Главная страница Случайная страница КАТЕГОРИИ: АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Химические свойства. Кислотно-основные свойства
Н2Э Кислотно-основные свойства Вода – очень слабый амфотерный электролит, Кд = 1, 8·10–16, т. е. при 25°С примерно 1 молекула воды из 5·109 молекул диссоциирована по схеме: Н2О ⇄ Н+ + ОН–; Н+ + Н2О → Н3О+ Н5О2+ (гидратированный ион оксония). Водные растворы Н2S, Н2Sе, Н2Те – слабые двухосновные кислоты (табл. 6.5). Таблица 6.5 Константы диссоциации кислот состава Н2Э
Н2S и Н2Sе образуют кислые и средние соли (сульфиды и селениды), а Н2Те – средние соли. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов – ионные соединения стехиометрического состава, гигроскопичны. Сульфиды других металлов – почти ковалентные, как правило, нестехиометрические соединения. Сульфиды щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде, но подвергаются сильному гидролизу. Сульфиды щелочных металлов в водных растворах на воздухе постепенно окисляются: 2Na2S + 2O2 + H2O → Na2S2O3 + 2NaOH тиосульфат натрия При нагревании кристаллов: Na2S + 2O2 → Na2SO4. Концентрированные водные растворы и расплавы сульфидов щелочных, щелочноземельных металлов и аммония взаимодействуют с серой с образованием полисульфидов состава Ме2Sх и МеSх (где х = 2 ¸ 9). Малорастворимые сульфиды необратимо гидролизуются, сульфиды р- и d-элементов при нагревании окисляются: 2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2. Все сульфиды разлагаются кислотами, особенно быстро – кислотами-окислителями: Bi2S3 + 8HNO3 → 2Bi(NO3)3 + 2NO + 3S + 4H2O. Разложение сульфидов двухвалентных металлов кислотами-неокислителями протекает по схеме: МеS(к) + 2Н+ ⇄ Ме2+ + Н2S. Окислительно-восстановительные свойства Вода может быть восстановлена (с образованием Н2) и окислена (с образованием О2). Восстановление воды происходит при действии активных металлов и некоторых катионов с малым зарядом (например, Сr2+ медленно реагирует с водой, переходя в Сr3+). Окисление воды происходит под действием фтора (2Н2О + 2F2 → O2 +4HF), некоторых многозарядных катионов (например, Со3+) и сложных анионов, образованных элементами в высоких степенях окисления, например: 2Н2О + 4КМnО4 → 3О2 + 4МnО2 + 4КОН. Еще более активно окисляют воду О3, ХеО3, ХеF6, ХеО64–. Н2S, Н2Sе, Н2Те – сильные восстановители, причем от Н2S к Н2Те восстановительная активность растет. Они легко окисляются кислородом воздуха: 2Н2Э + О2 → 2Э + 2Н2О; 2Н2Э + 3О2 2ЭО2 + 2Н2О. В растворе: 2Н2S + О2 → 2S↓ + 2Н2О (медленно). При окислении Н2S в растворах другими окислителями образуется сера или сульфат-ион: 3Н2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O; 5Н2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O; 3Н2S + 4HClO3 → 3H2SO4 + 4HCl; 2Н2S + SO2 → 3S + 2H2O; Н2S + I2 → S + 2HI; Н2S + H2SO4(конц.) → S + SO2 + 2H2O; 4Н2S + 3PbO2 → 3PbS + SO2 + 4H2O (с воспламенением). Пероксид водорода в водных растворах – очень слабая кислота: Н2О2 + Н2О ⇄ Н3О+ + НО2–; Кд = 1, 5·10–12. Соли – пероксиды, кислые соли – гидропероксиды, в водных растворах разлагаются. Пероксид водорода проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства, но первые выражены сильнее. Механизм окислительно-восстановительных реакций с участием пероксида водорода определяется рН среды. Н2О2 – окислитель: в кислой среде Н2О2 + 2Н+ + 2е → 2Н2О в щелочной среде НО2– + Н2О + 2е → 3ОН–. Примеры: KI + 3H2O2 → KIO3 + 3H2O; 2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2NaOH + 8H2O + 2Na2CrO4; Н2О2 + 2КI + Н2SО4 → I2 + К2SО4 + 2Н2О; Na[Sn(OH)3] + H2O2 + NaOH → Na2[Sn(OH)6]. Н2О2 – восстановитель – только в присутствии сильных окислителей (KMnO4, HNO3, Cl2, PbO2, K2Cr2O7 и др.): в кислой среде Н2О2 – 2е → О2 + 2Н+ в щелочной среде НО2– – 2е → О2 + Н+. Примеры: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O (реакцию используют в химическом анализе для определения содержания пероксида водорода); PbO2 + H2O2 + 2H+ → Pb2+ + 2H2O + O2. Н2О2 легко диспропорционирует: 2Н2О2 → 2Н2О + О2. Взрывает при соприкосновении с окисляющимися органическими веществами. Разложение пероксида водорода катализируют MnO2, высокодисперсные Pt, Ag, ионы d-элементов (Cu2+, Fe3+, Mn2+ и др.), поэтому к Н2О2 добавляют стабилизаторы (Na4P2O7 и др.).
Оксиды. Формулы и некоторые свойства оксидов элементов подгруппы приведены в табл. 6.6. Таблица 6.6
|