3.4. Тестовые задания

1. Электронное строение атома кобальта ₂₇Со:

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁷4s² в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁷4s⁰4р²

б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²4р² г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²4р⁶

2. Гидролиз FeCl₃ по первой ступени выражается уравнением:

а) FeCl₃ + H₂O → FeOHCl₂ + HCl в) FeCl₃ + H₂O → Fe(OH)₃ + HCl

б) FeCl₃ + H₂O → FeO + HCl г) FeCl₃ + H₂O → Fe(OH)₂Cl + HCl

3. Схема уравненияреакции кобальта с HNO₃ (разб.):

а) Со + HNO₃ → Co(NO₃)₂ + H₂↑

б) Со + HNO₃ → Co(NO₃)₂ + NO₂↑+ H₂O

в) Со + HNO₃ → Co(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O

г) Со + HNO₃ → Co(NO₃)₂ + H₂O + CoO

4. Схема качественной реакции на Fe²⁺:

а) Fe²⁺ + K₃[Fe(CN)₆] в) Fe²⁺ + NH₄CSN

б) Fe²⁺ + K₄[Fe(CN)₆] г) Fe²⁺ + CuSO₄

5. Схема взаимодействия оксида железа (III) со щелочью:

а) Fe₂O₃ + NaOH = NaFeO₂ + H₂O

б) Fe₂O₃ + NaOH = Fe(OH)₃ + Na₂O

в) Fe₂O₃ + NaOH = Na₂FeO₄ + H₂O + NaNO₂

г) Fe₂O₃ + NaOH = Na[Fe(OH)₄]

6. Уравнение качественной реакции на ион Fe³⁺:

а) Fe³⁺ + K₃[Fe(CN)₆] в) Fe³⁺ + NH₄CN

б) Fe³⁺ + K₄[Fe(CN)₆] г) Fe³⁺ + CuSO₄

7. В медицине с лечебной целью используется лекарственный препарат:

а) цинк б) оксид меди

в) восстановленное железо г) гидроксид марганца (II)

8. В состав витамина В₁₂ входит ион d – элемента:

а) Fe²⁺ б) Mg²⁺ в) Al³⁺ г) Co²⁺

9. Значение рН водного раствора соли FeCl₂:

а) 7 б) >7 в) <7 г) 0

10. Металл, взаимодействующийс водой только при повышенной температуре:

а) Li б) K в) Fe г) Ca

11. Железо реагирует с водным раствором электролита:

а) KCl б) MnSO₄ в) HCl г) Ca(NO₃)₂

12. Уравнение реакции, доказывающее окислительные свойства соединений железа (III):

а) 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

б) Fe(OH)₃ + 3KOH = K₃[Fe(OH)₆]

в) FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl

г) FeCl₃ + H₂S = S + 2FeCl₂ + 2HCl

13. Уравнение реакции получения красной кровяной соли:

а) 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

б) Fe(OH)₃ + 3KСN = K₃[Fe(СN)₆]

в) FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl

г) FeCl₃ + H₂S = S + 2FeCl₂ + 2HCl

14. Уравнение реакции синтеза железной окалины:

а) Fe₂O₃ + H₂O = Fe(OH)₃ в) Fe₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Fe

б) Fe₂O₃ + 6HCl = Fe(OH)₃ г) 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

15. Чугун – сплав железа имеющий состав:

а) 0,1-2% С, Si, Mn, S, P в) 4% Cr, 0,5% Mn, 0,5% Mg

б) 1,7% C, Si, Mn, S, P г) 18% Cr, 8% Ni

16. Нержавеющая сталь – сплав железа содержащий:

а) 0,1-2% С, Si, Mn, S, P в) 18% Cr, 8% Ni

б) 1,7% C, Si, Mn, S, P г) до 12% Cr

17. Раствор соли, с которым взаимодействует железо:

а) NaCl б) KBr в) CaCl₂ г) CuSO₄

18. Железо отностися к элементам:

а) d б) f в) s г) p

Тема 4. Свойства элементов и соединений III - iVa групп

Библиографический список: [2, c. 435–470, конспект лекций]

4.1. Теоретические сведения

Неметаллы занимают верхнюю правую часть ПС. Характерной особенностью их является то, что застройка наружных электронных оболочек близка к максимальной. Чем правее расположен неметалл, тем выше ЭИ, тем выше энергия сродства к электрону. Неметаллы проявляют тенденцию к формированию электронных оболочек с конфигурацией благородного газа, поэтому возрастает слева, направо способность к присоединению электрона. Внутри групп эти закономерности проявляются снизу вверх, поэтому наиболее электроотрицательным является фтор.

Высшая степень окисления неметаллов всегда соответствует номеру группы. Семь неметаллов существуют в виде двухатомных молекул. Пять из них - газы (кислород, азот, водород, фтор, хлор), бром – жидкость, йод – кристаллическое вещество, способное возгоняться не плавясь. Остальные – одноатомные кристаллы с различной структурой или газы.

Большинство неметаллов встречается в природе в виде соединений с другими элементами. Только кислород, азот, углерод, сера и благородные газы встречаются в виде простых веществ.

Не имеют характерного для металлов блеска, в кристаллическом состоянии отличаются структурой и прочностью кристаллов, плохо проводят тепло и электрический ток. Оксиды неметаллов – ковалентные соединения, по химическим свойствам относятся к кислотным. Химически активны. Реакционная способность варьирует в широких пределах. Получают неметаллы в большинстве случаев с помощью ОВР.

Элементы главной подгруппы III группы ПС - бор, алюминий, а также галлий, индий, таллий относятся к р-элементам. Электронная конфигурация наружного слоя атомов: … ns²np¹.

В нормальном состоянии атомы содержат один неспаренный з-электрон, однако, соединения, в которых эти элементы проявляют степень окисления +1, мало характерны. Их устойчивость возластает от Al к Tl. Характерная степень окисления +3 и валентность III отвечает возбужденному состоянию атомов, то есть переходу одого из s-электронов внешнего слоя на р-орбиталь:

^{2s 2 р 2 s 2 р}

В





В*







Вследствие sp²-гибритизации образуется три гибридные орбитали, лежащие в одной плоскости под углом 120 ⁰. Этим объясняется плоскостное строение мономеров галогенидов, например BF₃.

Свойства бора и алюминия, расположенных в одной группе, существенно различаются: бор – неметалл, алюминий – металл. Это объясняется меньшим радиусом атома бора и меньшим числом электронов, экранирующих притяжение внешних электронов ядром (В – zs²; Al – zs²2s2p⁶). Поэтому ионизационные потенциалы бора больше, а восстановительная активность слабее, чем у алюминия.

Вследствие большого заряда ядра и близости валентных электронов к ядру, химические связи, образуемые бором, имеют ковалентный характер. В соединениях алюминия больше степень ионизации. Например, AlCl₃ по свойства близок к солям, BCl₃ – галогенангидрид. Водные растворы солей алюминия (AlCl₃, Al₂(SO₄)₃, Al(NO₃)₃ и др.) содержат гидратированные ионы Al³⁺, бор иона В³⁺ не образует,для него характерны анионные комплексы: ВО₂^- и ВО₃^-.

Р-элементам III группы характерны оксиды типа: Э₂О₃. По химическим свойствам В₂О₃ – кислотный оксид. Ему соответствует слабая борная кислота – Н₃ВО₃. Гидроксиды Al(OH)₃, Ga(OH)₃, In(OH)₃ (как и оксиды алюминия, галлия, индия) амфотерны, а Tl(ОН)₃ обладает основными свойствами. При растворении гидроксидов и оксидов алюминия в кислотах образуются аквакомплексы, а в щелочах - гидроксокомплексы:

Al(OH)₃ + 3H₃O⁺ = [Al(H₂O)₆]³⁺

Al(OH)₃ + 3OH^- = [Al(OH)₆]^3-

Атом бора и алюминия в трехвалентном состоянии имеют одну свободную р-орбиталь и могут быть акцепторами электронов, образуя четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. В комплексных соединениях координационное число бора равно 4, у алюминия – 4 и 6. Увеличение числа донорно0акцепторных связей до шести у алюминия, в отличие от бора, возможно вследствие наличия свободных d-орбиталей в наружном слое и sp³d² – гибритизации. Наличием свободных орбиталей в наружном электронном слое объясняется склонность соединений бора и алюминия к реакциям присоединения и полимиризации.

Бор – неметалл, имеет несколько аллотропных модификаций, СО +3, +1, -1, -3, в природе встречается в виде борной кислоты (Н₃ВО₃), буры (Na₂В₄О₇·10Н₂О). В свободном состоянии представляет собой темно-бурый порошок.

Аморфный бор получают магнийтермическим восстановлением оксида бора (при температуре 2000 ⁰С):

В₂О₃ + 3Mg → 3MgO + 2B

Бор высокой чистоты получают термическим разложением водородных соединений или галогенидов бора:

H₆B₂ → 2B + 3H₂

2BF₃ → 2B + 3F₂

Кристаллический бор обладает полупроводниковыми свойствами. По химическим свойствам он похож на кремний (диагональное сходство). В большинстве соединений бор проявляет степень окисления +3, в соединениях с металлами и водородом - -3.

Бор обладает прочной кристаллической решеткой, поэтому при обычных температурах он инертен. Взаимодействует только с фтором:

2В + 3F₂ = 2BF₃

При нагревании бор образует соединения с серой, азотом. С углеродом образует карбиды – тугоплавкие и химически устойчивые соединения. По твердости они приближаются к алмазу:

В + С = СВ₂

Бор устойчив по отношению к воде, однако при температуре красного каления взаимодействует с водяным паром, вытесняя из него водород:

2В + 3Н₂О = В₂О₃ + 3Н₂↑

Бор окислятся концентрированной азотной и серной кислотами до борной кислоты:

В + 3HNO₃ = H₃BO₃ + 3NO₂

Амфотерный мелкораздробленный бор растворяется в концентрированных растворах щелочей:

2B + 2NaOH + H₂O = 2NaBO₂ + 3H₂

С металлами бор образует бориды. Бориды d- и f-элементов очень тверды, жаростойки, химически устойчивы. Бориды s-элементов химически активны, разлагаются кислотами с образованием гидридов бора:

6MgB₂ + 12HCl = H₂ + B₄H₁₀ + 6MgCl₂ + 8B

Непосредственно с водородом бор не реагирует. Соединения бора с водородом (гидриды бора, бораны) получают косвенным путем. Бораны имеют состав: B_nH_n+4. Моноборан ВН₃ не получен. Эта молекула неустойчива (∆G = 109 кДж/моль). Взаимодействуя друг с другом, они образуют димер с прочными трехцентровыми связями типа В…Н…В:

2ВН_3(г) = В₂Н_6(г) ∆G = -126 кДж/моль

Бораны (ди- и тетра-) – водородные соединения бора получают реакцией разложения при действии соляной кислоты на борид магния и реакцией гидрида лития с трифторидом бора:

Mg₃B₂ + HCl = MgCl₂ + B₂H₆ (B₄H₁₀)

6LiH + 8BF₃ = 6Li[BF₄] + B₂H₆

Бораны – газы или легко летучие жидкости с неприятным запахом, ядовиты, по свойствам напоминают силаны: неустойчивы, легко самовоспламеняются на воздухе, являются восстановителями, разлагаются водой, спиртами и щелочами с выделением водорода:

B₂H₆ + 6H₂O = 6H₂ + 2H₃BO₃

При сгорании боранов выделяется большое количество тепла:

В₂Н₆ + 3О₂ = В₂О₃ + 3Н₂О; ∆Н = -2025 кДж/моль

Диборан с гидридом лития в среде эфира образует тетрагидридоборан лития:

В₂Н₆ + 2LiH = 2Li[BH₄]

Известны устойчивые ионные гидридобораты щелочноземельных металлов (Li[BH₄], Na[BH₄], K[BH₄], Mg[BH₄]₂) и ковалентные реакционноспособные тетрагидридобораты типа: Al(BH₄)₃. Гидробораты широко используются как восстановители в синтезе органических соедениней. Например, Na[BH₄] восстанавливает альдегиды и кетоны до соответствующих спиртов.

С галогенидами при нагревании бор образует соединения с общей формулой: ВГ₃. Молекулы типа ВГ₃ имеют форму плоского треугольника с атомом бора в центре. Галогениды бора разлагаются водой, образуядве кислоты:

ВГ₃ + 3Н₂О = Н₃ВО₃ + 3НГ

Вещества, реагирующие с водой с образованием двух кислот, одна из которых галогеноводородная, называются галогенангидридами. Следовательно, ВГ₃ – галогенангидриды борной кислоты.

Фторид бора , образующий с фторид-ионом прочный комплексный ион [BF₄]^- , реагирует с водй иначе:

BF₃ + 3H₂O = H₃BO₃ + 3HF

3HF + 3BF₃ = 3H[BF₄]

^{----------------------------------------------------------------------}

4BF₃ + 3H₂O = H₃BO₃ + 3H[BF₄]

Галогениды бора, аналогично гидридам, оксидам и другим бинарным соединениям бора (III), являются соединениями с дефицитом электронов. Они проявляют свойства кислот Льюиса, выступая акцепторами электронных пар в реакциях присоединения. Например, при пропускании BF₃ через водный раствор HF образуется комплексная тетрафторборная или борфтористоводородная кислота H[BF₄]:

HF + BF₃ = H[BF₄], ∆G = -67 кДж

Эта кислота устойчива только в растворе, ее кислотные свойства выражены сильнее, чем у HF. Соли – тетрафторобораты или просто фторобораты, изоморфны перхлоратам, в большинстве они хорошо растворимы в воде. К малорастворимым относятся: K[BF₄], Rb[BF₄], Cs[BF₄].

При температуре (100 ⁰ С) бор взаимодействует непосредственно с кислородом, образуя кислотный оксид – борный ангидрид – бесцветная стекловидная масса, растворимая в воде:

4В + 2О₂ = 2В₂О₃

Оксид бора также можно получить прокаливанием ортоборной кислоты:

2Н₃ВО₃ = 3Н₂О + В₂О₃

Борный ангидрид очень гидроскопичен, с водой образует борную кислоту:

В₂О₃ + 3Н₂О = 2Н₃ВО₃

Оксиду бора отвечает ряд полимерных кислот общей формулой nВ₂О₃·mН₂О. Соли борных кислот – бораты (оксобораты). В воде растворимы только бораты наиболее активных одновалентных металлов. Оксид и кислорождосодержащие кислоты бора и их производные содержат в своей структуре неупорядоченно расположенные плоско-треугольные фрагменты, образующие гетероатомные полимеры (рис. 4).

Борная кислота – это белые чешуйчатые кристаллы, плохо растворимые в холодной воде и хорошо в горячей. Это слабая одноосновная кислота (К_а=5,8·10^-10):

Н₃ВО₃ + Н₂О = [В(ОН)₄]^- + Н⁺

При нагревании борная кислота переходит в метаборную НВО₂, имеющую полимерную модификацию (НВО₂)_n с циклической структурой, а затем в тетраборную Н₂В₄О₇ и борный ангидрид В₂О₃. При их взаимодействии с водой всегда получается борная кислота.

Из солей наиболее распространены тетрабораты – соли более сильной тетраборной кислоты (К_а=1,8·10^-4). Они образуются при нейтрализации раствора ортоборной кислоты щелочами:

4Н₃ВО₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7H₂O

Возможно, что в растворе образуются также соли орто- и метаборных кислот, но растворимость тетрабората наименьшая.

Рис. 4. Гетероатомные полимеры бора.

Из водного раствора тетраборат натрия выделяется в виде декагидрата: Na₂B₄O₇·10Н₂О – буры.

Метабораты могут быть получены действием избытка щелочей на тетрабораты или при сплавлении оксидов металлов с бурой:

Na₂B₄O₇ + 2NaOH = 4NaBO₂ + H₂O

Na₂B₄O₇ + CuO = Na₂Cu(BO₂)₄

Образование ортоборатов нехарактерно.

Все боные кислотв – слабые, поэтому водные растворы их солей подвергается гидролизу по аниону (рН>7):

ВО₂^- + Н₂О = НВО₂ + ОН^-

Из водных растворов боратов действием сильных кислот вытесняется Н₃ВО₃, а при высоких температурах борная кислота вытесняет большинство других кислот из их солей. Если в метаборной кислоте заместить атом кислорода на пероксидную группу (-О-О-), то получится надборная кислота. Ее соли – пербораты (NaBO₂·H₂O₂·3H₂O) являются сильными окислителями и используются при производстве моющих средств.

Борная кислота и бораты образуют устойчивые комплексы анионного типа с полиоксисоединениями, например с глицерином:

СН₂-ОН СН₂О ОН₂С ^-

2СН –ОН + Н₃ВО₃ = Н⁺ СНО В ОН-С + 3Н₂О

СН₂-ОН СН₂ОН НО-Н₂С

Образовавшаяся глицероборная кислота представляет собой сильную кислоту и может быть оттитрована раствором щелочи при количественном определении борной кислоты. Аналогичные процессы протекают при расстворении в глицерине тетрабората натрия.

Качественной реакцией на борную кислоту и бораты является образование борноэтилового или борнометилового эфира при нагревании с этанолом или метанолом в присутствии концентрированной серной кислоты:

Н₃ВО₃ + 3С₂Н₅ОН = В(ОС₂Н₅)₃ + 3Н₂О

Полученный эфир горит, окрашивая пламя в ярко-зеленый цвет:

2В(ОС₂Н₅)₃ + 18О₂ = В₂О₅ + 12СО₂ + 15Н₂О

Применяют бор в металлургии для лигировния сплавов, дубления кож, производстве эмалей и красок, в консервном производстве.

Элементы бор и алюминий играют важную биологическую роль. Бор является важным микроэлементом, необходимым раствениям. Борная кислота и бура в медицине применяется как антисептик. Их использование основано на бактериостатическом и антисептическом действии:

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O = 4Н₃ВО₃ + Na₂SO₄

Алюминий самый распространенный металл в природе, на его долю приходится 7,45% от веса земной коры. Входит в состав глины и многих минералов: боксит (Al₂O₃·nH₂O) – исходное сырье для получения алюминия путем электролиза. Это серебристо-белый легкий металл, ковкий, плавится при 660 ⁰С, температура кипения 2327⁰С, тягуч, пластичен, с хорошей электро и теплопроводностью. Сильный восстановитель (Е⁰ = -1,668 В). На воздухе устойчив, так как покрывается оксидной пленкой (Al₂O₃), которая предохраняет от коррозии. Если нарушить этот слой, алюминий быстро окисляется. Прочность и устойчивость оксидной пленки сильно снижается при контакте алюминия с металлической ртутью, магнием, натрием, медью. Чтобы повысить коррозионную устойчивость алюминия, его поверхность пассивируют действием K₂Cr₂O₇, концентрированной азотной кислотой или анодным окислением (при этом увеличивается толщина оксидной пленки).

Для алюминия характрены степени окисления +1, +3 и реакции присоединения, полимеризации (также как и у бора).

При комнатной температуре алюминий реагирует с хлором и бромом, в присутствии катализатора (Н₂О) – с йодом:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

При нагревании с серой, азотом и углеродом:

2Al + 3S = Al₂S₃

Al + N₂ = AlN₂

Al + C = AlC

Соединения алюминия с водородом получают косвенным путем.

Алюминий обладает очень большим сродством к кислороду, поэтому при взаимодействии его с ним выделяется большое количество теплоты:

4Аl + 3O₂ = 2Al₂O₃ +3285 кДж (∆G = -1582 кДж/моль)

Это свойство используют в алюмотермии для восстановления многих металлов из их оксидов порошковым алюминием:

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr

Чистый алюминий устойчив к действию воды и растворов кислот, но обычный – технический – легко растворяется (особенно при нагревании) в соляной, медленнее азотной и серной кислотах средней концентрации:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Сильно разбавленная серная кислота, а также уксусная и фосфорная, не действуют на алюминий.

Концентрированные кислоты (азотная, серная), дихромат калия на холоду пассивируют металл. После погружения алюминия в концентрированную азотную кислоту он не растворяется даже в соляной кислоте.

Реакция растворения алюминия, его оксида и гидроксида в кислоте проходят по схемам:

2Al + 6H⁺ +12H₂O = 2[Al(H₂O)₆]³⁺ + 3H₂

Al₂O₃ + 6H⁺ + 9H₂O = 2[Al(H₂O)₆]³⁺

[Al(OH)₃(H₂O)₃] + 3H⁺ = [Al(H₂O)₆]³⁺

Алюминий хорошо растворяется в щелочах с образованием комплексных солей – алюминатов, это объясняется растворением в щелочи защитной оксидной пленки. Реакции растворения алюминия, его оксида и гидроксида в щелочи идут по схемам:

- при недостатке щелочи

2Al + 2NaOH + 10H₂O = 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂] + 3H₂

Al₂O₃ + 2NaOH + 7H₂O = 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂]

[Al(OH)₃(H₂O)₃] + NaOH = 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂] + H₂O

- при избытке щелочи

2Al + 6NaOH + 6H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆]

[Al(OH)₃(H₂O)₃] + 3NaOH = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3Н₂О

В способности растворятся в кислотах и щелочах проявляются амфотерные свойства алюминия, его оксида и гидроксида.

Оксид алюминия Al₂O₃ - амфотерный оксид, белое, очень тугоплавкое и твердое. Известны три модификации: α, β, γ. α-форма называется корундом или наждак – абразивный материал. β-форма глинозем. Рубин – темно-красный драгоценный металл – Al₂O₃·Cr₂O₃.

Образование донорно-акцепторных связей за счет d-орбиталей атома алюминия и неподеленных электронных пар атома кислорода обуславливает прочность кристаллической решетки и объясняет его химическую стойкость, твердость, обилие природных соединений, содержащих связи –Al-O-Al-. При комнатной температуре Al₂O₃ не взаимодействует с водой, кислотами и щелочами.

Гидроксид алюминия Al(ОН)₃ получают косвенным путем – осаждением щелочами, аммиаком, сульфидом аммония или карбонатами щелочных металлов:

Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = Al(ОН)₃ + 3Na₂SO₄

Свежеприготовленный гидроксид алюминия содержит большое количество химически связанной воды. Точнее ее состав отражает формула Al(ОН)₃·nН₂О. Он является полимерным соединением, поэтому хороший адсорбент. При высушивании получается продукт состава: AlO(OH) или Al₂O₃·H₂O. Он амфотерен, растворяется в кислотах и щелочах, но не растворяется в аммиаке (в отличае от гидроксидов многих d-элементов):

Al(OH)₃↓ + 3OH^- ↔ [Al(OH)₆]^3-

Al(OH)₃↓ + 3H⁺↔ [Al(H₂O)₆]³⁺

Соли алюминия, получаемые сплавлением оксида алюминия со щелочами называют алюминатами:

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

Их можно рассматривать как производные метаалюминиевой кислоты HAlO₂. В них алюминий входит в состав аниона. Алюминаты щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Водные растворы алюминатов содержат ионы: [Al(OH)₄(Н₂О)₂]^- и [Al(OH)₆]^3-. Алюминаты, как соли слабой кислоты, в водном растворе подвергаются гидролизу по аниону и имеют щелочную реакцию среды (рН<7). Они устойчивы к сильнощелочной среде.

Соли алюминия, образованные сильными кислотами, вследствие обратимого гидролиза показывают в водном растворе кислую реакцию среды:

Al₂(SO₄)₃ + 2HOH ↔ 2AlOHSO₄ + H₂SO₄

Al³⁺ + HOH ↔ AlOH²⁺ + H⁺

[Al(H₂O)₆]³⁺ + HOH ↔ [Al(H₂O)₅OH]²⁺

Затем образуются полиядерные комплексы: [Al₂(OH)₂]⁴⁺.

Соли слабых кислот – карбонаты, сульфиды, в водных растворах подвергаются необратимому гидролизу:

Al₂S₃ + 6HOH = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Поэтому эти соли нельзя получить реакцией обмена в водном растворе вследствие полного их гидролиза:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂S + 6HOH = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑+ 3Na₂SO₄

Безводные галогениды ( кроме AlF₃) хорошо растворимы, легкоплавки и летучи, «дымят» на воздухе, в воде растворяются с выделением теплоты. AlF₃ с фторидами щелочных металлов образует фтороалюминаты, из которых наиболее важен Na₃[AlF₆].

Для катиона Al³⁺, имеющего малый радиус и большой заряд, характерны реакции комплексообразования. В комплексных соединениях координационное число равно 4 и 6 (вследствие наличия свободных орбиталей в наружном слое и sp³d²-гибритизации). Склонность к комплексообразованию больше, чем у магния, но меньше, чем у бора. Al³⁺, аналогично другим s- и р-элементам, образует комплексные соединения с водой, гидроксид-ионами, фторид-ионами, менее устойчивы комплексы с Cl^-, Br^-, I^-. Не образует прочных комплексов с CN^-, NH₃ и другими лигандами, образующими прочные комплексы с d-элементами.

Для алюминия известно большое количество кристаллогидратов и кристаллосольватов, содержащих катионные, октаэдрические комплексы [Al(H₂O)₆]³⁺, но возможно образование и анионных комплексов: [AlF₆]^3-, [AlH₄]^-.

Ион Al³⁺ обладает сильным коагулирующим действием, легко и прочно соединяется с белками, поэтому наряду с тяжелыми металлами может захватываться клеткой и задерживаться в ней в течении жизни.

Из водных растворов многие соли алюминия выделяются в виде кристаллогидратов, например: AlF₃·6H₂O, Al₂(SO₄)₃·18H₂O. Безводные AlCl₃, AlBr₃, AlI₃ нельзя получить удалением воды из кристаллогидратов, так как при нагревании происходит гидролиз:

AlCl₃·6H₂O → Al(OH)₃↓ + 3H₂O↑ + 3HCl↑

Сульфат алюминия с сульфатами одновалентных металлов (K⁺, Na⁺, NH₄⁺) образует двойные соли, называемые квасцами. Квасцы – изоморфные двойные соли сульфатов хорошо растворимые в воде, негигроскопичны, из воды кристаллизуются в виде октаэдрических кристаллов. Общая формула квасцов: М^IM^III(SO₄)₂·12H₂O, где М^I – катионы K⁺, Na⁺, NH₄⁺, Rb⁺, Cs⁺, Te⁺; M^III – катионы Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, Ga³⁺ и др. Кристаллическая решетка их содержит ионы [M⁺(H₂O)₆]⁺, [M³⁺(H₂O)₆]³⁺, SO₄^2-.

Алюминий применяется в авиационной и автомобильной промышленности в виде легких сплавов. Для получения других металлов (алюмотермический метод). Изготавливают электрические провода, посуду, предметы домашнего обихода.

Рубин применяют в точном приборостроении и часовой промышленности.

Гидроксид алюминия используется в медицине как адсорбент, обволакивающее средство: наружно – для присыпок, внутрь при лечении гастритов, язв, т.к. обладает антацидным действием (альмагель, ацетат алюминия).

Алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂·12H₂O применяют в качестве прижигающего и кровеостанавливающего средства. 10% раствор используют для полосканий.

Подгруппа галлия (галлий, индий и таллий) характеризуются одинаковым строением последнего и предпоследнего квантовых слоев: (n-1) s²p⁶d¹⁰ n s²p¹

Мало распространены в природе: галлия – 10^-4%, индия и таллия – по 10^-5%. Это серебристо-белые, мягкие, легкоплавкие металлы.

На воздухе галлий и индий не меняются, а таллий покрывается оксидной пленкой:

4Tl + 3O₂ = 2Tl₂O₃

Растворяются в кислотах:

2Tl + 6HCl = 2TlCl₃ + 3H₂.

Галлий и индий взаимодействуют со щелочами:

2Ga + 6NaOH + 6H₂O = 2Na₃[Ga(OH)₆] + 3H₂

При обычной температуре взаимодействуют с хлором и бромом, а при нагревании – с кислородом, серой и йодом.

2Ga + 3Cl₂ = 2GaCl₃ 4Ga + 3O₂ = 2Ga₂O₃

2Ga + 3Br₂ = 2GaBr₃ 2Ga + 3S = Ga₂S₃

2Ga + 3I₂ = 2GaI₃

Валентность III, СО +3, однако у таллия есть +1. Tl₂O хорошо растворима в воде:

Tl₂O + H₂O = 2TlOH

Гидроксид таллия (I) является сильным основанием и восстановителем.

Ga₂O₃, In₂O₃, Tl₂O₃ – не растворимы в воде. Гидроксиды получают косвенным путем:

TlCl₃ + 3NaOH = Tl(OH)₃ + 3NaCl

Ga(OH)₃, In(OH)₃ – амфотерны (растворяются в кислотах и щелочах). Tl(OH)₃ – основание (растворяется только в кислотах).

Галлий используется в вакуумной технике и в сигнальных приборах. Вместе с индием применяют для получения очень легких коррозионно- и износоустойчивых сплавов. Таллий применяют в производстве кислотоупорных сплавов.

Углерод, кремний, германий, олово и свинец расположены в главной подгруппе IV группы ПСЭ. Электронная формула эти элементов: ns²np²:

^{2s 2 р 2 s 2 р}

С6







С*









При возбуждении один из s-электронов переходит на наружную орбиталь р-подуровня. При этом число неспаренных электронов на внешнем уровне возрастает до четырех. Следовательно, в соединениях данные элементы проявляют валентности IV и II, степени окисления: +4, +2, -4. Энергия, затрачиыаемая для перехода электрона, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся вследствии образования четырех связей.

Сверху вниз по группе увеличивается радиус нейтральных атомов, поэтому металлические свойства усиливаются, не металлические ослабевают, активность (устойчивость) снижается. Поэтому углерод и кремний – неметаллы, германий занимает промежуточное положение, а остальные относят к металлам.

По отношению к водороду всегда четырех валентны, образуют водородные соедиения типа ЭН₄, устойчивость которых в ряду С, Si, Ge, Sn, Pb уменьшается. С кислородом элементы образуют оксиды типа ЭО и ЭО₂, гидроксиды, соли.

Среди всех элементов углерод занимает особое положение, так как а ПСЭ он расположен между электроположительными элементами, находящимися в левой части, и электроотрицательными элементами, находящимися в правой части таблицы. Относительная электроотрицательность углерода (2,5) равна среднеарифметической между ОЭО фтроа (4) и лития (1). Иными словами, углерод имеет равновероятную склонность, как к отдаче, так и к присоединению электронов.

Всесте со способностью образовывать ковалентные связи с другими элементами углерод обладает исключительными свойствами, заключающиеся в способности его атомов соединяться друг с друглм, образуя разнообразные цепи из атомов.

Встречается углерод в природе как в свободном состоянии (алмаз, графит), так и в виде соединений. Входит в состав всех живых организмов, составная часть каменного угля, нефти. Содержится в известняке, мраморе, меле и доломите, входит в состав углекислого газа.

Известны четыре аллотропических видоизменения углерода: алмаз, графит, карбин и поликумулен (аморфный углерод).

Алмаз – бесцветен, прозрачен, самый твердый из всех веществ. Твердость обусловлена структурой кристалла. Каждый атом углерода в кристаллической решетке соединен ковалентной связью с 4 другими атомами, находящимися на равных расстояниях и расположенными в углах правильного тетраэдра.

Графит – темно-серое кристаллическое вещество, мягок, хорошо проводит электрический ток. В кристаллической решетке атомы углерода находятся в углах правильных шестиугольников, расположенных в параллельных плоскостях, расстояния между которыми больше (рис. 5).

Алмаз Графит

Рис. 5. Строение алмаза и графита.

Аморфный углерод в природе не встречается. Получают из углеродистых соединений в виде древесного угля, сажи, кокса и костяного угля. Он обладает адсорбционными свойствами.

В обычных условиях углерод инертен. Реакционная способность усиливается с повышением температуры.

Взаимодействует с простыми веществами:

2С + О_{2 (недостаток)} = 2СО

С + О_{2 (избыток)} =СО₂

C + O₂ = CO = CO₂

Под воздействием высоких температур углерод способен взаимодействовать с металлами, образуя карбиды:

C + Са = СаC

При температуре электрической дуги углерод способен соединяться с водородом, металлоидами и галогенами:

С + Н₂ = СН₄

С + 2S = CS₂

При температуре 1200⁰С взаимодействует с водой:

С + Н₂О = СО + Н₂

При высоких температурах углерод восстанавливает металлы из их оксидов:

С + 2ZnO = Zn + CO₂

Концентрированная серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до диоксида углерода:

С + 2H₂SO₄ конц. = CO₂+ 2SO₂ + 2H₂O

3С +4HNO₃ конц. = 3CO₂+4NO + 2H₂O

Образует два кислотных оксида: СО – окись углерода (угарный газ), СО₂ – дуокись углерода (углекислый газ).

СО – бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде, яд. Отравляющее действие основано на том, что он небратимо взаимодействует с гемоглобином крови, которая после этого утрачивает способность переносить кислород из легких в ткани.

Из-за наличия в молекуле тройной связи оксид углерода (II) в химическом отношении – инертное вещество. В молекуле две ковалентные и одна донорно-акцепторная связь: :С=Ö:→С = О

На воздухе горит характерным синим пламенем. В ОВР – восстановитель. На солнечном свету или в присутствии катализатора оксид углерода взаимодействует с хлором, образуя ядовитое вещество - фосген:

СО + Сl₂ = COCl₂

При нагревании до 700⁰С окисляется до диоксида углерода:

2СО + О₂ = 2СО₂

Восстанавливает многие металлы из их оксидов:

CO + CuO = Cu + CO₂

Является кислотным оксидом, так как реагирует со щелочью, металлами при повышении температуры и давлении:

СО + NaOH = HCOONa

Оксид углерода (II) соединяется со многими металлами, образуя карбонилы, например, карбонил железа Fe(CO)₅, карбонил никеля Ni(CO)₄:

Fe + 5CO = Fe(CO)₅

Степень окисления металла в карбониле равна нулю.

При нагревании до 500⁰С в присутствии катализатора оксид углерода взаимодействует с аммиаком с образованием синильной кислоты (цианистого водорода):

СО + NH₃ = HCN + H₂O

HCN - слабая одноосновная кислота (К_а = 7,9·10^-10), бесцветная жидкость, летуча, сильный яд c запахом горького миндаля, ее соли- цианиды.

Оксид углерода (II) в промышленности получают:

С + О₂ = СО₂

СО₂ + С = СО (при температуре 500⁰С)

В лаборатории оксид углерода получают действием концентрированной серной кислоты на муравьиную кислоту, на щавелевую кислоту, или на желтую кровяную соль:

HCOOH = CO + H₂O

H₂C₂O₄ = CO + H₂O + CO₂

K₄[Fe(CN)₆] + 6H₂SO₄ + 6H₂O = 2K₂SO₄ + FeSO₄ + 3(NH₄)₂SO₄ + 6CO

Степень окисления углерода +4 проявляется в его соединениях с более электроотрицательными, чем он сам, неметаллическими элементами: СО₂, CS₂, CCl₄, COCl₂.

По химической природе эти соединения углерода (IV) являются кислотными. Некоторые из них довольно легко взаимодействуют с водой, образуя кислоты; с основными соединениям, образуя соли:

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃

COCl₂ + 2H₂O = H₂CO₃ + 2HCl

CO₂ + 2KOH = K₂CO₃ + H₂O

CaS + CS₂ = CaCS₃

Молекула СО₂ линейна: О = С = О.

СО₂ – бесцветный газ, растворяется в воде, под давлением превращается в жидкость, которую хранят и транспортируют в стальных баллонах. Твердую прессованную СО₂ по названием «сухой лед» применяют для сохранения скоропортящихся продуктов.

При растворении в воде образует слабую двухосновную угольную кислоту. Константы ступенчатой диссоциации соответственно равны: К₁ = 2·10^-7, К₂ = 4,8·10^-11. Как двухосновная кислота, она образует два типа солей: средние - карбонаты и кислые – гидрокарбонаты:

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

В свою очередь угольная кислота частично подвергается диссоциации. В водном растворе одновременно имеют место быть следующие равовесия:

Н₂О + СО₂ ↔ Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^- ↔ 2Н⁺ + СО₃^2-

При нагревании СО₂ улетучивается, и равновесие смещается влево; аналогичное влияние оказывает добавление сильной кислоты. Напротив, при добавлении щелочи происходит связывание ионов водорода и смещение равновесия вправо.

Образуется углекислый газ при сжигании топлива, гниении растительных и животных останков, при дыхании, из минеральных источников.

В промышленности СО₂ получают при обжиге известняка:

СаСО₃ = СаО + СО₂

В лаборатории – действием разбавленных кислот на карбонаты:

СаСО₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O

В химических реакциях проявляет свойства кислотного оксида, то есть взаимодействует с основаниями, основными оксидами, при температуре с металлами:

СО₂ + 2Mg = 2MgO + C

Вследствие гидролиза растворы карбонатов (растворимых в воде: Na₂CO₃, K₂CO₃ и всех гидракарбонатов), имеют щелочную реакцию среды.

Карбонаты под действием температуры легко разлагаются на оксиды соответствующего металла и углекислый газ:

MgCO₃ = MgO + CO₂

Исключение составляют карбонаты щелочных металлов, которые плавятся без разложения.

Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃↓ + Н₂О + СО₂

Качественной реакцией на карбонат- и гидрокарбонат-ион является их взаимодействие с более сильными кислотами. Образовавшийся СО₂ пропускают через известковую воду наблюдают ее помутнение, вследствие образования нерасторимого карбоната кальция:

СаСО₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃↓ +H₂O

В ОВР является окислителем:

Mg + CO₂ = MgO + CO

Углерод при нагревании взаимодействует с серой с образованием сероуглерода. CS₂ не смешивается с водой и является хорошим растворителем жиров, смол. Его можно рассматривать как тиоангидрид. Например, при взаимодействии с Na₂S образуется тиокарбонат натия (соль тиоугольной кислоты H₂CS₃).

Из других соединений углерода с серой отметим роданиды, которым соответствует роданистоводородная кислота H-N=C=S (HCNS). Роданиды являются реактивом на ионы трехвалентного железа.

Известно большое количество соединений углерода с другими элементами: галогенами, азотом, бором, где степень окисления углерода +4. Простейшие соединения углерода с галогенами отвечает общей формуле СГ₄. Большое практическое применение находит четыреххлористый углерод, являющийся хорошим растворителем жиров и смол. Преимущество его перед CS₂ в том, что он не горюч. Большое применение в холодильных установках находят смешанные галогениды углерода. В технике они известны под названием «хладоны» (фреоны).

К соединениям со степенью окисления -4 относят карбиды и всю органику (метан, этилен, ацетилен и т.д.).

Углерод – основа всех органических соединений. Организму необходимы также неорганические соединения углерода: CO₂, NaHCO₃. СО₂ применяется при получении соды, в производстве сахара и газирования напитков.

Из солей угольной кислоты применяют в медицине гидрокарбонат натрия (питьевая сода) для лечения ЖКТ как антоцидное средство и угольные таблетки – карболен в качестве адсорбента.

Цианиды натрия и калия растворяют золото и серебро, поэтому используются при добыче этих металлов.

Карбиды кальция применяются для получения метана и ацетилена:

СаО + 3С = СаС₂ + СО, СаС₂ + Н₂О = СаО + С₂Н₂

Кремний по распространенности занимает второе место (после кислорода). На его долю приходится 26% от веса земной коры. В природе встречается в виде кремнезема (SiO₂) – основная масса горных пород, кварца, песка и силикатов – производные кремневой кислоты – каолина (Al₂O₃·2SiO₂·H₂O), нефелина (NaAlSiO₄).

Приведенные формулы являются лишь формулами состава силикатов и диоксида кремния. По структуре эти вещества представляют собой сложные полимерные молекулы, где атомы кремния соединены друг с другом и другими элементами через атомы кислорода (рис. 6).

| | | | |

-Si – Si –Si – Si – Si -

| | | | |

O O O O O

| | | | |

-Si-O-Si-O-Si-O-Si-O-Si-

| | | | |

Рис. 6. Полимерная структура (SiO₂)_n

Кремний образует два аллотропа: кристаллический (полупроводник) и аморфный. Кристаллический обладает металлическим блеском, но не металл.

В промышленности кремний получают путем восстановления кремнезема углеродом при высокой температуре:

SiO₂ + 2C = Si + CO

В лаборатории - путем нагревания SiO₂ с металлическим магнием:

SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO

По числу валентных электронов кремний является аналогом углерода, однако у кремния больший размер атома, меньшая энергия ионизации, большее сродство к электрону и большая поляризуемость атома. Поэтому кремний по структуре и свойствам однотипных соединений существенно отличается от углерода. Макисмальное координационное число кремния равно 6, а наиболее характерное – 4. Как идля других элементов третьего периода, р_π - р_π – связывание для кремния не характерно и поэтому, в отличие от углерода, sp- sp² – гибридные состояния для него неустойчивы. Кремний в соединениях имеет степень окисления +4, -4.

Кристаллический кремний – химически инертен, аморфный более реакционноспособный.

Он реагирует только с сильными окислителями и восстановителями. С фтором протекает реакция уже при обычных условиях, с кислородом и хлором при температуре 400-600⁰С. При очень высоких температурах соединяется с бромом, серой, , азотом и углеродом:

Si + 2Cl₂ = SiCl₄ Si + 2Br₂ = SiBr₄

Si + 2S = SiS₂ 3Si + 2N₂ = Si₃N₄

Si + C = SiC Si + O₂ = SiO₂

Si + 2F₂ = SiF₄

С металлами образует силициды:

Si + Ca = Ca₂Si

С кислотами не реагирует (исключение – плавиковая и азотная кислоты):

Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂

Щелочи взаимодействуют с кремнием, окисляя его до солей кремневой кислоты:

Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

Водородное соединение кремния - кремневодород (силан) получают действием соляной кислоты на силицид магния:

Mg₂Si + 4HCl = 2MgCl₂ + SiH₄

Силан, подобно метану, горит с образованием диоксида кремния и паров воды:

SiH₄ + 2O₂ = SiO₂ + 2H₂O

При гидролизе силана образуется кремниевая кислота:

SiH₄ + 3HOH = H₂SiO₃ + 4H₂

Метан гидролизу не подвергается.

Кремний при избытке галогенов образуются комплексные соединения с координационным числом равным 6:

SiF₄ + 2KF = K₂[SiF₆]

К кислородным соединениям кремния относятся диоксид кремния, кислоты, соли.

SiO₂ – кремнезем, кварц – обычный песок, который входит в состав многих горных пород. Он белого цвета, не растворим в воде, обладает кислотными свойствами, реагирует при кипячении со щелочами с образованием солей – силикатов, нерастворимых в воде (растворяются только силикат натрия и калия):

SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃

Силикаты подвергаются гидролизу по аниону, так как кремниевая кислота – очень слабая, двухосновная кислота. Представляет собой полимер (в чистом виде выделить не удалось). При попытке ее выделить подкисленным водным раствором ее солей она образует коллоидный раствор или золь, который существует очень малый промежуток времени. Золь быстро коагулирует и в виде геля осаждается. При высушивании геля образуются пористые структуры – силикагели. Они адсорбируют молекулы воды и других веществ, благодаря чему они применяются для очистки веществ от примесей:

2Na₂SiO₃ + H₂O = 2NaOH + Na₂Si₂O₅

Силикаты в большинстве нерастворимы в воде. Растворимы только силикаты натрия и калия.

Из кислот на диоксид кремния действует только плавиковая кислота:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

При сплавлении с карбонатами диоксид кремния вытесняет более летучий СО₂:

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CO₂

Кремниевую кислоту получают косвенным путем:

Na₂SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃

При нагревании кремниевая кислота разлагается:

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

Кремниевая кислота слабее угольной и поэтому последняя вытесняет H₂SiO₃ из водных растворов ее солей:

Na₂SiO₃ + H₂O + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂SiO₃

Структура угольной кислоты и кремниевой различна:

Н₂СО₃ НО - С = О OH

OH Н₂SiO₃·H₂O HO – Si - OH

OH

Кремниевая кислота представляет собой полимер, в котором атомы кремния соединены друг с другом через кислород.

Диоксиду кремния соответствуют кремниевые кислоты общей формулой mSiO₂·nH₂O. При n=1 метакремниевая кислота – H₂SiO₃; при n = 2 реализуется структура ортокремниевой кислоты – H₄SiO₄.

Соединения кремния участвуют в процессах роста волос и костей. Возникновение многих патологических процессов (атеросклероз, рак, туберкулез, зоб) связано с нарушением обмена в организме соединений кремния. При вдыхании пыли, содержащей соединения кремния, возникает силикоз.

Богатые кремнием сплавы применяются в технике в качестве кислотоупорного материала.

Жидкое стекло (силикат натрия и калия) применяется для изготовления огнеупорных замазок, цемента (глина и известняк: CaO, SiO₂, Al₂O₃, Fe₂O₃), бетона, железобетона, для пропитки тканей с целью придания им огнестойкости, для укрепления грунтов при строительных работах. Стекло – это искусственный силикат (Na₂O·CaO·6SiO₂).

Германий, олово свинец – полные электронные аналоги. Как и у углерода и кремния, валентными являются s²p²-электроны. В ряду Ge → Sn → Pb уменьшается роль внешней s-электронной пары в образовании химической связи (участвуют уже не четыре, а только дваэлектрона). Так, если для Ge наиболее характерна степень окисления +4, то для свинца +2; в соединениях олова различие в степенях окисления проявляется менее резко, хоты производные олова (IV) более устойчивы. В ряду Ge → Sn → Pb усиливаются металлические свойства, восстановительные свойства и активность.

Водородные соединения получают косвенным путем:

Mg₂Э + 4НCl = ЭН₄ + 2MgCl₂, где Э – Ge, Sn, Pb

Это газообразные вещества, неустойчивы. Устойчивость падает сверху вниз, то есть самый неустойчивый PbН₄ – в свободном состоянии не существует.

Реагируют с галогенами по реакции:

Э + Г₂ = ЭГ₂

Э + 2Г₂ = ЭГ₄

Соединения со степенью окисления +2 – восстановители, со степенью окисления +4 – окислители. Галогениды подвергаются гидролизу по катиону (рН<7):

GeCl₂ + HOH = H₂GeO₂ + HCl

SnCl₂ + HOH = SnOHCl + HCl

GeCl₄ + 2HOH = GeO₂ + 4HCl

SnCl₄ + 6HOH = H₂[Sn(OH)⁶] + 4HCl

При взаимодействии оксидов и гидроксидов со щелочью образуются германиты, станнтиты, плюмбиты: Na₂[Э(ОН)₄]

Германий – рассеянный элемент, в земной коре 2·10^-4% в виде минерала – германита. Получают из диоксида:

GeO₂ + 2H₂ = Ge + 2H₂O

Это серебристо-белый твердый, хрупкий металл, на воздухе не изменяется, с водой не реагирует. Не растворяется в разбавленных кислотах, медленно растворяется в щелочах в присутствии окислителей:

Ge + 2NaOH + H₂O₂ = Na₂GeO₂ + 2H₂O

С концентрированными кислотами выступает как восстановитель:

3Ge + 4HNO₃ = 3GeO₂ + 4NO + 2H₂O

Ge + 2H₂SO₄ = GeO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

При температуре 200 ⁰С реагирует с галогенами, серой, при температуре 700 ⁰С кислородом:

Ge + S = GeS Ge + Cl₂ = GeCl₂ Ge + O₂ = GeO₂

GeO - черный порошок, не растворим в воде, сильный восстановитель, окисляется до GeO₂, обладает амфотерными свойствами.

Гидроксиды получают косвенным путем:

GeCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Ge(OH)₂↓

GeO₂ - белый кристаллический порошок, не растворим в воде, амфотерен c преобладанием кислотных свойств. Гидроксид германия со степнью окисления +4 называют германиевой кислотой – Н₂GeO₃:

3Ge + 4HNO_3(конц) + H₂O = 4NO + 3H₂GeO₃

Соединения германия применяют в производстве оптических стекол и полупроводников.

Олово рассеянный элемент, в земной коре 6·10^-4%, в виде оловянного камня (SnO₂). Получают по реакции:

SnO₂ + 2C = Sn + 2CO

Это серебристо-белый мягкий металл, пластичен, коррозионно стоек. Существует в виде аллотропных модификаций (белое олово, серое олово).

При обычных условиях не реагирует с кислородом, водой, разбавленных кислотах, аммиаком.

При комнатной температуре с концентрированными кислотами:

Sn + 2HCl = SnCl₂ + H₂

3Sn + 4HNO₃ + H₂O = 3H₂SnO₃ + 4NO

При нагревании:

Sn + 4H₂SO₄ = Sn(SO₄)₂ + SO₂ + 4H₂O

SnO – черного цвета, не растворим в воде, гидроксид получается косвенным путем, обладают амфотерными свойствами, восстановители:

Sn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂SnO₂ + 2H₂O

^{станнит натрия}

Sn(OH)₂ + 2HCl = SnCl₂ + 2H₂O

SnCl₂ + HgCl₂ = Hg + SnCl₄

SnCl₂ + 2FeCl₃ = SnCl₄ + 2FeCl₂

Sn²⁺ -2e = Sn⁴⁺ восстановитель, процесс окисления

SnO₂ – белого цвета, не растворим в воде, гидроксид получают косвенным путем, амфотерные свойства с преобладанием кислотных, окислитель.

Гидроксиды олова (IV) называются оловянными кислотами. Известно две их модификации: α-оловянная кислота и β– оловянная кислота.

α-оловянная кислота может быть получена действием водного раствора аммиака на раствор хлорида олова (IV):

SnCl₄ + 4NH₄OH = H₂SnO₃ + 4NH₄Cl + H₂O

Выпадающий белый осадок при высушивании постепенно теряет воду, превращаясь в диоксид олова. Таким образом, кислоты определенного состава получить не удается. Правильнее бы изобразить состав кислоты формулой mSnO₂·nH₂O

α-оловянная кислота легко растворяется в щелочах, образуя гидроксостаннаты:

H₂SnO₃ + 2NaOH + H₂O = Na₂[Sn(OH)₆]

Кислоты также растворяют α-оловянную кислоту с образованиием солей олова (IV):

H₂SnO₃ + 4HCl = SnCl₄ + 3H₂O

При избытке соляной кислоты хлорид олова (IV) присоединяет две молекулы хлороводорода, образуя комплексную гексахлорооловянную (оловохлористоводородную) кислоту – H₂[SnCl₆].

β– оловянная кислота получается действием концентрированной азотной кислоты на олово. В отличие от α-оловянной кислоты, она не растворяется ни в кислотах, ни в растворах щелочей. Но путем сплавления со щелочами можно перевести ее в раствор в виде станната.

α-оловянная кислота при хранении ее в соприкосновении с раствором, из которого она выделилась, тостепенно тоже превращается в β– оловянную кислоту.

Соли четырехзарядных элементов подвергаются гидролизу по катиону:

SnCl₄ + 3HOH = H₂SnO₃ + 4HCl

Олово применяется для лужения железа, для пайки металлов, в сплавах (бронза – медь и олово). Окись олова используется для получения рубинового стекла, двуокись – для изготовления глазурей и эмалей. SnS – нерастворимый в воде, золотисто-желого цвета под названием «сусальное золото» используется для «золочения» деревянных, гипсовых и других изделий.

Свинец в земной коре содержится 1,6·10^-3% в виде свинцового блеска (PbS) и свинцовой руды (PbO). Получают путем реакций:

2PbS + 3O₂ = 3PbO + 2SO₂

PbO + C = Pb + CO

Это голубовато-белый металл, мягкий, тяжелый, пластичен, при очень низких температурах проводит электрический ток.

При обычной температуре в сухом воздухе свинец покрывается оксидной пленкой (PbO), которая предохраняет от коррозии (окисления) и действия воды. Окисление происходит только при большой температуре.

Во влажном воздухе он окисляется:

2Pb + O₂ + H₂O = 2Pb(OH)₂

Коррозия при доступе воды, углекислого газа и кислорода протекает по схеме:

2Pb + O₂ = 2PbO

PbO + CO₂ = PbCO₃

PbCO₃ + CO₂ + H₂O = Pb(HCO₃)₂

С разбавленными серной и соляной кислотами не реагирует, т.к. происходит покрытие его труднорастворимыми солями – хлоридом и сульфатом свинца.

Растворяется в концентрированной серной кислоте:

Pb + 2H₂SO₄ = Pb(HSO₄)₂ + H₂

В присутствии кислорода растворяется в органических кислотах:

2Pb + O₂ + 4CH₃COOH = 2(CH₃COO)₂Pb + 2H₂O

Растворим в щелочах:

Pb + 2NaOH = Pb(OH)₂ + 2Na

Лучшим растворителем свинца является разбавленная азотная кислота:

Pb + 2HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + H₂

PbO Pb₃O₄ PbO₂

глет (от желтого до красного) сурик (красный) темно-бурый

Все оксиды не растворимы в воде, амфотерны, у PbO₂ преобладают кислотные свойства:

2Pb + O₂ ^t→ 2PbO ^{+ O-O, t}→Pb₃O₄ ^{+ 4HNO}→ 2Pb(NO₃)₂ + PbO₂ + 2H₂O

Гидроксиды получают косвенным путем. Они не растворимы в воде. Амфотерны, в реакции со щелочами дают соли – плюмбиты и плюмбаты:

Pb(OH)₂ + 2NaOH = Na₂PbO₂ + 2H₂O

^{свинцовистая кислота плюмбит натрия}

H₂PbO₃ + 2NaOH = Na₂PbO₃ + 2H₂O

^{свинцовая кислота плюмбат натрия}

Соли большинства солей нерастворимы в воде.

Pb²⁺ - восстановитель:

Pb(CH₃COO)₂ + Cl₂ + 4KOH = PbO₂ + 2CH₃COOH + 2KCl + 2H₂O

Pb²⁺ + 4OH^- - 2e = PbO₂ + 2H₂O – восстановитель, процесс окисления

Cl₂ + 2e = 2Cl^- - окислитель, процесс восстановления

Pb⁴⁺ - окислитель:

PbO₂ + 4HCl = PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

PbO₂ + 4H⁺ + 2e = Pb²⁺ + 2H₂O – окислитель, процесс восстановления

2Cl^- - 2e = Cl₂ - восстановитель, процесс окисления

5PbO₂ + 2MnSO₄ + 3H₂SO₄ = 5PbSO₄ + 2HMnO₄ + 2H₂O

5 |PbO₂ + 4H⁺ + 2e = Pb²⁺ + 2H₂O – окислитель, процесс восстановления

2 |Mn²⁺ + 4H₂O -5e = MnO₄^- + 8H⁺ - восстановитель, процесс окисления

Раствор ацетата свинца (II) - свинцовая вода - применяется наружно как противовоспалительное средство. Оксид свинца (II) – при изготовлении свинцового пластыря, используемого при гнойно-воспалительных заболеваниях кожи. Из металлического свинца изготавливают экранирующее устройство для поглощения излучений в радиохимии и рентгенотехнике. Для изоляции электрических кабелей, изготовления аккумуляторных пластин. Для производства пуль и дроби. Свинец и его соединения ядовиты.