Cr (H2O) 6 + O2 +H+ → [Cr(H2O) 6]3+
Соединения Cr(II) являются настолько сильными восстановителями, что при отсутствии окислителей идет процесс восста-новления H2O с выделением водорода
Cr2+Cl + H2O → Cr(OH )Cl2 + H2↑
Cr (III )
Для Cr(III) известно очень большое количество химических соединений, в особенности комплексных соединений, катионного, анионного и нейтральных типов. Оксид Cr(III): Cr2 O3 – темно-зеленый порошок, температура плавления 2265° С. Под названием «зеленый крон» используется для изготовления красок. Cr2O3 не взаимодействует при обычной температуре с водой, кислотами и основаниями.
K2S2O7 →K2SO4 + SO3
Cr2O3 +SO3→ Cr2 ( SO4) 3 (основное свойство)
В расплаве щелочи проявляются кислотные свойства оксида
Cr(III)
Cr2O3 + SO2 → CrO2 + H2O Cr2O3 обладает амфотерными свойствами
Cr(OH)3 – соединение переменного состава, (Cr2O3 ∙ nH2O) обладают амфотерными свойствами
При взаимодействии с кислотами образуются в водном растворе аквакомплекс синефиолетового цвета
[Cr(H2O)6]3+
При выпаривании водных растворов образуется устойчивый кристаллогидрат.
КCr(SO4)2 – хромокалиевые квасцы (используются в кожевен-но-обувной промышленности)
Cr(OH)3 + NaOH – Na3[Cr(OH)7]-3
на примере комплексных соединений Сr можно проследить явление изомерии
1) [Cr(OH ) 6]Cl3 CrCl3∙6H2O
сине-фиолетовый цвет
2) [Cr(H2O) 5Cl] Cr2∙H2O
сине-зеленый цвет
3) [Cr(H2O)4Cl2] Cl2∙H2O
темно-зеленый цвет
Данное явление получило название – ионизационная изомерия. В водных растворах соединения Cr(III) – легко гидролизуется.
[Cr(OH)6]3+
Cr(III) способен при взаимодействии с аммиаком образовывать комплексные соединения – аммиакаты, неустойчивость в водных растворах.
CrO3 представляет собой кристаллическое красное вещество, является очень сильным окислителем, взаимодействует с органическими веществами со взрывом.
При взаимодействии CrO3 + H2O → H2CrO4
Н2CrO4 известна только в растворах (нестабильна). Устойчивыми являются ее соли, которые называются хроматами. Цвет их в водном растворе – желтый. Окрашиваются ионы CrO4 – в желтый цвет. Хроматы получаются при действии сильных окислителей на соединениях Cr3+.
В зависимости от кислотности среды в водных растворах возможны равновесия между различными ионами
2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O
водном растворе при рН>6 имеются только хромат-ионы в растворе желтого цвета. При подкислении происходит установление другого равновесия
2 CrO42– + 2H+ → 2HCrO4 → Cr2O7 + H2O
K2Cr3O13
тетрахромат
K2Cr3O10
трихромат
Cr2 O7 является производным неустойчивой двухромовой кислоты, Н2CrO7 для которых известны стабильные устойчивые соли, называются двухроматами. Наибольшее практическое значение имеют дихроматы щелочных металлов, которые используются в качестве сильных окислителей. Кристаллические Nа и К соли, носят название хромпески. Но в действительности в водных растворах возможно образование трихроматов, тетрахрома
тов, полихроматов.
K2Cr2O7
дихромат
Соединения хрома +6 являются сильными окислителями и используются с этой целью в химии и химической технологии. В процессе окисления образуются соединения хрома с устойчивыми степенями окисления +3.
Следует отметить, что наиболее сильными окислительными способностями обладают соединения Cr +6 в кислой среде.
Применение:
Сталь.
Химически устойчивые соединения (сплавы).
Получение феррохрома.
Молибден, Вольфрам, Мо, W.
ЛЕКЦИЯ 29.
Элементы VI-А группы
О, S, Se, Te, Po
Наличие соответствующих p-орбиталей
Для O характерным является степень окисления: -2, -1, +2. Для остальных элементов характерны следующие степени
окисления: -2, +4, +6, (+2)
Физические свойства
O, S, Se, Te, носят название халькогенов, что означает «образующие руды»
O
S
Se
Te
Po
r, нм
0,66
1,04
1,16
1,7
1.64
J, эв
13,61
10,36
9,75
9,01
8.43
р, г/см2
1,13
2,07
4,82
6,25
9,5
T ,С
–218,8
112,8
220,5
450
250
Относ.элек.
3,5
2.5
2,4
2.1
–
Таким образом, вниз постепенно уменьшается окислительная способность их, следовательно, возрастает их восстановительная способность.
Селен, Теллур, Полоний
Общее содержание
6 ∙ 10-5 6 ∙ 10-6
Se, Te относится к числу расс.элементов. В природе встречается как сопутствующий в сульфидных рудах Se, Te является полиизотопным элементом. Для Se известно 3 модификации, одна из которых является кристаллической. Для Те – 2 модификации. Эти модификации определяют пространственным строением атомов.
Se, Те не взаимодействуют с разбавленными НСl и H2SO4, од-нако взаимодействуют с НNO3
S + HNO3 →H2SO4 + NO2↑ + H2O
Se + HNO3 → H2SeO3 + NO2↑ + H2O
Н2ТеО3 – теллуристая кислота
В этих соединениях известны гидриды: Н2Э, которые получают или непосредственно взаимодействующих элементов или действием минеральными кислотами на соответствующие производные металлов.
Все гидриды этих элементов (кроме Н2О) представляют собой газообразные вещества с резким неприятным запахом, устойчивость уменьшается от О к Ро. При растворении в Н2О образуются слабые кислоты, причем сила кислот возрастает сверху вниз. Все эти кислоты образуют кислые или средние соли.
Na2Se + H2O ↔ NaHSe + NaOH
Se и Te образуют 2 вида оксидов элементов: SeO2, TeO2 (кристаллические вещества); SeO3, TeO3
Оксиды Se(+4,+6) растворяются в воде с образованием соответствующих кислот. Оксиды Te плохо растворимы в воде, поэтому соответствующие кислоты получаются косвенным путем. H2SeO3 – селенистая кислота, H2TeO3 – теллуристая кислота. Эти кислоты растворимы в воде.
При взаимодействии со щелочами образуются как кислые, так и средние соли. Устойчивость кислот возрастает сверху вниз, но сила их возрастает в обратном порядке, т.е. селенистая кислота – более сильная.
Эти кислоты обладают окислительно-восстановительными свойствами.
H2SeO4 – селеновая кислота, H2TeO4 – теллуровая кислота.
Получается при действии на H 2SeO3 и H2TeO 3 сильных окислителей (например, при действии HNO3 в смеси с хромовой кислотой H2CrO4) или при действии хлорной кислоты – HСlO4.
Селеновая кислота является более сильной кислотой, по сравнению с H2SO4, а теллуровая кислота – слабая.
H2TeO4 2H2O (H6TeO6) – ортотеллуровая кислота
H2SeO4 и H2TeO4 – известны как средние, так и кислые соли.
Применение
Se применятся при изготовлении полупроводников, в качестве фотоэлементов, выпрямитель переменного тока, в телевидении, при изготовлении оптических стекол, керамики, в сталели-тейной промышленности в качестве добавок, в электрографии, в ксерографии.
Te применяется при создании солнечных батарей, в лазерной технике, для легирования свинца.
ЛЕКЦИЯ 30
Элементы V-А группы
Общая электронная конфигурация: ns2p 3 Характерная степень окисления: -3, +3, +5
N
P
As
Sb
Bi
P,А
0,71
1,3
1,48
1,61
1,82
J,эв
14,53
10,48
9,81
8,64
7,29
p,г/см2
1,026
1,83
5,7
6,6
9,8
T плавл.
–20,29
44,1
814
630
271
N, P – типичные неметаллы. As, Sb – амфотерные свойства.
Bi – преобладающие металлические свойства. Восстановительные свойства возрастают сверху вниз.
Все элементы образуют гидриды (Э-3Н3), за исключением N, его гидриды образуются косвенным путем. Устойчивость гидридов уменьшается сверху вниз.
Кроме гидридов эти элементы образуют 2 типа устойчивых оксидов: (Э2+5О5) и (Э2+3О3). Э2О5 – кислотные оксиды, при взаи
модействии с водой образуют два типа гидроксидов, обладающих кислотными свойствами НЭ+5О3, Н3 Э+5О4 . В этом случае образуется два типа гидроксидов: НЭ+3О2, НЭ+5О3. Причем кислотные свойства проявляются только для N и P, для As и Sb – амфотерные свойства, а для Bi основные.
При взаимодействии с галогенами образуется 2 типа соответствующих производных:
Э+5Г5 (Г = F, Cl, Br)
Э+3Г3 (Г = F, Cl, Br, J)
Э+3Г3 (Г = F, Cl, Br, J)
Соответствующие галогенопроизводные взаимодействуют с водой с образованием различных продуктов гиролиза.
Фосфор
Фосфор в природе встречается в связанном состоянии в основном в виде фосфат – ионом (РО43-)
Фосфор встречается в виде следующих основных минералов
3Са3(РО4)2 Са Х2 (Х = F, Cl,OH-)
В зависимости от типа заместителя – различ.: фтор-, хлор– и гидроксилапатиты.
Фосфориты Са3 (РО 4) 2 Фостор встречается в природе в виде моноизотопа с массовым
числом 31. Однако, известны радиоктивные изотопы фосфора. Общее содержание в земной коре около 0,1 %.
Получение
В промышленности фосфор получают при восстановлении углерода в электродуговой печи при высокой температуре.
Суммарная схема процессов:
Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 → 2Р + 5СО↑ + 3СаSiО3
3СаОР 2О5 + 3SiО3 → 3СаSiО3+ Р2О5
P2O5 + 5C → 2P + 5CO↑
Для Р в настоящее время известно 2 аллотропных модифика
ций. Из них наиболее устойчивыми являются следующие:
• Белый фосфор
Получают при восстановлении ортофосфатов при быстром охлаждении паров, t = 44° С.
Это мягкое, воскообразное вещество, химически активное, окисляющее на воздухе, при этом наблюдается свечение. р = 1.7 г/см3. Вещество ядовитое.
Белый фосфор – это молекулярное соединение, построенное из тетраедров. Р4
• Красный фосфор
Получен из белого при нагревании без доступа воздуха, t = 350° С.
Это вещество – малоактивное, не ядовитое, представляет собой полимер. Широко используется в практической деятельности.
р=2-2,4 г/см3
Черный фосфор
Получен из белого фосфора при t = 200° С, t = 12000 атм. Это вещество обладает полупроводниковыми свойствами, химически инертно. Структура аналогична графику р = 2,7 г/см3
ЛЕКЦИЯ 31
Основные соединения фосфора. Гидриды фосфора
Известны следующие гидриды фосфора:
РН32 – фосфин (представляет собой газообразное вещество с неприятным запахом, очень ядовитое).
При непосредственном взаимодействии фосфора с Н2РН3 получить нельзя. РН3 образуется при действии на фосфиды Ме сильных минеральных кислот или Н 2О. Кроме того, РН3 образуется при взаимодействии фосфора с горячими щелочами.
Са3Р2 + 6HCl →2PH3↑ + 3CaCl2 Mg2P2 + 6H2O → 2PH3↑ + 3Mg(OH)2
Наряду с РН3 в качестве побочного продукта происходит образование других гидридов:
P2H4 – жидкость; Р12Н6 – твердое вещество. Эти гидриды неустойчивы и воспламеняются на воздухе:
H – P – P – H
Однако, при взаимодействии с сильными минеральными кислотами (HСlO4, HCl, HJ, HB) образуются соединения аналогичные аммиаку.
РН3 + HJ → [PH4]+ J
Иодистый фосфоний.
И при действии воды распадаются с образованием следующих соединений:
[PH4]J + H2O → PH3↑ + H3O+ + J-
Оксиды фосфора
При окислении кислорода воздуха (при недостатке О2) проис-ходит образование Р2О3
Р2О3 представляет собой легкоплавкое кристаллическое ве-щество. Хорошо растворим в воде. Tплав. = 24о С.
Р2О3 + 3Н2О →2Н3РО3
Н3РО3 является двухосновной кислотой (соли фосфориты), является кислотой средней силы. Для нее возможно образование двух типов солей. Однозамещенные соли называются дигидрофосфитами (NaH2PO3), двухзамещенные соли – гидрофосфиты (Na2HPO3). При полном окислении фосфора, особенно при повышенной температуре происходит образование оксида Р (V)
– Р2О5 · Р2О5 – является кислотным оксидом, представляет собой кристаллическое вещество, температура правления около 536 оС. При взаимодействии с Р2О возможно образования ряда фосфорных кислот.
ХР2О5 + Н2О → (НРО3)Х Х =3:8
Метафосфорные кислоты представляют собой циклические структуры. Можно считать, что метафосфорные кислоты имеют полимерную структуру. Для них известны соответствующие соли, которые находят соответствующее применение в технике. Пример, Na3P3O9 и Na 6P6O18 используется как умягчитель воды.
При более высокий температуре взаимодействие идет с образованием фторофосфорной кислоты
Р2О5 + 3Н2О → 2Н3РО4
Н3РО4 – является трехосновной кислотой. В промышленности получены действием Н2SO4 конц. на фосфориты.
Ca3(PO4)2 + Н2SO4→ CaSO4↑ + H3PO4
H3PO4 – кристаллическое вещество с температурой плавления = 42 оС.
ЛЕКЦИЯ 32
Соли
Образуется три типа солей. Почти все дигидрофосфаты хорошо растворимы в воде, из гидрофосфоритов и фосфатов растворимы в воде только лишь соли щелочных металлов и аммония.
Ортофосфорная кислота широко используются для получения минеральных удобрений.
Р2О5 + 2Н2О → Н4Р2О7
Ипрофосфорная кислота Н4Р2О7 – представляет собой сложную систему имеющую по-
лимерное строение, является более сильной кислотой, по сравнению с фторфосфорной. Образуется соли как средние, так и кислые.
Галлоид – производные фосфора
Фосфор взаимодействует активно с галогенами (с образованием ЭГ3, ЭГ5). Наиболее важные из них: PCl3, PCl 5.
При пропускании хлора в кипящий фосфор происходит образование PCl3, представляющей собой жидкость с t кип. = 76 оС. Это соединение широко используется в органической химии при получении различных хлорсодержащих соединений
PCl3 + H2O → HCl + H2PO3
При пропускании газообразных Cl над PCl3 происходит образование PCl5, представляет собой неустойчивое кристалическое вещество.
PCl5 → PCl3 + Cl2↑
PCl5 используется в органической химии для получения различных хлорпроизводных.
PCl5 + Н2О →HCl + H3PO4
Мышьяк, сурьма, висмут
Sb, Bi, иногда встречаются в природе в чистом состоянии. Однако, чаще встречаются в связанном состоянии (в виде сульфидов или оксидов).
Минералы мышьяка +5, +3, -3 FeAsS – мышьяковый колчедан As2S3 – сульфид (3)
As2O3 – оксид (3) (белый мышьяк)
Общее содержание в природе 10-5 %.
Получение: As при восстановлении белого мышьяка As2O3 или при нагревании мышьяковистого колчедана.
FeAsSAs + FeS
As2O3 +CAs + CO2
Остальные элементы также получают при действии сильных восстановителей или на сульфиды, или на оксид. В ряде случаев в технологических процессах происходит деконцентрирование гидро– или пирометаллургическими способами.
От As к Bi происходит постепенное увеличение металлических свойств. Sb и Bi являются химически менее активными элементами, т.к. они не взаимодействуют с разбавленными минеральными кислотами при н.у. при нагревании взаимодействуют
с H2SO4 и HNO3.
As существует в природе в виде трех аллотропных модификаций:
Ά – модификац. серое кристаллическое вещество.
Β – модификац. черное амфорное вещество.
γ – модификац. желтое вещество.
ЗАКЛЮЧЕНИЕ
Следующие два десятилетия внесут значительные изменения в используемые нами материалы, которые определяют наш быт. Возникнут новые отрасли промышленности. Вспомните, что с появлением полимеров началось промышленное производство синтетических тканей, разработка люминофоров привела к созданию телевидения, а полупроводники привели к компьютерам. Металлы будут использоваться реже, так как в традиционных областях их применения специально сконструированные матери-алы имеют лучшие характеристики. Роль химических наук при этом, несомненно, возрастет, поскольку именно химики способны осуществлять такое конструирование и, следовательно, управлять свойствами новых материалов. В конечном итоге управление свойствами базируется на данных о составе, характере связей и геометрии материалов на атомно-молекулярном уровне, а это – традиционная сфера специфических интересов химика.
Наконец, способность использовать эти данные в практических целях зависит от уровня развития синтетической химии, а это вновь дело химика. Именно поэтому отрасли, связанные с применением новых материалов, ищут способных молодых химиков для своих научных центров, поэтому все больше химиков вовлекаются в материаловедческие исследования.
ТЕСТЫ 24 – 26 ТАБЛИЦА 31
Решение типовых расчетных задач
Алгоритмы решения задач:
Наш девиз моль
Для решения задач, описанных в тестах 24 – 26, предлагаю воспользоваться следующими алгоритмами:
задачи теста 25 решаются задачи с помощью пропорции, пропорция составляются следующим образом: граммы пишутся под граммами, моли – под молями, килоджоули – под килоджоулями, НО НЕИЗВЕСТНОЕ В ЗАДАЧЕ ПИШЕТСЯ ЧЕРЕЗ Х.
х находится методом перемножения крайних членов и деления его на известный внутренний член;