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 ….ns2np1-6, 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+5 S+6
В шестом периоде Tl+1 Pb+2 Bi+3 Po+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, N22-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 О22—2е=О2
Окислитель О22-+2е=2О2-
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+О2-.
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+5O4 2H2O2-1=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 S2- +4H2O-8e=SO42-+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 Cr2O72-+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 SO42- , 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 схок ,сувос- 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 сх=су, 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?
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
I2+C12+H2O→HIO3+……
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Какая масса иода выделится, если в реакцию вступило 0,3л раствора перманганата калия (ρ=1,04 г/мл) с массовой долей 6%? Напишите уравнение соответствующей реакции.
Вариант 3
1. На чем основано дезинфицирующее и белящее действие хлорной извести? Дайте объяснение и приведите уравнения реакций.
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
Br2+KOH→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Определите молярную концентрацию эквивалента НС1, если из 0,2л НС1 после прибавления AgNO3 образовалось 0,574 г осадка. Напишите уравнение соответствующей реакции.
Вариант 4
1. Исследуя соль белого цвета К. Шееле (1742-1786) обнаружил, что в темноте она не пахнет, а на свету начинает темнеть и появляется запах хлора. Что это за соль?
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
I2+KI→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Вычислите массовую долю (%) КIО3, если 6,5 г раствора, реагирует с избытком КI в сернокислом растворе, образуя 0,636 г иода. Напишите уравнение соответствующей реакции.
Вариант 5
1. Почему можно получить хлорную воду, но нельзя получить фторную воду? Дайте обоснованный ответ.
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
КС1О3+FeSO4+H2SO4→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. В 1 л раствора содержится 8г НС1О4. Определите эквивалентную концентрацию кислоты, если реакция протекает по уравнению НС1О4+SO2+H2O→HC1+H2SO4
Вариант 6
1. Водный раствора иодоводорода на воздухе быстро буреет, между тем как в отсутствии воздуха раствор остается бесцветным. Чем это объясняется? Написать уравнения протекающих реакций.
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
KMnO4+HI→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Рассчитайте молярную концентрацию НС1, если в результате прибавления избытка нитрата серебра к 0,1л НС1 образовался 1г осадка. Напишите уравнение соответствующей реакции.
Вариант 7
1. В одной колбе содержится раствор хлорида натрия, в другой иодида натрия. Как определить, что где находится? Написать уравнения соответствующих реакций.
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
KBrO3+KBr+H2SO4→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. В результате реакции 6 г раствора НС1О3 с избытком НС1 образовалось 14,2л хлора (н.у.). Вычислите массовую долю(%) НС1О3 в растворе. Напишите уравнение соответствующей реакции.
Вариант 8
1. Какова относительная плотность иодоводорода по хлороводороду?
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
SO2+Br2+H2O→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Рассчитайте объем брома вступившего в реакцию с 0,5л 0,5М раствора хлорноватистой кислоты, если один из продуктов НВrО3? Напишите уравнение соответствующего процесса.
Вариант 9
1. Какая из галогенводородных кислот не образует свободного галогена при действии окислителей? Дайте обоснованный ответ.
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
HI+H2SO4→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Вычислите объем хлора(н.у.) и массу гидроксида калия, которые необходимы для получения 50 кг бертолетовой соли, если выход продукта составляет 87%.
Вариант 10
1. В трех пробирках находятся хлорид натрия, бромид натрия, йодид натрия. Как определить в какой пробирке что находится? Приведите уравнения реакций.
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
КС1О3+KI+H2SO4→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Технический хлорат калия содержит 5% примесей. Определите массу хлората калия, необходимую для получения кислорода в объеме, достаточном для окисления 14 л аммиака (н.у.) без катализатора. Напишите уравнения соответствующих реакций.
Вариант 11
1. Какие внешние изменения будут наблюдаться, если в сосуд с бромом ввести хлор? Написать уравнение реакции.
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
NaС1О3+MnO2+NaOH→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Выделение иода из раствора, полученного выщелачиванием золы морских водорослей, производится путем добавления диоксида марганца и серной кислоты. Сколько тонн раствора содержащего 4,5% КI требуется для получения 1т иода?
Вариант 12
1. В раствор смеси бромида и иодида натрия прибавили по каплям хлорной воды. Что происходит? Написать уравнения соответствующих реакций.
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
Mn(OH)2+C12+KOH→MnO2+….
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Какой объем воды необходимо добавит к 30 мл 20%-ного раствора НС1, чтобы получить 1,5%-ный раствор?
Вариант 13
1. Один из цилиндров заполнен хлором, другой хлороводородом, третий – бромоводородом. Как, не пользуясь какими-либо другими реактивами, узнать содержимое каждого из цилиндров?
2. Напишите уравнение окислительно-восстановительного процесса, составив электронно- ионный баланс:
S+C12+H2O→
Определите эквивалентную массу окислителя и восстановителя. Определить термодинамическую вероятность этой реакции.
3. Сколько мл 6%-ного раствора бромата калия (ρ=1,04 г/мл) потребуется для окисления в сернокислом растворе 50 мл 0,75М раствора FeSO4? Напишите уравнение соответствующей реакции.