных растворах.

CaCl2+Na2CO3+(H2O) = CaCO3+2NaCl (Ba,Sr) 2MgCl2+2Na2CO3+H2O = (MgOH)2CO3+CO2+4NaCl (Be)

Нитраты и карбонаты металлов 2 группы термически неустойчивы,их стабильность возрастает с ростом радиуса катиона

Жесткость воды определяется содержанием в ней растворимых солей щелочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния (так называемых «солей жёсткости»).

Процесс протекающий при растворении карбонатных пород:

CaCO3+CO2+H2O = Ca(HCO3)2

Получение оксида, гидроксида кальция и хлорной извести в промышленности.

В промышленности оксид кальция получают термическим разложением известняка:

CaCO3 = CaO+CO2 CaO+H2O → Ca(OH)2

Хлорная известь CaOCl2:

Cl2+Ca(OH)2 = CaOCl2+H2O

Бор (IIIA):

Общая характеристика и химические свойства бора, его получение.

Вал. возможности атома бора 1 и 3, с.о. от -3 до +3.

Природные источники:

В природе бор встречается в виде солей полиборных кислот, например, буры Na₂B₄O₇*10H₂O, а также самой борной кислоты Н₃ВО₃.

Получение:

Na2B4O7*10H2O+2HCl = 4H3BO3+2NaCl+5H2O 2H3BO3 = B2O3+3H2O B2O3+3Mg = 3MgO+2B (аморф) 2BI₃ = 2B_(K)+3I₂ (t) 3Н₂+2BBr₃ = 2B_(K)+ЗНВr (t)

Химические свойства бора:

1. Не реагирует с H2O, растворами кислот и щелочей.

2. При температуре реагирует с неМе, проявляя восстановительные свойства:

4B+3O2 = 2B2O3 (t) 4B+3Cl2 = 2BCl3 (t) 2B+N2 = 2BN (t)

3. При высоких температурах(>1000) реагирует со многими металлами и оксидами:

2B+Al = AlB2 (t) 10B+3P2O5 = 6P+5B2O3 (t) 2B+3H2O = B2O3+3H2 (t)

4. Окисляется кислотами окислителями:

В+3HNO₃(к) = Н₃ВОз+3NO₂(t) В+3H₂SO₄(к) = 2 Н₃ВО₃+3SO₂

5. Окисляется в щелочных расплавах:

4B+4NaOH+3O2 = 4NaBO2+2H2O (t) 2B+KClO3+2KOH = 2KBO2+KCl+H2O (t)

6. Наиболее эффективный способ переведения бора в растворимое в воде соединение - окисление «щелочным плавом»:

2В+3KNO3+2КОН = 3KNO₂+2КВО₂+Н₂О (сплавление)

Борный ангидрид, борные кислоты и их соли: получение, строение и свойства.

Борный ангидрид:

4B+3O2 = 2B2O3 (600 C) 2H3BO3 = B2O3+3H2O (t)

B2O3+6HCl = 2BCl3+3H2O (t) 2B2O3+P4O10 = 4BPO4

Ортоборная кислота НзВОз медленно образуется при гидратации В2О3:

В2О3+Н2О = 2Н3ВО3

Она может быть выделена в кристаллическом виде из раствора при подкислении боратов:

Na2B4O7+2HC1+5Н2О = 4Н3ВО3+2NaCl,

Борная кислота в водном растворе - слабая одноосновная кислота, при её нейтрализации получаются тетрабораты, метабораты и соли других полиборных кислот:

4НзВО3+2NaOH = Na2B4O7+7Н2О Н3ВО3+NaOH = NaBO2+2Н2О

Н3ВОз нелетуча, поэтому вытесняет из солей более летучие кислоты, например:

Н3ВОз+NaCl = NaBO2+HСl+H2О

Бороводороды: получение, строение молекул и свойства. Борогидриды металлов.

Для бора достаточно характерно образование бороводородов (Боранов).

ВН₃(_Г) термодинамически нестабилен и легко димеризуется:

2ВН_3(г) = В₂Н_{6 (г)};

Все бороводороды являются термодинамически неустой­чивыми соединениями, но характеризуются сравнительной кинетической устойчивостью. Бороводороды могут быть получены следующими способами:

Mg₃B₂+6HC = В₂Н₆+3MgCl₂ 6Н₂+2ВС1₃ = В₂Н₆+6НСl 2ВСl₃+6КН = В₂Н₆+6КСl

В реальных условиях получается смесь боранов.

Особенности химической связи в этих соединениях рассмотрим на примере молекулы диборана В₂Н₆, в которой четыре атома Н и атомы В находятся в одной плоскости, а два других атома H расположены над и под этой плоскостью:

Первые четыре атома Н могут быть замещены на другие атомы без нарушения целостности молекулы диборана, тогда как попытка замещения двух других атомов водорода ведёт к разрушению молекулы. Для объяснения химической связи в обсуждаемых соединениях привлекаются представления о трёхцентровой связи - пара электронов связывает не два, а три атома - атом водорода и два атома бора. Именно эта особенность химической связи в бороводородах в значительной степени объясняет их химические свойства.

1. Для бороводородов характерны электроноакцепторные свойства:

В₂Н₆+2К = K₂B₂H₆ B₂H₆+2LiH = 2Li[BH₄].

2. Они неустойчивы, загораются на воздухе:

В₂Н₆+3О₂ = В₂O₃+3Н₂О,

3. Проявляют восстановительные свойства:

В₂Н₆+6Н₂О = 2Н₃ВО₃+6Н₂

4. Борогидриды металлов:

Алюминий, индий, таллий (IIIA):

Общая характеристика и химические свойства алюминия, индия, галлия и таллия.

Алюминий самый распространенный металл на земле. Природными источниками являются различные алюмосиликаты. Наиболее концентрированные источники боксит (Al2O3.xH2O) и корунд (Al2O3). Al в чистом виде – мягкий, лёгкий металл, хороший тепло- и электропроводник.

Валентные возможности 1 и 3, с.о. 0, +1, +3, при этом соединения с.о. +3 доминируют. Al-достаточно реакционный Ме, уступающий по активности лишь щелочным и щелочноземельным Ме. Легко окисляется на воздухе, но образующаяся на поверхности плотная оксидная пленка предохраняет от дальнейшего взаимодействия с кислородом. Именно поэтому медленно вступает в хим. взаимодействие, поскольку первоначально должна быть разрушена оксидная пленка.

Химические свойства:

Холодные концентрированные растворы H₂SO₄ и HNO₃ пассивируют Al, поэтому эти кислоты перевозят в алюминиевых цистернах.

1. После удаления пленки Al активно реагирует с растворами минеральных к-т:

2Al+6H⁺ = 2Al³⁺+3H₂

2. Разбавленную азотную к-ту восстанавливает до NH₄⁺(N₂):

8Al+30HNO_3(разб.) = 8Al(NO₃)₃+3NH₄NO₃+9H₂O

3. Al – амфотерный металл, сравнительно легко растворяется в р-рах щелочей и сплавляется с ними:

2Al+2NaOH+2H₂O = 2 NaAlO₂+3H₂ 2Al+6NaOH_(изб.)+6H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] 2Al+6NaOH = 2Na₃AlO₃+3H₂

4. При нагревании порошкообразный алюминий легко взаимодействует с неметаллами:

4Al+3C = Al4C3 2Al+N2 = 2AlN 2Al+3S = Al2S3 Al+P = AlP 4Al+3O2 = 2Al2O3

Al используют как восстановитель металлов из оксидов(алюмотермия), таким способом получают в промышленности Cr, Ba, W, Mn, V, Sr, Ca.

Общая характеристика и химические свойства индия, галлия и таллия.

Сравнительно малораспространенные, рассеянные Ме. Проявляют в соединениях с.о.: 0, +1, +2, +3.

В ряду Ga-In-Tl растет склонность к проявлению с.о. +1.

У галлия очень большой интервал жидкого состояния, при этом жидкий галлий имеет плотность выше кристаллического.

Химические свойства:

1. Ga и In растворяются в р-рах минеральных кислот, образуя соли с катионом Э³⁺

2Э+3H₂SO₄ = Э₂(SO₄)₃+3H₂, где Э=Ga, In.

2. Растворяясь в минеральных к-тах, Tl дает соли с катионом Tl+:

2Tl+H₂SO₄ = Tl₂SO₄+H₂

3. C водой медленно реагирует только Tl:

2Tl+2H₂O =2TlOH+H₂

Ga амфотерен, и( как Al) растворим в водных р-рах щелочей.

При этом в зависимости от концентрации. Щёлочи обр. гидроксогаллаты (K[Ga(OH)₄]; K₃[Ga(OH)₆]) или галлаты(KGaO₂). Эти соединения устойчивы только в сильнощелочных р-рах.

In медленно растворим в щелочах, Tl можно растворить в тех же условиях, лишь окисляя.

Порошки Ме, сгорая образуют Э₂О₃, в случае Tl получается ещё и Tl₂O.

Me уже при комнатной температуре реагируют с F₂, Cl₂, Br₂, а при повышенной с I₂, S,P, и др.

Получение алюминия, его оксида и гидроксида в промышленности.

2Al(OH)₃ = Al₂O₃+3H₂O 4Al+3O₂ =2Al₂O₃ AlCl₃+3NH₃+3H₂O = Al(OH)₃↓+3NH₄Cl Al2(SO₄)₃+3Na₂CO₃+3H₂O = 2 Al(OH)₃↓+3CO₂+3Na₂SO₄

Оксид, гидроксид и соли алюминия: их получение и свойства.

2Al(OH)₃ = Al₂O₃+3H₂O 4Al+3O₂ = 2Al₂O₃

Амфотерность этого соединения: Al₂O₃+3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃+3H₂O Al₂O₃+2KOH_(конц.) = 2KAlO₂+H₂O Al₂O₃+6KOH_(изб.)+3H₂O = 2K₃[Al(OH)₆]

Лучшими вариантами получения Al(OH)₃ являются:

AlCl₃+3NH₃+3H₂O = Al(OH)₃↓+3NH₄Cl Al2(SO₄)₃+3Na₂CO₃+3H₂O = 2 Al(OH)₃↓+3CO₂+3Na₂SO₄

Al(OH)₃ представляет собой полимер. Как Al₂O₃ и Al, проявляет амфотерные св-ва:

Al(OH)₃+3H+ = Al³⁺+3H₂O Al(OH)₃+KOH = KAlO₂+2H₂O Al(OH)₃+3KOH = K₃AlO₃+2H₂O Al(OH)₃+3KOH_(изб.) = К₃[Al(OH)₆]

Галогениды алюминия занимают промежуточное положение между солями и галогенангидридами. AlF₃ малорастворим в воде, высокоплавок, малоактивен. Остальные галогениды Al, наоборот, отлично растворимы в воде и ряде органических растворителей. AlCl3 не гидролизуется нацело, образуя сольваты AlCl3+6H2O = AlCl3*6H2O

Все растворимые соли Al³⁺ подвергаются гидролизу в водных р-рах:

Al³⁺+H2O ↔ AlOH²⁺+H⁺ Точнее [Al(H₂O)₆]³⁺ ↔ [Al(H₂O)₅OH]²⁺+H⁺

Не могут быть получены в водных р-рах соли алюминия с анионами слабых кислот: сульфид, цианид, карбонат, сульфит и др.

В газовой фазе галогениды алюминия склонны к полимеризации. Квасцы - двойные соли алюминия: ЭAl(SO4)2*12H2O, где Э: Cs,Rb,Na,K

Углерод (IVA):

Общая характеристика и химические свойства углерода.

Вал. возможности С по методу ВС 2 и 4. С.О от -4 до +4

Углерод в природе: уголь, нефть, природный газ, графит, сланцы, алмаз, карбонаты.

4 аллотропные модификации: 2 природные – графит, алмаз. 2 искусственные – полиин, поликумулен (карбины).

-графит – бесконечная двухмерная молекула. sp2-гибр. Переходит в алмаз при p=100тыс. атм и t=1500-2000С и катализаторах.

-алмаз – трехмерный полимер. sp3 – гибридизация. При t>2000^оС (без доступа кислорода) превращается в графит.

-фуллерены- sp2- гибридизация. С₆₆-С_п

Химические свойства:

1. Карбиды:

4Al+3C = Al4C3 CaO+3C = CaC2+CO CaC2+2KF = 2K+2C+CaF2 СаС2+2H2O = Ca(OH)2+C2H2 Al4C3+12H2O = 4Al(OH)3+3CH4

2. Реакции с неМе:

C+O2 = CO2 (при нед. - CO) (t) C+2S = CS2 2C+N2 = (CN)2 (электролиз)

3. Взаимодействие с кислотами:

С+4HNO3 (к) = CO2+4NO2+2H2O C+2H2SO4 (к) = CO2+2SO2+2H2O

4. Взаимодействие с водой:

С+H2O = CO+H2

5. Взаимодействие с киcлородом:

2C+O2 = 2CO (t) 2CO+O2 = 2CO2 (t)

6. Восстановитель:

3C+BaSO4 = BaS+2CO+CO2 C+2KNO3 = 2KNO2+CO2 5C+4KNO3 = 2K2CO3+3CO2+2N2 2CuO+C = 2Cu+CO2 (250С)

Оксиды углерода (II, IV): получение в промышленности и в лаборатории, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Карбонилы металлов.

+2: СО – малорастворим в воде.

С+Н2О = СО+Н2 (1000С)

Исключительно восстановительные свойства:

+4: СО2 - кислотный оксид

CaCO3 = CaO+CO2 (t) CaCO3+2HCl = CaCl2+CO2+H2O CaO+CO2 = CaCO3 Ca(OH)2+CO2 = CaCO3+H2O ( качественная реакция на CO2) KOH+CO2 = KHCO3

Окислитель:

2Mg+CO2 = 2MgO+C Fe+CO2 = FeO+CO

Карбонилы металлов:

Условия синтеза: давление порядка 100–300 атм, температура 150–200 ̊С. При температурах выше 200–250 ̊С они, как правило, разлагаются на металл и СО.

Ni+4CO = Ni(CO)4 Re2O7+17CO = Re2(CO)10+7CO2 2CoCO3+2H2+8CO = Co2(CO)8+2CO2+2H2O

Кремний (IVA):

Общая характеристика и химические свойства кремния.

Вал. возможности Si по методу ВС II и IV, С.О. от −4 до +4, основная масса соединений относится к степени окисления +4. Si твёрд, тугоплавок, химически стоек. Для атомов Si характерным состояние sp³-гибридизации орбиталей.

Химические свойства:

1. При комнатной t реаг лишь с F2:

Si+2F2 = SiF4

2. При повышенной t:

Si+O2 = SiO2 (t) Si+4HF = SIF4+2H2 (t) 3SI+2N2 = Si3N4 (t) Si+2S = SiS2 (t) Si+C = SiC (t)

3. Медленно с Cl2 и р-ми щелочей:

Si+2NaOH+H2O = Na2SiO3+2H2 Si+2Cl2 = SiCl4 (Cl2/Br2) (t) 2Mg+Si = Mg2Si

4. При комн т-ре к-ты не действуют на Si.искл смесь HNO3 и HF:

3Si+4HNO3+8HF = 3H2[SiF6]+4NO+8H2O Si+3HCl(г) = SiHCl3+H2 Si+2H2S = SiS2+2H2 Si+2NaOH+H2O = Na2SiO3+2H2

Силикаты натрия:

SiO2+2NaOH = Na2SiO3+H2O (сплавление t=900-1000C) 2Na2CO3+SiO2 = Na2SiO3+CO2 (t) Si+4NAOH(к) = Na4SiO4+2H2 или аморфного оксида кремния: SiO2+4NaOH(к) = Na4SiO4+2H2O

Взаимодействие аморфного оксида кремния с концентрированным раствором карбоната натрия:

SiO2+2Na2CO3(к) = Na4SiO4+2CO2

Взаимодействие кремниевых кислот с гидроокисью натрия:

SiO2x*nH2O+4NaOH = Na4SiO4+(n+2)H2O

Получение кремния, силиката натрия и стекла в промышленности.

Получение:

SiO2+2C = 2CO+Si (t) SiO2+2Mg = 2MgO+Si (t)

Для получения более чистого Si его переводят в SiCl4: Si+2Cl2 = SiCl4 (t>300C)

Очистка дистилляцией и восст-е Н2: SiCl4+2H2 = Si+4HCl (t)

Конечной стадией является зонная плавка.

Силикаты натрия:

SiO2+2NaOH = Na2SiO3+H2O (сплавление t=900-1000C) 2Na2CO3+SiO2 = Na2SiO3+CO2 (t) Si+4NAOH(к) = Na4SiO4+2H2

или аморфного оксида кремния:

SiO2+4NaOH(к) = Na4SiO4+2H2O

Взаимодействие аморфного оксида кремния с концентрированным раствором карбоната натрия:

SiO2+2Na2CO3(к) = Na4SiO4+2CO2

Взаимодействие кремниевых кислот с гидроокисью натрия:

SiO2x*nH2O+4NaOH = Na4SiO4+(n+2)H2O

Стекло:

Na2CO3+CaCO3+6SiO2 = 2CO2+Na2O∙CaO∙6SiO2 (1500С) Na2SO4+C+CaCO3+6SiO2 = CO2+CO+SO2+Na2O∙CaO∙6SiO2 (1500С)

Кварц, кремниевые кислоты, силикаты, гексафторокремниевая кислота: получение и свойства.

Кварц:

Относится к группе стеклообразующих оксидов, то есть склонен к образованию переохлажденного расплава — стекла.Существует в виде нескольких модификаций, наиболее стабилен при комнатной температуре α-кварц.

На кварц действуют только щелочи и HF:

SiO2+2KOH = K2SiO3+H2O SiO2+6HF = H2[SiF6]+2H2O

Кварц не летуч, поэтому:

Na2CO3+SiO2 = Na2SiO3+CO2 (t)

В лабораторных условиях синтетический диоксид кремния может быть получен действием кислот на силикатные соли:

Na₂SiO₃+ CH₃COOH = 2CH₃COONa+H₂SiO₃ H2SiO3 = SiO2+H2O

Кремниевые кислоты:

Слабые, малорастворимые в воде.

Метакремниевая кислота Н₂SiO₃ (SiO₂•H₂О) — силикаты; ортокремниева кислота H₄SiO₄(SiO₂•2H₂O) — ортосиликаты; и др. кислоты с различным числом SiO₂•nH₂О.

Na₂SiO₃+2HCl = H₂SiO₃+2NaCl. H₂SiO₃ = SiO₂+H₂O (t), SiO2 - силикагель

Силикаты:

Силикаты взаимодействуют со следующими веществами:

Слабые кислоты: Na₂SiO₃+CO2+H2O = Na₂CO₃+H₂SiO₃↓

Растворимые соли: Na₂SiO₃+MgCl₂ = MgSiO₃↓+2NaCl

Гидролиз: Na₂SiO₃+H₂O ↔ NaHSiO₃+NaOH

H₂SiF₆

Получение:

3SI+4HNO3+18HF = 3H2[SIF6]+4NO+8H2O 2SiF4+2H2O = H2[SiF6]+SiO2+2HF SiO2+6HF = H2[SiF6]+2H2O

Химические свойства:

H₂[SiF₆] = SiF₄+2HF H₂[SiF₆]+2H₂O = [Si(H₂O)₂F₄]+2HF H₂[SiF₆]+2NaOH(р) = Na₂[SiF₆]↓+2H₂O 2NaF(к)+H₂[SiF₆] = Na₂[SiF₆]↓+2HF

Германий, олово, свинец (IVA):

Общая характеристика и химические свойства германия, олова и свинца.

В ряду Ge-Sn-Pb происходит нарастание металлических свойств. Sn и Pb – мягкие, легкоплавкие металлы; Ge – хрупкий, имеет металлический блеск. Вал. возможности по методу ВС 2 и 4. Для всех трех элементов возможны с.о. +2 и +4. Для Ge и Sn более характерна +4, для Pb +2.

Химические свойства:

При комнатной температуре все 3 металла устойчивы к кислороду из-за образования оксидной пленки.

Стандартные окислительно–восстановительные потенциалы переходов у олова и свинца немного отрицательнее потенциала водорода, а у германия- больше потенциала водорода, поэтому свинец и олово могут растворяться в таких кислотах как HCl и разбавленной H2SO4, а германий-нет.

Pb+4HCl(к) = H2[PbCl4]+H2. Sn+3HCl(к) = H[SnCl3]+H2

1. В присутствии окислителей (Cl2,Br2,H2O2, NaClO,O2) все три металла реагируют с кислотами и растворами щелочей:

Ge+4HCl(к)+2H2O2 = GeCl4+4H2O (примесь H2[GeCl6]) Sn+6HCl(к)+2H2O2 = H2[SnCl6] +4H2O; Pb+4HCl(к)+H2O2 = H2[PbCl4] +2H2O; Ge+2NaOH+2H2O2 = Na2[Ge(OH)6]; Sn+2NaOH+2H2O2 = Na2[Sn(OH)6]; Pb+2NaOH+H2O2 = Na2[Pb(OH)4]

2. И с концентрированными азотной и серной кислотами:

Ge+4HNO3(к) = H2GeO3+4NO2+H2O; Sn+4HNO3(к) = бета-H2SnO3+4NO2+H2O; Pb+4HNO3(к) = Pb(NO3)2+ 2NO2+2H2O (t); Ge+2H2SO4(к) = H2GeO3 +2SO2+H2O; Sn+4H2SO4(к) = [Sn(SO4)2(H2O)2]+SO2+2H2O; Pb+3H2SO4(к) = H2[Pb(SO4)2]+SO2+2H2O,

3. Но лучше всего растворяются в царской водке:

3Ge+12HCl(к)+4HNO3(к) = 3GeCl4+4NO+8H2O (примесь H2[GeCl6]) 3Sn+18HCl(к)+4HNO3(к) = 3H2[SnCl6]+4NO+8H2O; 3Pb+12HCl(к)+2HNO3(к) = 3H3[PbCl4]+2NO+4H2O.

4. Следует отметить,что в отличии от германия, олово и свинец взаимодействуют с водным раствором щёлочи и в отсутствии окислителей:

Sn+2NaOH+2H2O = Na2[Sn(OH)4]+H2 (в инертной атмосфере); Pb+2NaOH+2H2O = Na2[Pb(OH)4]+H2.

5. На холоду в разбавленной азотной к-те олово подобно свинцу окисляется до с.о.+2:

4Sn+10HNO3 = 4Sn(NO3)2+NH4NO3+3H2O (0С)

6. В присутствии кислорода свинец и олово реагируют даже с органическими кислотами:

2Pb+4CH3COOH+O2 = 2Pb(CH3COO)2+2H2O.

ОВР:

2KCrO2+3PbO2+2KOH = 3PbO+2K2CrO4+H2O 2Mn(NO3)2+5Pb3O4+26HNO3 = 15Pb(NO3)2+2HMnO4+12H2O SnO+CO = Sn+CO2

Получение:

1. Металлический Ge получают восстановлением GeO2 водородом,углём или магнием:

GeO2+2H2 = Ge+2H2O (800С) GeO2+2C = Ge+2CO (1100С)

2. В основном присутствуют в виде минералов: касситерит (SnO2) станин (SnS2*xCu2S*xFeS) свинцового блеска (PbS) церрусита (PbCO3)

SnO2 сплавляют с Na2O2 и получают Na2SnO3, который действием кислот переводят в оловянную кислоту.

Диоксид олова восстанавливают углём:

SnO2+2C = Sn+2CO

Очищение электрохимическим рафинированием.

3. Прокаливание концентратов свинца ведут в присутствии диоксида кремния:

2PbS+3O2 = 2PbO+2SO2; PbS+2O2 = PbSO4; 2PbSO4+2SiO2 = 2PbSiO3+2SO2+O2.

Огарок, содержащий PbO и PbSiO3, смешивают с CaO и коксом и нагревают до 1400C, при этом образуется чёрный свинец:

PbO+C = Pb+CO PbSiO3+CaO+CO = Pb+CaSiO3+CO2.

Очищение электрохимическим рафинированием.

Оксиды и гидроксиды олова и свинца: их взаимодействие с кислотами и щелочами, окислительно-восстановительные свойства.

Все 3 элемента образуют характерные для них оксиды состава МО и МО2. Для олова и свинца существуют ряд смешанных оксидов,включающих одновременно атомы М^+2 и M^+4(например, Pb3O4, Pb2O3,Sn3O4).

Все оксиды имеют амфотерный характер, однако у GeO2 преобладают кислотные свойства, а у PbO-основные свойства.

PbO2, Pb2O3, Pb3O4 являются сильными окислителями, а GeO и SnO проявляют сильные восстановительные свойства.

Получение:

Ge+O2 = GeO2; Sn+O2 = SnO2 H2GeO3 = GeO2+H2O; H2SnO3 = SnO2+H2O.

Диоксид свинца PbO2 термически неустойчив, поэтому не может быть получен реакцией окисления свинца кислородом. Его получают анодным окислением свинца в сернокислых растворах или окислением растворимых солей свинца (II) сильными окислителями:

Pb(CH3COO)2+NaClO+H2O = PbO2+2CH3COOH+NaCl

Химические свойства:

МО2+2С = М+2СО (t)

SnO2:

Аморфная модификация SnO2 растворима в концентрированной соляной кислоте и щелочи:

SnO2+6HCl(к) = H2[SnCl6]+2H2O SnO2+2NaOH = Na2SnO3+H2O

SnO:

SnO2+CO = SnO+CO2 SnC2O4 = SnO+CO+ CO2 - удобный способ

Подвергается диспропорционированию:

2SnO = SnO2+Sn

PbO2:

В воде, разбавленных кислотах и щелочах не растворяется. Очень сильный окислитель, реагирует с конц.кислотами:

PbO2+6HCl(к) = H2[PbCl4]+Cl2+2H2O (при t>0) PbO2+4HCl(к) = PbCl4+2H2O (при t<0) 2PbO2+4H2SO4(к) = 2H2[Pb(SO4)2]+O2+2H2O PbO2+2NaOH+2H2O = Na2[Pb(OH)6]

PbO:

2Pb+O2 = 2PbO; 2PbO2 = 2PbO+O2 (t) Pb(NO3)2 = PbO+2NO2+1/2O2 (t) PbCO3 = PbO+CO2 (t)

У PbO - основные свойства, реагирует с кислотами и с концентрированными растворами щелочей:

PbO+2HNO3 = Pb(NO3)2+H2O; PbO+2KOH+H2O = K2[Pb(OH)4] PbO+CaO = CaPbO2 (сплавление) 6PbO+O2 = 2Pb3O4 (t) PbO+Cl2+H2O = PbO2+2HCl

Pb3O4:

Свинцовый сурик Pb3O4-оксид, в котором свинец имеет степени окисления +2,+4.

Pb3O4+8CH3COOH = Pb(CH3COO)4+2Pb(CH3COO)2+4H2O Pb3O4+4HNO3 = PbO2+2Pb(NO3)2+2H2O 3PbO2 = Pb3O4+O2

Гидроксиды германия,олова и свинца:

Имеют амфотерный характер.

Sn(OH)2 только в неводных растворителях: 2(H3C)SnOH+SnCl2 = Sn(OH)2+2(H3C)SnCl Sn(OH)2+NaOH = Na[Sn(OH)3] Sn(OH)2+3HCl = H[SnCl3]+2H2O

Pb(OH)2 - плохо растворимое в воде и аммиаке.

Pb(OH)2+2HNO3 = Pb(NO3)2+2H2O Pb(OH)2+2KOH = K2[Pb(OH)4] (при pH больше или равно 13) Pb(OH)2+4HCl = H2[PbCl4]+2H2O Pb(CH3COO)2+2NH3xH2O = Pb(OH)2+2CH3COONH4

Сульфиды олова и свинца: получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Отношение к действию (NH4)2S и (NH4)2S2.

Получение:

Pb(CH3COO)2+Na2S = PbS+2CH3COONa SnCl2+(NH₄)₂S = SnS+2NH4Cl SnCl2+2(NH₄)₂S = SnS2+4NH4Cl

Химические свойства: проявляют основные свойства, реагируют только с концентрированными кислотами:

SnS+3HCl = H[SnCl3]+H2S PbS+4H2O2 = PbSO4+4H2O 3PbS+8HNO3(к) = 3PbSO4+4H2O+8NO 10HNO3+SnS(к) = H2SnO3+H2SO4+10NO2+3H2O 3SnS+8HNO3(р) = 3Sn(NO3)2+3S+2NO+4H2O 3PbS+8HNO3(р) = 3Pb(NO3)2+2NO+3S+4H2O 2PbS2+5O2 = 2PbO+4SO2 (SnS2)

Отношение к действию (NH₄)₂S и (NH₄)₂S₂:

(NH₄)₂S2+SnS/PbS = (NH₄)₂SnS3 (NH₄)₂S+SnS2 = (NH₄)₂SnS3

Азот (VA):

Общая характеристика и химические свойства азота.

Валентность = 3 (При Д-А механизме вал-ть = 4). С.О. от -3 до +5.

1. Получают азот ректификацией жидкого воздуха или:

NH4NO2 = N2+2H2O (t) NH4Cl+KNO2 = N2+KCl+2H2O (t) 4NH3+3O2 = 2N2+6H2O (t)

2. При комнатной температуре химически пассивен (реагирует с литием).

6Li+N2 = 2Li3N N2+3Mg = Mg3N2 (t) 2B+N2 = (BN)2 (t) CaC2+N2 = CaCN2+C (t)

Важнейшая реакция: N2+3H2 = 2NH3 (t=400-500C, p=300-500, kat-Fe)

Оксиды азота: получение, строение молекул, окислительно-восстановительные свойства.

Ни один оксид азота не может быть получен синтезом элементов, а только косвенно.

N2O:

Молекула N₂O линейная, малополярная, её строение описывается при помощи двух резонансных структур.

Получение:

NH₄NO₃ = N₂O+2H₂O (250C)

Химические свойства:

1. При нагревании выше 600 °С разлагается со взрывом:

2N₂O = 2N₂+O₂.

2. Взаимодействует с водородом:

N₂O+H₂ = N₂+H₂O.

3. При поджигании смеси оксида азота (I) и аммиака происходит взрыв:

3N₂O+2NH₃ = 4N₂+3H₂O.

4. При взаимодействии с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства:

5N₂O+2KMnO₄+3H₂SO₄ = 10NO+2MnSO₄+K₂SO₄+3H₂O.

NO:

Молекула NO малополярная, линейная, её строение описывается двумя резонансными структурами, обе формы имеют один неспаренный электрон, поэтому молекула является радикалом.

Получение:

В лаборатории:

3Cu+8HNO₃ = 2NO+3Cu(NO₃)₂+4H₂O.

В промышленности получают каталитическим окислением аммиака на платино-родиевом катализаторе при 700 °С:

4NH₃+5O₂ = 4NO+6H₂O (700С, Pt, Rh)

В атмосфере (в грозовых разрядах):

N₂+O₂ = 2NO

Химические свойства:

1. Несолеобразующий оксид. Оксид азота (II) не взаимодействует с водой. Проявляет восстановительные свойства.

2NO+O₂ = 2NO₂ 5NO+3KMnO₄+2H₂SO₄ = 2MnSO₄+3KNO₃+Mn(NO₃)₂+2H₂O

2. С хорошими восстановителями проявляет окислительные свойства, и восстанавливается до азота:

2NO+2SO₂ = 2SO₃+N₂ 2NO+2CO = 2CO₂+N₂

3. Не реагирует с кислотами, при взаимодействии с расплавленной щелочью диспропорционирует:

6NO+4KOH = N₂+4KNO₂+2H₂O.

N2O3:

Молекула N2O3 плоская и состоит из фрагментов ON – NO2 c непрочной связью N – N.

Получение:

NO+NO₂ = N₂O₃ (-36C) 2HNO_3(50%)+As₂O₃+2H₂O = 2H₂AsO₄+N₂O₃ (низкая t) NaNO₂+H₂SO₄ = NaHSO₄+HNO₂; 2HNO₂ = N₂O₃+H₂O.

Химические свойства:

Кислотный оксид:

N₂O₃+2NaOH = 2NaNO₂+H₂O.

NO2:

газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость. Молекула NO₂ имеет угловую форму На атоме азота имеется неспаренный электрон, поэтому он легко димеризуется с образованием димера N₂O₄