Оксиды и кислоты фосфора.

К важнейшим оксидам фосфора принадлежат Р203 и Р206.

Оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид, Р203 получается пре медленном окислении фосфора или когда фосфор сгорает при недостаточном доступе кислорода.

При действии холодной воды оксид фосфора (III) медленно взаимодействует с ней, образуя фосфористую кислоту Н3РО3. Как оксид фосфора (III), так и фосфористая кислота обладают сильно выраженными восстановительными свойствами.

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид, Р206 образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде в виде белой объемистой снегообразной массы.

Оксид фосфора (V) жадно соединяется с водой и потому применяется как очень сильное водоотнимающее средство. На воздухе оксид фосфора (V), притягивая влагу, быстро превращается в расплывающуюся массу метафосфорной кислоты.

Химические свойства

1. Взаимодействие с кислородом

При температуре 20–50 °С окисляется кислородом воздуха:

Р4О6 + 2О2 = Р4О10.

2. Взаимодействие с водой

Оксид фосфора (III) – фосфористый ангидрид, при взаимодействии с холодной водой образует фосфористую кислоту:

Р4О6 + 6H2O = 4H3PO3.

3. Свойства кислотного оксида

Типичный кислотный оксид:

4CaO + P4O6 + 2H2O = 4CaHPO3,

4Ca(OH)2 + P4O6 = 4CaHPO3 + 2H2O.

4. Восстановительные свойства

Обладает восстановительными свойствами, восстанавливает малоактивные металлы из растворов их соединений:

4HgCl2 + P4O6 + 10H2O = 4H3PO4 + 4Hg + 8HCl.

Получение

Образуется при горении фосфора в недостатке кислорода:

4Р + 3О2 = Р4О6.

Фосфорные кислоты.

Оксиду фосфора (V) отвечает несколько кислот. Важнейшая из них — это ортофосфорная кислота Н3Р04, называемая обычно просто фосфорной. Другие фосфорные кислоты представляют собою полимерные соединения. В анионе всех фосфорных кислот атом фосфора, находящийся в состоянии sр3-гибридизации, окружен четырьмя атомами кислорода, расположенными в вершинах тетраэдра. Ортофосфорная кислота построена из изолированных тетраэдров, в других фосфорных кислотах тетраэдры РО4 объединены через атомы кислорода в агрегаты, содержащие от двух до весьма большого числа — порядка 105 — атомов фосфора.

Ортофосфорная кислота Н3РО4 в воде она растворяется очень хорошо.

Ортофосфорная кислота не принадлежит к числу сильных кислот. Будучи трехосновной, она образует три ряда солей: средние и кислые с одним или с двумя атомами водорода в кислотном остатке. Средние соли фосфорной кислоты называют ортофосфатами или просто фосфатами, кислые — гидрофосфатами:

Дигидрофосфаты растворимы в воде; из гидрофосфатов и средних фосфатов хорошо растворимы лишь соли щелочных металлов и аммония.

В водных растворах фосфаты гидролизуются. При этом растворы средних солей щелочных металлов имеют сильно щелочную реакцию.

В лаборатории фосфорную кислоту можно получать окислением фосфора 30%-ной HNO3. Реакция протекает согласно уравнению:

ЗР + 5HN03 + 2Н20 = ЗН3РО4 + 5N0

В промышленности фосфорную кислоту получают двумя методами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка природных фосфатов серной кислотой:

Са3(Р04)2 + 3H2S04 = 3CaS04 + 2Н3Р04

Образующуюся фосфорную кислоту отфильтровывают от сульфата кальция и концентрируют выпариванием.

Все другие фосфорные кислоты представляют собой продукты соединения тетраэдров Р04. В большинстве своем эти кислоты не выделены в свободном состоянии, а известны в виде смесей, в водных растворах или в виде солей. В зависимости от способа соединения групп Р04 в фосфатные комплексы эти кислоты разделяются на полифосфорные и метафосфорные кислоты. Полифосфорные кислоты и их соли — полифосфаты — построены из цепочек -РО3-О- РО3. В метафосфорных кислотах и их солях — метафосфатах — тетраэдры РО4 образуют кольца.

Из полифосфорных кислот в кристаллическом состоянии выделена только простейшая дифосфорная (или пирофосфорная) кислота Н4Р2О7.

Дифосфорная кислота хорошо растворяется в воде и является несколько бо-лее сильной кислотой, чем Н3РО4. Ее соли назьшаются дифосфатами, или пирофосфатами.

Метафосфорные кислоты имеют общую формулу НnРnО3n, где n может принимать значения от 3 до 8; однако часто их состав выражают простейшей формулой НРО3.

Билет 14

2. Галогениды IV группы.

Углерод

Углерод непосредственно реагирует с галогенами при нагревании, образуя тетрагалогениды, но скорость реакции и выход продукта невелики. Поэтому галогениды углерода получают другими методами, например, хлорированием дисульфида углерода получают CCl4:

CS2 + 2Cl2 = CCl4 + 2S

Тетрахлорид CCl4 – негорючее вещество, используется в качестве растворителя в процессах сухой чистки, но не рекомендуется применять его как пламегаситель, так как при высокой температуре происходит образование ядовитого фосгена (газообразное отравляющее вещество). Сам ССl4 также ядовит и при вдыхании в заметных количествах может вызвать отравление печени. СCl4 образуется и по фотохимической реакции между метаном СH4 и Сl2; при этом возможно образование продуктов неполного хлорирования метана – CHCl3, CH2Cl2 и CH3Cl. Аналогично протекают реакции и с другими галогенами.

Кремний

Хлорид кремния SiCl4 получается нагреванием смеси диоксида кремния с углем в струе Хлора:

Si02 + 2С + 2С12 = SiCl4 + 2СО

или хлорированием технического кремния. При действии воды хлорид кремния подвергается полному гидролизу с образованием кремниевой и соляной кислот:

SiCl4 + ЗН20 = H2Si03 + 4НС1.

Вследствие этой реакции при испарении SiCl4 во влажном воздухе образуется густой дым.

Фторид кремния SiF4 образуется при взаимодействии фтороводорода с диоксидом кремния:

Si02 + 4HF = SiF4 + 2Н20.

Это — бесцветный газ с резким запахом.

Как и хлорид кремния, в водных растворах SiF4 гидролизуется:

SiF4 + ЗН20 = H2Si03 + 4HF.

Образующийся фтороводород взаимодействует с SiF4. При этом получается гексафторокремниевая кислота H2SiF6:

SiF4 + 2HF = H2SiF6

Суммарный процесс выражается уравнением:

3SiF4 + ЗН20 = 2H2SiF6 + H2Si03 .

По силе гексафторокремниевая кислота близка к серной. Соли ее — фторосиликаты, в большинстве своем растворимы в воде. Сама кислота и все фторосиликаты ядовиты.

Германий

Галогениды германия представляют собой бесцветные (кроме жёлтого GеI2) твёрдые вещества, весьма склонные к дисмутации на GeГ4 и Ge. По ряду F-Cl-Br-I устойчивость возрастает. Водой они очень сильно гидролизуются.

Термическим разложением GeCI4 около 1000 °С был получен коричневый (после очистки — жёлтый) субхлорид германия состава GeCl. Это вещество при дальнейшем нагревании подвергается дисмутации на Ge и GeCl4.

Подобно ЭГ4, двухвалентные галогениды Ge, Sn и Pb способны образовывать комплексные соединения, которые, однако, значительно менее устойчивы. Характерны для них комплексы типов M[ЭГ3] и M2[ЭГ4]. В разбавленных растворах все они почти нацело разложены на соответствующие простые ионы.

Олово

Дигидрат хлорида олова (II) SnCl2*2H20 образует бесцветные кристаллы. При нагревании или сильном разбавлении хлорида олова (II) водой происходит его частичный гидролиз с образованием осадка основной соли:

SnCl220<=> SnCl(OH) + HCI.

Хлорид олова (II) — восстановитель. Так, хлорид железа (III) FeCl3 восстанавливается им в хлорид железа (II) FeCl2:

2FeCl3 + SnCl2 = 2FeCl2 + SnCl4 .

При действии хлорида олова (II) на раствор хлорида ртути (II) (сулемы) HgCl2 образуется белый осадок хлорида ртути (I) (каломели) Hg2Cl2:

2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2 + SnCl4 .

При избытке хлорида олова восстановление идет еще дальше и получается металлическая ртуть:

Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4 .

Хлорид олова (IV) SnCl4 представляет собой жидкость. Хлорид олова (IV) образуется при действии хлора на металлическое олово или на хлорид олова (II). В технике его получают главным образом путем обработки отбросов белой жести (старых консервных банок) хлором.

Хлорид олова (IV) растворяется в воде и может быть выделен из раствора в виде различных кристаллогидратов, например SnCl4*5H20.

В водных растворах, особенно в разбавленных, хлорид олова (IV) подвергается гидролизу; конечным продуктом гидролиза является а-оловянная кислота:

SnCl4 + 3H20 ó H2Sn03+4НС1.

Свинец

Хлорид свинца (II) РЬСl2 получается в виде белого осадка при действии на растворы солей свинца (II) соляной кислотой или растворимыми хлоридами. Хлорид свинца мало растворим в холодной воде, но при повышении температуры его растворимость в воде сильно возрастает.

Йодид свинца (II) РbCl2 выпадает в виде желтого осадка из растворов солей свинца (II) при введении в них йодид-ионов. В холодной воде он практически нерастворим, но хорошо растворяется в горячей, образуя бесцветный раствор. При охлаждении последнего йодид свинца выделяется в виде золотисто-желтых кристаллов.

Билет 15






Дата добавления: 2016-10-07; просмотров: 3174; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2021 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.037 сек.