 |
|
Деякі властивості гідроксидів елементів VA групи
Таблиця 11
| Ступінь окислення | Гідроксид | Назва | Кислотно-основні властивості |
| +1 | H3PO2 | Гіпофосфітна (фосфорнуватиста) кислота | кислота середньої сили |
| +3 | HNO2 | Нітритна (азотиста) кислота | кислота середньої сили |
| H3PO3 | Ортофосфітна (фосфориста) кислота | кислота середньої сили | |
| HАsO2 | Метаарсениста (миш’яковиста) кислота | слабкі амфотерні властивості з перевагою кислотних | |
| Sb(OH)3 | Гідроксид Sb(III) | амфотерні властивості з перевагою основних | |
| Bi(OH)3 | Гідроксид Bi(III) | слабка основа | |
| +5 | HNO3 | Нітратна (азотна) кислота | сильна кислота |
| HPO3 | Метафосфатна (метафосфорна) кислота | кислота середньої сили | |
| H4P2O7 | Пірофосфатна (пірофосфорна) кислота | кислота середньої сили | |
| H3PO4 | Ортофосфатна (ортофосфорна) кислота | кислота середньої сили | |
| H3AsO4 | Ортоарсенатна (миш’якова) кислота | кислота середньої сили | |
| H3SbO4 (Sb2O5∙xH2O) | Стибатна (сурм’яна) кислота | слабка кислота |
Одержують HNO2 дією сильних кислот на нітрити:
2NaNO2 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO2,
або за реакцією:
NO + NO2 + H2O D 2HNO2.
Азотну кислоту у лабораторії одержують дією концентрованої H2SO4 на нітрат калію при нагріванні:
2KNO3 + H2SO4 
2HNO3 + K2SO4.
У промисловості – за схемою:
NH3 
NO NO2 
HNO3.
H3PO4 у промисловості одержують із фосфатів:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4,
а в лабораторії :
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4, або
P + 5HNO3к → H3PO4 + 5NO2 + H2O
H3PO3 одержують гідролізом хлориду фосфору (III):
PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl.
HAsO2 – за реакцією:
As2O3 + H2O → 2HAsO2.
Sb(OH)3, Bi(OH)3 одержують дією кислот та лугів на відповідні солі:
SbCl3 + 3NaOH → Sb(OH)3 + 3NaNO3;
Na3[Sb(OH)6] + 3HCl → Sb(OH)3 + 3NaCl + 3H2O;
Bi(NO3)3 + 3NaOH → Bi(OH)3 + 3NaNO3.
H3AsO4 та H3SbO4 –окисленням миш’яку, сурми або їх сполук сильними окисниками:
2As + 5Cl2 + 8H2O → 2H3AsO4 + 10HCl;
HAsO2 + I2 + 2H2O → H3AsO4 + 2HI.
При дії на Sb сильних окисників утворюється гідратований осад Sb2O5∙H2O, який називають сурм’яною кислотою.
Кислотний характер гідроксидів, як і оксидів, тим сильніший, чим менший порядковий номер елементу та вищий ступінь його окислення. HNO3 – сильна кислота, Bi(ОН)3 – слабка основа.
HNO2 – існує тільки у розбавлених розчинах та у газовому стані. Це кислота середньої сили. HNO2 диспропорціонує:
3HNO2 D HNO3 + 2NO + H2O,
проявляє властивості і відновника, і окисника:
2HNO2 + H2S → S + 2NO + 2H2O;
5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5HNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
H3PO3 – тверда речовина, у розчині – двохосновна кислота середньої сили. Вона диспропорціонує:
4H3PO3 
3H3PO4 + PH3.
HAsO2 та Sb(OH)3 – проявляють амфотерні властивості, причому у HAsO2 превалюють кислотні, а у Sb(OH)3 – основні властивості:
HAsO2+NaOH → NaAsO2 + H2O;
HAsO2 + 3HClконц AsCl3 + 2H2O;
Sb(OH)3 + 3HCl → SbCl3 + 3H2O;
Sb(OH)3 + 3NaOH → Na3[Sb(OH)6];
Sb(OH)3 + NaOH NaSbO2 + 2H2O;
метаантимоніт
натрію
Солі Sb3+ та Bi3+ сильно гідролізують:
SbCl3 + H2O D SbOCl + 2HCl;
Bi(NO3)3 + H2O D BiO(NO3) + 2HNO3.
HNO3 – рідина, сильна кислота, нестійка:
4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2.
HNO3 – сильний окисник, окислює майже всі метали і неметали. Концентрована HNO3 на холоду “пасивує” Al, Fe, Cr, Ni. Продукти відновлення HNO3 залежать від її концентрації, природи відновника, температури, але, як правило, утворюється суміш продуктів відновлення:
10HNO3p + 4Zn → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;
4HNO3к + C → CO2 + 4NO2 + 2H2O;
8HNO3p + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Суміш HNO3 та HCl (1:3), що називається “царською горілкою”, розчиняє Au, Pd, Pt, Os, Ru завдяки наявності у розчині хлору та хлористого нітрозилу, які активно взаємодіють з цими металами:
6HCl + 2HNO3 → 2NO + 3Cl2 + 4H2O;
2NO + Cl2 → 2NOCl;
Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO + 2H2O;
AuCl3 + NOCl → NO[AuCl4].
Серед фосфорних кислот, у складі яких є Р+5, найбільше значення мають ортофосфорна та поліфосфорні кислоти. Їх загальна формула nP2O5·m H2O.
H3PO4 – тверда речовина, у розчині – кислота середньої сили, утворює середні та кислі солі:
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O;
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O;
H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O.
Серед поліфосфорних кислот найпоширеніші H4P2O7 та поліметафосфорні кислоти (HPO3)n:
H3PO4 
H4P2O7 (HPO3)n
У водному розчині поліфосфорні кислоти поступово перетворюються у H3PO4.
H3AsO4 – тверда речовина, у розчині – кислота середньої сили.
Sb2O5∙H2O у воді не розчиняється, проявляє властивості слабкої кислоти:
Sb2O5 + 5H2O + 2KOH → 2K[Sb(OH)6].
HNO2, H3PO2, H3PO3, H3AsO4 відновлюються дією сильних відновників:
2HNO2 + H2S → S + 2NO + 2H2O;
H3AsO4 + 2HI → HAsO2 + I2 + 2H2O.
H3PO2, H3PO3, HAsO2 є сильними відновниками:
HAsO2 + I2 + 2H2O → H3AsO4 + 2HI.
Серед похідних гідроксидів найбільше практичне значення мають солі азотистої, азотної та ортофосфорної кислот. Всі нітрити, крім AgNO2, і нітрати добре розчиняються у воді. Ортофосфати, крім однозаміщенних та солей лужних металів і амонію, у воді нерозчинні.
Нітрити, нітрати, гідро- і дигідрофосфати при прожарюванні розкладаються:
нітрити лужних металів:
4LiNO2 → 2Li2O +4NO + O2;
нітрити інших металів:
Cd(NO2)2 → CdO + NO + NO2.
Різні випадки термічного розкладу нітратів:
1) нітрати лужних металів, крім LiNO3:
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2;
4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2;
2) нітрати лужноземельних і важких металів:
2Ni(NO3)2 → 2NiO + 4NO2 + O2;
3) нітрати благородних та напівблагородних металів:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2;
4) термічний розклад нітрату амонію.
NH4NO3 → N2O + 2H2O;
Нітрити , як і HNO2 , і окислюються, і відновлюються:
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5NaNO3 + 2MnSO4+ K2SO4+3H2O;
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O.
У розплавленому стані у лужному середовищі нітрати є сильними окисниками:
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH → NH3 + 4Na2ZnO2 + 2H2O.
У водних розчинах нітрити та розчинні фосфати гідролізують. Реакція середовища при гідролізі середніх фосфатів лужних металів є лужною, при гідролізі гідрофосфатів – слабколужною, а дигідрофосфатів – кислою:
PO43‾ + H2O D HPO42‾ + OH‾; pH>7;
HPO42‾ + H2O D H2PO4‾ + OH‾; pH>7;
H2PO4‾ + H2O D H3PO4 + OH‾; pH<7.
Лабораторна робота
Дослід 1. Рівновага у водному розчині аміаку та її зміщення
У дві пробірки набрати по 10 – 12 крапель розчину аміаку. В одну пробірку додати 1 – 2 краплі фенолфталеїну. Відмітити забарвлення розчину. Додати у розчин 2 – 3 мікрошпателі сухого хлориду амонію, розмішати за допомогою скляної палички. Як змінилась інтенсивність забарвлення? В який бік змістилась рівновага у розчині?
Дослід 2. Відновні властивості аміаку
а) Відновлення йоду.
У пробірку набрати 3 – 4 краплі йодної води, додати 2 – 3 краплі розчину аміаку. Описати спостереження. Написати рівняння реакції, враховуючи, що аміак окислюється йодом до азоту.
б) Відновлення перманганату калію.
У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину перманганату калію, додати 3 – 5 крапель розчину аміаку. Ледь підігріти полум’ям пальника. Описати спостереження. Написати рівняння реакції, враховуючи, що аміак окислюється до азоту, а осад у пробірці є MnO2.
Дослід 3. Термічний розклад солей амонію
а) У пробірку помістити кілька кристалів ортофосфату амонію. Нагріти дно пробірки невеликим полум’ям пальника. У отвір пробірки помістити вологий червоний лакмусовий папірець. Відмітити зміну кольору паперу та запах газу. Написати рівняння термічного розкладу солі.
б) У пробірку, закріплену вертикально у штативі, помістити 3 – 4 мікрошпателі нітрату амонію. Обережно нагріти полум’ям пальника. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.
Дослід 4. Дія лугів на солі амонію
У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину солі амонію, додати 3 – 4 краплі розчину лугу. Нагріти полум’ям пальника. У отвір пробірки помістити вологий червоний лакмусовий папірець. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.
Дослід 5. Одержання азотистої кислоти та її розклад
У пробірку набрати 4 – 6 крапель насиченого розчину нітриту калію чи натрію. Додати 2 – 3 краплі H2SO4. Спостерігати спочатку появу у розчині голубого забарвлення N2O3, потім появу бурого газу. Написати рівняння реакцій.
Дослід 6. Окисно-відновні властивості нітритів
а) Окислення нітритом йодиду калію
У пробірку набрати 2 – 4 краплі розчину КI та стільки ж розчину сірчаної кислоти, додати 2 – 4 краплі розчину нітриту. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.
б) Відновлення дихромату калію
У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину К2Сr2О7 та стільки ж розчину сірчаної кислоти, додати 4 – 6 крапель розчину нітриту калію. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.
Дослід 7. Окисні властивості азотної кислоти
У пробірку помістити невеличкий шматочок олова або цинку, або мідної стружки, додати 3 – 4 краплі азотної кислоти. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.
Дослід 8. Розчинність солей ортофосфорної кислоти
У дві пробірки набрати по 4 – 6 крапель розчинів таких солей: у першу – FeCl3, у другу – Al2(SO4)3. Додати у кожну пробірку по 10 крапель розчину NaCH3COO та по 2 – 3 краплі розчину Na2HPO4. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій одержання ортофосфату заліза(III) та ортофосфату алюмінію, враховуючи, що ацетат-іони зв’язують H+. У відсутності NaCH3CОO осади не утворюються. Перевірити розчинність осадів у соляній кислоті, для чого додавати до осадів соляну кислоту краплинами.
Дослід 9. Одержання та властивості гідроксиду сурми (III)
У дві пробірки набрати по 3 – 4 краплі розчину SbCl3 і по кілька крапель розчину гідроксиду натрію до утворення осадів. В одну з пробірок додати кілька крапель соляної кислоти, в другу – розчину гідроксиду натрію, до розчинення осадів. Зробити висновок про хімічний характер Sb(OH)3. Написати рівняння реакцій.
Дослід 10. Одержання та властивості гідроксиду вісмуту(III)
У дві пробірки набрати по 3 – 4 краплі розчину солі вісмуту(III) і по кілька крапель розчину гідроксиду натрію до утворення осадів. В одну з пробірок додати 4 – 5 крапель розчину азотної кислоти, в другу – стільки ж розчину гідроксиду натрію. Зробити висновок про хімічний характер Bi(OH)3. Написати рівняння реакцій.
Дослід 11. Окислення олова(II) іонами вісмуту(III)
У пробірку набрати 1 краплю розчину солі олова(II) і 5 – 6 крапель розчину гідроксиду натрію до розчинення осаду, що утворився на початку. Додати до розчину 1 краплю солі вісмуту(III). Спостерігати утворення металічного вісмуту чорного кольору. Написати рівняння окисно-відновної реакції, враховуючи, що Na2[Sn(OH)4] переходить у Na2[Sn(OH)6].
Дослід 12. Окисні властивості гексагідроксосурм’яної кислоти та її солей
У пробірку набрати 3 – 4 краплі розчину K[Sb(OH)6], додати 2 – 3 краплі розчину сірчаної кислоти та 2 – 3 краплі розчину йодиду калію. Спостерігати утворення I2. Як можна впевнитись у виділенні I2 ? Написати рівняння реакції.
Вправи
1. Напишіть електронну формулу атома азоту. Перерахуйте його можливості утворювати ковалентні зв’язки. За допомогою методу МО поясніть , чи має молекула N2 парамагнітні властивості?
2. Охарактеризуйте хімічні властивості азоту. З якими металами, неметалами він реагує? Напишіть рівняння реакцій.
3. Опишіть будову молекули аміаку. Вкажіть її полярність. Чи може аміак бути донором, акцептором електронів, брати участь в утворенні водневого зв’язку?
4. Які умови промислового синтезу аміаку? Як вплине на вихід аміаку зміна температури, тиску?
5. Які хімічні властивості аміаку? Чи бере він участь в окисно-відновних реакціях, в процесах комплексоутворення? Навести приклади.
6. Що відбувається при нагріванні солей амонію? Від чого залежить утворення продуктів термічного розкладу? Навести приклади.
7. Молекула аміаку часто-густо є донором електронів. Чи проявляє аналогічні властивості іон амонію?
8. Яка реакція середовища у водних розчинах сульфату, ацетату амонію? Відповідь мотивуйте.
9. Які сполуки можуть утворитись при проходженні через водний розчин аміаку таких газів:CO2, NO2, SO2, Cl2? Напишіть рівняння відповідних реакцій.
10. Як можна одержати гідразин? Чи полярна його молекула?
11. Чи подібні за хімічними властивостями аміак та гідразин? Наведіть приклади.
12. Яка сполука більш стійка: аміак чи гідразин?
13. Охарактеризуйте окисно-відновні властивості азидоводневої кислоти.
14. Назвіть всі відомі оксиди азоту, охарактеризуйте їх кислотно-основні властивості.
15. Напишіть рівняння реакцій , в яких утворюються N2O, NO, NO2.
16. Як реагує NO2 з водою, лугами?
17. Зіставте за силою кислоти: HNO2 та HNO3. Порівняйте їх термічну стійкість, напишіть рівняння розкладу цих кислот.
18. Яка реакція середовища у водних розчинах нітрату (нітриту) амонію, нітрату ( нітриту) калію? Відповідь мотивуйте.
19. Як реагує азотна кислота з металами? Як залежать продукти реакції від концентрації кислоти, активності металу? Наведіть приклади.
20. Як розкладаються при нагріванні нітрати металів? Наведіть приклади .
21. Напишіть рівняння таких реакцій:
а) NH3 + O2
б) NH3 + NaClO
в) N2H4 + O2
г) KNO2 + KJ + Н2SO4
д) KNO2 + KMnO4 + H2SO4
е) NH3 + Cl2
ж) HNO3конц + S
22. У чому полягають основні відмінності у хімічних властивостях азоту і фосфору? Чим вони пояснюються?
23. Напишіть рівняння хімічних реакцій, в яких фосфор є окисником, відновником, диспропорціонує.
24. Напишіть найпростіші та справжні формули оксидів фосфору. Які хімічні властивості вони проявляють?
25. Завдяки яким властивостям P2O5 може реагувати з H2SO4, HNO3, HСlO4? Напишіть рівняння реакцій.
26. Як реагує оксид фосфору (V) з водою? Напишіть рівняння реакцій.
27. Як реагує ортофосфорна кислота з металами? Наведіть приклади.
28. Як змінюється розчинність солей у ряду: Ca3(PO4)2 – CaHPO4 – Ca(H2PO4)2?
29. Напишіть рівняння першого ступеню гідролізу солей NaH2PO4, Nа2HPO4, Na3PO4? Яка реакція середовища в розчинах цих солей? Чим вона зумовлена?
30. Як реагують фосфор, миш’як, сурма та вісмут з азотною кислотою? Напишіть рівняння відповідних реакцій.
31. Як змінюється кислотно-основний характер оксидів та гідроксидів E+3 (E=As, Sb, Bi) при переході від миш’яку до вісмуту? Як можна розділити один від одного Sb(OH)3 та Bi(OH)3?
32. Чому розчини SbCl3 та Bi(NO3)3 мутніють при розведенні їх водою? Як можна зробити їх знову прозорими, не виділяючи осад?
33. Суміш As2S3, Sb2S3, Bi2S3 обробили надлишком розчину (NH4)2S? Що залишиться у осаді, що перейде у розчин?
34. Напишіть рівняння реакцій:
PH3 + KMnO4 + H2SO4 → H3PO4 + …
H3PO4 + Zn + H 2SO4 → PH3 + …
Sb + KСlO3 + H2SO4 → Sb2(SO4)3 + …
H3AsO3 + Zn + HCl →
AsH3 + KМnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + …
35. Як можна розпізнати миш’якове та сурм’яне «дзеркала»?
36. Напишіть рівняння таких перетворень:
а) Ca3(PO4)2 → P → P2O5 → H 3PO4 → Na3PO4 → Na 2HPO4 → Ba3(PO4)2;
б) N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → Cu(NO3)2 → NO2;
в) As → As2O3 → HAsO2 → H3AsO4 → HAsO2;
г) Bi → Bi(NO3)3 → Bi(OH)3 → BiI3 → K[BiI4];
д) Sb → SbCl3 → Sb(OH)3 → Na3[Sb(OH)6];
37. Цинкову пластинку масою 19,5г занурили у розчин солі вісмуту. Через деякий час її маса збільшилась до 26,6г. Яка маса вісмуту виділилась на пластинці?
38. Яку масу розчину з масовою часткою ортофосфорної кислоти 40% можна добути з 10кг Са3(РО4)2?
39. Визначити найпростішу формулу речовини, якщо масові частки елементів, що входять до її складу, дорівнюють: ω(O)=56,47%, ω(N)=16,47%, ω(Na)=27,06%.
Елементи групи VІА
До складу VІА групи входять 8О, 16S, 34S, 52Te, 84Po. Будова зовнішніх
| електронних рівнів – ns2 nр4. Для кисню – 8О | | ; для решти елементів: | ||
| 2s 2p | ||||
| | , де n – (номер періоду) = 3, 4, 5, 6. | |||
| ns np nd | ||||
6.1. Фізичні характеристики елементів