Главная страница
Навигация по странице:

  • 5. Биогенная роль Значение углерода в природе и сельском хозяйстве

  • Тема: р - Элементы V группы Общая характеристика элементов V-А группы

  • NH 3 аммиак PH 3 фосфин AsH 3 арсин SbH 3 стибин BiH 3 висмутин

  • ЭГ 3 + 3Н 2 О = Н 3 ЭО 3 + 3НГ ЭCl 3 + H 2 O = H 3 ЭО 3 + 3НCl

  • SbCl 3 + H 2 O = SbOCl + 2HCl

  • 6Li + N 2 = 2Li 3 N

  • N 2 + O 2 = 2NO

  • N 2 = 2N ∆H 0 = 946 кДж/моль

  • NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O 2 NaN 3 = 3 N 2 + 2 Na

  • Лекции по неорганической химии. Курс лекций по дисциплине неорганическая химия


    Скачать 2.04 Mb.
    НазваниеКурс лекций по дисциплине неорганическая химия
    АнкорЛекции по неорганической химии.doc
    Дата21.03.2017
    Размер2.04 Mb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлаЛекции по неорганической химии.doc
    ТипКурс лекций
    #4057
    страница6 из 13
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   13

    4. Химия германия, олова, свинца (Ge, Sn, Pb)



    GeO, SnO – сильные восстановители. Все оксиды и гидроксиды (II) амфотерны, реагируют как с кислотами, так и основаниями.

    Диоксиды Ge, Sn получают синтезом из простых веществ. Диоксид свинца в 2 стадии получают. У свинца 2 простых оксида PbO и PbO2. Рb2О3 – смешанный оксид или РbРbО3 – метаплюмбат свинца (II). Рb3О4 (2 PbO • PbO2 - сурик).

    Диоксиды не образуют с водой кислот. Со щелочами дают гидроксокомплексы

    (гексагидроксоплюмбат (IV)).

    PbO2 – сильный окислитель.

    Pb + О2  Pb3О4 – – красный краситель, свинцовый сурик можно рассматривать как соль Pb22+(PbO4) (ортоплюмбат свинца II).

    Pb3O4 + HNO3  PbO2 + Pb(NO3)2 + H2O.

    Sn + HCIконц Sn+2CI2 + H2

    Sn + H2SOконц Sn+4(SO4)2 + SO2 + H2O

    Sn + HNO3разб Sn (NO3)2 + NH4NO3 + H2O

    Sn + HNO3конц H2Sn+2O3 + NO2 + H2O

    β -оловянная

    t

    Sn + NaOH конц Na2Sn+2O2 + H2O

    станнит (соль оловяннистой кислоты H2SnO2)

    В водных растворах станниты дают гидроксостанниты.

    Na2Sn+2O2 + 2H2O Na2[Sn+2(OH)4]; Na2[Sn+2(OH)3]

    Sn(OH)2 ++ HCI SnCI2 + H2O

    амфонит
    Sn(OH)2 + 2NaOH Na2[Sn(OH)4]

    тетрагидроксостаннит

    SnO2 кислотные свойства

    Sn(OH)4 амфотерный, с преобладанием кислотных, H2SnO3 – оловянная кислота (α и β), растворяется в кислотах и щелочах.

    H2SnO3 + 2NaOH + H2O Na2[Sn(OH)6]

    H2SnO3 + 4HCI SnCI4 + 3H2O

    SnCI4 + 3H2O H2SnO3 + 4HCI дымообразователь, дымит во влажном воздухе.


    Ge(OH)2  Sn(OH)2  Pb(OH)2

    усиление основных свойств




    Ge(OH)4  Sn(OH)4  Pb(OH)4

    усиление основных свойств




    2PbCO3Pb(OH)2 – белая краска – свинцовые белила.

    Pb(CH3COO)4 – тетраэтилсвинец – летучая ядовитая жидкость, добавляется к бензину для повышения его качеств как моторного топлива.

    5. Биогенная роль
    Значение углерода в природе и сельском хозяйстве

    Среди биомолекул клетки важнейшими является 4 класса веществ: 1) белки, 2) нуклеиновые кислоты; 3) углеводы; 4) липиды. В природе главное горючее – ископаемые угли (антрациты, каменные и бурые угли). Главное транспортное горючее – нефть. Горючий природный газ, содержит 80-99% СН4 – экологически чистое бытовое и промышленное топливо.

    Основная форма углерода в гидросфере – это растворенный в воде СО2 и НСО3-. Она является буферной системой, поддерживающей содержание СО2 в атмосфере на постоянном уровне. В атмосфере – углерод в виде СО2, его содержание меньше чем в гидросфере. Атмосфера и гидросфера интенсивно обмениваются СО2.

    Наземные растения и фитопланктон ассимилируют СО2 атмосферы и НСО3- гидросферы, превращая их в биомассу. Одним из основных источников поступления СО2 в атмосферу служит дыхание растений и фитопланктона.

    Углерод инертный элемент. Поэтому служит основой для конструкционных материалов.

    Кремний – микроэлемент, в котором растения не испытывают недостатка. Главный минерал – кварц, содержание его превышает 60% массы почвы и достигает 90% в песчаных почвах.

    Алюмосиликаты – полевые шпаты и слюды, за счет обменных реакций в почвенных растворах образуются вторичные алюмосиликаты, группа глинистых минералов, возникающих в процессе выветривания. Они обладают набухаемостью, пластичностью, способностью к ионному обмену. Освобождаются ионы K+, Na+, Mg2+, Ca2+, Fe2+, Fe3+ и создаются благоприятные химические условия корневого питания растений.

    В стеблях растений присутствие Si увеличивает их прочность и уменьшает полегаемость. Внесение в почву силиката Na повышает усвоение фосфатов.

    ЛЕКЦИЯ 5

    Тема: р - Элементы V группы

    1. Общая характеристика элементов V-А группы


    Главная подгруппа V группы периодической системы Д.И. Менделеева включает пять элементов: типичные p-элементы азот N, фосфор P, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмут Bi. Они имеют общее название пниктогены. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по 5 электронов (конфигурация пs2 пp3).

    В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до 5. Наиболее характерны степени +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.


    При переходе от N к Bi радиус атома закономерно возрастает. С увеличением размеров атомов уменьшается энергия ионизации. Это значит, что связь электронов наружного энергетического уровня с ядром у атомов ослабевает, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических свойств в ряду от азота к Bi.

    Азот и фосфор – типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приближенно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.

    Закономерно нарастает от N к Bi ионный радиус, но он много меньше атомного. Это связано с тем, что внешние электроны находятся на значительном расстоянии от ядра по сравнению с предвнешними, и когда атом теряет внешние электроны, переходит в ион, радиус иона соответственно ниже радиуса атома. Плотность закономерно нарастает.

    Незакономерность изменения свойств (Tпл и Ткип) обусловлена особенностью строения кристаллической решетки. Если азот – это газ, то последний элемент группы находится в твердом агрегатном состоянии.

    В кристаллической решетке молекулы белого фосфора связаны межмолекулярными силами (силы Ван дер Ваальса), а так как они очень слабы, то белый фосфор легко распадается на молекулы под влиянием различных воздействий (температуры, растворителя). По этой причине он легко плавится при 44°С в бесцветную жидкость, при 275°С кипит.

    Для элементов, не проявляющих металлических свойств стандартные электронные потенциалы отсутствуют.

    Электронное строение внешних энергетических уровней атомов азота и фосфора следующие:


    У атома азота три неспаренных электрона. Поэтому валентность азота равна трем. Из-за отсутствия у него d-подуровня на внешнем уровне его электроны разъединиться не могут. Однако в результате донорно-акцепторного взаимодействия азот становится четырехвалентным.

    У атомов фосфора и последующих элементов VА группы имеются свободные орбитали на d-подуровне и переходя в возбужденное состояние будут разъединятся 3s-электроны. В невозбужденном состоянии у всех элементов 5А группы валентность равна 3, а в возбужденном состоянии всех, кроме азота, равна пяти.

    Элементы этой группы образуют газообразные водородные соединения (гидриды) типа ЭН3 , в которых степень их окисления -3.

    NH3 аммиак

    PH3 фосфин

    AsH3 арсин

    SbH3 стибин

    BiH3 висмутин
    AsH3, SbH3 газы с неприятным запахом, легко разлагаются. Чрезвычайно ядовиты.

    В кислородных соединениях для элементов VА группы наиболее характерны степени окисления +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.

    Все элементы VА группы имеют оксиды типа Э2О5 и гидроксиды НЭО3 или Н3ЭО4 , которые обладают кислотными свойствами. Кроме того для них характерны оксиды типа Э2О3 и соответствующие гидроксиды НЭО2 или Н3ЭО3 , у азота и фосфора они имеют кислотные свойства, у мышьяка и сурьмы – амфотерные, а у висмута проявляют основной характер.

    Характерно также образование галидов типа ЭГ3 (тригалиды), которые (за исключением NF3) гидролизуются по схеме:
    ЭГ3 + 3Н2О = Н3ЭО3 + 3НГ

    ЭCl3 + H2O = H3ЭО3 + 3НCl
    но в присутствии галоводородной кислоты галиды сурьмы и висмута гидролизуются с образованием галоксидов, например
    SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl
    Группу SbO+ называют антимонилом, а соединение SbOCl – хлоридом антимонила. Для фосфора, мышьяка и сурьмы известны пентафториды ЭF5 , а для фосфора и сурьмы пентахлориды ЭCl5.

    Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных форм. Наиболее устойчивые металлические формы серого (As) и серебристо-белого (Sb) цвета. Это хрупкие вещества, легко превращаемые в порошок. Висмут – металл серебристо-белого цвета с едва заметным розовым оттенком.

    Соединения As, Sb, Bi ядовиты. Особо опасны соединения As3+ ( AsH3- арсин).

    2. Химия азота
    Азот (лат. nitrogenium) в свободном состоянии газ без цвета и запаха. Азот – основной компонент атмосферы Земли (78,09% по объему или 75,6% по массе, всего около 4·1015 т). Мы живем в азотной атмосфере, умеренно обогащенной кислородом и в малых количествах другими химическими элементами.

    В космосе он занимает 4-е место вслед за водородом, гелием и кислородом. В живых организмах его до 0,3% в виде соединений. Растения, получая азот из почвы в виде минеральных солей, используют его для синтеза белков, витаминов и других жизненно важных веществ.

    Азот относится к органогенам, наряду с углеродом, водородом и кислородом – элементы, которые чаще всего содержатся в органических веществах. Все важнейшие части клеток (протоплазма и ядро) построены из белковых веществ. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

    Свободный азот несколько легче воздуха. Он плохо растворим в воде. Прочность молекулы азота велика. Даже при 3300°С только одна из тысяч молекул N2 распадается на атомы. Поэтому свободный азот в обычных условиях инертен к подавляющему большинству веществ. Для того чтобы азот вступил в химическую реакцию, требуется предварительная активация его молекул путем нагревания, облучения, действие катализатора или другими способами.

    Из металлов свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием, образуя нитрид:

    6Li + N2 = 2Li3N
    С Na, Ca, Mg реакция идет только при нагревании. С кислородом азот взаимодействует только в электрической дуге (или при грозовом разряде в атмосфере):

    N2 + O2 = 2NO
    С водородом реакция идет при нагревании (t ≈ 450-5000С), под давлением и в присутствии катализатора

    N2 + 3H2 = 2NH3
    Пропуская азот через раскаленный кокс можно получить (дициан) – соединение азота с углеродом N ≡ C — C ≡ N. С другими неметаллами кроме бора свободный азот не реагирует.

    Причина инертности молекулярного азота – крайне прочная ковалентная неполярная связь. Два атома в молекуле удерживаются одной σ - связью и двумя π- связями. Т.е. связи в молекуле азота неравноценны. На разрушение молекулы азота на атомы затрачивается довольно большое количество энергии:
    N2 = 2N ∆H0 = 946 кДж/моль

    Строение молекулы N2



    Получение N2
    В промышленности – сжижением воздуха с выделением фракций азота.

    В лаборатории разложением нитрита аммония или азида натрия

    NH4NO2 = N2 + 2 H2O

    2 NaN3 = 3 N2 + 2 Na

    или 2NH3 + 3Br = N2 + 6 HBr
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   13
    написать администратору сайта