- •Неорганика
- •Бериллий
- •Кремний. Общ. Хар-ка.
- •Германий олово свинец
- •Алюминий Индий Галлий
- •Соединения Mn(II)
- •Железо кобальт никель
- •Углерод, общ. Хар-ка, хим. Св-ва.
- •Медь,серебро, золото
- •Сера, селен, теллур
- •Образование аммиакатов и гидроксокомплексов металлов и их разрушение кислотами и при нагревании.
- •Щелочные металлы
- •Мышьяк, сурьма, висмут
Кремний. Общ. Хар-ка.
Получение: SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si (лабораторный)
SiO2 + 2C → 2CO + Si (промышленный)
Химические свойства:
Si + 2F2 (Cl2)→ SiF4 (SiCl4)
Si+2NaOH+H2O →Na2SiO3+2H2
При повышенных температурах реагирует:
Si + O2 (S2)= SiO2 (SiS2) 3Si + 2N2 = Si3N4 Si + C (графит) = SiC
Si + 4HF(г) = SiF4 + 2H2 Si + 2Mg = Mg2Si (при сплавлении)
При комнатной температуре реагирует со смесью HNO3 и HF:
3Si + 18HF (конц.) + 4HNO3 (конц.) = 3H2[SiF6] + 4NO↑ + 8H2O
Получения в промышленности: - кремния: SiO2 + 2C → 2CO + Si
-силиката натрия: SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2 (1150° C)
-стекла:Na2SO4 + C + CaCO3 + 6SiO2 → Na2O*CaO*6SiO2 +CO+CO2+SO2
Кварц, кремниевые кислоты, силикаты, гексафторокремниевая кислота: получение и свойства.
Кварц — минерал, обычно распространенный в виде песка. На кварц действуют только щелочи и плавиковая кислота: SiO2+2KOH→K2SiO3+H2O SiO2+6HF→H2[SiF6]+2H2O
Кремниевые кислоты — очень слабые, малорастворимые в воде кислоты. В воде кремниевые кислоты образуют коллоидные растворы. Соли кремниевых кислот называют силикатами.
Получение
Метакремниевую кислоту получают действием сильных кислот на соли метакремниевой кислоты:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl.
При высокой температуре вода выпаривается:
H2SiO3 = SiO2 + H2O
В этой реакции оксид кремния(IV) выделяется в виде силикагеля.
Свойства:
2H4SiO4= H6Si2O7 + H2O H2SiO3+2NaOH→Na2SiO3+2H2O
Cиликаты:
H2SiO3+2NaOH→Na2SiO3+2H2O
Na2SiO3 + 2HCl (разб.) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O
Na2SiO3 + 2NaOH (конц., хол.) = Na4SiO4 + H2O
Na2SiO3 + CO2 = SiO2↓ + Na2CO3
Гексафторокремниевая кислота:
SiO2+6HF→H2[SiF6]+2H2O
Свойства:
H2[SiF6] + Na2CO3 = Na2[SiF6] + CO2 ↑ + H2O H2[SiF6] + BaCO3 = Ba[SiF6] ↓ + CO2 ↑ + H2O H2[SiF6] = SiF4 + 2HF H2[SiF6] + 2H2O = [Si(H2O)2F4] + 2HF
H2[SiF6] = SiF4↑ + 2HF H2[SiF6] + 2NaOH (разб.) = Na2[SiF6]↓ + 2H2O
H2[SiF6] + 2(NH3•H2O) (разб.) = (NH4)2[SiF6] + 2H2O 2NaF(конц.) + H2[SiF6] = Na2[SiF6]↓ + 2HF
2KF (конц.) + H2[SiF6] = K2[SiF6]↓ + 2HF
Германий олово свинец
Получение.
Германий выделяют по реакции: GeO+H2=Ge+H2O
Олово выделяют по реакции: SnO2+2C=Sn+2CO
Для получения свинца сначала подвергают обжигу сульфид свинца: 2PbS+3O2=2PbO+2SO2
Затем восстанавливают PbO оксидом углерода: PbO+CO=Pb+CO2
Свойства
Основной характер оксидов и гидроксидов усиливается с ростом радиусов ионов Э2+; из оксидов данных элементов наиболее кислотный GeO2, а наиболее основные свойства выражены у PbO. Соединения ЭГ4 похожи на галогениды неметаллов, а ЭГ2, особенно PbГ2 – соли.
Окислительная активность Pb+4проявляется в реакции, происходящей при разряде свинцового аккумулятора:
Pb+PbO2+2H2SO4→2PbSO4+2H2O
На аноде Pb0 -2e+H2SO4→PbSO4+2H+
На катодеPbO2+2e+ H2SO4+2H+→PbSO4+2H2O
При заряде аккумулятора идет противоположный процесс.
Ge+4HNO3=H2GeO3+4NO2+H2O Sn+4HNO3=H2SnO3+4NO2+H2O
(соответственно германиевая кислота и β-оловянная кислота)
Pb+4HNO3=Pb(NO3)2+2NO2+2H2O
С кислотами, не являющимися окислителями, германий не взаимодействует, а олово и свинец реагируют с выделением водорода
Олово и свинец растворяются в водных растворах щелочей с образованием комплексов K2[Sn(OH)6] и K2[Pb(OH)4].
С растворами щелочей Ge при комнатной температуре практически не взаимодействуют в отсутствие окислителей, но растворяются при добавлении H2O2: Ge+2KOH+2H2O2=K2[Ge(OH)6]
Соединения.
С водородом Ge, Sn, Pb не взаимодействуют. Германоводород, или моногерман, получают по реакции, аналогичной получению силана: Mg2Ge+4HCl=2MgCl2+GeH4
Гидрид олова (станнан) SnH4 (газ), малоустойчив. Еще менее устойчив гидрид свинца PbH4 (газ), который в отличие от SnH4 нельзя выделить в виде индивидуального вещества.
При нагревании Ge и Sn в присутствии кислорода получаются диоксиды GeO2 и SnO2. Диоксид свинца в чистом виде таким путем приготовить нельзя.
В лаборатории PbO2 получают окислением ацетата свинца хлорной известью: Pb(CH3COO)2+CaOCl2+H2O=PbO2+CaCl2+2CH3COOH
Диоксид свинца – темно-коричневый порошок, сильнейший окислитель.
Оксиды ЭО2 реагируют со щелочами, образуя соответственно гидроксогерманаты, гидроксостаннаты, гидроксоплюмбаты: ЭО2+2KOH+2H2O=K2[Э(OH)6]
Оксидам ЭO2 отвечают амфотерные гидраты с преобладанием кислотных свойств.
Для SnO2*xH2O известны две формы - α и β. Первая форма выпадает из растворов
солей Sn+4 при действии оснований; удобно пользоваться NH3*H2O, так как его избыток не
вызывает растворения осадка, схема реакции такова: SnCl4 + NH3*H2O → SnO2*xH2O + NH4Cl
α-SnO2*xH2O растворима в кислотах и растворах щелочей; β-SnO2*xH2O, получается действием конц. HNO3 на металлическое олово.
С течением времени осадок α-SnO2*xH2O постепенно превращается в β-форму, происходит «старение» осадка.
Э+2
Соединения ЭО и Э(ОН)2 амфотерны; у Ge(OH)2 преобладают кислотные свойства, у
Pb(ОН)2 - основные свойства и он растворяется только в концентрированных растворах
щелочей. При действии растворов щелочей на GeО и Ge(ОН)2 образуются германаты (II)
M2+GeO2. При сплавлении оксидов или гидроксидов со щелочами можно
получить M2+SnO2 и М2+PbO2.
Дихлорид германия GeCl2 образуется в результате реакции:
Ge + GeCl4 (г) → 2GeCl2
Хлориды SnCl2 и PbCl2 получают, растворяя металлы или оксиды ЭО в конц. НCl .
При высоких концентрациях галогенид-ионов образуются комплексы:
SnCl2 + 2NaCl→Na2[SnCl4]
Темно-коричневый моносульфид олова SnS выпадает в осадок при действии H2S на
растворы, содержащие Sn2+. Осадок SnS не растворяется в разбавленных кислотах, но
растворим в конц. НCl и в кислотах-окислителях. Сульфид SnS не реагирует с сульфидом
аммония, но растворяется в растворе дисульфида аммония:
SnS + (NH4)2S2→ (NH4)2SnS3
GeS+(NH4)2S2 → (NH4)2GeS3
PbS+(NH4)2S2 →не идет
Сульфид свинца реагирует с H2O2
PbS + 4H2O2→ PbSO4 + 4H2O