20120707_Golubev_PR

Дослід 10. Відновні властивості солей Стануму (ІІ)

В пробірку внести 1 мл розчину станум (ІІ) хлориду або нітрату і додати до нього 2 н розчин натрій гідроксиду до розчинення утвореного осаду. До розчину додати 1-2 краплі розчину BiCl3. Утворюється чорний осад металічного бісмуту. Написати рівняння реакцій.

Дослід 11. Утворення комплексної сполуки Плюмбуму (ІІ)

З наявних реагентів отримати в пробірці осад плюмбум (ІІ) йодиду. До осаду по краплях додати розчин калій йодиду до повного його розчинення. Написати рівняння реакцій в молекулярному та іонному вигляді.

Дослід 12. Окисні властивості РbО2

Окиснення калій йодиду

В пробірку внести невелику кількість плюмбум (ІV) оксиду, додати 1 мл 2 н розчину H2SO4 і 1-2 мл розчину калій йодиду. Нагріти пробірку в полум’ї пальника. Спостерігати зміну кольору. Довести за допомогою розчину крохмалю наявність вільного йоду в продуктах реакції. Написати рівняння реакції.

Тема 12 р-Елементи VА-групи (ns2np3)

Теоретичні питання: Загальна характеристика елементів р-елементів V групи.

Нітроген. Азот. Фізичні властивості, будова молекули, добування. Знаходження в природі. Ступені окиснення Нітрогену в сполуках. Гідрогенвмісні сполуки Нітрогену: аміак, гідроксиламін, гідразін, азидна кислота. Аміак, одержання, фізичні та хімічні властивості. Реакції заміщення, окиснення, приєднання. Солі амонію, їх властивості. Аміди, іміди, нітриди металів, їх властивості. Оксигенвмісні сполуки Нітрогену та їх похідні. Нітритна кислота, кислотні, окисно-відновні властивості. Нітрити. Нітратна кислота, кислотні та окисні властивості. Відношення нітратної кислоти до металів та неметалів. „Царська горілка”, механізм її окисної дії. Нітрати, термічний розклад нітратів. Нітратні добрива. Якісні реакції на іони NH4+, NO3–, NO2–.

Фосфор. Фізичні властивості, добування. Алотропні модифікації. Ступені окиснення в сполуках. Хімічні властивості фосфору. Гідрогенвмісні сполуки Фосфору, фосфін та солі фосфонію, фосфіди, їх добування та властивості. Фосфор (III, V) оксиди. Оксигенвмісні кислоти: гіпофосфітна, фосфітна, ортофосфатна, метафосфатна, дифосфатна кислоти та їх солі; добування, будова, властивості. Фосфати, відношення води. Фосфатні добрива. Галогеніди Фосфору, відношення їх до води. Якісні реакції на сполуки Фосфору.

Арсен, Стибій, Бісмут. Загальна характеристика елементів, знаходження в природі, алотропія, одержання простих речовин. Характерні ступені окиснення у сполуках. Сполуки з галогенами, Гідрогеном та металами. Оксигенвмісні сполуки (оксиди, кислоти), їх кислотно-основні властивості. Арсенітна та арсенатна кислоти, їх солі. Солі Стибію (ІІІ) та Бісмуту (ІІІ). Стибатна кислота та її солі. Окисні властивості бісмутатів. Якісні реакції на сполуки Арсену (метод Марша), Стибію та Бісмуту.

Застосування р-елементів V групи в народному господарстві.

Література: [1] с.278-302; [2] с. 342-369; [3] с. 252-279

81

Контрольні запитання:

1.На основі електронної будови дайте загальну характеристику р-елементів V-групи періодичної системи. Які ступені окиснення для них характерні?

2.Вкажіть найважливіші природні сполуки цих елементів і основні способи одержання простих речовин.

3.Як добувають азот у промисловості та в лабораторії? Де використовують азот? Охарактеризуйте хімічні властивості азоту. З якими металами і неметалами він реагує та за яких умов?

4.Як одержують амоніак в промисловості і в лабораторії? В чому сутність ціанамідного способу його одержання? Які хімічні властивості амоніаку? Наведіть приклади. Реакцій, що характерні для амоніаку (заміщення атомів Гідрогену, приєднання за рахунок донорно-акцепторної взаємодії, окиснення).

5.Як впливає нагрівання на солі амонію? Від чого залежить їх термічний розклад? Наведіть приклади.

6.За допомогою яких реакцій можна добути гідразін (N2H4), гідроксіламін (NH2OH), азидну кислоту (HN3)? Наведіть рівняння відповідних реакцій.

7.Які сполуки азоту називають нітридами, амідами, імідами, амінами, імінами? Наведіть приклади.

8.Назвіть всі відомі оксиди Нітрогену, покажіть способи їх одержання і властивості.

9.Чому нітритна кислота (HNО2) відома лише у водному розчині? Охарактеризуйте її кислотно-основні властивості. Які властивості проявляють її солі – нітрити?

10.Яка будова молекули нітратної кислоту та нітрат-іону? Як одержують нітратну кислоту в промисловості? Як реагує нітратна кислота з металами та неметалами? Охарактеризуйте залежність складу продуктів її відновлення від концентрації кислоти?

11.Що таке „царська горілка”? Який її хімічний склад і властивості? На чому основана її окисна дія?

12.Наведіть три види термічного розкладу нітратів на прикладі розкладу

KNO3, Cu(NO3)2 i AgNO3.

13.В яких алотропних модифікаціях може знаходитись фосфор у вигляді простої речовини? Чим вони відрізняються за фізичними властивостями та хімічною активністю?

14.Які сполуки Фосфору називають фосфідами? Як їх одержують? Яка їх

хімічна активність? Як добути фосфін (РН3), виходячи з: а) фосфору; б) кальцій фосфіду?

15.Що таке гіпофосфітна кислота? Як з фосфору можна добути цю кислоту та яка будова її молекули і основність?

16.Наведіть істинні формули оксидів трита п’ятивалентного Фосфору.

82

17.Яка будова фосфітної кислоти (Н3РО3), яка її основність? Окисні чи відновні властивості характерні для цієї кислоти?

18.Які процеси відбуваються при гідратації фосфатного ангідриду? Які відомі способи одержання фосфатних кислот? Якими якісними реакціями можна відрізнити метафосфатну, ортофосфатну, пірофосфатну кислоти та їх солі?

19.Як реагують арсен, стибій, бісмут з хлором і киснем? Охарактеризуйте їх відношення до хлоридної, сірсульфатної та нітратної кислот.

20.Як одержують гідриди підгрупи Арсену (арсін – AsH3, стибін – SbH3, бісмутин – BiH3)? Охарактеризуйте їх хімічну стійкість. В чому суть реакції Марша? Які існують способи розпізнавання арсенового та стибієвого „дзеркал”, що утворюються на поверхні нагрітої скляної трубки, по якій переміщується арсин чи стибін?

21.Як одержують оксиди та гідроксиди тривалентних елементів підгрупи Арсену? Як змінюється їх кислотно-основний характер?

22.Які оксиди та кислоти відомі для п’ятивалентних елементів підгрупи Арсену? Що таке арсенати, стибати, бісмутати? Які їх властивості?

23.Яка біологічна функція елементів підгрупи Арсену і токсична дія їх сполук?

Біологічна функція р-елементів V групи

Нітроген належить до макроелементів. У природі Нітроген існує у вигляді простої речовини азоту та в сполуках. Вміст азоту в атмосфері повітря за об'ємом становить 78,09 %. У довкіллі в процесі кругообігу постійно містяться амонійна (NH4+) та нітратна (NO3–) форми Нітрогену. Частина атмосферного азоту під дією мікроорганізмів включається в біологічні системи. Цей процес називається азотфіксацією, під час якого зв'язується в середньому 150 млн т азоту. Біомаса суші містить близько 10 млрд т Нітрогену, біомаса гідросфери – 300 млн т.

Антропогенними джерелами надходження Нітрогену в довкілля є тукові комбінати, заводи з виробництва нітратної кислоти й солей амонію, холодильні установки, коксохімічні заводи, тваринницькі ферми. У районах техногенних забруднень концентрація аміаку (NH3) досягає 0,015-0,057 мг/м3, у контрольних районах – 0,003-0,005 мг/м3.

Нітроген входить до складу амінокислот, які утворюють білки та нуклеїнові кислоти ферментів, гормонів та деяких вітамінів. Аміак у водному розчині слабкої концентрації (близько 10-15 %) має збуджуючий вплив на ЦНС. Смертельною дозою для людини при експозиції 30-60 хв є 15002700 мг/м3 аміаку. Потрапляння в очі водного розчину NH3 спричиняє швидке запалення. Іони NH4+ проникають крізь роговицю ока.

В організм людини Нітроген щодоби потрапляє в кількості 7,13-15,87 г залежно від вмісту білків у їжі. В організмі людини масою 70 кг міститься 2,1 кг (3 %) Нітрогену. Його нітратна форма надходить до організму людини з водою, бо солі нітратної кислоти розчинні.

83

Антропогенними джерелами надходження оксидів Нітрогену N2O, NO та NO2 в довкілля є згоряння викопного палива, автомобільний транспорт, виробництва нітратної та сульфатної кислот, викиди газових плит, паління, силосні гази.

В аварійній ситуації контакт людини з N2O протягом 3-4 хв. спричиняє набряк легенів або смерть. Залежно від концентрації і часу, протягом якого в організм через органи дихання потрапляє газ NО, наслідки отруєння можуть бути легкими й тяжкими: від легкого запаморочення, нудоти й зниження кров′яного тиску до збільшення розмірів печінки й селезінки, сильного головного болю, судоми рук і ніг, сонливості. Виникають розлади психіки. Концентрація NО 76 мг/м3 спричиняє зниження м'язової працездатності. Концентрація NО в цигарковому диму становить 320 мг/м3.

Токсичний вплив NO2 на організм людини залежить від концентрації і терміну впливу. Вдихання протягом 55 хв. 510-760 мг/м3 повітря, яке містить NO2, призводить до бронхопневмонії, а при концентрації NO2 950 мг/м3 вражаються легені.

Антропогенними джерелами надходження нітрат- і нітрит-іонів у довкілля є нітрогеновмісні добрива, екскременти тварин, міські й транспортні відходи та стічні води хіміко-фармацевтичного, текстильного, лакофарбового виробництв.

У ґрунті, воді й харчових продуктах NO3– та NO2– накопичуються у великих кількостях. Найбільше міститься нітратів у листяних рослинах: салат, ревінь, петрушка, шпинат і щавель. Вони накопичують близько 200-300 мг% нітратів. Буряк столовий містить 140 мг % (допустима норма); картопля – 25 мг%; кабачки – 40 мг%; огірки – 15 мг%; капуста рання – 90 мг%; капуста пізня

– 50 мг%. Фрукти, ягоди та баштанні містять близько 10 мг% нітратів. Під час миття й чищення овочів втрачається 10-15 % нітратів. Під час кулінарної обробки, особливо під час варіння, втрачається близько 40 % (буряк), 70 % (капуста, морква) і 80 % (картопля) нітратів. Вживанням сирих овочів не слід зловживати.

Токсичний вплив нітратів на організм людини виявляється в змінах у крові. Виникає метгемоглобін, що викликає нудоту, зниження кров'яного тиску, гіперемію шкіри, пригні-чення дихання, кому, колапс. Середня смертельна доза для дітей і людей похилого віку – 0,18 г, а для дорослих – 2,5 г нітратів. Нітритіони (NO2–) у вигляді слідів виявлені в слині, слизовій носа, слинних залозах, бронхах, легеневій тканині, нирках, білій речовині мозку, лімфатичних залозах. Малі дози нітритів в організмі людини окиснюються до нітратів.

З 90 мг нітратів, які щоденно надходять в організм дорослої людини, 70 % потрапляють з овочами, 20 % – з водою і 6 % – з м'ясом і консервованими продуктами.

У шлунково-кишковому тракті частина нітратів відновлюється до більш отруйних нітритів, аміаку та гідроксиламіну. У шлунку можливе утворення з нітритів вторинних N-нітрозаміників, що мають високу мутагенну та канцерогенну активність.

84

Фосфор належить до макроелементів. У природі він має високу хімічну активність, а тому зустрічається лише в сполуках. Він утворює фосфорити (Са3(РО4)2) й апатити (3Са3(РО4)2×СаХ2, де Х – Cl–, F–, OH–). Разом з Карбоном, Оксигеном, Гідрогеном, Нітрогеном і Сульфуром Фосфор відіграє важливу роль у життєдіяльності живого організму. У живій масі організмів суші міститься 5×109 т Фосфору. У живій масі організмів океану міститься 0,08×109 т. Присутній Фосфор у водах усіх континентів у складі комплексних аніонів, дисперсної органічної речовини й мінеральних зависях.

Антропогенними джерелами надходження Фосфору в довкілля є виробництва фосфору та його сполук Р2О3, Р2О5, РН3, газові викиди підприємств з використанням фосфору. У стічних побутових і промислових водах концентрація Фосфору досягає 8 мг/л і значно більше. Ґрунти й поверхневі води забруднюються неорганічними фосфатними добривами.

Червоний фосфор малотоксичний. Білий фосфор – це сильна отрута, бо на відміну від червоного, добре розчиняється в рідинах організму.

Під впливом надлишку Фосфору відбуваються зміни в кістках. Зокрема, кістки лицевої частини черепа стають нечутливими. Згодом щелепи починать кришитися, випадають зуби. У ротовій порожнині з'являються гнійні отвори. Людина втрачає масу, розвивається анемія, а згодом – смерть. Під дією Фосфору відбуваються патологічні зміни в горлі, бронхах, легенях. Порушується робота серцево-судинної, кровоносної, статевої та нервової систем. Зазнає змін і обмін речовин в організмі.

Біологічна роль Фосфору є надзвичайно важливою. Фосфор є складовим елементом білків (0,5-0,6 %), нуклеїнових кислот, ферментів та ліпідів. Через сполуки Фосфору здійснюється обмін жирів та білків. Він відіграє важливу роль у процесах обміну, що відбуваються в мембранах внутрішньоклітинних систем м'язів. Макроенергетичні сполуки Фосфору (АТФ) є акумуляторами енергії в клітинах організму. Фосфор відіграє провідну роль у роботі ЦНС. Фосфор у вигляді гідроксилапатиту (3Са3(РО4)2×Са(ОН)2) входить до складу кісток і зубів.

Основним джерелом Фосфору для людини є їжа, з якої засвоєння елемента відбувається у вигляді вільних фосфатів. З їжею засвоюється близько 70 % Фосфору, що міститься в ній. Потреба дорослої людини у Фосфорі становить 1,2 г на добу; під час вагітності – 1,5 г; для новонароджених – 0,12 г; у віці 1 рік – 0,8 г; 10 років – 1,65 г; 15 років – 1,7-1,8 г. Засвоєння Фосфору є оптимальним, якщо в їжі зберігається його співвідношення з Кальцієм у межах

1,5:1.

У 100 г продуктів (у перерахунку на золу) Фосфору міститься (в мг): у

рибі – 210-280; в яйці курячому – 216; у м'ясі – 168-170; у хлібі – 65-218; у

молоці – 90; у сирі – 216; у маслі – 16-45; у капусті – 58; у цибулі – 58; у томатах – 12; у картоплі – 58; у моркві – 7.

Арсен відноситься до мікроелементів. У природу сполуки Арсену надходять під час виверження вулканів і вітрової ерозії ґрунтів. Фоновий рівень Арсену у водопровідних геологічних шарах знаходиться в межах 0,1-200 мг/л.

85

У поверхневих водах міститься близько 0,01 мг/л Арсену, а у воді океанів –

1,77×10–7–0,6×10–6 %.

Основний мінерал – арсенопірит FeAsS; Aрсен утворює також реальгар

As4S4 та аурипігмент As2S3.

У грунті Арсен накопичується в орному шарі, протягом одного вегетаційного періоду проникаючи на глибину 60 см, та зберігається протягом майже трьох років. Чорноземні грун-ти поглинають Арсен у більшій кількості, ніж підзолисті. У грунті Арсен утворює як нерозчинні, так і розчинні сполуки,

які через кореневу систему потрапляють в організм рослин. Антропогенними джерелами надходження Арсену в довкілля є

видобування й переробка арсеновмісних руд і мінералів, пірометалургія, виробництво сульфатної кислоти, суперфосфату; спалювання кам'яного вугілля, торфу, сланців; синтез сполук, що містять Арсен; стічні води заводів, де обробляють шкіру тварин, та комбінати з виробництва кольорових металів (молібден, вольфрам, нікель, свинець, олово).

Токсичний вплив. Вдихання арсину (AsH3) в невеликій концентрації призводить до загальної слабкості, нездужання, головного болю, нудоти, зменшення гемоглобіну крові до 53-57 %. Під час вдихання арсину в більшій концентрації вражаються судини кровоносної системи, селезінка, печінка, нирки, мозок. Аерозолі, які містять арсен, вражають органи дихання людини, її серцеву діяльність. Смертність від отруєння сполуками Арсену перебуває в межах 70-100 %. Біологічна роль Арсену не з'ясована.

В організм людини Арсен потрапляє з повітрям, їжею та водою. Арсен та його сполуки легко потрапляють через пошкоджену шкіру, слизові оболонки й плаценту.

До складу харчових продуктів Арсен входить як природна складова. Протягом доби разом з їжею до організму людини потрапляє близько 1 мг Арсену. У нормі в сирих овочах і фруктах Арсен міститься в кількості 0,007 мг/кг, у тютюні – близько 40 мг/кг. Під час паління в організм людини потрапляє близько 100 мкг протягом доби.

Стибій відноситься до мікроелементів. У природі належить до розсіяних елементів. Зустрічається в морській і мінеральній воді (близько 0,5 мг/л). Входить до складу понад 90 мінералів; є супутником ртуті, золота, свинцю, арсену. Основний мінерал – антимоніт Sb2S3. Вміст Стибію в природних водах становить 0,5-1,0 мг/л. Стибій міститься в живих організмах: шпинаті, люцерні, водоростях та інших рослинах.

Антропогенними джерелами надходження Стибію в довкілля є газові викиди та стічні води заводів з виробництва й переробки стибію та його сполук, стічні води збагачувальних фабрик і цехів металургійним підприємств та стічні побутові води.

Біологічна роль Стибію не з'ясована.

Пил стибію під час вдихання спричиняє в робітників стибієву «ливарну лихоманку». Вона виявляється в носових кровотечах, нудоті, головному болі, салівації (виділення слини), підвищенні температури до 400С.

86

В організм людини Стибій надходить через органи дихання, з їжею та водою через шлунково-кишковий тракт і, в незначній кількості, через шкіру.

Природний вміст Стибію в харчових продуктах становить до 0,1 мкг / 100 мл молока і близько 4,0 мг/100 г їстівної частини риби.

Бісмут відноситься до мікроелементів. У природі належить до розсіяних елементів.

У природі існує вільний бісмут та його мінерали: бісмутиніт (Bi2S3),

бісміт (Ві2О3), бісмутит (Ві2СО3(ОН)4), тетрадиміт (Bi2TeS) та козаміт

(Рb2Bi2S5). Бісмут присутній у воді океанів. Поверхневі води містять близько

0,022 г/л Ві3+.

Антропогенними джерелами надходження Бісмуту в довкілля є хімікофармацевтичні, металургійні й гальванічні виробництва, стічні води яких містять Бісмут. Аерозолі цих галузей містять 1-66 нг/м3. Біологічна роль Бісмуту не з'ясована.

Зі збільшенням концентрації Ві3+ у крові людей зростають психічні розлади, частота й сила клонічних судом (швидка зміна скорочення й розслаблення м'язів), імпрегнація, знижується активність церулоплазміну. Вісмут хлорид (ВіСl3) спричиняє некроз шкіри та помутніння рогівки ока.

В організм людини Бісмут потрапляє з водою, продуктами харчування, лікарськими препаратами й косметичними засобами. Добове надходження Бісмуту в організм людини з продуктами харчування становить 5-20 мкг.

Лабораторна робота № 16

р-Елементи VА-групи. Нітроген, Фосфор та їх сполуки. Підгрупа Арсену

Мета роботи. Ознайомлення з утворенням та властивостями азоту та сполук Нітрогену; з властивостями оксидів, кислот та солей Фосфору; з властивостями сполук Арсену, Стибію, Бісмуту

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; пробіркотримач; газовий пальник; скляна паличка. Тверді речовини: NH4Cl; мідний порошок або дріт; магнієва стружка; PCl3; NaBiO3. Індикатори: розчин фенолфталеїну (спиртовий); розчин нейтрального лакмусу.

Розчини: дистильована вода; HCl (конц. та 2н); H2SO4 (2н); HNO3 (конц. та 2н); Н3РО4 (2н); Са(ОН)2

(нас.); розчин NH3 (конц. та 2н); NaOH або КОН (2н); KNO2 або NaNO2 (нас. та 0,5н); NaCl (0,5н); AgNO3 (0,1н); KI (0,5н); Na2HPO4 (0,5н); NaH2PO4 (0,5н); Na3PO4 (0,5н); KMnO4 (0,5н); NaH2PO2 (0,5н); Hg(NO3)2 (0,5н); бромна вода; SbCl3 (нас. та 0,5н); BiCl3 або Bi(NO3)3 (нас. та 0,5н); MnSO4 (0,5н).

Дослід 1. Властивості аміаку

а) Визначити реакцію середовища розчину аміаку за допомогою індикатора фенолфталеїну. Написати рівняння дисоціації гідроксиду амонію в розчині.

б) До 3-4 крапель розчину NaCl додати 1-2 краплі розчину AgNO3. До утвореного осаду по краплях додати концентрований розчин NН3. Що відбувається? Написати рівняння реакції комплексоутворення.

в) В пробірку внести 1 мл бромної води і 1-2 краплі концентрованого розчину аміаку. Відзначити зміну кольору розчину. Написати рівняння реакції.

Дослід 2. Відношення солей амонію до нагрівання

87

В суху пробірку внести невелику кількість твердого NH4Cl і нагріти. Звернути увагу на утворення білого нальоту на холодній поверхні пробірки. Написати рівняння реакції.

Дослід 3. Утворення нітроген (IV) оксиду

В пробірку внести невелику кількість порошку міді і додати 2-3 мл концентрованої нітратної кислоти. Звернути увагу на колір утвореного газу. Написати рівняння реакції. Дослід виконувати у витяжній шафі.

Дослід 4. Властивості солей нітритної кислоти а) Налити в пробірку 2-3 мл розчину КІ, підкислити розведеною

сульфатною кислотою, додати 1 мл насиченого розчину натрій або калій нітриту. Звернути увагу на колір розчину. Написати рівняння реакції.

б) В три пробірки внести по 3-4 краплі розчину NaNO2. В одну з них додати 1-2 краплі розчину KMnO4 без попереднього підкислення, а в другу – спочатку 2-3 краплі 2 н розчину H2SO4, а потім – розчин KMnO4, в третю – спочатку 2-3 краплі 2 н розчину КОН, а потім – розчин KMnO4. Що відбувається? Написати рівняння реакцій.

Дослід 5. Окисні властивості нітратної кислоти

а) В дві пробірки внести 3-4 краплі розведеної HNO3. В першу пробірку внести шматок міді, а в другу – магнієву стружку. Що спостерігається? Написати рівняння реакцій.

б) До міді та магнію у різних пробірках додати концентрованої HNO3. Що спостерігається? Написати рівняння реакцій.

Дослід 6. Утворення солей ортофосфатної кислоти

В пробірку налити 1 мл розчину Са(ОН)2 і по краплях додати розчин Н3РО4. Утворений осад Са3(РО4)2 поступово розчиняється з утворенням кислої солі Са(Н2РО4)2. Написати рівняння реакцій по стадіях.

Дослід 7. Гідроліз солей ортофосфатної кислоти

В три пробірки налити 0,5 н розчини солей Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4 і внести до кожної пробірки по 0,5 мл розчину нейтрального лакмусу. В четверту (контрольну) пробірку налити таку саму кількість води і також додати 0,5 мл розчину нейтрального лакмусу. Спостерігати зміну забарвлення лакмусу в трьох пробірках в порівнянні з кольором в контрольній пробірці. Написати рівняння гідролізу досліджуваних солей.

Дослід 8. Утворення і властивості фосфітної кислоти

В пробірку внести 0,5 мл фосфор (ІІІ) хлориду PCl3 та 2 мл води. Що відбувається? Визначити реакцію середовища, зумовлену наявністю H3PO3. До утвореної суміші додати 2-3 краплі розчину Hg(NO3)2 і нагріти. Який колір і склад утвореного осаду? Які зміни потім відбулися? Написати рівняння реакцій.

Дослід 9. Властивості натрій гіпофосфіту

Налити в 3 пробірки по 1 мл розчину натрій гіпофосфіту NaH2PO2 і додати в першу пробірку 1-2 краплі розчину аргентум нітрату, в другу – стільки ж

88

розчину меркурій (II) нітрату, а в третю – 1-2 краплі розведеної сульфатної кислоти і розчин KMnO4. Написати рівняння реакцій.

Дослід 10. Утворення і властивості стибій (ІІІ) та бісмут (ІІІ) гідроксидів

В дві пробірки налити 1-2 мл розчинів: в одну – стибій (ІІІ) хлориду, в другу – солі бісмуту (ІІІ). В кожну пробірку додати розчин лугу до утворення осаду. До осадів додати розчин НСl. Що відбувається? Написати рівняння реакцій.

Дослід 11. Гідроліз солей Стибію (ІІІ) або Бісмуту ІІІ

В пробірку внести 1-2 мл насиченого розчину стибій (ІІІ) хлориду і додати по краплях дистильовану воду. Написати рівняння реакції гідролізу стибій хлориду, яка відбувається з утворенням солі дигідроксостибій (ІІІ) хлориду Sb(OH)2Cl, і реакцію його перетворення в оксостибій (ІІІ) хлорид SbOCl. Солі Бісмуту (ІІІ) гідролізують аналогічно.

Дослід 12. Окиснення солі Бісмуту (ІІІ)

В пробірку внести 1 мл розчину солі Бісмуту, 3-5 крапель 2 н розчину лугу і 1-2 мл бромної води. Нагріти пробірку до отримання брунатного осаду NaBiO3. Написати рівняння реакції.

Дослід 13. Відновлення солі Бісмуту (V)

В пробірку налити розчин MnSO4, підкислити його сульфатною кислотою, додати порошок NaBiO3, пробірку нагріти. Спостерігати забарвлення, характерне для іону MnO4-. Написати рівняння реакції.

Дослід 14. Утворення малорозчинного бісмут (ІІІ) йодиду

До невеликої кількості підкисленого концентрованого розчину солі Бісмуту (ІІІ) додати розчин КІ до утворення осаду ВіІ3 брунатного кольору. Осад розчиняється в надлишку розчину КІ з утворенням комплексу К[BiI4]. Написати рівняння реакцій.

Тема 13 р-Елементи VІА-групи (ns2np4)

Теоретичні питання: Загальна характеристика р-елементів VI групи. Характерні ступені окиснення елементів в сполуках.

Оксиген. Кисень. Фізичні властивості, знаходження в природі. Ізотопи Оксигену. Будова молекули кисню. Способи добування кисню. Хімічні властивості. Озон, добування. Пероксиди, супероксиди. Озоніди. Гідроген пероксид, його кислотні та окисно-відновні властивості. Використання кисню та сполук Оксигену в промисловості, медицині.

Елементи підгрупи Сульфуру (халькогени). Загальна характеристика. Знаходження в природі та добування. Фізичні властивості. Алотропія. Сполуки Сульфуру з галогенами, металами, Гідрогеном. Сірководень. Рівноваги у водному розчині сірководню. Сульфіди та гідрогенсульфіди. Відновні властивості сірководню та сульфідів. Полісульфіди. Оксигенвмісні сполуки Сульфуру. Сульфур (ІV) оксид, сульфітна кислота, сульфіти, гідрогенсульфіти. Кислотні, окисно-відновні властивості сполук Сульфуру (ІV). Сульфур (VІ) оксид. Сульфатна кислота. Добування, будова молекули. Хімічні властивості. Олеум. Сульфати. Хлорсульфонова кислота, дисульфатна кислота. Пероксокислоти Сульфуру: пероксомоносульфатна та пероксодисульфатна кислоти. Окисні властивості цих кислот та їх солей. Тіосульфатна кислота, будова, властивості. Тіосульфати. Політіонові кислоти та політіонати. Біологічна роль Сульфуру та його сполук. Використання в медицині і фармації.

Селен та Телур. Гідрогенвмісні сполуки, кислотні та відновні властивості їх розчинів. Селеніди та телуриди. Оксигенвмісні сполуки. Оксиди та кислоти. Селенітна та телуритна кислоти, їх кислотні та окисновідновні властивості. Селенатна та телуратна кислоти, їх окисні властивості.

Література: [1] с.251-270; [2] с.370-391; [3] с.227-252

Контрольні запитання:

89

1.Дайте загальну характеристику р-елементів VI-групи періодичної системи на основі електронної будови їх атомів. Які ступені окиснення характерні для них?

2.Охарактеризуйте поширеність Оксигену в природі. Де він зустрічається у найбільших кількостях (у вигляді простих речовин та хімічних сполук)?

3.Назвіть найважливіші способи добування кисню в лабораторії. Чому цей

елемент завжди двовалентний? Як пояснити парамагнетизм молекули кисню? Чи можуть існувати іони О2+, О2-, О22-?

4.Як одержують озон (О3)? Яка будова молекули озону? Які властивості характерні для нього? Що таке озоніди, як їх одержують?

5.Наведіть будову молекули гідроген пероксиду (Н2О2). Які існують способи його одержання? Охарактеризуйте кислотно-основну та окисновідновну природу Н2О2.

6.Чому Оксиген, Сульфур, Селен і Телур об’єднані загальною назвою халькогени? Назвіть найважливіші природні сполуки Сульфуру, Селену і Телуру.

7.Які особливості будови молекул сірки? Яка будова молекули S8? В яких алотропних модифікаціях може знаходитись сірка у вільному стані? За яких умов можливі їх взаємні перетворення?

8.Охарактеризуйте відношення сірки до води, кислот, лугів. Наведіть приклади перетворень, в яких сірка є окисником, відновником, зазнає самоокиснення-самовідновлення.

9.Як одержують сірководень (H2S)? За рахунок яких процесів він утворюється в природі? Якими властивостями він характеризується?

10.Що таке сульфіди, гідрогенсульфіди, полісульфіди? Як їх одержують та

які властивості вони виявляють? Що таке сульфани (H2Sn), як їх одержують?

11.Як одержують оксиди халькогенів (IV) – SO2, TeO2, SeO2? Ангідридами яких кислот вони є? Охарактеризуйте окисно-відновні властивості SO2, сульфатної кислоти та її солей. Наведіть відповідні приклади. Що таке селеніти і телурити?

12.Як одержують оксиди халькогенів (VI): SO3, TeO3, SeO3? Які кислоти відповідають цим оксидам? Охарактеризуйте властивості розведеної і концентрованої сульфатної кислоти.

13.Що таке олеум, хлорсульфонова, пероксодисульфатна кислоти? Як можна добути ці речовини? Які властивості характерні для цих сполук?

14.Що таке тіоніл хлорид і сульфурил хлорид? Як їх одержують і де використовують?

15.Яку кислоту називають тіосульфатною? Як одержують її солі – тіосульфати? Як реагує натрій тіосульфат з хлором, бромом, йодом? Напишіть рівняння відповідних реакцій?

16.Яка біологічна функція і токсична дія сполук елементів підгрупи Сульфуру?

90