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 |
Модуль 7 Галогениды, сульфиды, серосодержащие и азотсодержащие соединения ⇐ ПредыдущаяСтр 7 из 7
Комплексная цель модуля: знать основные способы получения галогенидов, сульфидов, серо- и азотсодержащих соединений; описывать их физические свойства; давать характеристику кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств; уметь сравнить изменение этих свойств по подгруппе.
Содержание модуля Все элементы IV группы образуют тетрагалогениды, а дигалогениды – только германий олово и свинец. Кроме бинарных галогенидов существуют и более сложные соединения, включающие атомы нескольких элементов-неметаллов, а также атомы элементов-металлов. Безводные тетрагалогениды ЭГ4 имеют молекулярную структуру. В соответствии с гибридным состоянием валентных орбиталей углерода молекулы ЭГ4 имеют тетраэдрическую структуру. В ряду тетрафторидов вниз по группе закономерно возрастают Тпл и Ткип вследствие усиления ионного характера связи Э–Г. Такая же тенденция наблюдается для других тетрагалогенидов в ряду Si – Pb. Исключения составляют хлорид, бромид и йодид углерода; например, CCl4 плавится при более высокой температуре, чем SiCl4 (Тпл(CCl4) = − 23ºС; Тпл(SiCl4) = − 68ºС; Тпл(GeCl4) = − 50ºС; Тпл(SnCl4) = − 34ºС; Тпл(PbCl4) = − 7ºС;). Это объясняется тем, что прочность связи Э – Cl в тетрахлориде кремния больше, чем в тетрахлориде углерода (381 и 327 кДж/моль соответственно). Здесь действует общее правило, согласно которому чем слабее внутримолекулярная связь, тем более сильным является межмолекулярное взаимодействие, повышающее Тпл. По-видимому, это обусловлено тем, что четыре относительно крупных атома хлора не могут разместиться вокруг маленького атома углерода на достаточно близком расстоянии. Из дигалогенидов ЭГ2 наиболее устойчивы соединения олова (II) и свинца (II), поскольку у этих соединений, существующих в основном за счет ионных связей, наблюдается максимальное различие в значениях электоотрицательности галогена и элемента-металла, стабилизирующее соединения с низкой степенью окисления +2.
Галогениды элементов подгруппы углерода Галогениды углерода В связи с тем, что электроотрицательности углерода и галогенов имеют близкие значения и сами по себе высоки, это обуславливает ковалентный характер связи С – Г в тетрагалогенидах углерода. Из таблицы видно, что в соответствии с их молекулярной структурой тетрафторид углерода – газ, тетрахлорид – жидкость при обычных условиях, а тетрабромид и тетрайодид – твердые легкоплавкие кристаллические вещества. Реакционная способность СГ4 увеличивается от тетрафторида к тетрайодиду, энергия связей С – Г в том же ряду уменьшается.
Галогениды углерода, особенно фторид и хлорид, устойчивы к гидролизу. С термодинамической точки зрения, процесс СГ4 (г.)+ 2Н2О(г.) = СО2 (г.) + 4HCl (г.) возможен, но кинетически затруднен в обычных условиях – координационно насыщенный атом углерода не склонен присоединять молекулы воды. Тетрафторид углерода СF4 в лаборатории получают прямым синтезом (С+2F2 = СF4) или обработкой фтором карбида кремния (SiC+4F2 = CF4 + SiF4). Для разделения образующейся смеси газов их барботируют через раствор щелочи, причем СF4 с NaOH не реагирует, а SiF4 в щелочном растворе полностью гидролизуется: SiF4+ NaOH=NaSiO4+4NaF+4Н2О. Следовательно кремний образует со фтором значительно более реакционноспособный тетрафторид, несмотря на большую прочность связи Э – F в SiF4 по сравнению с CF4. По-видимому, причина большей реакционной способности SiF4 имеет кинетическую природу: так кремний, в отличие от углерода, способен увеличивать свое КЧ до 6 (например, в промежуточном активном комплексе), взаимодействие SiF4 с водой и ионами гидроксила облегчается. Кроме того, при гидратации играет роль более полярный характер молекул SiF4 по сравнению с CF4. Тетрахлорид углерода или четыреххлористый углерод, CCl4 получают хлорированием сероуглерода (катализатор FeS, 60ºС): CS2 + 3Cl2 =CCl4 + S2 S2. Ценным свойством CCl4 является его способность растворять малополярные соединения. Негорючесть CCl4 (в отличие от большинства малополярных растворителей) позволяет использовать его как рабочее вещество в огнетушителях. В неорганическом синтезе при получении безводных хлоридов элементов-металлов из их оксидов пары CCl4 выполняют роль хлорирующего агента и носителя углерода, связывающего кислород из оксида, что необходимо для сдвига равновесия оксид-хлорид в сторону хлорида элемента-металла, например:
tº Al2O3 + 3CCl4 →2AlCl3↑ + 3CO↑ + 3Cl2↑. В отличие от CF4, тетрахлорид CCl4 медленно разлагается водой: CCl4 + 2Н2О = CO2↑ + 4НCl. Галогениды CBr4 и C l4 получают по обменной реакции CCl4 с галогенидами элементов-металлов, например с AlBr3 и AlI3. Многие из галогенидов углерода имеют практическое значение, в частности фториды. Их получают прямым синтезом. В образующейся при этом смеси продуктов фторирования присутствуют CF4, C2F5, C3F8, C4F10, а также C2F4, C5F10, C6F12 и C7F14. Все эти соединения по своим свойствам похожи на благородные газы: их отличает очень слабое межмолекулярное взаимодействие и полная химическая инертность. Фторированием соответствующих хлоридов углерода получены смешанные фторхлорпроизводные CCl2F2 и CCl3F и др. смешанные фторхлориды метана и этана (техническое название «фреоны») применяют в качестве инертного рабочего вещества в холодильниках. Например, широко используется фреон-12, имеющий состав CF2Cl2 (Тпл = −155ºС, Ткип = −30ºС). Однако установлено, что фреоны разрушают озоновый слой атмосферы, защищающий все живое на Земле от интенсивного ультрафиолетового излучения Солнца (возникают «озоновые дыры»). Поэтому стоит задача замены фреонов другими веществами, не реагирующие с озоном. Большое практическое значение приобрели фторопласты, в частности тефлон, используемый для изготовления химически инертной посуды и аппаратуры. Его получают полимеризацией тетрафторэтилена CF2 = CF2. Тефлон ни в чем не растворяется, на него не действуют даже кипящая HNO3 и расплавленный NaOH. При t = 320ºС тефлон размягчается, а свыше 420ºС начинает разлагаться. Практическое значение имеют продукты неполного галогенирования метана – хлороформ CНCl3 и йодоформ СНI3. Первый используется как средство для анастезии, второй – как антисептик. Хлороформ – бесцветная жидкость (Тпл = −63ºС, Ткип = 61ºС) со сладковатым запахом, при хранении на воздухе медленно разлагается с образованием фосгена COCl2: 2CНCl3 +O2 =2НCl↑+ COCl2↑. Галогениды кремния. Кремний с галогенами образует обширную группу соединений, которые можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения на галоген атомов водорода в гидридах кремния – силанах. Галогениды Si имеют гораздо большую термическую и окислительно-восстановительную устойчивость, чем соответствующие силаны. Наибольший практический интерес представляют тетрагалогениды SiГ4 – производные моносилана SiH4. В парах SiH4 находятся в виде мономерных тетраэдрических молекул. Тетрагалогениды сами по себе довольно устойчивы, но водой при обычной температуре разлагаются. Термическая и термодинамическая устойчивость в ряду SiF4 – SiI4 уменьшается, что можно объяснить ослаблением в этом ряду и ковалентной и ионной составляющих связи кремний-галоген.
Тетрагалогениды кремния получают не из силанов, а прямым синтезом: Si + 2Г4 = SiГ4. Фтор реагирует с кремнием при обычной температуре, хлор, бром и йод – при нагревании. Тетрафторид кремния SiF4 – бесцветныйгаз с резким запахом. Растворяясь в воде, частично гидролизуется с образованием H2[SiF6] и геля кремниевой кислоты; токсичен. В промышленности его получают: а) термическим разложением гексафторосиликата бария: Ba[SiF6] = BaF2 + SiF4↑, б) действием избытка концентрированной H2SO4 на тонкоизмельченные кремнезем и фторид кальция: SiO2 + 2CaF2 + 2H2SO4 = SiF4↑ + 2CaSO4 + H2O, в) также по реакции фтороводородной кислоты с кремнеземом SiO2 + 4HF = SiF4↑ + 2H2O. Тетрахлорид кремния SiCl4 – бесцветная, подвижная, дымящаяся на воздухе жидкость с удушливым запахом, при нагревании реагирует с большинством оксидов металлов. В частности, с Al2O3 реакция идет очень энергично: 3SiCl4 + 2Al2O3 = 3SiO2 + 4 AlCl3. В технике SiCl4 получают нагреванием смеси кварцевого песка с коксом или древесным углем в токе сухого хлора: SiO2 + 2C + 2Cl2 = SiCl4↑ + 2CO↑ Или взаимодействием силицидов элементов-металлов с хлором (при нагревании): Mg2Si + 4Cl2 = 2MgCl2 + SiCl4↑. Тетрагалогениды кремния находят широкое применение. Фторид SiF4 используют для получения фторосодержащих кремнийорганических соединений и фторосиликатов. Хлорид SiCl4 применяют в военном деле для получения дымовых завес, а также в синтезе кремнийорганических соединений и для получения силицидных покрытий металла. Галогениды SiCl4, SiBr4, Sil4 используют в технологии приготовления кремния с полупроводниковыми свойствами газофазным методом (разложением SiХ4 на горячей подложке). Среди галогенопроизводных моносилана практическое значение имеет силикохлороформ SiHCl3 – бесцветная жикость (Тпл = −126ºС, Ткип = 32ºС), которая растворяется в сероуглероде CCl4, CHCl3 и бензоле, легко загорается на воздухе, во влажном воздухе сильно дымит, гидролизуясь до SiO2 и HCl, является сильным восстановителем (обесцвечивает раствор перманганата). Кремнефтористоводородная (гексафторокремниевая) кислота H2[SiF6] и ее соли в теоретическом плане интересны тем, что кремний в этих соединениях имеет КЧ = 6. Безводная (в индивидуальном состоянии) H2[SiF6] не выделена. Она существует только в водных растворах, максимальная концентрация 60 %. Кислота H2[SiF6] ядовита; обладает сильными кислотными свойствами: КаI = 4. Ион [SiF6]2− имеет октаэдрическое строение.
Кремнефтористоводородная кислота образуется при взаимодействии плавиковой кислоты с тетрафторидом кремния: 2HF + SiF4 = H2[SiF6]. Ее водный раствор получают обычно, пропуская SiF4 через воду: 3SiF4 + (2+n)H2O = SiO2∙nH2O↓ + 2H2[SiF6]. Из солей H2[SiF6] наибольшее практическое значение имеет гексафторсиликат натрия Na2[SiF6] – побочный продукт при производстве суперфосфата. Na2[SiF6] применяется для очистки воды, как инсектофунгицид, средство для пропитки дерева, в производстве эмалей и др. Растворимые гексафторосиликаты Zn, Mg, Al используют для обработки поверхности зданий, построенных из материалов, содержащих CaCO3 или Ca(OH)2. По реакции 2CaCO3 + Mg[SiF6] = SiO2 + 2CaF2 + MgF2 + 2 CO2 образуется мелкодисперсный оксид SiO2, который закрывает мелкие поры на поверхности строительного материала, уплотняет его, придает ему водонепроницаемость и стойкость во влажной атмосфере. Очень разбавленные растворы H2[SiF6] применяют как дезинфицирующее средство (в пищевой промышленности для стерилизации емкостей). Галогениды германия Тетрагалогениды германия (IV) GeГ4 – неполярные соединения, легко гидролизующиеся и сходные с соответствующими соединениями кремния, в частности, обладающие свойствами галогенангидридов. Например, GeCl4 представляет собой жидкость при обычных условиях, что свойственно галогенангидридам. Однако тетрахлорид GeCl4 значительно меньше гидролизуется, чем такое же по стехиометрии соединение кремния.
Тетрафторид GeF4 - бесцветный газ с едким запахом чеснока, дымит на воздухе, в присутствии влаги разъедает стекло. В очень разбавленных водных растворах образуется похожая на H2[SiF6] гексафторгерманиевая кислота H2[GeF6]: 3GeF4 + 2H2O = GeO2 + 2H2[GeF6], Её соли (фторгерманаты) вполне устойчивы и хорошо растворимы в воде. Таким образом, Ge, как и Si, может проявлять КЧ=6. Тетрафторид германия (IV) GeF4 получают фторированием германия или термическим разложением гексафторогерманатов: Ge + F2 = GeF4; Ba[GeF6] = GeF4 + BaF2. Тетрахлорид германия (IV) GeCl4 на сухом воздухе вполне устойчив, хорошо растворяется в соляной кислоте, частично взаимодействует с ней образованием H2[GeCl6]. Тетрахлорид германия растворяется в эфире, спирте, бензоле, хлороформе, четырёххлористовм углероде, что используется при экстракции GeCl4 из солянокислых растворов. Хлорид GeCl4 синтезируют, хлорируя германий (Ge + 2Cl2 = GeCl4) или растворяя GeO2 в конц. HCl: GeO2 + 4HCl ↔ GeCl4 + 2H2O. При концентрации HCl менее 6М идёт обратная реакция, т.е. гидролиз GeCl4. Тетрагалогениды GeBr4 и GeI4 получают прямым синтером или растворением GeO2 в галогенводородных кислотах. Йодид германия GeI4 более устойчив на воздухе и медленнее гидролизуется, чем GeBr4.
Причиной меньшей подверженности гидролизу тетрагалогенидов германия (по сравнению с SiГ4) может быть их более ионный характер, а также более основные свойства, что, однако, не препятствует летучести тетрагалогенидов GeГ4 (экранирование германия атомами галогенов ещё достаточно плотное, и это обеспечивает слабое межмолекулярное взаимодействие). Германий, в отличие от углерода и кремния, образует дигалогениды GeГ2, которые представляют собой бесцветные, кроме GeI2 желтого цвета, твёрдые, легко гидролизующиеся вещества: GeГ2 + 2H2O = Ge(OH)2 + 2HГ. Дигалогениды менее устойчивы, чем тетрагалогениды. Они склонны к диспропорционированию: 2GeГ2 = GeГ4 + Ge. Все GeГ2 проявляют восстановительные свойства. Дигалогениды германия можно получить по реакции: GeГ4 + Ge = 2GeГ2. Галогениды олова Известны все четыре тетрагалогенида олова SnГ4. Молекулы SnГ4 представляют собой правильные тетраэдры с атомом Sn в центре. Все SnГ4, кроме SnF4, не содержат мостиковых атомов галогена, благодаря чему эти соединения легкоплавки и легколетучи.
Тетрафторид олова (IV) SnF4 – бесцветное кристаллическое вещество, растворяется в воде с выделением тепла. В водных растворах фторидов SnF4 образует фторстаннаты К2[SnF6]. Структура SnF4 состоит из октаэдрических фрагментов [SnF6], образующих слои за счёт мостиковой функции четырёх (экваториальных) атомов фтора, т.е. олово (IV) в SnF4 имеет КЧ = 6. Естественно, что мостиковый характер и больший ионный вклад в связь Sn-F по сравнению со связью Sn-Г в других тетрагалогенидах обеспечивает большую прочность кристаллической структуры SnF4 (Твозг=705ºС). Тетрахлорид олова (IV) SnCl4 – бесцветная, дымящая на воздухе подвижная жидкость, растворяется в неполярных органических растворителях, с бензолом и сероуглеродом смешивается в любых соотношениях. Тетрахлорид олова растворяет серу, фосфор, йод, тетрайодид олова. При растворении в воде SnCl4 подвергается гидролизу с образованием SnO2∙nH2O и гексахлороловянной кислоты H2[SnCl6]: 3SnCl4 + (2+n)H2O = SnO2∙nH2O + 2H2[SnCl6]. Гексахлороловянная кислота является сильной кислотой; растворы её солей, образованных щелочными и щелочно-земельными металлами, не гидролизуются, имеют нейтральную реакцию и не разрушаются даже при кипячении. Тетрабромид олова (IV) SnBr4 – бесцветное кристаллическое вещество, растворимое в ацетоне и трихлориде фосфора, в водном растворе гидролизуется, но из кислых растворов кристаллизуется тетрагидрат SnBr4∙4H2O. Тетрайодид олова (IV) SnI4 – кристаллическое вещество красного цвета, растворяется в спирте, эфире, бензоле, сероуглероде; в водном растворе гидролизуется; йодостаннаты Э2[SnI6] получены только для рубидия и цезия. В отличие от других тетрагалогенидов олова (IV), SnI4 устойчив на воздухе. Все SnГ4, кроме SnF4, получают взаимодействием олова с избытком галогена: Sn + 2Г2 = SnГ4. Тетрафторид олова синтезируют по реакции безводного фтороводорода с SnCl4. Для олова (II) получены все четыре дигалогенида SnX2.
Дихлорид олова (II) SnCl2 – бесцветное кристаллическое вещество; легко растворяется в воде, спирте. Из водных растворов кристаллизуется в виде SnCl2∙2H2O (“ оловянная соль”). В водном растворе SnCl2 подвергается гидролизу, но в существенно меньшей степени, чем SnCl4, так как основные свойства у олова (II) выражены сильнее, чем у олова (IV): SnCl2 + H2O ↔ Sn(OH)Cl + HCl. В растворе содержатся не только SbOH+, но и более сложные ионы, например [Sn3(OH)4]2+ и [Sn(OH)2Cl2]2-, которые могут взаимодействовать между собой. Твёрдый SnCl2 имеет полимерное строение. Его слоистая структрура составлена из тригонально-пирамидальных групп [SnCl3], связанных друг с другом через атомы хлора: • • • • • • • • Sn Sn Sn Sn
Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl
В парах SnCl2 представляет собой угловую молекулу. Несвязывающая электронная пара олова направлена к вершине треугольника. Твёрдый SnCl2 легко диспропорционирует: 2SnCl2 = SnCl4 + Sn Дихлорид SnCl2 – сильный восстановитель. Он восстанавливает из растворов солей до металлического состояния золото, серебро, ртуть, висмут, Fe3+ до Fe2+, хроматы до Cr3+, перманганаты до Mn2+, нитрогруппу до аминогруппы, бром до бромид-иона, сульфит-ион до серы, например: SnCl2 + Br2 + (2+n)H2O = 2HCl + 2HBr + SnO2∙nH2O↓ 2SnCl2 + H2SO3 + (2n+1)H2O = 2(SnO2∙nH2O)↓ + S↓ + 4HCl 2SnCl2 + H2SO3 + 8HCl = S↓ + 2H2[SnCl6] + 3H2O. В водном растворе SnCl2 медленно окисляется кислородом воздуха. Чтобы препятствовать этому, в раствор добавляют металлическое олово. Остальные дигалогениды олова сходны по свойствам с SnCl2. Дигалогениды олова синтезируют, нагревая олово в токе галогенводорода. Безводные SnГ2 получают также непосредственным взаимодействием галогенов с избытком олова. Все дигалогениды олова образуют комплексы К[SnГ3] и К2[SnГ4], но они менее устойчивы, чем аналогичные производные олова (IV). Получают их, добавляя SnГ2 в растворы соответствующих галогенводородных кислот или их солей: SnГ2 + 2NaГ ↔ Na2[SnГ4]. Устойчивость галогенидных комплексов уменьшается в ряду: F-Cl-Br-I. Многие галогениды олова, такие как SnCl4, SnCl2, а также продукты их гидролиза, например Na2[Sn(OH)6], используют в качестве протрав при крашении тканей. Тетрахлорид SnCl4 применяют для получения дымовых завес и в качестве катализатора при хлорировании, а в органической химии – как стимулятор процесса конденсации. Галогениды свинца Для свинца известны все четыре дигалогенида, а из тетрагалогенидов-только фторид и хлорид. Дигалогениды свинца PbГ2 представляют собой кристаллические вещества, трудно растворимые в воде
Рентгеноструктурные исследования показали, что строение дигалогенидов свинца близко к строению дигалогенидов щелочноземельных элементов. В частности, в PbCl2, как и в SrCl2, окружение иона Э2+ ионами Cl- представляет собой трёхшапочную тригональную сильно искаженную призму, где КЧ по отношению к ионам хлора равно 9 (высокое координационное число – признак преобладания ионного типа связи в соединении). С образованием дигалогенидами свинца комплексных соединений типа К[PbГ3], К2[PbГ4], Cs4[PbГ6] связано растворение свинца и PbГ2 в концентрированных растворах галогенводородных кислот и галогенидов щелочных металлов. Устойчивость комплексных галогенидов свинца (II) повышается в ряду F-I. Дигалогениды свинца получают путём осаждения из растворов солей свинца (II) добавлением какого-либо хорошо растворимого галогенида, либо по реакции взаимодействия оксида или гидроксида свинца (II) с соответствующей галогенводородной кислотой. Тетрагалогениды свинца PbF4 и PbCl4 в окислительно-восстановительном отношении менее устойчивы, чем соответствующие дигалогениды. Тетрабромид и тетрайодид свинца не существуют, поскольку сильный окислитель Pb (IV) реагирует с сильными восстановителями – ионами Br-– и I–, кроме того, от F– к I– растёт поляризуемость аниона, что понижает термическую устойчивость соответствующих галогенидов. Тетрафторид свинца PbF4 – это бесцветные тетрагональные кристаллы, Тпл= 600ºС. С фторидами щелочных элементов образует гексафторплюмбаты К2[PbF6]. Тетрафторид получают фторированием PbF2 при 250ºС. Тетрахлорид свинца PbCl4 – жидкость желтого цвета, дымящая на влажном воздухе из-за гидролиза; при –15ºС застывает в желтую кристаллическую массу. При обычной температуре тетрахлорид свинца неустойчив, распадается на хлор и плохо растворимый PbCl2, вследствие чего жидкость мутнеет. Нагревание ускоряет разложение. Вода разлагает хлорид на PbO2 и HCl. Тетрахлорид растворяется в CCl4 и хлороформе, а с концентрированной соляной кислотой образует гексахлорсвинцовую кислоту H2[PbCl6]. В свободном состоянии эта кислота не выделена, но её соли (например, (NH4)2[PbCl6]) существуют и выделяются в качестве промежуточного продукта при получении PbCl4. Более низкая Тпл(PbCl4) по сравнению с PbCl2 указывает на молекулярную структуру тетрахлорида: играет роль не только более плотное экранирование свинца (IV) ионами Cl–, но и больший ковалентный вклад в связь Pb(IV)–Cl-. Тетрахлорид свинца получают действием хлора на суспензию PbCl2 в концентрированной соляной кислоте (PbCl2 + Cl2 + 2HCl = H2[PbCl6]) с дальнейшим осаждением (NH4)2[PbCl6] и разложением последнего сильно охлажённой концентрированной серной кислотой, в которой PbCl4 не растворяется: H2[PbCl6] + 2NH4Cl = (NH4)2[PbCl6]↓ + 2HCl (NH4)2[PbCl6] + H2SO4 = PbCl4 + (NH4)2SO4 + 2HCl. Гексахлорплюмбаты Э2[PbCl6] известны для всех щелочных элементов. Это устойчивые, хорошо кристаллизующиеся вещества, изоморфные гексахлорстаннатам и гексахлорплатинатам щелочных элементов. Известны также гексабромплюмбат и гексайодплюмбат калия, в то время как тетрабромид и тетрайодид Pb(IV) неустойчивы.
Соединения с серой. Дисульфид углерода CS2 в обычных условиях - летучая бесцветнвя жидкость (Тпл= – 111,6ºС, Ткип= + 46,3ºС). Получают его взаимодействием паров серы с раскалённым углём. Сероуглерод - эндотермическое соединение, легко окисляется, при небольшом нагревании воспламеняется на воздухе: CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2 В воде CS2 не растворяется, при 150ºС гидролизуется до CO2 и H2S. Сероуглерод - хороший растворитель органических веществ, фосфора, йода, серы. Основная масса CS2 применяется в производстве шёлка, а также в качестве средства для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Токсичен. Дисульфид кремния SiS2 получают сплавлением аморфного кремния с серой в отсутствие воздуха или по реакции: 2H2S + Si = SiS2 + 2H2 при 1300°С. Возогнанный в вакууме дисульфид выделяется в виде белых шелковистых игл (Тпл=1090°С, Ткип=1130°С). Эти иглы состоят из полимерных цепей, в которых SiS4 – тетраэдры объединены рёбрами. SiS2 значительно активнее SiO2. В частности, SiS2 разлагается водой. С основными сульфидами SiS2 при сплавлении образует сульфидосиликаты. Дисульфиды GeS2 (белый) и SnS2 (жёлтый) в воде и разбавленных кислотах не растворяются. Они образуются под действием H2S на подкисленные растворы производных Э (IV), например: H2SnCl6 + 2H2S = SnS2 + 6HCl Будучи кислотными, сульфиды типа ЭS2 взаимодействуют со щелочами и основными сульфидами: ЭS2 + (NH4)2S = (NH4)2ЭS3 Сульфидогерманаты (IV) и сульфидостаннаты (IV) водорода неустойчивы. Поэтому, при попытке их вытеснения кислотами выделяются дисульфиды: (NH4)2ЭS3 + 2HCl = H2ЭS3 + 2NH4Cl; H2ЭS3 = ЭS2 + H2S SnS2 в виде желтых чешуек применяется для мозаичных работ, “позолоты” дерева и др. Моносульфид германия существует и в кристаллическом и в аморфном состоянии. Кристаллический GeS образует черные блестящие пластинки или иголки, слабо взаимодействует с кислотами, щелочами и сульфидами щелочных элементов, но легко растворяется в полисульфиде аммония в результате окисления Ge(II) до Ge(IV) группой S22–: GeS + (NH4)2S2 = (NH4)2GeS3 Аморфный GeS легко растворяется в кислотах и щелочах. Устойчивость сульфидов германия в присутствии воды, а также способность переходить в водных растворах в тиогерманат-ион GeS32- свидетельствует о значительно большей прочности связи Ge–S по сравнению со связью Si–S. Моносульфид олова образуется при взаимодействии олова и серы при нагревании в виде коричнево-серой кристаллической массы. В растворах под дей ствием сероводорода выпадает коричневый осадок, нерастворимый в растворе сульфида аммония, но растворимый в конц.соляной кислоте и в растворе дисульфида аммония. Сульфид свинца – вещество черного цвета, в воде, разбавленной соляной и серной кислотах нерастворим, Кислотные свойства нехарактерны, поэтому тиосолей не образует. С полисульфидами аммония также не реагирует в связи с устойчивостью степени окисления (+2). Растворяется только в азотной кислоте за счет восстановительных свойств сульфид-иона. Сульфидокарбонаты (тиокарбонаты) можно получить взаимодействием сероуглерода с основными сульфидами: К2S + CS2 = K2[CS3] Тиокарбонат водорода H2CS3 – маслянистая жидкость(Тпл= -31ºС). Образуется при действии на соответствующие соли соляной или серной кислот: K2CS3 + 2HCl = H2CS3 + 2KCl Водный раствор H2CS3 - слабая тиоугольная кислота, постепенно разлагается водой, образуя угольную кислоту и сероводород: H2CS3 + 3H2O = H2CO3 + H2S Строение аниона CS32–: ┌S S┐2- │ С │ └ S ┘ Азотсодержащие соединения
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; просмотров: 852; 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 - 18.218.156.35 (0.097 с.) |