P-элементы в химии. Р - элементы. Элементы iii a группы. Бор. Алюминий
 Скачать 78.82 Kb.
|
|
Элементы III A группы. Бор. Алюминий III A группу составляют элементы: бор В, алюминий Al, галлий Ga, индий In, таллий Tl. На внешнем электронном уровне у них три электрона ns2np1. Они являются первыми р- злементами каждого периода. Свойства бора, несмотря на аналогию в строении внешнего строя существенно отличаются от свойств остальных элементов. Бор типичный неметалл. Остальные элементы проявляют металлические свойства. Сверху вниз по группе радиус атомов увеличивается, энергия ионизации убывает, восстановительные свойства усиливаются. При окислении металлы III A группы теряют 3 электрона и переходят в степень окисления +3 Met0 – 3e → Met+3 . Бор, как неметалл, проявляет свойства и окислителя, и восстановителя и образует два ряда соединений со степенями окисления +3 и -3. Бор Простое вещество – бор существует в двух формах: кристаллический (Тпл. = 20800С) и аморфный. Химические свойства бора. 1.Взаимодействие с простыми веществами: B- восстановитель: В 0 – 3е → В+3 а) с О2. Бор горит в кислороде при t ≈ 7000 4B + 3O2 = 2B2O3 б) с Hal2. С фтором реагирует при t =200 2B + 3F2 = 2BF3 С хлором реагирует при высокой температуре сообразованием BCl3 в) с N2, C. При t = 17000 -20000 реагирует с углеродом и азотом с образованием карбидов и нитридов:4В + С = В4С ; 2 В + N2 = 2BN В – окислитель: В0 + 3е → В-3 г) отношение к металлам. Бор при нагревании энергично реагирует с металлами с образованием боридов (МехВу), например, 3Mg + 2B = Mg3B2 (d-элементы образуют нестехиометрические соединения – TiB, ZrB2, MoB5.) д) с Н2. Непосредственно с водородом бор не взаимодействует, бороводороды получают косвенным путем. 2. Взаимодействие со сложными веществами: а) отношение к воде. При комнатной температуре бор с водой не взаимодействует, но при температуре выше 20000 он реагирует с водяным паром 2В + 3Н2О = В2О3+ Н2↑ б) отношение к кислотам –не окислителям. С соляной, разбавленной серной кислотами бор не реагирует. в) отношение к кислотам – окислителям. С концентрированной серной и азотной кислотами бор, как неметалл, взаимодействует с образованием ортоборной кислоты: B + 3HNO3(конц.) = H3BO3 + 3NO2 ; 2B + H2SO4 (конц.)= H3BO3 + 3SO2. Свойства соединений бора Соединения бора с водородом. Бороводороды или бораны получают косвенным путем. Их известно несколько десятков. Это газы или легколетучие жидкости с неприятным запахом, самовозгораются на воздухе, очень ядовиты. По составу бораны можно разделить на две группы: BnHn+4, например B2H6 и BnHn+6, например B4H10. Бораны получают при взаимодействии боридов активных металлов с водой или соляной кислотой: Mg3B2 + 6HCl = B2H6↑ + 3MgCl2, Mg3B2 + 6H2O = B2H6↑ + 3Mg(OH)2 . В2Н6 – диборан или борэтан реагирует с водой и легко сгорает в кислороде с выделением большого количества тепла: -3 +1 +3 0 -3 0 +3 -2 В2Н6 + 6Н2О = 2Н3ВО3 + 6Н2↑; В2Н6 + 3О2 = В2О3 + 3Н2О. 2. Кислородсодержащие соединения бора Кислоты бора. Для бора известны три кислоты (все слабые электролиты): метаборная - НВО2, ортоборная – Н3ВО3 и тетраборная – Н2В4О7. При нагревании Н3ВО3 происходит ее дегидратация и образуется НВО2, при нагревании переходящая в Н2В4О7,которая при дальнейшем нагревании также теряет воду с образованием В2О3: Н3ВО3 = Н2О + НВО2, 4НВО2 = Н2О + Н2В4О7, Н2В4О7 = Н2О + В2О3. Соли. При нейтрализации ортоборной кислоты образуются соли тетраборной кислоты - Н2В4О7: 4Н3ВО3 + 2NaOH = 7H2O + Na2B4O7(тетраборат натрия или «бура»). При взаимодействии тетраборатов с растворами сильных кислот или при их гидролизе образуется ортоборная кислота Н3ВО3: Na2B4O7 +5H2O + H2SO4 = 4H3BO3 + Na2SO4; Na2B4O7 +7H2O ↔ 4H3BO3 + 2NaOH. Алюминий Свойстваалюминия Al – серебристо-белый металл, обладающий хорошей тепло- и электрорпроводностью, его стандартный электродный потенциал Е0 = -1,67в. Поверхность алюминия покрыта оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления. 1 Взаимодействие с простыми веществами. а) с О2. В кислороде при 6000С сгорает с образованием оксида Al2O3: 4Al + 3O2 = Al2O3. ΔН на 1г Al = -31,26 кДж, поэтому Al используют для восстановления некоторых металлов из их оксидов, например: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr, а также для создания высоких температур при сварке металлов: 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe (в результате реакции – температура 35000). Смесь порошков Al и оксидов металлов называется «термит», а реакция – «алюмотермия». б) с Hal2 алюминий взаимодействует на холоду 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3. в) с N2, S, Cалюминий реагирует при нагревании, образуя сульфид - Al 2S3, нитрид - AlN, карбид - Al4C3. 2 Взаимодействие со сложными веществами а) отношение к воде. При нагревании алюминий, лишенный защитной оксидной пленки, вступает в реакцию с водой: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2↑, но реакция быстро прекращается вследствие образования на поверхности алюминия нерастворимого Al(OH)3. б) отношение к кислотам-не окислителям. Т.к. Е0˂O он активно взаимодействует с кислотами-не окислителями (HCl,H2SO4-разбавл. ….): 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑. в) отношение к кислотам-окислителям. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют алюминий, поэтому алюминиевые цистерны используют для транспортировки азотной кислоты. С разбавленной HNO3 алюминий взаимодействует восстанавливая N+5 до N2 или даже до NH4NO3: 10Al + 6HNO3(разб.) + 30HNO3(среда) = 10Al(NO3)3 + 3N2↑+ 18H2O. г) отношение к щелочам. С водными растворами щелочей Al бурно взаимодействует, т.к. его гидроксид обладает амфотерными свойствами: 2Al + 6H2O + 6KOH = 3H2↑ + K3[Al(OH)6]. Свойства соединений алюминия Оксид алюминия - Al2O3 – амфотерный оксид, т.е. он взаимодействует и с кислотами, и со щелочами: Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2О ; Al2O3 + 6NaOH + 3H2O =2Na3[Al(OH)6]. В воде оксид алюминия нерастворим. Гидроксид алюминия - Al(OH)3 получают при осторожном действии щелочей на растворы солей алюминия: Al2(SO4)3 + 6NaOH = 3Na2SO4 + 2Al(OH)3↓ Гидроксид алюминия – типичное амфотерное соединение, обладает и кислотными, и основными свойствами: Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O; Al(OH)3 + 3KOH(р-р) = K[Al(OH)4]. Соли алюминия в растворе подвергаются гидролизу. Соли, образованные сильными кислотами (сульфат, хлорид, нитрат) гидролизуются с образованием основных солей: Al(NO3)3 + HOH ↔ AlOH(NO3)2 + HNO3, Al3+ + HOH ↔ AlOH2+ + H+. Сульфид и карбонат существуют только в твердом виде, их водные растворы получить нельзя вследствие необратимого гидролиза: Al2S3 + 6HOH = 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑. Элементы IVA группы. Атомы элементов IVA группы: углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb имеют на вешнем электронном уровне 4 электрона (ns2np2) и относятся к р-элементам. Сверху вниз по группе увеличивается радиус атома, уменьшается энергия ионизации, увеличивается восстановительная активность. При химических реакциях атомы IVA группы проявляют восстановительные свойства (в реакциях с окислителями) Э0 – 4е → Э+4; Э0 – 2е → Э+2; а атомы углерода и кремния и окислительные свойства (в реакциях с восстановителями): Э0 + 4е → Э-4. При переходе от углерода к свинцу тенденция к присоединению электронов ослабевает (Sn и Pb не имеют отрицательных степеней окисления) в связи с увеличением радиусов атомов. Углерод и кремний – типичные неметаллы, германий, олово и свинец – металлы малой восстановительной активности. Углерод и кремний Химические свойства углерода и кремния Восстановители: 1. Взаимодействие с простыми веществами. а) с О2 реагируют только при высоких температурах, образуя оксиды ЭО и ЭО2 : 2С + О2 = 2СО; в избытке кислорода С + О2 = СО2. б) с S и N2 соединяются при очень высоких температурах (> 10000С): 2C + N2 = C2N2; C + S = CS2. в) с Hal2 взаимодействуют при t0 ≈ 5000, а со фтором кремний взаимодействует при обычной температуре с образованием легколетучего SiF4: Si + 2F2 = SiF4↑ 2. Взаимодействие со сложными веществами: а) отношение к воде: при комнатной температуре ни углерод, ни кремний с водой не реагируют, но при t0 = 10000 углерод взаимодействует с водяным паром с образованием смеси горючих газов, называемой «водяной газ»: С + Н2О = СО↑ + Н2↑; б) отношение к кислотам-неокислителям: С(Si) + HCl, H2SO4(разб) ≠ ; в) отношение к кислотам-окислителям: Э + 4HNO3(конц) = ЭО2 + 4NO2↑ + 2H2O Э + 2H2SO4(конц.) = ЭО2 + 2SO2↑ + 2H2O, где Э – С или Si. Также Si реагирует со смесью HNO3 и HF с образованием H2[SiF6]: 3Si + 4HNO3 + 18HF =3H2[SiF6] + 4NO↑ + 8H2O. г) отношение к щелочам: С + щелочь ≠; кремний со щелочами реагирует: Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2↑. Окислители: а) с Н2 при t0 = 4000 - 5000, повышенном давлении и в присутствии катализатора С + 2Н2 = СН4; б) с Met при t0≈20000 образуются карбиды MetxCy и силициды MetxSi.y Свойства соединений углерода и кремния Соединения с водородом. Характерной особенностью углерода и кремния является способность образовывать цепи - С – С – С -; - Si – Si – Si – ( но длина цепей, образованных кремнием не более 15 атомов; с увеличением длины цепи устойчивость этих соединений уменьшается), а также кратные связи = С = С=. Соединения углерода сводородом - углеводороды делят на: алканы – общая формула СnH2n+2: СН,4 – метан, С2Н6 – этан…; алкены – общая формула CnH2n: С2Н4 – этилен…; алкины – общая формула CnH2n-2 : С2Н2 – ацетилен … Метан СН4 можно получить из карбида алюминия Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 ↓+ 3CH4↑, а ацетилен из карбида кальция CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2↓ + C2H2↑. Все углеводороды сгорают с образованием СО2 и Н2О. Соединения кремния с водородом – силаны – общая формула – SinH2n+2, где n = от1 до 6. Простейшее соединение – моносилан SiH4 получается при разложении силицидов водой или кислотами Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4↑. Оксиды. Оксиды углерода и кремния со степенью окисления +2: СО и SiO – безразличные, им не соответствуют ни кислоты, ни основания. Ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочами они не взаимодействуют. Оксид углерода (II) CO обладает сильными восстановительными свойствами: Fe2O3 +3CO = 2Fe +3CO2↑. Оксиды углерода и кремния со степенью окисления +4: СО2 и SiO2 - кислотные. СО2 - умеренно растворим в воде. SiO2 в воде не растворим. Со щелочами SiO2 взаимодействует при сплавлении с образованием солей кремниевой кислоты – силикатов: SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + Н2О Кислоты. Раствор СО2 в воде имеет кислую реакцию в результате образования слабой, существующей только в растворах угольной кислоты Н2СО3: Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3- НСО3- ↔ Н+ + СО32-. Как двухосновная угольная кислота образует два ряда солей: средние – карбонаты Me2(CO3)n и кислые гидрокарбонаты Me(HCO3)n. Кремниевую кислоту получают, действуя на растворимые соли сильными кислотами: Na2SO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl Соли. Большинство карбонатов в воде не растворяются, но при пропускании через их взвеси избытка СО2 происходит растворение осадка за счет образования кислых солей: Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О; СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2. Кроме солей щелочных металлов остальные силикаты в воде нерастворимы. Силикаты – основа стекла. Растворимые силикаты называют «жидким стеклом». Обычное оконное стекло и cтекло для изготовления посуды содержит силикаты Са и Na. Отличительным свойством соединений кремния (IV) является их взаимодействие с плавиковой кислотой: SiO2 + 4HF = SiF4↑+ 2H2O, K2SiO3 + 6HF = SiF4↑ + 2KF + 3H2O. Растворимые в воде карбонаты и силикаты подвергаются гидролизу, их растворы имеют щелочную среду: CO32- + HOH ↔ HCO3-- + OН- ; SiO32- + HOH ↔ HSiO3- + OH-. Германий, олово, свинец. Ge, Sn, Pb – металлы малой восстановительной активности. Положение в ряду активности: Sn Pb H Ge Е0(в) - 0,15 - 0,12 0 + 0,34 Степени окисления: Sn - +2, +4; Pb - +2, +4; Ge - +4. Химические свойства германия, олова и свинца. а) Отношение к кислороду: при комнатной температуре не реагируют, а при высокой температуре образуют оксиды GeO2, SnO2, PbO. б) Отношение к воде: вода при комнатной температуре не реагирует с этими металлами (на поверхности металлов образуется защитная пленка Pb(OH)2 ,Sn(OH)2,предохраняющая их от дальнейшей реакции). в) Отношение к кислотам-неокислителям: С соляной кислотой Sn и Pb взаимодействуют, вытесняя водород и образуя соли Э+2 Sn + 2HCl = SnCl2 + H2↑(реакция идет медленно); Pb + 2HCl = PbCl2 + H2↑(реакция идет только при нагревании, т.к. при комнатной температуре соль в воде нерастворима). С H2SO4(разб.) реагирует только олово. Свинец не реагирует т.к. на поверхности образуется пленка из нерастворимого сульфата свинца, предохраняющая металл от дальнейшего растворения. г) Отношение к кислотам-окислителям: С H2SO4(конц.) олово и свинец взаимодействуют при нагревании: Sn + 2H2SO4(конц.) + 2H2SO4(среда) = Sn(SO4)2 + 2SO2↑ + 4H2O; Pb+ H2SO4(конц.) + 2H2SO4(среда) = Pb(HSO4)2 + SO2↑ +2H2O. С HNO3(конц.) взаимодействуют олово и германий, свинец не взаимодействует т.к. Pb(NO3)2 в концентрированной азотной кислоте не растворим. Sn(Ge) + 4HNO3(конц.) = H2SnO3(H2GeO3) + 4NO2↑ + H2O. С разбавленной HNO3 олово и свинец реагируют также как и остальные малоактивные металлы с образованием NO: 3Sn + 2HNO3(конц) + 6HNO3(среда) = 3Sn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O 3Pb + 2HNO3(конц.) + 6HNO3(среда) = 3Pb(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O. д) Отношение к щелочам. С растворами щелочей эти элементы взаимодействуют с вытеснением водорода: Ge + 2KOH + 2H2O = K2GeO3 + H2↑; Sn + 2KOH + 2H2O = K2[Sn(OH)4] + Н2↑ Pb + 2KOH + 2H2O = K2[Pb(OH)4].+ Н2↑ Свойства соединений германия, олова и свинца Оксиды и гидроксиды. Степень окисления +2. Оксиды со степенью окисления +2 (ЭО) образуют олово и свинец. Это кристаллические вещества нерастворимые в воде, но растворимые в кислотах и щелочах, что указывает на их амфотерность: SnO + 2HCl = SnCl2 + H2O; SnO + 2KOH + 2H2O = K2[Sn(OH)4]. Гидроксиды Sn(OH)2 и Pb(OH)2 в воде нерастворимы, но растворимы в растворах кислот и щелочей, т.к. они амфотерны 2NaOH Na2[Pb(OH)4] Pb(OH)2 + = 2HNO3 Pb(NO3)2 + 2H2O. При сплавлении со щелочами оксидов и гидроксидов образуются соли, называемые станниты Me2SnO2 и плюмбиты Me2PbO2: Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2PbO2 + 2H2O расплав Соединения олова (II) – сильные восстановители: 3Sn(OH)2 + 2BiCl3 +12NaOH = 2Bi↓ + 3Na2[Sn(OH)6] + 6NaCl. Степень окисления +4. Диоксиды GeO2,SnO2 и PbO2более устойчивы, чем монооксиды. Они также обладают амфотерными свойствами – взаимодействуют и с кислотами, и со щелочами. В расплаве со щелочами образуются соли Me2ЭО3 – германаты, станнаты и плюмбаты: SnO2 + 2KOH = K2SnO3 + H2O, расплав а при взаимодействии с концентрированными растворами щелочей образуются гексагидроксо- комплексы: SnO2 + 2KOH + 2H2O = K2[Sn(OH)6]. Диоксид свинца PbO2 – сильный окислитель: PbO2 + 2HCl(конц.) + 2HCl(среда) = Сl2↑ + PbCl2 + 2H2O. Соли. Большинство солей олова в воде растворимы и обладают восстановительными свойствами. Из солей свинца растворимыми являются нитрат Pb(NO3)2 и ацетат Pb(CH3COO)2, остальные в воде нерастворимы. Соли Pb+4 в водном растворе неустойчивы и, полностью гидролизуются, переходя в наиболее устойчивое соединение свинца – PbO2. Элементы VA группы. Азот. Фосфор. VA группу составляют: азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмутBi. На внешнем электронном уровне этих элементов пять электронов -ns2np3. В соответветствии с правилом Гунда последние три электрона р-подуровня неспарены. В группе сверху вниз с увеличением атомных радиусов убывают значения энергий ионизации, электронное сродство, электроотрицательность. Следовательно, от N к Bi усиливаются металлические свойства. Азот и фосфор – типичные неметаллы, а висмут – металл. Это подтверждается, например, взаимодействием P, As, Sb и Bi с концентрированной азотной кислотой Э + 5HNO3конц. = H3ЭО4 + 5NO2 + H2O (где Э- P,As,Sb ) Bi + 3HNO3конц. + 3HNO3среда = Bi(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O, а также характером оксидов и гидроксидов этих элементов. В соединениях азот проявляет все степени окисления от -3 до +5. Степени окисления фосфора в соединениях -3, от+1 до +5 (+5 –самая устойчивая степень окислении ). Висмут в соединениях имеет степень окисления только -3. |