3методичка химия под себя. тюменский государственный архитектурностроительный университет
 Скачать 433.45 Kb.
|
  МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «ТЮМЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АРХИТЕКТУРНО-СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» Кафедра общей и специальной химии Голянская С. А.  . СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ ЧАСТЬ 1. СВОЙСТВА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ПРОГРАММА ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ для студентов направления 280700.62 «Техносферная безопасность» всех форм обучения Тюмень, 2014 3 Контрольная работа № 3 3.1 Общие свойства металлов Большинство элементов периодической системы являются металлами (см. таблицы А1, А2, Б1 приложения). Главным признаком металлов как химических веществ является их восстановительная активность, т. е. способность отдавать электроны атомам и ионам других веществ. Типичные окислители металлов – простые вещества (неметаллы), вода, кислоты и другие сложные вещества. Химическая активность металлов зависит от положения в периодической системе – в периоде металлические свойства слева направо уменьшаются, а в группе сверху вниз увеличиваются. В водных средах количественной характеристикой восстановительных свойств металла является величина его электродного потенциала (см. таблицу В1 приложения). Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции с участием металла, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов, и в какие соединения могут переходить окислитель и восстановитель. Состав продуктов восстановления и окисления зависит от среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, температуры, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Пример 1. Взаимодействие металлов с водными растворами кислот и солей 1. Определить, какие из нижеперечисленных реакций возможны: Ni + HCl (конц) → Ba + H2SO4 (разб.) → Аg +H2SO4 (разб.) → Ni + СuCl2 (р-р) → Ni + NaCl (р-р) → Ответ. Металлы, стоящие в ряду активности (см. таблицу В1 приложения) до водорода, вытесняют водород из разбавленной серной кислоты и галогенводородных (HF, HCl, HBr, HJ) кислот: Ni + 2HCl → NiCl2 + H2↑ Ba + H2SO4 (разб.) → BaSO4 + H2 ↑ На металлы, стоящие в ряду активности после водорода, разбавленные кислоты не действуют: Аg +H2SO4 (разб.) → Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей: Ni + СuCl2 (р-р) → Сu+ NiCl2 (р-р), никель не может вытеснить более активный натрий: Ni + NaCl (р-р) → 2. Указать продукты реакции: Ni + H2SO4 (конц.) → Cr + H2SO4 (конц.) → Уравнять реакции методом электронно-ионного баланса. Ответ. В концентрированном растворе серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в степени окисления +6. Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме: Me + H2SO4 (конц.) → соль + вода + продукт восстановления H2SO4 Состав продуктов восстановления определяется активностью восстановителя. Сера S+6 может восстанавливаться до степени окисления +4 (SO2), 0 (свободная сера) или -2 (H2S): H2SO4 H2S-2 SO2 S0 +4 +6 восстановление Чем активнее восстановитель, тем более глубоко протекает восстановление (см. таблицу В2 приложения). Никель – это металл средней активности, поэтому при восстановлении кислоты образуется сера: 3Ni + 4H2SO4 (конц.) → 3NiSO4 + 4H2O + S 0 +6 +2 0 3 Ni0 – 2ē → Ni+2 1 SO42– +8H+ + 6ē → S + 4H2O Хром также относится к металлам средней активности: 2Cr + 4H2SO4 (конц.) → Cr2(SO4)3 + 4H2O + S0 0 +6 +3 0 2 Cr0 – 3ē → Cr+3 1 SO42– +8H+ + 6ē → S + 4H2O Однако при обычных условиях серная кислота (в концентрациях близких к 100%) не реагирует с хромом и некоторыми другими металлами (см. таблицу В2 приложения), на их поверхности образуются защитные оксидные пленки (происходит пассивация). 3. Указать продукты и составить уравнения реакции: Cu + HNO3 (конц.) → Cu + HNO3 (разб.) → Na + HNO3 (конц.) → Ответ. Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5. При взаимодействии металлов с азотной кислотой (независимо от концентрации) никогда не выделяется водород H2. Процесс протекает по схеме: Me + HNO3 → соль + вода + продукт восстановления HNO3 В зависимости от условий образуются продукты с различными степенями окисления азота: HNO3 NH3 NO2 +4 +5 восстановление NO +2 N2O +1 0 N2 -3 До каких соединений восстановится азотная кислота, зависит от концентрации кислоты и активности восстановителя. Чем активнее металл, и чем меньше концентрация кислоты, тем более низкую степень окисления имеет восстановленный азот (см. таблицу В2 приложения). Медь – малоактивный металл. При взаимодействии концентрированной HNO3 с неметаллами или с малоактивными металлами образуется диоксид азота, при действии более разбавленной кислоты на малоактивные металлы может выделяться оксид азота: Cu0 + 4HNO3 (конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O +5 +2 +4
2 NO3– +2H+ + 1ē → NO2 + H2O 3Cu0 + 8HNO3 (разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O +5 +2 +2 3 Cu0 – 2ē → Cu+2 2 NO3– + 4H+ + 3ē → NO + 2H2O Концентрированная кислота, как правило, восстанавливается до оксида азота (IV), а при взаимодействии с наиболее активными металлами до оксида азота (I). Натрий – очень активный металл, следовательно, уравнение реакции: 8Na0 + 10HNO3 (конц.) → 8NaNO3 + N2O↑ + 5H2O +5 +1 +1 8 Na0 – 1ē → Na+1 1 2NO3– +10H+ + 8ē → N2O + 5H2O Пример 2. Взаимодействие металлов с водой Какие металлы реагируют с водой? Всегда ли при взаимодействии металла с водой образуются основания? Ответ. Если металл стоит в ряду активности левее водорода (см. таблицу В1 приложения), он реагирует с водой с образованием газообразного водорода. Активные металлы энергично взаимодействуют с водой при обычных условиях по схеме: Me + H2O → Me(OH)n+H2↑ Металлы средней активности взаимодействуют с водой при нагревании по схеме: Me + H2O → MexOy+ H2↑ Например: Ca + 2H2O → Ca(OH)2+ H2↑ 3Fe + 4H2O (пар) → Fe2O3·FeO+ 4H2↑ 3.2 Свойства s-, р-, d-элементов Пример задания. Какие степени окисления проявляет мышьяк в соединениях? Привести примеры соединений и охарактеризовать их. Проиллюстрировать основные химические свойства этих соединений уравнениями реакций. Пример ответа. 1.Мышьяк – элемент V группы четвертого периода периодической системы Менделеева, атомный номер 33. Электронная формула1s22s22p63s23p64s23d104p3 4s 4p 4d Валентные электроны 4s24p3 Графическая схема заполнения орбиталей Степени окисления: -3, +3, +5; 2. Примеры соединений:
3. Характеристика простого вещества As0 Мышьяк относится к неметаллам. При обычных условиях наиболее устойчив так называемый металлический, или серый, мышьяк, по внешнему виду представляет собой кристаллы серо-стального цвета, слоистой структуры. При конденсации паров мышьяка на поверхности, охлаждаемой жидким воздухом, образуется желтый мышьяк – прозрачные, мягкие кристаллы, похожие по свойствам на белый фосфор, это неустойчивая форма, при действии света или при слабом нагревании желтый мышьяк переходит в серый. Мышьяк может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, более выражены свойства восстановителя. На воздухе уже при нормальной температуре мышьяк легко окисляется и покрывается тонкой оксидной пленкой, при нагревании порошкообразный мышьяк воспламеняется и горит голубым пламенем. 4As +3О2 = 2As2O3, 0 0 +3 -2 восстановительные свойства мышьяк также проявляет в реакциях с галогенами, серой, азотной кислотой 3As + 5HNO3 (конц.)+ 2H2O =3H3AsO4 + 5NO ортомышьяковая кислота 0 +5 +5 +2 Чистый мышьяк достаточно инертен – вода, щелочи и кислоты, не обладающие окислительными свойствами, на него не действуют. При сплавлении с металлами мышьяк проявляет свойства окислителя, по большей части образуются арсениды 3Са + 2As = Са3As2 0 0 +2 -3 4. Характеристика соединений As-3 Арсениды – соли мышьяка с металлами, легко разлагаются кислотами, арсениды щелочных металлов легко гидролизуются водой: Са3As2 + 6НСl = 3СаСl2 + 2AsH3↑, Na3As + 3Н2O = 3 NaOH + AsH3↑. Арсин AsН3 газ с резким запахом, очень токсичен, сильный восстановитель, легко разлагается при нагревании с образованием простых веществ 2As-3H3 = 2As0 (серый зеркальный налет) + 3H2↑ Данная реакция используется для обнаружения соединений мышьяка. As+3 As2O3 – оксид мышьяка (III), "белый мышьяк", мышьяковистый ангидрид. Наиболее токсичное соединение мышьяка из применяемых на производстве. Амфотерное соединение, с преобладанием кислотных свойств. Мышьяковистая кислота H3AsO3 очень слабая, в ее растворах существует равновесие H3AsO3 = HAsO2 + H2O. Известны соли (арсениты), отвечающие кислотам ортомышьяковистой H3AsO3 и метамышьяковистой HAsO2. В воде растворимы только арсениты щелочных металлов и аммония. Взаимодействие As2O3 с растворами щелочей приводит к образованию гидроксоарсенитов As2O3 + 2КОН +3Н2О =2К[As(OH)4]. As2O3 и арсениты обычно бывают восстановителями, но могут быть и окислителями, например, As2O3 + 2I2 + 5H2O = 4HI + 2H3AsO4 +3 -1 0 +5 восстановитель As2O3 + 3С = 2As + 3СO +3 0 0 +2 окислитель As+5 As2O5 – оксид мышьяка (V), мышьяковый ангидрид, твердое вещество, хорошо растворимое в воде, кислотный оксид – ему соответствует мышьяковая кислота H3AsO4 средней силы, по свойствам близка к фосфорной Н3РО4. As2O5 + 3Н2О = 2H3AsO4 Соли мышьяковой кислоты – арсенаты. Соединения As+5 – окислители, например, Н3АsO4 + 2HI = H3AsO3 + I2 +H2O +5 +3 -1 0 5. В качестве микроэлемента мышьяк повсеместно распространен в живой природе, в живых организмах мышьяк участвует в окислительно-восстановительных реакциях. В виде минералов мышьяк встречается редко. Примесь мышьяка содержат почти все сульфидные руды цветных металлов, основное промышленное значение для получения мышьяка имеет арсенопирит FeAsS (мышьяковый колчедан). При окислительном обжиге сульфидных руд, наряду с диоксидом серы SO2, происходит образование ядовитого оксида As2O3. Мышьяковистый водород может образоваться при травлении металлов (железа, цинка) техническими серной или соляной кислотами, содержащими примесь мышьяка, это крайне опасно при отсутствии должной вентиляции. | |||||||||||||||||||||||||||