Ответы на теорию по химии элементов (1106641), страница 9
Текст из файла (страница 9)
В воде все модификации SiO2 практически нерастворимы. Химическая активность SiO2 невелика и возрастает от кварца к кристобалиту. Энергично с SiO2 взаимодействует фтор, газообразный HF и плавиковая кислота:
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
SiO2 + 4HF(газ) = SiF4 + 2H2O
SiO2 + 6HF(раствор) = H2[SiF6] + 2H2O.
Кислоты и царская водка на него не действуют.
В щелочных растворах, особенно при нагревании, SiO2 легко растворяется, образуя соли - силикаты: SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O или SiO2 + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2O.
Следовательно, SiO2 обладает кислотными свойствами.
SiO2 с водой не реагирует, поэтому кремниевую кислоту можно получить косвенным путем - взаимодействием силикатов с кислотами: Na2SiO3 + 2HCI = H2SiO3 + 2NaCI.
Образующаяся кремниевая кислота выпадает из раствора в виде студенистого осадка или образует коллоидный раствор.
Состав кислоты описывается формулой xSiO2*yH2O. При х=y=1 кислота называется метакремниевой H2SiO3, при y=2 - ортокремниевой H4SiO4. При х>1 кислоты называются поликремниевыми.
Все кремниевые кислоты являются очень слабыми.
Соли кремниевых кислот - силикаты - неокрашены, тугоплавки и практически не растворимы в воде.
Силикаты натрия называют "растворимым стеклом", а их водные растворы - "жидким стеклом". При растворении силикаты натрия гидролизуются.
Силикаты очень широко распространены в природе - это почти все горные породы, входящие в состав земной коры. Состав многих из них можно описать формулой хЭ2O3*ySiO2*zH2O.
Важнейшими соединениями этого типа являются алюмосиликаты (Э=AI), особенно относящиеся к группе полевых шпатов, на долю которых приходится более половины массы земной коры. Основные представители - ортоклаз K2O*AI2O3*6SiO2, альбит Na2o*AI2O3*6SiO2, анорит Cao*AI2O3*2SiO2.
Под действием воды и углекислого газа природные силикаты и алюмосиликаты постепенно разрушаются, растворимые продукты уносятся в океан, а нерастворимые (кварц, каолин) остаются на месте. Они составляют основу обычных глин.
Силикагель представляет собой высушенный гель, образующийся из пересыщенных растворов кремниевых кислот (nSiO2·mH2O) при pH > 5—6. Получается при подкислении растворов силикатов щелочных металлов с последующей промывкой и высушиванием образовавшегося геля:
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3
H2SiO3 = SiO2 + H2O.
Силикагель используется как адсорбент в хроматографии, как поглотитель водяных паров (осушитель) и органических растворителей (например, в осушителях сжатого воздуха, адсорбционной очистки неполярных жидкостей; для разделения спиртов, аминокислот, витаминов, антибиотиков и др.). Крупнопористые силикагели применяются как носители катализаторов. Также силикагель хорошо адсорбирует ядра радона-222 (и его изотопов). Силикагель широко используется для производства наполнителей для кошачьих туалетов.
25//Олово и свинец. Полиморфные модификации олова. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Соли олова и свинца. Экологическая роль соединений свинца.
В обычных условиях олово существует в виде b-модификации (белое олово), устойчивый выше 13,2 С; это серебристо-белый металл.
При охлаждении белое олово переходит в а-модификацию (серое олово).
Такой переход сопровождается увеличением удельного объема на 25%, в связи с чем олово рассыпается в порошок.
Свинец - темно-серый металл.
А-олово - полупроводник, b-олово и свинец - металлы.
Наиболее характерная степень окисления свинца - +2, олово более устойчиво в степени окисления +4.
Оксид олова(II) SnO имеет черный цвет. Амфотерен, преобладают основные свойства; растворяется в кислотах с образованием солей Sn2+; в кислых растворах - восстановитель, окисляется до Sn4+; на воздухе выше 400 °С окисляется до SnO2; без доступа О2 выше 180°С диспропорционирует на SnO2 и Sn.
Получают SnO разложением SnO2, гидроксида, оксалата или некоторых других солей Sn2+ в вакууме, атмосфере N2 или другого инертного газа, а также окислением Sn.
Используют SnO для получения солей Sn2+, как катализатор реакций замещения и гидролиза, черный пигмент в производстве стекла, восстановитель в металлургии.
Оксид олова(IV) SnO2 - бесцветный, не растворим в воде; устойчив в водных растворах кислот, солей, щелочей, различных восстановителей. При сплавлении со щелочами и карбонатами образует станнаты М2[Sn(OH)6]; при нагревании в присутствии восстановителей превращается в металл.
В природе SnO2 - минерал касситерит (оловянный камень).
Поликристаллический SnO2 получают прокаливанием солей Sn(IV) на воздухе, осаждением оловянных кислот из растворов солей Sn и их последующем прокаливанием на воздухе при температурах до 1230°С.
Используют SnO2 в виде порошков и керамики в производстве прозрачных, электропроводящих и теплоотражающих материалов, как белый пигмент в производстве стекла и жаропрочных эмалей и глазурей, катализатор реакций замещения и гидролиза. Тонкие пленки SnO2, нанесенные на стеклянные или полиэтиленовые подложки, используют в качестве антиобледенителей в самолетах, автомобилях и др. транспортных средствах, теплоизолирующих окон в помещениях, обогреваемых солнечным светом, прозрачных проводящих покрытий в электронных приборах. Касситерит - сырье в производстве Sn.
Гидраты олова оксидов - SnO·H2O, или гидроксид Sn(OH)2, SnO2·xH2O, или оловянные кислоты, образуются при щелочном гидролизе SnCl2 и SnCl4. SnO·H2O-бесцветное аморфное вещество, с растворами щелочей образует станнаты (II) M[Sn(OH)3], быстро разлагающиеся на станнаты (IV) M2[Sn(OH)6] и Sn, что используется при нанесении покрытий из олова.
Оксид РbО существует в двух модификациях: низкотемпературной - a-РbО (минерал глет) и высокотемпературной - b-РbО (минерал массикот). Их составы могут отклоняться от стехиометрических. Полиморфный переход b:a протекает медленнее, чем a:b, поэтому b-РbО может существовать при комнатной температуре в стабильном состоянии, но при растирании переходит в a-PbO.
На воздухе при 540°С РbО окисляется до Рb3О4, при 330°С - до Рb12О19, при 370°С - до Рb12О17, а в среде Н2 или СО восстанавливается до металла. Растворимость (% по массе) в воде при 20°С: a-РbО - 0,6·10 -3, b-PbО - 1,2·10-3. Хорошо растворим в HNО3 и растворе НСlО4, хуже - в соляной и серной кислотах из-за образования плохо растворимых РbСl2 и PbSO4. Растворим в растворах щелочей, образуя гидроксоплюмбаты(II), например Na2[Pb(OH)4].
Получают РbО кипячением Рb(ОН)2 в растворе NaOH, причем при большом избытке щелочи получают a-PbO, а при меньшем - b-РbО. При длительном кипячении происходит переход b:a. b-РbО получают: термическим разложением РbСО3 или Pb(NO3)2, окислением расплава Рb (650-700°С) в потоке О2 или воздуха, окислением паров свинецорганических соединений (так получают наиболее чистый продукт), РbО применяют в производстве сурика, др. соединений Рb, свинцовых стекол (хрусталь, флантглас) и глазурей, при росписи стекла и фарфора, при изготовлении олиф. Его используют в качестве фоточувствительного материала в видиконах.
РbО2 практически не растворим в воде, растворим в растворах щелочей с образованием гидроксоплюмбатов(IV), например Nа2[Рb(ОН)6]; при сплавлении с основными оксидами образует плюмоаты типа Na4PbO4; сильный окислитель: при нагревании с H2SO4 реагирует с выделением О2, а с соляной - Сl2, при растирании с S или красным P воспламеняется. Получают РbО2 окислением Рb(ОСООСН3)2 хлорной известью, электрохимическим окислением солей Рb(II), разложением Рb3О4 в HNО3. Используют РbО2 в свинцовых аккумуляторах и как окислитель (например, как компонент головок спичек).
Соли Pb(IV) могут быть получены электролизом подкисленных H2SO4 растворов солей Pb(II); важнейшие из них - свинца сульфат Pb(SO4)2 и ацетат Рb(ОСОСН3)4. Соли свинца легко гидролизуются. Рb - энергичный окислитель, поэтому, например, не существуют РbI4 и РbВr4.
При взаимодействии оксидов Pb(IV) и Pb(II) с расплавами щелочей образуются соли - соответственно плюмбаты(IV) и плюмбиты(II), например Na2PbO3, Na2PbO2. Свинец медленно растворяется в концентрированных растворах щелочей с выделением Н2 и образованием М4[Рb(ОН)6].
Соединения свинца ядовиты. Загрязнение свинцом наблюдается в районах его добычи, а также в местах переработки и автострад, особенно если еще используется этилированный бензин. Немало свинца оседает на дне озер в виде охотничьей дроби. Каждый год в Мировой океан со сточными водами попадает более полумиллиона тонн этого ядовитого металла.
26//Бор. Особенности химии бора в сравнении с соединениями углерода, кремния и алюминия (соединения с водородом, оксид, гидроксид). Диагональное сходство элементов в периодической системе.
Содержание бора в земной коре 5е-3 мас.%. Он встречается в природе в виде кислородных соединений - боратов - производных борной кислоты. Наиболее известные минералы - гидроборацит, колеманит, инвоит (Са2В6О11*11Н20).
Бор является неметаллом, причём по своим химическим и физическим свойствам, а также по свойствам соединений, он больше похож на кремний, чем на другие элементы своей подгруппы (диагональное сходство).
Много общего, например, имеет химия кислородных соединения В и Si: их оксиды и гидроксиды проявляют кислотные свойства; оба элемента склонны к образованию численных полимерных структур. С металлами бор и кремний образуют аналогичные соединения.
Неметаллическая природа бора во многом обусловлена большой прочностью связи между валентными электронами и атомным ядром. Ковалентный радиус бора очень мал (0.091 им), а его первая энергия ионизации гораздо выше соответствующих величин для других элементов IIIА группы, поэтому бор в соединениях не может образовать катионы. Следствием высокой прочности связи электронов с ядром является наличие у бора полупроводниковых свойств, а также образование коваленгных связей в его соединениях с неметаллами.
Бор имеет несколько аллотропных модификаций, две из которых кристаллические - ромбическая и тетрагональная, также имеется одна аморфная. Кристаллический бор тугоплавок, а по твёрдости уступает только алмазу.
Кристаллический бор получается при термическом разложении диборана: В2Н6 = 2В + ЗН2 или при пиролизе летучего ВI3 или ВВr3 на раскалённой до 1000 - 1200°С танталовой проволоке в присутствии водорода: 2ВВr3 + ЗН2 = 2В + 6НВr.
Аморфный бор чаще всего получают по реакциям: В203 + 3Mg = 3MgO + 2В и 2ВСl3 + 3Zn = 3ZnCl2 + 2В.
Все аллотропные модификации бора, подобно кремнию, химически неактивны.
При обычных условиях бор окисляется только фтором: 2В + 3F2 = 2BF3.
При высокой температуре бор окисляется галогенами, кислородом и азотом:
2В + ЗНаl - 2BHal3
4В + ЗO = 2В203
2В + 3S = B2S3
2В + N2 = 2BN.
При нагревании бор может восстанавливать неметаллы из их оксидов:
4В + 3Si02 = 2В203 + 3Si
2B + 3 H2O = B2O3 + 3H2.
Разбавленные кислоты-неокислители даже в кипящем состоянии не действуют на бор.
Кислоты-окислители - азотная и концентрированная серная - медленно окисляют бор до борной кислоты: B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2.
При сплавлении бор реагирует с большинством металлов, образуя бориды. например: 3Mg + 2В = MgiB2. Исключение составляют металлы подгруппы цинка, а также индий, таллий, олово, свинец и висмут.
Реакция бора с кипяшей шелочью приводит к его постепенному растворению и образованию бората, причём кристаллический бор растворяется гораздо медленнее, чем аморфный: 2В + 2NaOH + 2H20 = 2NaBO2 - ЗН2.
Реакция бора с расплавом щелочи в присутствии окислителя идет гораздо быстрее: 2В + 2NaOH + NaC103 = 2NaBO2 + NaCl + H20.
Водородные соединения бора (бораны) довольно многочисленны. Подобно углеводородам, они образуют ряд насыщенных (предельных) боранов ВnН2n+2 и ряд ненасыщенных (непредельных) боранов ВnН2n.
Низший боран имеет состав B2H6, а высшие бораны, известные к настоящему времени - B18H22 и В20Н26.
Бораны получают действием кислот на бориды: MgB2 + 2Mg + 6HCl = 3MgCl2 + B2H6.
В промышленности В2Н6 синтезируют восстановлением трифторила бора твёрдым гидридом натрия при 180°С: 2BF(газ) + 6NaH(тв) = B2H6(газ) + 6NaF(тв).
С увеличением числа атомов в молекуле закономерно растут температуры плавления и кипения боранов. В обычных условиях низшие бораны представляют собой бесцветные газы или летучие жидкости, а высшие - твёрдые вещества. Все они обладают неприятным запахом и очень ядовты.
По свойствам бораны сходны с силанами. Они разлагаются водой с выделением водорода: B2H6 + 6Н20 = 2Н3В03 + 6Н2.
Бораны самовозгораются на воздухе и сгорают с выделением большого количества энергии, что позволяет использовать их в качестве ракетного топлива: B2H6 + 302 = В203 + ЗН20 + 2025 кДж.
Оксид бора В203 представляет собой стекловидное вешество, медленно переходящее в кристаллическое состояние.
Он растворяется в воде с образованием ортоборной кислоты: В203 + ЗН20 = 2Н3В03.
Ортоборная кислота Н3В03 - белое кристаллическое вешество, имеющее слоистое строение. Молекулы Н3В03 связаны в плоские слои за счёт водородных связей.
Растворимость Н3ВО3 в воде невелика, но с повышением температуры заметно возрастает: при 0°С она равна 2,6%, а при 100°С - 28,1%.
Ортоборная кислота относится к очень слабым кислотам, константа диссоциации равна 7е-10.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
