Оксид сурьмы (III),

или сурьмянистый ангидрид, Sb₂О₃ — типичный амфотерный оксид с некоторым преобладанием основных свойств. В сильных кислотах, например серной и соляной, оксид сурьмы (III) растворяется с образованием солей сурьмы (III):

Sb₂0₃ + 3H₂S0₄ = Sb₂(S0₄)₃ + 3H₂0.

Оксид сурьмы (III) растворяется также в щелочах с образованием солей сурьмянистой Н₃ Sb О₃ или метасурьмянистой HSb0₂ кислоты. Например:

Sb₂0₃ + 2NaOH = 2NaSb0₂ + Н₂0.

Сурьмянистая кислота, или гидроксид сурьмы (III), Sb(OH)₃ получается в виде белого осадка при действии щелочей на соли сурьмы (III):

SbCl₃ + 3NaOH = Sb(OH)₃ + 3NaCl.

Осадок легко растворяется как в избытке щелочи, так и в кислотах.

Оксид Висмута

Последний член подгруппы — висмут — характеризуется преобладанием металлических свойств над неметаллическими и может рассматриваться как металл.

Оксид висмута (III) Вi₂0₃ образуется при прокаливании висмута на воздухе, а также при разложении нитрата висмута. Он имеет основной характер и растворяется в кислотах с образованием солей висмута (III).

Билет 3

2. Гидриды элементов VII группы.

Из соединений галогенов наиболее важное практическое значение имеют галогеноводороды и соли галогеноводородов.

Химическая связь в молекулах галогеноводородов — полярная ковалентная:общая электронная пара смещена к атому галогена как более электроотрицательному.

Прочность химической связи в молекулах галогеноводородов закономерно падает в ряду HF — НС1 — НВг — HI: это проявляется в изменении энтальпии диссоциации молекул на атомы.

Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекул HF и HI. Пунктиром условно показано смещение электронного облака атома водорода в сторону атома галогена.

При переходе, например, от HF к HI уменьшается степень перекрывания электронных облаков атомов водорода и галогена, а область перекрывания располагается на большем расстоянии от ядра атома галогена и сильнее. С уменьшением прочности связи в молекулах галогеноводородов падает и их устойчивость к нагреванию. Термическая диссоциация фтороводорода происходит лишь при очень высоких температурах (более 3500 °С), тогда как йодоводород уже при 300 °С в значительной степени распадается на йод и водород:

2HI(г) Н₂(г) + 12(к), АН = -53,1 кДж.

Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом.

Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. При растворение галогеноводородов сопровождается их диссоциацией по кислотному типу, причем только фтороводород диссоциирован сравнительно слабо, остальные же принадлежат к числу наиболее сильных кислот.

В ряду HI — НВг — НС1 температуры кипения и плавления изменяются весьма закономерно (уменьшается), тогда как при переходе к HF они резко возрастают. Это обусловлено ассоциацией молекул фтороводорода в результате возникновения между ними водорсдных связей.

При растворении в воде молекулы фтороводорода диссоциируют с образованием ионов Н+ и F-. При этом частично разрываются водородные связи, так что диссоциация HF на ионы требует значительной затраты энергии. Поэтому фтороводород диссоциирует в водных растворах в значительно меньшей степени, чем другие галогеноводороды, по силе эта кислота лишь слегка превосходит уксусную.

Образовавшиеся при диссоциации HF ионы F- в значительной степени связываются с недиссоциированными молекулами HF, причем образуется ион HF₂ , в котором атомы фтора связаны друг с другом водородной связью:

F^- + HF HF₂^-.

Поэтому при нейтрализации фтороводорода сначала образуются кислые соли, например, KHF₂.

Отрицательные ионы галогеноводородов, за исключением фгорид-иона, обладают восстановительными свойствами, возрастающими по ряду Cl-, Br_, I-.

Хлорид-ион окисляется фтором, перманганатом калия, диоксидом марганца и другими сильными окислителями, например:

16НСl + 2КМn0₄ = 5С1₂ + 2КС1 + 2МnС1₂ + 8Н₂0.

Еще легче окисляются бромид и, в особенности, йодид-ионы. Последние также легко окисляются бромом, нитратами, солями Fe(III), например:

2FeCl₃ + 2HI = 2FeCl₂ +1₂ + 2НС1.

Поскольку галогенид-ионы обладают восстановительными свойствами, то при действии галогеноводородов на металлы последние могут окисляться лишь ионами водорода Н+. Поэтому галогеноводороды могут реагировать в растворе только с металлами, стандартный электродный потенциал которых меньше, чем у водорода.

Раствор фтороводорода в воде называется плавиковой кислотой. Это название происходит от плавикового шпата, из которого обычно получают фтороводород действием концентрированной серной кислоты:

CaF₂ + H₂S0₄ = CaS0₄ + 2HF.

Фтороводород реагирует с большинством металлов. Однако во многих случаях образующаяся соль малорастворима, вследствие чего на поверхности металла возникает защитная пленка. Так ведет себя, в частности, свинец, что и позволяет использовать его для изготовления аппаратуры, устойчивой к действию HF.

Замечательным свойством фтороводорода и плавиковой кислоты является их способность взаимодействовать с диоксидом кремния Si0₂, входящим в состав стекла; в результате образуется газообразный фторид кремния SiF₄:

Si0₂ + 4HF = SiF₄ + 2Н₂0.

В растворе плавиковой кислоты выделения фторида кремния не происходит, так как он взаимодействует с молекулами HF с образованием хорошо растворимой комплексной гексафторокремниевой (кремнефтороводородной) кислоты:

SiF₄ + 2HF = H₂[SiF₆].

На взаимодействии HF с диоксидом кремния основано применение плавиковой кислоты для вытравливания на стекле различных меток, надписей и рисунков.

Соляная кислота получается растворением в воде хлороводорода. В настоящее время основным способом промышленного получения хлороводорода является синтез его из водорода и хлора:

Н₂(г) + С1₂(Г) = 2НС1(_Г), АН = —183,6 кДж.

Большие количества НС1 получают также в качестве побочного продукта хлорирования органических соединений согласно схеме

RH + С1₂ = RC1 + НС1,

где R — органический радикал.

Прежний «сульфатный» метод получения НС1, применяемый в настоящее время только в лабораторной практике, основан на взаимодействии NaCl и концентрированной H2SO4 согласно уравнениям:

NaCl + H₂SO₄ = NaHS0₄ + НС1;

NaCl + NaHS0₄ = Na₂S0₄ + HC1.

Первая из этих реакций протекает в значительной степени уже при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. В качестве побочного продукта получается сульфат натрия Na₂S0₄

Подобно другим сильным кислотам, НС1 энергично взаимодействует со многими металлами и оксидами металлов. Соли ее называются хлоридами. Большинство их хорошо растворимы в воде. Малорастворимы AgCl, РЬС12, CuCl, Hg2Cl2.

Бромоводород и йодоводород очень похожи по своим свойствам на хлороводород, но отличаются более выраженными восстановительными свойствами. Молекулярный кислород постепенно окисляет йодоводород уже при комнатной температуре, причем под действием света реакция сильно ускоряется:

4HI + 0₂ = 2I₂ + 2Н₂0.

Бромоводород взаимодействует с кислородом гораздо медленнее, в то время как при обычных условиях соляная кислота вовсе с ним не взаимодействует.

Восстановительные свойства бромоводорода и йодоводорода заметно проявляются и при взаимодействии с концентрированной серной кислотой. При этом НВг восстанавливает H₂S0₄ до S0₂:

2HBr + H₂S04 = Br₂ + S0₂ + 2Н₂0, a HI — до свободной серы или даже до H2S:

6HI + H₂S0₄ = 3I₂ + S + 4H₂0

или

8HI + H₂S0₄ = 4I₂ + H₂S + 4H₂0.

Поэтому НВг трудно, a HI практически невозможно получить действием серной кислоты на бромиды или йодиды. Обычно эти галогеноводороды получают действием воды на соединения брома и йода с фосфором — РВг₃ и PI3. Последние подвергаются при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и соответствующий галогеноводород:

РВг₃ + ЗН₂0 = Н₃РО₃ + ЗНВг ;

Р1₃ + ЗН₂0 = Н₃РО₃ + 3HI.

Раствор йодоводорода вплоть до 50%-ной концентрации можно получить, пропуская H₂S в водную суспензию йода. Реакция идет согласно схеме:

I₂ + H₂S = Si + 2HI.

Билет 4