КИСЛОРОД, ОЗОН, ПЕРОКСИД ВОДОРОДА 1 глава

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

КУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

КАФЕДРА ХИМИИ

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

(индивидуальные домашние задания)

КУРСК 2007

СОДЕРЖАНИЕ

Введение 4

Свойства р-элементов 5

Индивидуальные задания

Подгруппа галогенов 11

Кислород, пероксид водорода 18

Подгруппа серы 24

Азот 31

Подгруппа фосфора 37

Углерод 43

Подгруппа кремния 49

Подгруппа бора 56

Свойства d-элементов 62

Индивидуальные задания

Подгруппа хрома 66

Подгруппа марганца 72

Подгруппа железа 79

Подгруппа меди 85

Подгруппа цинка 92

Свойства s-элементов 98

Индивидуальные задания

s-элементы 100

Библиографический список 106

ВВЕДЕНИЕ

Методические указания предназначены для специальностей, изучающих неорганическую химию. В них представлены индивидуальные домашние задания, которые необходимо выполнить и сдать вместе с отчетом по лабораторной работе.

Ниже указаны темы индивидуальных заданий для каждой специальности:

Спец. ЗС, БЖ: Спец. ТС

1. Подгруппа галогены 1. Подгруппа галогены

2. Кислород, Н₂О₂ 2. Кислород, Н₂О₂

3. Подгруппа серы 3. Подгруппа серы

4. Азот 4. Азот

5. Подгруппа фосфора 5 Углерод

6. Углерод 6. Подгруппа хрома

7. Подгруппа кремния 7. Подгруппа марганца

8. Подгруппа хрома

9. Подгруппа марганца

10. Подгруппа железа

11. Подгруппа меди

12. Подгруппа цинка

Студенты специальности ФХ выполняют все темы, представленные в методических указания.

Ответы на поставленные вопросы должны быть развернуты и обоснованы.

Для составления уравнений окислительно –восстановительных реакций необходимо использовать метод электронного баланса, который выводят из а) электронных уравнений (если реакция протекает не в растворе); б) электронно-ионных уравнений (если реакция протекает в растворе).

СВОЙСТВА р- ЭЛЕМЕНТОВ

Общая электронная формула р -элементов ….ns²np^1-6, где n-главное квантовое число. Большинство р -элементов относятся к неметаллам. Такие элемент, как A1, Ga, In, Ti, Ge, Sn, Pb, Sb,Bi, Po, условно рассматриваются как металлические, хотя они сохраняют многие свойства неметаллов.

По мере роста порядкового номера в пределах группы сверху вниз неметаллические свойства р- элементов уменьшаются и растут металлические, поэтому по подгруппе сверху вниз усиливаются основные свойства элементов. Например:

Рассмотрим VA группу:

Элемент	Высший оксид	Гидроксид	Свойство гидроксида
N	N₂O₅	HNO₃	Сильная кислота
P	P₂O₅	H₃PO₄	Кислота средней силы
As	As₂O₅	H₃AsO₄	Слабая кислота
Sb	Sb₂O₃	Sb₂O₃ nH₂O	Амфотерное вещество с признаками кислотности
Bi	Bi₂O₃	Bi(OH)₃	Амфотерное вещество с признаками основности

По мере роста порядкового номера в пределах периода слева на право неметаллические свойства р- элементов растут, а металлические падают, поэтому по периоду слева на право усиливаются кислотные свойства элементов. Например:

Рассмотрим III период:

Элемент	Высший оксид	Гидроксид	Свойства
Na	Na₂O	NaOH	Сильное основание
Mg	MgO	Mg(OH)₂	Основание средней силы
A1	A1₂O₃	A1(OH)₃	Амфотерное
Si	SiO₂	H₂SiO₃	Слабая кислота
P	P₂O₅	H₃PO₄	Кислота средней силы
S	SO₃	H₂SO₄	Сильная кислота
C1	C1₂O₇	HC1O₄	Сильная кислота

Для элементов, имеющих переменную степень окисления кислотные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются по мере увеличения степени окисления. Например: серная кислота (сера имеет степень окисления +6)является сильной кислотой; сернистая кислота (сера имеет степень окисления +4) –слабая кислота.

По мере роста числа р -электронов в атомах элементов в периоде (от III-А до VII-А групп) уменьшается радиус атомов, увеличивается сродство к электрону, т.е. окислительные свойства. В отличие от элементов s-, d- и f- семейства, которые проявляют только восстановительные свойства, р -элементы, являясь окислителями, могут быть и восстановителями. Поэтому большинство р –элементов способны к реакциям диспропорционирования. Например: CaO+3C=CaC₂+CO

2As+3NaOH=AsH₃+Na₃AsO₃

3S+6KOH=K₂S+K₂SO₃+3H₂O

Атомы р –элементов проявляют положительные и отрицательные степени окисления. Как правило, атомы р –элементов проявляют переменную валентность, причем в четных группах она четная, а в нечетных – нечетная. Так как по мере роста порядкового номера в пределах группы сверху вниз неметаллические свойства р- элементов уменьшаются и растут металлические, то наиболее характерная степень окисления уменьшается.

Например: характерная степень окисления элементов:

В третьем периоде А1⁺³ Si⁺⁴ P⁺⁵S⁺⁶

В шестом периоде Tl⁺¹ Pb⁺² Bi⁺³Po⁺⁴.

Отсюда можно сделать вывод, что соединения Tl⁺³, Pb⁺⁴, Bi⁺⁵ – сильные окислители, а соединения Ga⁺¹, Ge⁺², As⁺³ - восстановители. Прочность водородных соединений в группах сверху вниз благодаря росту радиуса атома уменьшается, а их восстановительные свойства увеличиваются.

Например:

^{усиление восстановительных свойств}

CH₄ SiH₄ GeH₄ SnH₄ PbH₄

NH₃ PH₃ AsH₃ SbH₃ BiH₃

^{увеличение прочности}

Почти все р- элементы – кислотообразователи, причем устойчивость и сила кислородсодержащих кислот растет по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента.

Например:

HC1O₄>HC1O₃>HC1O₂>HC1O, H₂SO₄>H₂SO₃, HNO₃>HNO₂ и т.п.

Окислительно–восстановительные свойства соединений р -элементов зависят, как правило от степени окисления их атомов, входящих в состав соединения. Соединения, в которых атом р–элемента проявляет промежуточную степень окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (H₂O₂^-1, N₂^2-H₄, N^-1H₂OH, HN⁺³O₂, H₃P⁺¹O₂, H₂S⁺⁴O₃ и т.п.).

Окислительно – восстановительные свойства пероксида водорода выражают электронными или электронно-ионными уравнениями:

Электронные уравнения

Восстановитель О₂^2—2е=О₂

Окислитель О₂^2-+2е=2О^2-

Электронно-ионные уравнения:

Восстановитель Н₂О₂+2ОН^—2е=2Н₂О+О₂ рН>7

Н₂О₂-2е=2Н⁺+О₂ рН≤7

Окислитель Н₂О₂+2Н⁺+2е=2Н₂О рН<7

Н₂О₂+2е=2ОН^- рН≥7

Электронные уравнения, отражающие окислительную способность озона: О₃+е=О₃^-; О₅+2е=О₂+О^2-.

Пероксо- соединения содержат кислород в степени окисления -1 и проявляют сильные окислительные свойства. При замещении одного или обоих атомов водорода в пероксиде водорода металлами или кислотными остатками образуются пероксиды металлов, пероксокислоты или пероксодикислоты:

NaHO₂-гидропероксид натрия О-Na

│

O-H

H₂SO₅-пероксосерная кислота (кислота Каро) O-SO₃H

│

O-H

H₂S₂O₈ – преоксодисерная кислота O-SO₃H

│

O-SO₃H

Каждый атом азота в молекуле гидразина имеет степень окисления -2, поэтому гидразин, являясь хорошим восстановителем, может проявлять слабые окислительные свойства. Гидразин обычно окисляется до азота, а восстанавливается до NH₄⁺:

N₂H₄+2I₂=N₂+4HI 2TiC1₃+N₂H₄+4HC1=2TiC1₄+2NH₄C1

2N^-2-4e=N₂│1 восстановители Ti³⁺-e=Ti⁴⁺ │1

I₂+2e=2I^- │2 окислители 2N^-2+2e=2N^-3 │2

В гидроксиламине степень окисления азота равна -1. Поэтому для последнего наряду с восстановительными свойствами довольно характерна окислительная способность:

2Fe(OH)₂+NH₂OH+H₂O=2Fe(OH)₃+NH₃

Fe²⁺-e=Fe³⁺│2 восстановитель

N^-1+2e=N^-3│1 окислитель

Фосфорноватистая и фосфористая кислоты, содержащие фосфор в промежуточной степени окисления, также являясь хорошими восстановителями, могут проявлять и окислительные свойства:

5H₃PO₂+4KMnO₄+6H₂SO₄=5H₃PO₄+4MnSO₄+2K₂SO₄+6H₂O

Восстановитель HPO₂^-+2H₂O+4e=H₃PO₄+2H⁺│5

Окислитель MnO₄^-+8H⁺+5e=Mn²⁺+4H₂O │4

Фосфорноватистая кислота и её соли гипофосфиты способны восстанавливать ионы некоторых металлов (Ni²⁺,Cu²⁺,Hg²⁺,Pd²⁺,Au³⁺,Ag⁺ и др.) из растворов их солей до свободного металла. Например:

2HgC1₂+H₃PO₂+2H₂O=2Hg+H₃PO₄+4HC1

2NiC1₂+NaH₂PO₂+2H₂O=2Ni+NaH₂PO₄+4HC1

Фосфорноватистая кислота–слабый окислитель, но сильными восстановителями восстанавливается до РН₃: H₃PO₂+4H=PH₃+2H₂O.

Вещества, содержащие в своем составе атом элемента, находящийся в промежуточной степени окисления подвергаются самоокислению – самовосстановлению:

4H₃P^-1O₂=P^-3H₃+3H₃P⁺⁵O₄2H₂O₂^-1=O₂⁰+2H₂O^-2

Если в состав вещества входит р-элемент в низшей степени окисления, то этот элемент проявляет и вещество в целом только свойства восстановителя. Например сульфид натрия Na₂S^-2

5Na₂S+8KMnO₄+12H₂SO₄=8MnSO₄+5Na₂SO₄+4K₂SO₄+12H₂O

Восстановитель S^2- +4H₂O-8e=SO₄^2-+8H⁺│5

Окислитель MnO₄^-+8H⁺+5e=Mn²⁺+4H₂O│8

Если в состав вещества входит р-элемент в высшей степени окисления, то этот элемент проявляет и вещество в целом только свойства окислителя. Например бихромат калия K₂Cr₂⁺⁶O₇

K₂Cr₂O₇+6KI+7H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+3I₂+4K₂SO₄+7H₂O

Восстановитель 2I^—2e=I₂ │3

Окислитель Cr₂O₇^2-+14H⁺+6e=2Cr³⁺+7H₂O│1

При изучении свойств азотной и серной кислот нужно учитывать, что если в разбавленной серной кислоте окислительную функцию несет ион Н⁺, а в концентрированной – ион SO₄^2-, то в азотной кислоте любой концентрации окислительную функцию несет ион NO₃^-. Поэтому в отличие от других разбавленных кислот из разбавленной азотной кислоты никакой металл не вытесняет водород. Характер восстановления азотной и серной кислот зависит от их концентрации, температуры и природы восстановителя.

Ме(до водорода) + H₂SO₄(разб)=соль+Н₂

2Na+H₂SO₄=Na₂SO₄+H₂

Ме(после водорода) + H₂SO₄(разб)≠

Cu+H₂SO₄≠

Ме(активный) + H₂SO₄(конц)=соль+Н₂О+H₂S

4Mg+5H₂SO₄=4MgSO₄+H₂S+4H₂O

Ме(неактивный) + H₂SO₄(конц)=соль+Н₂О+SО₂

Cu+2H₂SO₄=CuSO₄+SO₂+2H₂O

Ме(средней активности) + H₂SO₄(конц)=соль+Н₂О+S

3Mn+4H₂SO₄=3MnSO₄+S+4H₂O

Для азотной кислоты взаимодействия более сложны, но можно привести два наиболее достоверных случая

Ме(активный) + HNO₃(разб)=соль+Н₂О+NH₄NO₃

8K+10HNO₃=8KNO₃+3H₂O+NH₄NO₃

Ме(неактивный) + HNO₃(разб)=соль+Н₂О+NO₂

Ag+2HNO₃=AgNO₃+H₂O+NO₂

В остальных случаях могут образовываться различные оксиды азота, азот и даже смеси вышеперечисленных веществ.

При обычной температуре концентрированные азотная и серная кислоты и очень разбавленная азотная пассивируют некоторые металлы (A1, Fe,Cr,Ti,Co,Ni и др). При этом на поверхности металла возникает защитная пленка оксида или соли, в результате чего реакция между металлом и кислотой прекращается. На этом свойстве основано то, что концентрированную серную кислоту можно перевозить в железных цистернах.

Концентрированные азотная и серная кислоты взаимодействуют со многими неметаллами. Например:

B+3HNO₃=H₃BO₃+3NO₂

S+HNO₃=H₂SO₄+2NO

C+H₂SO₄=CO₂+2SO₂+2H₂O

Направление окислительно восстановительных реакций зависит от ряда факторов: концентрации, температуры, среды, сравнительной активности восстановителя и окислителя и др. Поэтому не всегда вещество, обладающее окислительными свойствами, взаимодействует с веществом, обладающим восстановительными свойствами. Для количественной характеристики окислительно-восстановительной способности веществ следует знать значения их окислительно восстановительных потенциалов, которые рассчитываются по уравнению Нернста:

где с^х_ок,с^у_вос- концентрации (в моль/л) окисленной и восстановленной форм данного вещества; х иу –коэффициенты при окислителе и восстановителе; n – число электронов, потерянных восстановителем или присоединенных окислителем. Если с^х=с^у, то Е=Е⁰. Величина Е⁰-стандартный потенциал (справочная величина), используется, только в том случае, если реакция протекает в стандартных условиях (25⁰С, С=1 моль/л, парциальное давление газов 101,3 кПа).

Под окисленной формой следует понимать состояние данного вещества в более высокой степени окисления.

Например: Из ионов Fe²⁺ и Fe³⁺ окисленной формой будет ион Fe³⁺, а восстановленной - ион Fe²⁺.

Чем больше алгебраическая величина потенциала данной окислительно - восстановительной системы, тем более активным окислителем она является

Величина Е связана с энергией Гиббса соотношением ΔG=-nFE, где F-число Фарадея, n-число передаваемых в элементарном процессе электронов. Чтобы процесс протекал должен выполняться термодинамический параметр ΔG<0. Это происходит в том случае, если ЭДС (Е) окислительно-восстановительной реакции является величиной положительной. Это условие выполняется при следующем соотношении потенциалов окислителя и восстановителя: Еок>Евост.

Например: Известно, что ионы С1^- и I^- -восстановители, а ион Fe³⁺-окислитель, но оказывается, что только ион I^- восстанавливает Fe³⁺, а между ионами С1^- и Fe³+ окислительно-восстановительная реакция не идет:

2Fe³⁺+2I^-→2Fe²⁺+I₂ (1) 2Fe³⁺+C1^-←2Fe²⁺+C1₂(2)

Объясняется это тем, что

Е(Fe³⁺/Fe²⁺)=+0,77В Е(I₂/2I^-)=+0,54B E(C1₂/2C1^-)=+1,36B

Так как Е(Fe³⁺/Fe²⁺)>Е(I₂/2I^-)=+0,54B, то окислительно восстановительный процесс(1) протекает. Следовательно, ион Fe³⁺ является окислителем по отношению к иону I^-. Е(Fe³⁺/Fe²⁺)< E(C1₂/2C1^-), то окислительно – восстановительный процесс (2) протекать в прямом направлении не может. Значит, ион Fe³⁺ не может быть окислителем по отношению к иону C1^-, зато ион Fe²⁺ может быть восстановителем по отношению к молекулярному хлору, т.е. обратный процесс в системе (2) может идти.

ВОПРОСЫДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ:

1. Как могут проявить себя атомы р -элементов в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? Приведите примеры.

2. Составьте общую формулу водородных и кислородных соединений для элементов IVA,VA,VIA,VIIA групп, отвечающих низшей и высшей степеням окисления.

3. Какую степень окисления проявляют р -элементы IIA,IVA,VA,VIA,VIIA групп? Какая степень окисления наиболее характерна для каждого из них?

4. Какие из р -элементов образуют тиосоли?

5. Как зависят кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства гидроксидов р -элементов от степени окисления из атомов?

Индивидуальные задания

ПОДГРУППА ГАЛОГЕНОВ

Вариант 1

1. Какие из веществ, формулы которых даны ниже, взаимодействуя попарно, образуют хлороводород: NaC1, KC1, NaHSO₄, H₂SO₄? Напишите уравнения всевозможных реакций.

2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно - ионный баланс:

С1₂+Са(ОН)₂→

Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.

3. Определите массу бромной воды, которая необходима для окисления 15,2 г сульфата железа (II) в сернокислом растворе, если в 100 г воды при 20⁰С растворяется 3,6 г брома. Напишите уравнение соответствующей реакции.

Вариант 2

1. В одну пробирку налили соляную кислоту, а в другую хлорид натрия. Какими реактивами можно определить в какой пробирке соляная кислота, а в какой поваренная соль?