Контрольні питання

1. Чому Алюміній, як активний метал не реагує з водою за нормальних умов?

2. Чи можливо зберігати кислі продукти у алюмінієвому посуді? Пояснити.

3. Як практично переконатися в амфотерності гідроксиду Алюмінію? Написати рівняння відповідних реакцій.

4. Написати молекулярні та іонно-молекулярні рівняння наступних перетворень:

Al → Al₂O₃ → AlCl₃ → Al(OH)₃ → K₃[Al(OH)₆] → Al(NO₃)₃

5. Додавання яких речовин підсилює гідроліз AlCl₃: а)H₂SO₄, б)ZnCl₂, в)(NH₄)₂S, д)Zn.

6. Як отримують активований Карбон, для чого його використовують?

7. Чому алмаз і графіт, утворені тим самим елементом – вуглецем, різко різняться за фізичними властивостями?

8. Який газ утворюється при сильному прожарюванні вапняку, при сильному прожарюванні суміші вапняку з вуглецем?

9. Чому оксид Карбону (ІІ) викликає сильне отруєння, а за великих доз – смерть?

10. Здійснити перетворення, назвати речовини:

CaCO₃ → CO₂ → NaHCO₃ → Na₂CO₃ → CO₂

11. Чим пояснюється велика подібність у властивостях Силіцію та бору?

12. Як змінюється стійкість оксидів елементів ІVА групи при збільшенні порядкового номеру?

13. Написати реакції, що підтверджують амфотерність гідроксиду Плюмбуму (ІV).

14. Написати реакцій отримання сульфідів Стануму (ІІ), Стануму (ІV), Плюмбуму (ІІ) з розчинів їх солей. Який з сульфідів розчиняється у сульфіді амонію? Який – у дисульфіді амонію?

15. Розставте коефіцієнти в рівнянні:

NaNO₂ + PbO₂ + H₂SO₄ → NaNO₃ + PbSO₄ + H₂O

Задача

1. За термодинамічними даними (∆G), встановити можливість перебігу реакції

4Al + 3СО₂ = 2 Al₂О₃ + 3С.

2. Визначте масу 40%-го розчину флуороводневої кислоти, яка необхідна для розчинення 6 г оксиду Силіцію (ІV).

3. Скільки можливо отримати борної кислоти, якщо для реакції взято 22 г аморфного бору та нітратна кислота?

4. Який об’єм 2 н. розчину гідроксиду Натрію необхідний для осадження гідроксиду з розчину, що містить 19 г хлориду Стануму (ІІ)?

5. Визначте маси нітрату Плюмбуму (ІІ) та йодиду Натрію, що необхідні для отримання 0,1 моль йодиду Плюмбуму (ІІ)?

Лабораторна робота №11.

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА р-ЕЛЕМЕНТІВ (V-А підгрупа). МІНЕРАЛЬНІ ДОБРИВА.

Мета роботи – ознайомити студентів з найбільш важливими фізичними та хімічними властивостями р-елементів, а також із застосуванням їх важливіших сполук; мінеральними добривами.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

ТЕМА: ЕЛЕМЕНТИ V – А ГРУПИ

	r(A)	I1, эВ	Е^о(Э^3+/Э)	Ступені окислення
N	0.71	14.5	-	-3,0,+1,+2,+3,+4,+5
P	1.10	10.5	-	-3,0,+3,+5
As	1.48	9.8	0.3	-“-
Sb	1.61	8.6	0.24	-“-
Bi	1.82	7.3	0.2	-“-

До VА групи входять типові р-елементи Нітроген, фосфор, миш’як, сурма і вісмут. Атоми цих елементів мають на зовнішньому рівні п’ять електронів у конфігурації - s²p³. при збудженні атомів відбувається розпарювання s електронів і перехід одного з них на d-підрівень (за виключенням Нітрогену).

Молекула Нітрогену диатомна і за звичайних умов Нітроген не здатний вступати до реакцій, за виключенням літію. При нагріванні Нітроген реагує з багатьма металами і неметалами, утворюючи нітриди, а фосфор – фосфіди. Галогеніди Нітрогену - малостійкі сполуки; більш стійки оксигалогеніди Нітрогену - NOF, NOCI, NOBr, NO₂F и NO₂CI. З сіркою також не відбувається безпосередньої взаємодії Нітрогену; нітрогений Сульфур N₄S₄ отримується в результаті реакції рідкої Сульфуру з аміаком. При взаємодії розжареного коксу з Нітрогеном утворюється ціан (СN)₂. В залежності від того, чи знаходиться Фосфор у надлишку або нестачі, утворюються сполуки фосфору (III) і (V), наприклад:

2P + 3Br2 = 2PBr3 або 2P + 5Br2 = 2PBr5

Нітрид Гідрогену – аміак в лабораторії отримують дією на солі амонію лугів або нагріванням кристалічних солей амонію з гідроксидом або оксидом кальцію. Аміак добре розчиняється у воді. Розчин аміаку – слабка основа.

NH₃×H₂O « NH₄⁺ + OH^- K=2×10^-5

Встановлено, що більша маса аміаку знаходиться у водному розчині у вигляді гідратованих молекул NH₃×пH₂O і лише близько 0,4% розчиненого аміаку хімічно взаємодіє з водою. Аміак може вести себе як кислота NH₃ « NH₂^- + H⁺, що дає соли: аміди - NaNH₂; іміди - Na₂NH; нітриди Na₃N.

Фосфіди деяких металів можуть розкладатися водою з утворенням фосфіну PH:

Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2PH3

PH₃ – фосфін, добре розчинний у воді. Виявляє як основні так і кислотні властивості. Аміак та фосфін володіють лише відновними властивостями. Аміак окислюється Оксигеном до Нітрогену або, на платині в якості каталізатору до NO, відновлює метали (Купрум), реагує з Хлором. Фосфін на повітрі горить з утворенням оксиду фосфору (VI).

Солі амонію термічно нестійкі, проте характер розкладу залежить від кислоти, що утворює сіль. Як що кислота окисник, то відбувається реакція внутримолекулярного окислення:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Як що, кислота не є окисником, то виділяється аміак і відповідна кислота:

NH₄Cl = NH₃ + HCl

При дії сильних лугів на солі амонію виділяється аміак, що служить якісною реакцією для визначення іонів амонію.

Найбільшу кількість оксидів має Нітроген: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Зі всіх оксидів лише N₂O₃ та N₂O₅ кислотні, решта – несолеутворюючи. N₂O - легко розкладається, виділяючи Оксиген. NO і NO₂ - молекули з неспареними електронами - радикали, можуть дімерізуватися.

2NO₂ « N₂O₄ - реакція екзотермічна

N₂O₃ розчиняється у воді з утворенням слабкої нітрітної кислоти, що виявляє окисно-відновні властивості. Її солі нітрити отруйні і термічно більш стійки, ніж нітрати.

N₂O₅ – безбарвні кристали, що розкладаються до Оксигену та NO₂. При розчиненні у воді утворює Нітрогену кислоту. Нітратна кислота – сильний окисник, ступень відновлення якого залежить від її концентрації та активності відновника. При великих концентраціях відновлення йде до NO₂, при середніх - до NO, а при сильному розведенні - до молекулярного Нітрогену, NH₄⁺. Чим вище концентрація HNO₃, тим менш глибоко вона відновлюється. Чисте Ферум, Алюміній, хром не розчиняються у концентрованій нітратна кислоті в зв’язку з їх пасивацією. Деякі неметали (Сульфур, Фосфор, Карбон) окисляються нітратною кислотою. При цьому концентрована нітратна кислота відновлюється до оксиду (ІV), а розведена – до оксиду Нітрогену (ІІ).

З оксигеном Фосфор утворює лише оксиди - Р₂О₃ і Р₂О₅. Оксид Фосфору (ІІІ) отримують при повільному окисленні фосфору. За низьких температур склад оксиду має вигляд Р₄О₆, що вказує на упровадження Оксигену по зв'язку Р-Р в молекулі Р₄, а потім до атомів Фосфору приєднується ще атоми Оксигену до кожного атому Фосфору. Оксиду фосфору (ІІІ) відповідає двохосновна фосфориста кислота (H₃PO₃) – сильний відновник, що має солі фосфіти.

Оксид Фосфору (ІV) в газоподібному стані має структуру Р₄О₁₀. при розчиненні у холодній воді утворює метафосфорну кислоту (HPO₃), а при інших температурах пірофосфорну кислоту (H₄P₂O₇). При кіп'ятінні метафосфорної кислот з надлишком води утворюється трьохосновна ортофосфорна кислота (H₃PO₄). Всі одно заміщені солі цієї кислоти - дигідрофосфати розчинні у воді. З гідрофосфатів та фосфатів розчинні лише солі лужних металів і амонію. Розчини останніх мають лужну реакцію, на відміну від дигідрофосфатів в розчинах яких дисоціація дигідрофосфат-іону переважає над гідролізом.

H

гідроліз

₂PO₄^- + HOH H₃PO₄ + OH^-

дисоціація

H₂PO₄^- H⁺ + HPO₄^-

На відміну від ортофосфорної кислоти, всі інші фосфорні кислоти – полімерні сполуки, що містять ланцюги: -РО₃-О-РО₃-.