Билет 4. Станум (Sn) — хімічний елемент з атомним номером 50 та атомною масою 118,69 , що утворює просту речовину

Олово

Станум (Sn) — хімічний елемент з атомним номером 50 та атомною масою 118,69, що утворює просту речовину, метал олово. Олово має сріблясто-білий колір і володіє хорошою пластичністю, на повітрі поступово покривається захисним окисним шаром. При згоранні утворюється білий порошок - окисел олова SnO2, використовуваний як поліруючий засіб. Соляна і сірчана кислоти діють на олово дуже поволі. Розчиняючись в соляній кислоті, олово утворює хлорид SnCl2при взаємодії його з концентрірованной азотною кислотою утворюється олов′яна кислота H2SnO3 - сірий порошок, розчинний в розведеній азотній кислоті:

Sn + 2HCl = SnCl2 + H2

Sn + 4H2SO4 = Sn(SO4)+ 2SO2 + 4H2O

Sn + 4HNO3 = H2SnO3 + 4NO2 + H2O.

В сильних лугах олово поволі розчиняється, при цьому виділяється водень і утворюються солі:

Sn + 2NaOH = Na2SnO2 + H2.

Дісульфід олова SnS2 застосовують як фарбу золотистого кольору під назвою «сухозлітне золото» для позолоти дерева, діоксид SnO2 йде на приготування жаростійких емалей і свинцевий-олов′яних. В медицині застосовують PbO для виготовлення свинцевого пластиря, який застосовують при гнійно-запальних захворюваннях шкіри, фурункулах і т.д. крім того, PbO застосовується в розчинах при опіках, екземах.

Ацетат свинцю (ІІ) і ацетат свинцю основний застосовують як в’яжучий засіб при запальних захворюваннях шкіри і слизових оболонок. “

Свинець його властивості і сплави

Свинець - голубувато-білий важкий метал з металевим блиском в свіжому зрізі. Синюватий колір і металевий блиск на повітрі швидко зникають через те, що свинець покривається шаром окислу і солей, що виходять при доступі вологи і кислот повітря. М’якість свинцю виявляється в тому, що він ріжеться ножем, що пише, залишаючи сіру межу. Пари і багато з’єднань свинцю отруйні. Для виявлення свинцю і його з’єднань використовується сірководень. При взаємодії свинцю з сірководнем утворюється чорний осад сульфіду свинцю:

PbCl2 + H2S = PBS + 2HCl

Pb(NO3) 2 + H2S = PBS + 2HNO3.

Свинець широко використовується в техніці. Він входить до складу багатьох сплавів.Використовують його також для споруд, що захищають від радіоактивних випромінювань.

Широкого застосування в медицині свинець не отримав через свою високу токсичність. Використовується тільки Pb (CH ₃ COO) ₂ 3H ₂ O, або свинцева вода, для примочок від саден. Важкий свинець добре затримує згубні для людини випромінювання і тому свинцеві екрани використовуються для захисту працівників рентгенівських кабінетів, у свинцевих контейнерах зберігають і перевозять радіоактивні препарати.

БІЛЕТ №30

1 Загальна характеристика галогенів

Галогени - головна підгрупа VII групи, до якої включені Флуор, Хлор, Бром, Йод, Астат. На зовнішньому електронному рівні атоми галогенів містять 7 електронів (nS² nP⁵).

Зі збільшенням порядкового номера в ряду F - At збільшуються радіуси атомів, зменшуються електронегативність, неметалічні властивості і окиснювальна здатність елементів.

Флуор у всіх своїх сполуках проявляє ступінь окиснення -1, інші галогени можуть мати ступінь окиснення від -1 до +7. Зв’язок у молекулі – F – F більш слабкий, ніж у молекулах Cl – Cl або Br – Br, тому флуор є хімічно більш активним.

Властивості елементів підгрупи Хрому

До побічної підгрупи шостої групи входять d-елементи – Хром, Молібден та Вольфрам. Відповідні прості речовини являють Хром добувають методом алюмотермії або електролізом його солей:

Cr₂O₃ + 2Al Аl₂О₃ + 2Сr.

Молібден і вольфрам можна отримати відновленням їх оксидів вуглецем або воднем собою сірувато-білі, блискучі і дуже тугоплавкі метали.

Хром та його аналоги мають валентні електрони на s, d-підрівнях, в своїх сполуках можуть виявляти ступінь окисненн Хром (VI) оксид (хром ангідрид СrО₃) з водою утворює хромову кислоту середньої сили. Молібден оксид (VI) та вольфрам оксид (VI) (МоО₃ та WO₃) у воді погано розчинні, але розчиняються в лугах, утворюючи солі молібденової та вольфрамової кислот:

МоО₃ + 2NaOH = Na₂MoO₄ + Н₂О.

Молібденову та вольфрамову кислоти одержують дією сильних кислот на відповідні солі:

Na₂WO₄ + 2HNO₃ =H₂WO₄ + 2NaNO₃.

Розчинними солями хромової кислоти є натрій, калій, магній та кальцій хромати, а молібденової та вольфрамової кислоти - лише натрій і калій молібдати та вольфрамати.

Хромати існують лише в лужному середовищі, в кислому вони переходять в дихромати:

2К₂СrO₄ + H₂SO₄ = К₂Сr₂O₇ + K₂SO₄ + Н₂О (в кислому середовищі);

К₂Сr₂О₇ + 2КОН = 2К₂СrO₄ + Н₂О(у лужному середовищі).

Хромати та дихромати є сильними окисниками, особливо в кислому середовищі:

K₂Cr₂O₇ + 6KBr + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Br₂ + 4K₂SO₄ + 7Н₂О.

Сполуки хрому (III) в лужному середовищі виступають як відновники:

Cr₂(SO₄)₃ + 3Br₂ +16NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 3Na₂SO₄ +

+ 8H₂O.

Окиснення Cr (III) до Сr (VI) супроводжується заміною кольору від зеленого до жовтого.

За реакцієй:

K₂Cr₂O₇ + 3SO₂ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Н₂О

одержують хромо-калієві галуни (KCr(SO₄)₂ ×12Н₂О).

Хрому оксиди, хрому оксиди, з'єднання хрому з кисня: CRO, Cr 2 O 3, Cro 2, Cro 3 і ін.

Хрому закис, CRO, чорні кристали. Нерозчинна у воді и гарячих концентрованіх Hcl и H 2 So 4. Сильний відновнік. Cr 2 O 3, темно-Зелені кристали. У воді нерозчинна. Хрому двоокіс, Cro 2, кристали чорного кольори.

Хрому тріокіс, хромової ангідрід, Cro 3, темно-червоні кристали. Гігроскопічна, розпливається на повітрі. З водою утворює хромові кислоти. Сильний окислювач. Отримуються дією H 2 So 4 на дихромат натрію Na 2 Cr 2 O 7 (Рідше K 2 Cr 2 P 7).. хрому тріокіс, так само Як и ін. з'єднання Cr (VI), отруйна.

ром та його аналоги широко використовують як легуючі додатки до спеціальних нержавіючих сталей, які містять більш 10% Хрому. При меншому вмісті Хрому сталь набуває значної міцності та твердості. Сплав нікелю з хромом ніхром (80% Ni, 20% Cr) має високу температуру плавлення, його використовують в нагрівальних елементах печей, які дають можливість досягти температури +1100 °C.

Хлор безпосередньо не сполучається з киснем. Тому його оксигенові сполуки добувають непрямим способом. У оксигенових сполуках хлор виявляє позитивний ступінь окиснення. Більшість бінарних сполук Хлору з оксигеном за звичайних умов – дуже нестійкі речовини, які розкладаються з вибухом.

З киснем хлор утворює кілька оксидів – Cl2O, ClO2, Cl2O6 та Cl2O7, яким відповідають певні кислоти.

Хлор (I) оксид Cl2O утворюється, якщо свіжоосаджений сухий гідрарирум (II) оксид взаємодіє з хлором:

HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O­

За звичайних умов Cl2O – жовто-бурий газ, який легко зріджується у червоно-буру рідину з температурою кипіння +2°С. Яка у рідкому, так і в твердому стані Cl2O розкладається з вибухом на хлор і кисень. При взаємодії з водою утворює гіпохлориту кислоту.

Гіпохлоритна кислота HclO – одноосновна кислота, відома лише у розчині, в якому спостерігається рівновага:

Cl2O + H2O «2HClO «2H+ + 2ClO-

Гіпохлоритна кислота – дуже слабка кислота і витісняється з її солей навіть карбонатною кислотою. У розчині розкладається за одним з трьох рівнянь:

HClO = HCl +O;

2HClO=Cl 2O +H2O;

3HClO = HClO + 2HCl.

Гіпохлоритна кислота – сильний окисник, який застосовується в органічному синтезі, в процесах дезинфекції, вибілювання тощо.

Солі гіпохлоритної кислоти – гіпохлорити – у розчині малостійкі і гідролізують. Їх добувають пропусканням хлору крізь холодний розчин лугу:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

Розчин, що містить суміш солей лужних металів хлоридної і гіпохлоритної кислот, називається жавелевою водою і застосовується для вибілювання тканин, паперу тощо. Ці властивості жавелевої води зумовлені тим, що калій гіпохлорит легко розкладається під дією карбон (V) оксиду повітря з виділенням гіпохлоритної кислоти:

KClO + CO2 + H2O = KHCO3 + HClO

При пропусканні хлору крізь вологе вапно утворюється хлорне вапно, яке є сумішшю гіпохлориту, хлориду і гідроксиду кальцію.

Внаслідок нагрівання концентрованого розчину хлорного вапна при наявності солей кобальту (каталізатора) і на сонячному світлі розкладання його відбувається з утворенням кальцій-хлориду та кисню. Якщо діяти на хлорне вапно хлоридною кислотою, то виділяється хлор:

Ca(OCl)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O

Кількість хлору, що виділяється при взаємодії з кислотою (“активний хлор”), є умовною характеристикою окислювальної здатності хлорного вапна. Хлорне вапно як сильний окисник використовують для дегазації, дезинфекції, вибілювання тканин, паперу.

Сполуки Хлору (III) і (IV)

Хлор (IV) оксид ClO2 утворюється при нагріванні до 60°С вологої суміші KСlO3 і оксалатної кислоти за рівнянням:

2KСlO3 + H2C2O4 = 2ClO2 + K2CO3 + CO2 +H2O

За звичайних умов ClO2 – жовто-зелений газ. Хлор (IV) оксид при взаємодії з водою утворює дві кислоти, а з лугом – дві солі:

2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3;

4ClO2 + 2Ca(OH)2 = Ca(ClO3)2 + Ca(ClO2)2 + 2H2O

Хлорит на кислота HClO2 – одноосновна кислота існує лише в розбавлених розчинах. Утворюється при взаємодії її і барієвої солі з розбавленою сірчаною кислотою за рівнянням:

Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HClO2

Водні розчини хлоритної кислоти поступово розкладаються з утворенням хлоридної і хлоратної HClO3 кислот. Практичного значення ця кислота немає. Солі її – хлорити – добувають при взаємодії Хлор (IV) оксиду з гідроксидами лужних, лужноземельних металів та їх пероксидами. Хлорити, як правило, добре розчиняються у воді, гідролізують. Хлорити у кислому середовищі виявляють сильні окислювальні властивості. Більш сильні окисники (Cl2, KMnO4 тощо) окислюють кислоту та її солі до хлоратної кислоти і до хлоратів.

Хлорат на кислота HClO3 утворюється внаслідок взаємодії еквівалентних кількостей сульфатної кислоти з гарячим розчином солі Ba(ClO3)2. Кислота HClO3 – сильна одноосновна кислота – відома лише у розчині. Випарюванням водних розчинів кислоти у вакуумі можна підвищити їх концентрацію до 30-40 %. Органічні і неорганічні відновники відновляють кислоту, як правило, до хлоридної. Солі хлоратної кислоти називаються хлоратами. Найважливішою з них є калій-хлорат. Його добувають пропусканням хлору в гарячий концентрований розчин калію гідроксиду:

6KOH + 3Cl2 = 5KCl + KclO3 + 3H2O

У промисловості хлорат калій (бертолетову сіль) добувають електролізом гарячого розчину калій хлориду або хлоруванням при 70-80°С гашеного вапна при наявності калій хлориду. Калій хлорат погано розчинний у воді, при нагріванні приблизно до 200°С при наявності MnO2 розкладається на кисень і калій хлорит. З різними горючими речовинами (сіркою, вугіллям, фосфором, органічними речовинами) калій хлорат утворює суміші, які вибухають при ударі.

На цьому грунтується застосування його у артилерійській справі для виготовлення запалів, займистих та вибухових речовин. У хімічних лабораторіях калій хлорат використовують для добування кисню, як окисник (при сплавлянні), а також у медицині як слабкий дезинфікуючий засіб. При обережному нагріванні калій хлорату без каталізатора реакція відбувається за рівнянням:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl

При взаємодії солі KClO4 з сульфатною кислотою утворюється перхлоратна кислота. Перхлоратна кислота HClO4 – найстійкіша з окисно-місних кислот хлору. Безводна кислота – рухлива рідина, малостійка і при зберіганні іноді вибухає. Її концентровані водні розчини мають оліїсту консистенцію, концентрована (72 % – ий розчин) кислота димить на повітрі, досить гігроскопічна, стійка, не розкладається під дією світла.

Перхлоратна кислота застосовується для витіснення більш летких кислот з їхніх солей і добування хлоратів, які використовують як детонатор. Вона є складовою частиною твердого ракетного палива. Концентровану хлоратну кислоту широко використовують для окиснення органічних речовин, розкладання руд і мінералів при їх аналізі, розчинення сталей, кількісного визначення калію і рубідію, як осушувач.

Перхлоратна кислота утворює солі (перхлорати) майже з усіма металами. Ці солі добре розчиняються у воді і органічних розчинниках. До поганорозчинних у воді солей належать: KClO4, RbClO4, СsClO4 тощо. Безводна перхлоратна кислота і її солі дуже сильні окисники; однак для водних розчинів перхлоратів окислювальні властивості не характерні.

Хлор (VI) оксид Cl2O6(ClO3) утворюється як побічний продукт при термічному розкладі перхлоратної кислоти. При кімнатній температурі Cl2O6 – рідина темно-бурого кольору, що димить на повітрі і при -78° С твердне. З водою оксид реагує, утворюючи дві кислоти, а з лугом – дві солі:

Cl2O6 + 2KOH = KClO3 + KClO4 + H2O

Хлор (VII) оксид Cl2O7 утворюється при нагріванні безводної перхлоратної кислоти з водовідбірними речовинами (P2O5, олеум тощо):

2HClO4 + P2O5 = 2HPO3 + Cl2O7

За звичайних умов хлор (VII) оксид є оліїстою рідиною з температурою кипіння 83° С; речовина нестійка і при ударі вибухає. З водою Cl2O7 не змішується, проте розчинення, що відбувається на поверхні краплин, призводить до утворення перхлоратної кислоти.

Висновки

Як бачимо, хімія оксигеновмісних сполук Хлору дуже різноманітна і цікава.Здатність Хлору утворювати таку велику кількість сполук з Оксигеном пояснюється будовою атома цього елемента.Атом Хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить вільні d-орбіталі,на які під час збудження атома можуть переходити розпаровані електрони s-орбіталей. Тому у своїх сполуках з Оксигеном Хлор проявляє такий широкий спектр ступенів окислення: +1,+3,+4,+5,+6,+7.

Порівнюючи оксигеновмісні кислоти хлору за окиснювальними властиво­стями і силою, можна зробити висновок: зі збільшенням ступеня окиснення Хлору сила кислоти зростає, а окиснювальна здатність зменшується

Елементи ІІ В підгрупи

Властивості елементів та їх простих речовин:

Хімічна активність зменшується із збільшенням атомної маси (а у головній підгрупі -навпаки). Хороші комплексоутворювачі.

Дата добавления: 2015-05-23