Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Подгруппа селена: Se, Te, PoСтр 1 из 9Следующая ⇒
Получают из отходов сернокислотного производства. Химические свойства 1. Se, Te -похожи на S; 2. Se, Te + F2, Cl2 (с O2 только при нагревании); 3. Se + H2 = H2Se Te +H2 ≠ не идет 4. Se, Te +Me → K2Se K2Te 5. K2Se + 2HCl = 2KCl + H2Se K2Te + 2HCl = 2KCl + H2Te В ряду H2S H2Se H2Te ¾¾¾¾¾¾¾¾¾→ усиление кислотных и восстановительных свойств Кислородные соединения: ЭО2 и ЭО3 Получение оксидов ЭО2: Se + O2 SeO2 Te + O2 TeO2 2H2Se + 3O2 = 2SeO2 + 2H2O 2H2Te + 3O2 = 2TeO2 + 2H2O Оксидам ЭО2 соответствуют кислоты Н2ЭО3; Получение кислот: 1) SeO2 + H2O = H2SeO3 TeO2 + H2O ≠ селенистая кислота теллуристая кислота не получена 2) 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO Cоли: H2SeO3+2NaOH=Na2SeO3+2H2O TeO2+2NaOH = Na2TeO3+H2O селенит натрия теллурит натрия
У селенитов (Se+4) и теллуритов (Te+4) преобладают окислительные свойства, в отличие от сульфитов (S+4), у которых преобладают восстановительные свойства. Sº S+4 S+6 Se0, Te0 Se4+,Te4+ S+6
Примеры. а). Селенит (Se+4) - окислитель: H2SeO3 + 4HI = Se + 2I2 + 3H2O (слабая кислота) б) Селенит (Se+4) - восстановитель (малохарактерно) 3H2SeO3 + HClO3 = 3H2SeO4 + HCl Оксиды ЭО3 получают из кислот: H2TeO4 TeO3 + H2O TeO3 – порошок желтого цвета, не растворяется в воде и кислотах. Кислоты: H2SeO4 по силе подобна серной (H2SO4), сильный окислитель ее соли - селенаты также окислители. H2TeO4 - теллуровая к-та, это слабый электролит, ее соли – теллураты.
TeO3 + NaOH Na2TeO4 теллурат Na
Селеновая кислота (концентрированная) растворяет золото: 6H2SeO4 + 2Au (t°) =Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O концентр. Получение кислот H2ЭО4: Ag2SeO3 + Br2 + H2O = H2SeO4 + 2AgBr↓ Te +H2O2 = H2TeO4∙2H2O (TeO3∙3H2O ≡ H6TeO6 ортотеллуровая кислота H6TeO6 H2TeO4 TeO3 (Ag6TeO6) Образцы решения задач Пример 1. Из значения произведения растворимости осадка ZnS (ПP= 2,5·10–22) вычислите концентрацию ионов цинка в моль/л и г/л. Решение. Растворенная часть осадка диссоциирует: ZnS D Zn2+ + S2– Произведение растворимости – произведение концентраций ионов над осадком: ПРZnS = [Zn2+][S2–] Обозначим концентрацию ионов цинка и равную ей концентрацию сульфид-иона – x, тогда: ПРZnS = [x][x]= x2 отсюда х = [Zn2+] = 1,6·10 –11 моль/л [Zn2+] = 1,6·10–11·65,4= 1·10–9 г/л, (65,4 – молярная масса иона цинка).
Пример 2. К раствору, содержащему в 1 л 10–6 М Pb(NO3)2 прибавили 1л 1·10–18 M раствора Na2S. Выпадет ли осадок? (ПPPbS = 2,5·10–27). Решение. Осадок выпадает при условии, когда произведение концентраций ионов больше значения ПР: [Pb2+][S2–] > ПР
При сливании 2-х л растворов концентрация ионов [Pb2+] и [S2–] уменьшится в 2 раза и составит: [Pb2+] = 5 ·10 –6 моль/л; [S2–] = 5·10–19 моль/л. [Pb2+][S2–] = 5 ·10 –6·5 ·10 –19 = 2,5 ·10 –24. Эта величина больше значения ПР: 2,5 ·10 –24> 2,5·10–27, осадок выпадет.
Пример 3. Вычислить произведение растворимости сульфида кадмия (II), если его растворимость при комнатной температуре равна 1, 3·10–4 г в 100 г воды. Решение. Диссоциация растворенной части осадка идет по уравнению: CdS D Cd2+ + S2– Концентрацию [CdS] и равную ей концентрацию ионов [Cd2+] и [S2–] выразим в моль/л (приняв плотность такого разбавленного раствора за 1): См = моль/л. ПР CdS = [Cd2+]·[S2–]; ПР CdS = [9·10–6]·[9·10–6] = 8,1·10–11.
Пример 4. Какой объем концентрированной серной кислоты плотностью 1,84 г/мл, в которой массовая доля кислоты составляет 98%, необходимо взять для полного растворения меди массой 8 г? Какой объем оксида серы (IV), измеренный при нормальных условиях, выделится при этом? Решение. Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O Количество вещества меди рассчитываем по формуле: моль; n(H2SO4) = 2n(Cu) = 0,125·2 = 0,25 моль. Масса серной кислоты: г; Масса 98%-ной серной кислоты: г;
мл; моль; л.
Пример 5. Какой объем оксида серы (IV), измеренный при температуре 27 ºС и давлении 98,5 кПа, образуется при обжиге пирита массой 30 г, который кроме дисульфида железа FeS2 содержит примеси, не образующие при обжиге SО2? Массовая доля примесей в пирите составляет 20%. Решение. Записываем уравнение реакции обжига дисульфида железа: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 Массовая доля примесей в пирите составляет 20%, следовательно, массовая доля FeS2 составляет 80%, или 0,8. Определяем массу дисульфида железа в пирите: m(FeS2) = m(пирита)·ω (FeS2); m(FeS2) = 30·0,8 = 24 г. Определяем количество вещества дисульфида железа: n(FeS2) = n(FeS2) = моль. Из уравнения реакции следует: Отсюда получаем: n(SO2) = 2n(FeS2) = 2·0,2 = 0,4. Вычисляем объем образовавшегося оксида серы (SO2) при нормальных условиях: V0(SO2) = n(SO2)·22,4 = 0,4·22,4 = 8,96 л. Находим объем газа при указанных условиях, учитывая, что Т = 273+27 = 300К: л. Образец тестового опроса S, Se, Te, Po
1. Укажите электронную формулу серы в степени окисления +4: 1) 1s22s22p63s23p64s23d104p34d1 2)...............................4s23d154p64d5 3)..............................4s23d104p6 4)...............................4s23d104p0 5).............................. 4s03d10 2. Укажите продукты, образующиеся при обработке смеси порошков меди и цинка разбавленной H2SO4: 1) CuSO4 + ZnSO4 + H2 2) ZnSO4 + H2 3) CuSO4 + SO2 4) ZnSO4 + H2S 5) CuSO4 + SO2 + ZnSO4 3. Укажите продукты совместного гидролиза сульфата алюминия и сульфида натрия: 1) Al(OH)3 + H2S + Na2SO4 2) AlOHSO4 + NaHSO4 3) Al2S3 + Na2SO4 4) Al(HSO4)3 + Na2SO4 5) Al(OH)3 + NaHS 4. Укажите продукты взаимодействия селенистой кислоты с перoксидом водорода: 1) H2SeO4 + H2O 2) SeO2 + O2 3) H2SeO3 + O2 4) SeO2 + H2O 5) SeO3 + O2 5. Укажите, растворы каких солей имеют щелочную реакцию среды: 1) Na2SO3 2) K2SO4 3) (NH4)2SO4 4) К2S 5) ZnSO4 Контрольные вопросы и упражнения 1. Охарактеризуйте строение атомов и валентные состояния элементов главной подгруппы VI группы. 2. Как изменяются радиусы, ионизационные потенциалы, сродство к электрону и электроотрицательность в ряду кислород - полоний? 3. Как и почему изменяется агрегатное состояние и состав простых веществ в ряду О - Ро? 4. Проиллюстрируйте соответствующими реакциями характер изменения окислительно-восстановительных свойств в ряду кислород - полоний 5*. Объясните способность серы и ее аналогов проявлять степени окисления +4 и +6. Почему валентное состояние VI более характерно для серы, чем для селена и теллура? 6. Дайте сравнительную характеристику изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств водородных соединений элементов VIА подгруппы. 7. Как доказать, что сероводород обладает бо́льшей восстановительной способностью по сравнению с оксидом серы(IV)? Напишите уравнения соответствующих реакций. 8*. Какой продукт получится, если через разбавленный раствор аммиака длительное время пропускать сильную струю сероводорода? Изменится ли состав продукта, если затем к раствору прилить концентрированный раствор аммиака? 9. Составьте уравнения реакций гидролиза сульфидов CaS и SiS2. Отличается ли характер гидролиза этих веществ под влиянием воды и водяных паров? 10*. Какие из сульфидов – Al2S3, Cr2S3, Na2S, ZnS, PbS, La2S3 – могут гидролизоваться? Какие из названных сульфидов могут быть получены путем обменной реакции в водном растворе? Напишите уравнения реакций гидролиза. Объясните, почему некоторые из перечисленных сульфидов не гидролизуются. Предложите методику синтеза всех указанных сульфидов, учитывая отношение их к воде. 11. Какую реакцию среды имеют растворы N2SО3 и NаНSО3? Вычислите Кг для сульфит- и гидросульфит-ионов, пользуясь значением констант диссоциации сернистой кислоты. 12. Укажите способы получения оксидов серы. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства у этих соединений? Напишите уравнения соответствующих реакций. 13. Каким способом можно получить соединение серы с кислородом, в котором сера проявляет наименьшую возможную для нее положительную степень окисления? 14. Сернистая кислота и ее соли. Строение, окислительно-восстановительные свойства, применение. Напишите уравнения соответствующих реакций. 15. Как изменяется устойчивость, кислотные свойства и окислительно-восстановительная способность в ряду Н2SО3 - Н2ТеО3? 16.* Cульфит натрия сплавили с углем. Какой продукт получился при этом? Напишите уравнение соответствующей реакции.
17*. Опишите методику приготовления сульфита и гидросульфита калия. 18*. Какие два важных продукта образуются при пропускании SO2, водяного пара и кислорода через нагретый раствор поваренной соли? Составьте уравнения реакций. 19. Какой продукт получится, если смесь раствора сульфита натрия и серы прокипятить? 20*. Напишите уравнение реакции разложения тиосульфата натрия при прокаливании, имея в виду, что одним из продуктов является Na2S5. 21. Укажите методы получения тиосерной кислоты? Напишите уравнения соответствующих реакций. 22. Тиосерная кислота. Ее строение и окислительно-восстановительные свойства тиосульфат-иона. Напишите уравнения соответствующих реакций. 23. Какие продукты получаются при электролизе: а) разбавленного раствора серной кислоты; б) концентрированной серной кислоты? 24. Серная кислота. Ее строение, получение, кислотные и окислительные свойства. Характер взаимодействия с металлами и неметаллами. Проиллюстрируйте реакциями. 25. Напишите уравнения реакций взаимодействия концентрированной серной кислоты с цинком, медью, германием, углем и серой. 26. Предложите схему получения оксида серы (VI) из медного купороса. Напишите уравнения соответствующих реакций. 27. Охарактеризуйте изменение кислотных и окислительных свойств в ряду серная - теллуровая кислоты? 28. Что такое олеум? Какова его химическая природа? Что такое полисерные кислоты? 29. Олеум перевозят в железных цистернах. Можно ли заменить их свинцовыми или медными? Почему олеум не растворяет железо? 30. Можно ли осушить сероводород, оксид серы (IV) и аммиак, пропуская их через концентрированную серную кислоту? 31*. Можно ли растворить сульфат кальция в серной кислоте? 32*. Предложите схему получения сероводорода из сульфата кальция. 33. Укажите способы получения пиросульфата калия. 34*. Предложите схему получения оксида серы(IV) из сульфата цинка. 35. Приведите примеры пероксидных соединений серы. 36. Напишите структурную формулу надсерной кислоты. 37. Напишите уравнения реакций взаимодействия надсерной кислоты с: а) пероксидом водорода; б) водой? 38*. Можно ли приготовить персульфат железа(II)? Почему? Напишите уравнение соответствующей реакции. 39*. Почему мононадсерная кислота является одноосновной? 40. Напишите уравнение реакции получения какой- либо тиосоли. 41. Составьте уравнения реакций: a) Sb2S3 + Na2S→ б) As2S5 + Na2S →
в) Sb2S3 + NaOH→ г) CdS + HCl(избыток)→ 42. Сравните свойства сернистой, селенистой и теллуристой кислот. Напишите уравнения соответствующих реакций. 43. Охарактеризуйте изменение окислительных свойств при переходе от серной к теллуровой кислоте? 44*. Напишите формулу шестиосновной кислоты, которую образует один из элементов подгруппы серы. Почему другие элементы этой подгруппы не образуют подобных кислот? 45*. Имеются разбавленные растворы двух кислот: серной и селеновой. Как отличить эти кислоты? Напишите уравнения соответствующих реакций. 46. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения: а) S→ H2S→ Na2S→ SO2→ S; б) SO2→NaHSO3→ Na2SO3 →Na2SO4 →NaHSO4→ Na2S2O7; в) NaHSO3→Na2S2O3→ NaHSO3 →Na2SO3→ Na2S2O3→ Na2S4O6. 47. Закончите уравнения реакций: 1) S + NaOH → Na2SO3 +... 2) K2S + KMnO4 + H2O → 3) Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → 4) (NH4)2S2O8 + MnSO4 + H2O →HMnO4 +... 5) H2S + SO2 + NaOH → Na2S2O3 +... 6) Cu + H2SO4(конц.) → 7) Zn + H2S2O7 → H2S +... 8) Hg + H2SO4 (конц.) → 9) Na2S2O3 + Al + HCl → H2S +... 10) Zn + H2SO4(конц.)→ 11) K2S4O6 + H2O2 → 12) Se + HNO3 + H2O → 13) Te + HNO3 → 14) TeO2 + KOH→ 15) TeO2 + H2O2 + H2O→ 16) Na2S2O3 + I2→ 17) Na2S2O3 + Cl2→ 18) H2SeO4 (конц.)+ Au→ 19) Se + NaOH→ 20) SO2 + SeO2 → 21) Na2SeO3 + HI→ 48. Какой объем концентрированной серной кислоты плотность. 1,84 г/мл, в которой массовая доля кислоты составляет 98%, необходимо взять для полного растворения меди массой 8 г? Какой объем оксида серы (IV), измеренного при нормальных условиях, выделится при этом? Ответ:13.6 мл; 2,8 л. 49. Какой объем оксида серы (IV), измеренный при температуре 27 ºС и давлении 98,5 кПа, образуется при обжиге пирита массой 30 г, который кроме дисульфида железа (FeS2) содержит примеси, не образующие при обжиге SО2? Массовая доля примесей в пирите составляет 20%. Ответ:10,1 л. 50. На смесь сульфида цинка, хлорида натрия и карбоната кальция массой 80 г подействовали избытком соляной кислоты. При этом образовалась смесь газов объемом 13,44 л (н.у.). При взаимодействии этой газовой смеси с избытком оксида серы (IV) образовалось твердое вещество массой 19,2 г. Определите массовые доли веществ в исходной смеси. Ответ: 0,485; 0,25; 0,265. Элементы VA подгруппы N, P, As, Sb, Bi Атомы элементов имеют электронную конфигурацию валентных уровней ns2p3, и проявляют степени окисления (–3, +3, +5) Физические свойства
Азот Известен с 1772 года, содержание в земной коре – 0,03%, в воздухе - 75,5% (по массе) или 1015 т. Получение. Азот и другие газы – компоненты воздуха – в промышленности получают методом фракционной перегонки жидкого воздуха. Лабораторный способ. Разложение нитрита или бихромата аммония: NH4NO2 N2 + 2H2O (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O
Химические свойства. Молекула азота двухатомна (N≡N) очень устойчива, поэтому обладает низкой реакционной способностью. Реагирует с простыми веществами лишь при очень высоких температурах (>1000 ºC), образует нитриды, проявляет степень окисления –3.
Изменение свойств нитридов по периоду:
Na3N + H2O = NaOH + NH3 Cl3N + H2O = HClO + NH3 Водородные соединения. NH3 - аммиак - газ, с характерным запахом; сжижается при –33°С, затвердевает при – 78°С, хорошо растворяется в воде: при 0°С – растворяется1200 объемов NH3 в одном объеме H2O, а при 20°С ~700 объемов NH3 в одном объеме H2O. Аммиак имеет большую теплоту испарения (5,6 Ккал/моль). При его испарении происходит сильное охлаждение (холодильники). Получение Лабораторный способ. Действием на соли аммония щелочи: (NH4)2SO4 + 2NaOH = 2NH3↑+ 2H2O + Na2SO4 Промышленный способ. В технике (метод Габбера, предложен в 1913г.) эндо N2 + 3H2 D 2NH3 (ΔH = –92KДж) экзо
Процесс проводят при 500-600°С и давлении 100 МПа в присутствии катализаторов. Химические свойства аммиака Для NH3 характерны реакции: 1 – присоединения (самые характерные), 2 – замещения, 3 – окисления. Примеры: Реакции присоединения NH3 + H2O = NH4OH NH3 + HCl = NH4Cl [Ag(NH3)2]Cl, [Co(NH3)4]Br2 NH3 – лиганд (донор электронной пары) Реакции замещения - менее характерны. Водород NH3 может последовательно замещатся: NH3 ═ NH ─NH2 ≡ N имино-группа амино-группа
2Al + 2NH3 = 2AlN + 3H2 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2 нитрид алюминия амид натрия
Водород NH3 может замещаться галогенид-ионом. Например, при получении иодида азота (в сухом состоянии взрывоопасен):. 2NH4OH + 3I2 = 2NI3 + 6HI + 2H2O 2NI3 N2 + 3I2 (2NH3∙2H2O)
Существуют и другие производные аммиака: NH2OH – гидроксиламин; N2H4 - гидразин, H[N3] - азид водорода (азотистоводородная кислота H ─ N ═ N ≡ N - слабее уксусной). Все они проявляют восстановительные свойства, могут быть окислены до свободного азота N2, но при взаимодействии с водородом могут выступать окислителями, переходя в NH3. Реакции окисления (NH3 -восстановитель слабый): 4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2 (без катализатора) 4NH3 + 5O2 6H2O + 4NO (с катализатором) Все водородные соединения азота - восстановители (N2), но могут быть (за исключением NH3) могут быть и окислителями: NH3 2NH3 – 6ē = N2 + 6H+ NH2OH 2NH2OH – 2ē = N2 + 2H+ NH3 N2H4 N2H4 – 4ē = N2 + 4H+ H[N3] 2H[N3] – 2ē =3N2 + 2H+
Примеры. 10H[N3] + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 15N2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O восстановитель
H[N3] + 4H2 = 3NH3 окислитель
Кислородные соединения азота. Ниже приведены оксиды азота, их агрегатное состояние, соответствующие им кислоты и соли: +1 +2 +3 +4 +5 N2 NO N2O3 NO2 N2O5 газ газ жидкость до –1° газ твердое вещество несолеобразующие ↓ '(↓ (HNO2) HNO3 азотистая азотная соли-нитриты нитраты
Азотная кислота Бесцветная жидкость, ρ = 1,52 г/мл, при –42°С застывает, сильная кислота, сильнейший окислитель. Получение HNO3 1) Из аммиака (NH3): a) 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O б) NO NO2 HNO3 2) Из воздуха (дуговой метод: струя воздуха - через дугу (~ 4000°) и быстрое охлаждение до1200°С): N2 + O2 D 2NO 2NO + O2 D 2NO2 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами
Нитраты - окислители в щелочной среде: & NO2– NO3– ( NH3 или NO2#
KNO3 + 4Zn + 7KOH NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O
Примеры взаимодействия концентрированной HNO3 с неметаллами:
I2 → HIO3...... S → H2SO4 P + HNO3(конц.) → H3PO4 + NO +.... As → H3AsO4...... Sb → H3SbO4.......
Смесь кислот (HNO3 + 3HCl) - царская водка, в ней растворяются даже платина и золото: Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-02-06; просмотров: 1264; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.138.118.103 (0.182 с.) |