Методом осаждения из растворов 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Методом осаждения из растворов



Выполнение опыта. Подложку стекла (меди или кремния), тщательно обезжиренную и промытую в дистиллированной воде, закрепить на подвеске. В стакан налить 400 мл дистиллированной воды, добавить 5 мл 10 М раствора CdCl2, 25 мл 1 М раствора тиомочевины. После перемешивания раствора магнитной мешалкой опустить подложку в стакан на 1 мин (при этом происходит активация подложки, что способствует более быстрому росту пленки СdS). При дальнейшем перемешивании раствора прибавить в стакан 5 мл 2 М раствора NH40H. Наблюдать осаждение пленки CdS. Время осаждения 10 мин.

Привести уравнения реакций образования пленки CdS.

 

Контрольные вопросы и задания

1. Из значений произведения растворимости солей вычислите концентрацию ионов в насыщенных растворах ZnS, PbS, HgS (моль/л и г/л). (ПРZnS = 2·5 10-22, ПРPbS = 2·5 10-27, ПРHgS = 1·6 10-52).

2. К 1 л 0,01 М раствора CdCl2, прибавили 1 л 0,001 М раствора Na2S. Выпадет ли осадок? (ПРCdS = 7,9·10-27).

3. К раствору, содержащему в 1 л по 10 М следующих солей: FeCl2, МnСl2, Pb(NO3)2, и CuSO4, прибавили 10-18 М Na2S. Сульфиды каких металлов и в какой последовательности выпадут в осадок? (ПРFeS=5·10-18, ПРMnS =2,5·10-10, ПРPbS = 2,5·10-27, ПРCuS = 6,3·10-36).

4. Вычислите произведение растворимости сульфида кадмия (II), если его растворимость при комнатной температуре равна 1,3.10-4 в 100 г воды.

5. Вычислите произведение растворимости сульфида сурьмы (III), растворимость осадка которого при комнатной температуре равна 1,8·10-4 г в 100 г раствора.

6. Вычислите растворимость сульфида ртути (моль/л и г/л) при комнатной температуре (ПРHgS = 1,6·10-52).

7. Составьте уравнения реакций растворения:

а) сульфида марганца в соляной кислоте,

б) сульфида цинка в серной кислоте,

в) сульфида кобальта в соляной кислоте в присутствии пероксида водорода,

г) сульфида свинца в азотной кислоте,

д) сульфида меди (II) в азотной кислоте,

е) сульфида ртути (II) в царской водке,

ж) сульфида висмута (III) в азотной кислоте,

з) сульфида мышьяка (III) в азотной кислоте,

и) сульфида сурьмы (III) в избытке сульфида натрия.

8. Составьте уравнения реакций:

а) HgS + KI + KCl → б) Sb2S3+ Na2S →

в) Sb2S3 + NaOH → г) As2S3 + Na2S →

д) CdS+ НCl →

избыт.

9. Назовите области применения полупроводников группы АIIВVI и пленок на их основе.

10. Перечислите химические методы осаждения пленок халькогенидов.

11. Напишите уравнение реакции взаимодействия хлорида кадмия с тиомочевиной.

Элементы VА подгруппы

Азот и фосфор являются элементами VА подгруппы периодической системы Д.И.Менделеева. Они относятся к р‑электронному семейству. На внешнем энергетическом уровне их атомов находится пять электронов ns2np3. В нормальном состоянии они проявляют валентность, равную трем.

Окислительные числа азота и фосфора в различных соединениях изменяются от ‑3 до +5.

Азот и фосфор с водородом и кислородом образуют соединения со слабо-полярными ковалентными связями, поэтому в водных растворах они не образуют ни элементарных катионов (подобных Al3+), ни элементарных анионов (подобных S2-).

Азот образует молекулы N2 с тройными связями и является химически инертным. При обычной температуре он реагирует только с литием, образуя нитрид Li3N, с остальными веществами он реагирует только при повышенных температурах.

Фосфор в свободном состоянии существует в виде нескольких аллотропних модификаций (белый, красный, черный). Он легко соединяется с кислородом (белый воспламеняется), галогенами, серой, металлами.

С водородом фосфор непосредственно не соединяется. Соответствующее водородное соединение фосфин получается косвенным путем из фосфидов:

Mg3P2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2PH3

Фосфор окисляется концентрированной азотной кислотой до ортофосфорной кислоты:

 

При действии щелочи он диспропорционирует с образованием фосфина и гипофосфита:

4P + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2

 

С водородом азот и фосфор образуют летучие соединения ЭH3.

Аммиак (NH3) и фосфин (PH3) существенно различаются по свойствам. Молекулы NH3 полярны, а PH3 – неполярны. В соответствии с этим, аммиак взаимодействует в водой с образованием слабого основания, диссоциирующего на ионы аммония и гидроксид-ионы:

NH3+H2O NH4OH NH4+ +OH
   

 

Фосфин – ядовитый газ, слабо растворим в воде, не взаимодействует с нею, а аналогичный ион фосфония PH4+ образуется лишь при взаимодействии PH3 с очень сильными кислотами HClO4 и HI:

PH3+ HI = PH4I.

 

Азот, в отличие от фосфора, образует такие соединения, как N2H4 (гидразин), NH2OH (гидроксиламин) и HN3 (азотоводородная кислота), соли которой называются азидами.

Аммиак и фосфин – прекрасные восстановители. Например:

 

2NH3 + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O

5PH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O

 

NH2OH, N2H4, H[N3] обладают окислительно-восстановительной двойственностью с преобладанием восстановительных свойств. При этом все они восстанавливаются до аммиака и окисляются до азота:

С кислородом азот образует пять оксидов, два из которых (N2O и NO) относятся к несолеобразующим, а три (NО2, N2O3 и N2O5) - к кислотным:

 

Азотистая кислота и ее соли (нитриты) обладают окислительно-восстановительной двойственностью:

 

Азотная кислота относится к сильным кислотам и обладает высокой окислительной способностью. Она окисляет все металлы, за исключением золота и платиновых металлов. При этом в зависимости от концентрации раствора HNO3 и активности металла она восстанавливается с образованием различных оксидов и даже аммиака:

а) HNO3 конц. Al, Fe, Cr пассивирует
Me до Al* N2, N2O
Ме от Al до H NO
Ме после Н NO2
Au, Pt, Rh, Pd не взаимодействует
       
б) HNO3 разб. Ме до Al* N2
Ме от Al до H N2O
Ме после Н NO
       
в) HNO3 очень разб. Ме до Al, Sn NH3 (NH4NO3)
от Al до H N2O, N2
Ме после Н NO

Например:

Соли азотной кислоты – нитраты – проявляют окислительные свойства в щелочной среде, восстанавливаясь до нитритов (в растворах), до NO2 или до NH3 (в расплавах):

Например:

KNO3 + 4Zn + 7KOH = NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O

3KNO3 + Cr2O3 + 4KOH = 3KNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O

 

Почти все нитраты хорошо растворимы в воде. При нагревании разлагаются, причем продукты разложения зависят от природы катионобразующего металла (положения в ряду напряжений металлов):

Me(NO3)x до Mg* Me(NO2)x + O2
 
Mg – Cu MeyOx + NO2 + O2
 
после Cu Me + NO2 + O2
 

Например:

2KNO3 = 2KNO2 + O2

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

 

Фосфор образует с кислородом оксиды P2O3 и P2O5. Оксиду P2O3 соответствует двухосновная фосфористая кислота H2HPO3 (H3PO3), в ней можно заместить на металл лишь два атома водорода.

Оксид P2O5 образует большое количество кислот, из которых наиболее важны метафосфорная (HPO3), ортофосфорная (H3PO4) и пирофосфорная (H4P2O7). Ортофосфорная кислота образует средние соли – фосфаты и кислые – гидро -, дигидро-фосфаты, например Na3PO4, Na2HPO4, и NaH2PO4.

Растворимы в воде фосфаты только щелочных металлов. Их водные растворы имеют щелочную реакцию среды за счет гидролиза:

 

PO43- + H2O HPO42- + OH-

Na3PO4 + H2O Na2HPO4 + NaOH

 

Фосфорная кислота является кислотой средней силы и не обладает ярко выраженными окислительными свойствами. Она используется в составе травителей как регулятор скорости, обеспечивая оптимальную вязкость травителей.

Фосфорноватистая кислота (H3PO2) – одноосновная, ее кислотные свойства выражены несколько сильнее, чем у двухосновной фосфористой. H3PO3 и ее соли гипофосфиты обладают также несколько более сильными восстановительными свойствами (особенно в кислой среде), чем фосфористая кислота и фосфиты:

H3PO2 + 2H2O – 4e = H3PO4 + 4H+ (E = ‑ 0,39 B)
H3PO3 + H2О ‑ 2e = H3PO4 + 2H+ (E = ‑ 0,276 B)

Распределение связей в молекулах фосфорноватистой и фосфористой кислот можно представить следующим образом:

H3PO2 H3PO3

Мышьяк. Сурьма. Висмут.

Мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi являются полными электронными аналогами азота и фосфора. Это р‑элементы, их атомы имеют степени окисления: ‑3, +3 и +5. В подгруппе от As к Bi электроотрицательность резко уменьшается, металлические свойства усиливаются. В соответствии с этим устойчивость соединений в различных степенях окисления различна: если для мышьяка наиболее устойчиво состояние +5, то для висмута +3.

В свободном состоянии эти элементы являются слабыми восстановителями. Их стандартные электродные потенциалы положительны, в связи с чем вода и разбавленные кислоты (HCl и H2SO4) при комнатной температуре на них не действуют. Растворы азотной и концентрированная серная кислота окисляют эти элементы с образованием различных продуктов:

HNO3 конц. As, Sb H3ЭO4+NO  
   
Bi Bi(NO3)3+NO2  
   

 

HNO3 разб. As, Sb не реагируют
 
Bi Bi(NO3)3+NO

 

H2SO4 конц. As As2O3 + SO2
 
Sb, Bi Э2(SO4)3 + SO2
 

 

Например:

С галогенами и кислородом As, Sb и Bi реагируют довольно энергично с образованием соединений типа ЭГ3 и ЭГ5 (например AsCl3 и AsCl5).

Водородные соединения получают косвенным путем:

 

Mg3As2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2AsH3

 

Соединения элементов с металлами (арсениды, антимониды) и водородом (арсин, стибин, висмутин) являются сильными восстановителями:

 

5AsH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3AsO4 + 8MnSO4 + 4 K2SO4 + 12H2O

 

В ряду AsH3, SbH3, BiH3 устойчивость соединений уменьшается, а восстановительная способность возрастает. Висмутин очень нестоек и разлагается уже при комнатной температуре.

В степенях окисления +3 и +5 As, Sb и Bi образуют соединения с более электроотрицательными элементами (кислородом, серой, галогенами).

Соединения As, Sb, и Bi в степени окисления +3 обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

Например:

В ряду As+3, Sb+3, Bi+3 восстановительные свойства ослабевают.

Оксиды и гидроксиды мышьяка, сурьмы и висмута (V) обладают кислотными свойствами. Мышьяковая (H3AsO4) и сурьмяная (HSbO3) кислоты являются слабыми кислотами, их соли (арсенаты и антимонаты) проявляют окислительные свойства только в кислой среде:

 

K3AsO4 + 2KI + H2SO4 = K3AsO3 + I2 + K2SO4 + H2O

 

Из кислородных соединений висмута (V) наиболее характерны соли висмутаты, являющиеся сильными окислителями, как в кислой, так и в щелочной средах:

 

5KBiO3 + 2Mn(NO3)2 + 16HNO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 5KNO3 + 7H2O

NaBiO3 + 5FeSO4 + 9NaOH + 3H2O = Bi + 5Fe(OH)3 + 5Na2SO4

Работа № 4

А. Азот. Фосфор

Приборы и реактивы.

Пробирки, фарфоровая чашка, баня, воронка, фильтр, штатив, стеклянная палочка, лакмусовая бумага, цинк (порошок), оксид сурьмы (III), висмутат натрия, нитрат свинца, нитрат калия.

Водный раствор аммиака (25 %), бромная вода, крахмальный клейстер. Растворы: серной кислоты (2 н и концентрированный плотностью 1,84 г/см3), азотной кислоты (плотность 1,4 г/см3, 1 н и 2 н), соляной кислоты (концентрированный, плотностью 1,1 г/см3), уксусной кислоты (2 н), гидроксида натрия (2 н), фосфата натрия (0,5 н), перманганата калия (0,5 н), нитрита калия (0,5 н и насыщенный), нитрата калия (0,5 н), иодида калия (0,1 н), бихромата калия (0,5 н), хлорида аммония (0,5 н), нитрата серебра (0,5 н), хлорида висмута (0,5 н), хлорида олова (II) (0,5 н), сульфата марганца (II).

 



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; просмотров: 311; 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 - 54.166.223.204 (0.064 с.)