Студопедия

Главная страница Случайная страница

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Соединения






Соединения с водородом. Для всех элементов известны соединения типа ЭН4. Это – газы, устойчивость которых от СН4 к РbН4 уменьшается, а восстановительная способность увеличивается. Гидриды углерода (углеводороды) подробно рассматриваются в курсах органической химии.

Метан СН4 химически инертен.

Моносилан SiН4 и моногерман GеН4 – бесцветные газы с температурами кипения –112 и –88°С, образующие с воздухом взрывчатые смеси (самовоспламеняются на воздухе): SiН4 + 2О2 → SiО2 + 2Н2О.

SiH4 и GeH4 – сильные восстановители, например:

SiH4 + 4Cl2 → SiCl4 + 4HCl.

Разлагаются водой: ЭН4 + 2Н2О → ЭО2 + 4Н2.

Моносилан реагирует с растворами щелочей:

SiН4 + 2NаОН + Н2О → Na2SiO3 + 4H2.

Метан получают:

1) взаимодействием углерода с водородом в вольтовой дуге (см. выше);

2) взаимодействием прокаленных ацетата натрия и натронной извести (смеси NаОН и СаО) при нагревании – лабораторный способ получения:

СН3СООNa(т) + NаОН(+СаО, т) СН4 + Nа2СО3.

Силан получают:

1) действием на силициды металлов растворов кислот (образуется смесь силанов SinH2n+2, содержащая около 40% моносилана): Mg2Si + 2H2SO4 → SiH4 + 2MgSO4;

2) действием на силициды галогенидов аммония в среде жидкого аммиака:

Mg2Si + 4NH4Br SiH4 + 2MgBr2 + 4NH3;

3) из галогенидов кремния: SiCl4 + Li[AlH4] LiCl + AlCl3 + SiH4.

Силаны – легколетучие вещества, ядовиты.

Герман получают:

1) действием на германиды металлов растворов кислот (образуется смесь германов):

Mg2Ge + 4HCl → GeH4 (Ge2H6, Ge3H8) + 2MgCl2;

2) из галогенидов германия: GeCl4 + Li[AlH4] LiCl + AlCl3 + GeH4.

GeH4 – газ, Ge2H6 и Ge3H8 – жидкости. Известны полимерные гидриды германия (GeH)n и (GеН2)n.

Станнан SnН4 – малоустойчивый газ.

Гидрид свинца РbН4 еще менее устойчив, не выделен в индивидуальном состоянии.

 

Соединения с кислородом – оксиды ЭО и ЭО2.

Оксид углерода (II) СО (угарный газ) – бесцветный, малорастворимый в воде газ, без запаха, очень ядовит. ПДК(СО) в воздухе 0, 02 мг/л. На воздухе горит: 2СО + О2 → 2СО2.

СО получают по реакциям: НСООН СО + Н2О;

С + О2 СО2, С + СО2 2СО (+N2) – генераторный газ;

С + Н2О(г) СО + Н2 – водяной газ.

Оксид углерода (II) – несолеобразующий оксид. Сильный восстановитель, но благодаря прочной химической связи (изоэлектронен азоту) восстановительные свойства наиболее сильно проявляются лишь при нагревании. Используется в пирометаллургии для восстановления металлов из оксидов.

Вступает в реакции присоединения:

СО + Сl2 COCl2 – фосген (бесцветный газ, очень ядовит);

СО + S СOS – сульфоксид (бесцветный газ);

СО + 2Н2 СН3ОН – метанол.

Может быть лигандом в комплексных соединениях – карбонилах – за счет способности к донорно-акцепторному взаимодействию (неподеленная электронная пара атома углерода). Карбонилы ядовиты.

Оксид углерода (IV) СО2 (углекислый газ). В молекулах СО2 ковалентная полярная связь, донорно-акцепторные взаимодействия между молекулами невозможны. Твердый СО2 (сухой лед) возгоняется при –78°С. Вдыхание воздуха, содержащего 10% СО2, вызывает паралич органов дыхания.

СО2 получают по реакциям: СаСО3 СаО + СО2;

СаСО3 + 2НСl → CaCl2 + Н2О + СО2.

Углекислый газ растворим в воде (0, 9 объемной части СО2 на 1 объемную часть воды при 20°С). При растворении углекислого газа в воде устанавливаются равновесия:

Н2О + СО2 ⇄ Н2СО3 ⇄ Н+ + НСО3 (равновесие смещено влево).

Углекислый газ реагирует со щелочами (проявляет кислотные свойства): СО2 + КОН → КНСО3; СО2 + 2КОН → К2СО3 + Н2О;

СО2 + Са(ОН)2 → СаСО3↓ + Н2О – качественная реакция на СО2.

СаСО3 + СО2 + Н2О → Са(НСО3)2.

Диоксид триуглерода С3О2 – бесцветный ядовитый газ с удушливым запахом. Взаимодействует с водой и растворами щелочей:

С3О2 + Н2О → НООС–СН2–СООН (малоновая кислота);

С3О2 + 2КОН → Н2С(СООК)2 (малонат калия).

С3О2 получают разложением малоновой кислоты при нагревании и в присутствии оксида фосфора (V): Н2С(СООН)2 → С3О2 + 2Н2О.

Оксид кремния (II) SiO –твердое вещество коричневого цвета, образующееся при высоких температурах, при комнатной температуре неустойчив. Получают по реакции: Si + SiO2 ⇄ 2SiО.

Оксид кремния (IV) SiО2 существует в виде нескольких полиморфных модификаций: кварца, тридимита, кристобалита и искусственно полученных при высоких давлениях стишовита и коэсита:

Различные кристаллические модификации SiО2, как и безводный аморфный кремнезем, представляют собой неорганические гетероцепные полимеры. Во всех формах (кроме стишовита) структурным мотивом является кремнекислородный тетраэдр, в центре которого находится атом кремния, а по вершинам – атомы кислорода. Кремнекислородные тетраэдры соединены друг с другом своими вершинами, т. е. каждый атом кислорода связан с двумя атомами кремния, что можно изобразить на плоскости:

Несмотря на одинаковый способ сочленения структурных мотивов [SiO4], их пространственное расположение для различных модификаций различно.

Оксид кремния (IV) практически нерастворим в воде при комнатной температуре. В воде, нагретой под давлением выше 100°С, кварц заметно растворяется, что используют при выращивании больших монокристаллов.

Оксид кремния (IV) не реагирует с кислотами. Фтор, газообразный фтороводород и плавиковая кислота энергично с ним взаимодействуют:

SiO2 + 2F2 → SiF4 + O2;

SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O, SiF4 + 2HF → H2[SiF6],

Оксид кремния (IV) легко растворяется в щелочных растворах, особенно при нагревании: SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O.

Обычно реакцию получения силикатов проводят не в растворе, а путем спекания SiO2 со щелочами, карбонатами и оксидами металлов:

SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2; SiO2 + PbO PbSiO3.

Все эти реакции доказывают кислотную природу оксида кремния (IV).

Оксид кремния (IV) образуется при взаимодействии кремния с кислородом при сильном нагревании.

Оксид германия (II) GeО – аморфный коричневато-черный порошок или стеклообразный, разлагается при нагревании, взаимодействует с парами воды и расплавами щелочей:

2GeO Ge + GeO2;

GeO + H2O(г) GeO2 + H2; GeO + 4КОН К4GeO4 + Н2О + Н2.

Оксид германия (IV) GeO2 – прозрачное, бесцветное вещество. Существует в виде нескольких полиморфных модификаций. Растворяется в воде и взаимодействует с плавиковой и соляной кислотами: GeO2 + 4HCl → GeCl4 + 2H2O,

взаимодействует с растворами и расплавами щелочей: GeO2 + 2KOH → K2GeO3 + H2O.

Получают при нагревании германия в присутствии кислорода.

Оксид олова (II) SnO – сине-черный или красновато-коричневый; оксид свинца (II) РbО – желтый или красный. При нагревании на воздухе: 2SnO + O2 2SnO2;

PbO PbO2 Pb2PbO4 (сурик) PbO

SnO и РbО нерастворимы в воде. Амфотерны:

SnO + 2HCl → SnCl2 + H2O; SnO + 4KOH(р-р) + Н2О K4[Sn(OH)6].

Окисляются хлором: РbО + Сl2 + Н2О → РbО2 + 2НСl.

Получают разложением соединений:

Sn6O4(OH)4 6SnO + 2H2O; SnC2O4 SnO + CO2 + CO;

PbCO3 PbO + CO2; Pb(NO3)2 PbO + 2NO2 + 1/2O2.

Или: SnCl2 + 2KOH SnO + KCl + H2O.

Оксид олова (IV) – белое кристаллическое инертное вещество, не взаимодействующее с растворами кислот и щелочей. Оксид свинца (IV) – коричневое кристаллическое вещество, сильный окислитель: 5PbO2 + 2MnSO4 + 3H2SO4 → 5PbSO4 + 2HMnO4 + 2H2O;

PbO2 + 2S → PbS + SO2 (сера воспламеняется);

3PbO2 + 4H2S → 3PbS + SO2 + 4H2O; PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O.

SnO2 и PbО2 взаимодействуют с расплавами щелочей:

SnO2 + 2KOH K2SnO3 + H2O; PbO2 + 4KOH K4PbO4 + 2H2O.

Получают по реакциям:

PbO + KClO → PbO2 + KCl; SnCl2 + 2H2O → SnO2 + 4HCl;

(CH3COO)2Pb + Ca(ClO)Cl + H2O → PbO2 + CaCl2 + 2CH3COOH.

Sn(ж) + О2 → SnО2.

При нагревании свинца в присутствии кислорода образуется РbО и ярко-красный оксид свинца (II, IV) Рb3О4 (Рb2PbО4) – сурик, который взаимодействует с азотной кислотой: Pb3O4 + 4HNO3 → PbO2 + 2Pb(NO3)2 + 2H2O.

Изменение свойств оксидов элементов главной подгруппы IV группы показано в табл. 4.3.

Таблица 4.3


Поделиться с друзьями:

mylektsii.su - Мои Лекции - 2015-2024 год. (0.011 сек.)Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав Пожаловаться на материал