Элементы 5-а группы

5) Степень окисления +3

а) Р₂О₃ – фосфористый ангидрид, имеет несколько модификаций (Р₂О₃)_n, бесцветные ядовитые кристаллы;

б) H₃РO₃ или H₂ [РO₃Н] – фосфористая кислота, средней силы;

в) соли фосфиты, растворимы только у щелочных металлов (К₂ [РO₃Н]),

г) галогениды довольно активны:

РСI₃ + CI₂ = PCI₅ ,

РСI₃ + О₂ = PОCI₃ ,

РСI₃ + НCI ® Н[PCI₄].

6) Максимальная степень окисления +5

а) Р₂О₅ – фосфорный ангидрид, белый порошок, имеет модификацию (Р₂О₅)₂, сильное водоотнимающее средство: Р₂О₅ + 2H₂O = 2HРO₃;

б) HРO₃ - мета, H₄Р₂O₇ –пиро, H₃РO₄ –ортофосфорная кислота, средней силы;

в) соли мета-, пиро-, орто-фосфаты;

г) галогениды довольно активны:

РСI₅ + 4H₂O = H₃РO₄ +5НСI ,

РF₅ + HF = Н[PF₆].

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

₇N, ₁₅P, ₃₃As, ₅₁Sb, ₈₃Bi. По подгруппе сверху вниз металлические свойства закономерно увеличиваются и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях, а также с некоторыми физическими свойствами. Хотя аллотропия P, As и Sb создают определённые трудности при сведении физических свойств в единую таблицу:

Таблица 11

Свойства элементов пятой группы, главной подгруппы

Химические свойства

1. С простыми веществами дают самые разные соединения, проявляя различную окислительно-восстановительную природу:

а) восстановительные свойства

;

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃ (или PCl₅);

4As + 5O₂ = 2As₂O₅;

2Bi + 3Cl₂ = 2BiCl₃.

б) Окислительные свойства

;

2P + 3Ca = Ca₃P₂;

2As + 3Mg = Mg₃As₂.

2. С кислотами реагируют по-разному в зависимости от природы элемента подгруппы:

2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂^­ + 2H₂O;

3As + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃AsO₄ + 5NO^­;

3Sb + 5HNO₃ = 3HSbO₃ + 5NO^­ + H₂O;

2Sb + 6Н₂SO_{4 конц.} = Sb₂(SO₄)₃ + 3SO₂^­ + 6H₂O;

Bi + 4HNO₃ = Bi(NO₃)₃ + NO^­ + 2H₂O.

Необходимо помнить, что элементы подгруппы мышьяка в ряду активности стоят после водорода.

3. Гидролиз соединений идёт по-разному:

а) PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl;

BiCl₃ + H₂O ® BiOCl_¯ + 2HCl.

(SbCl₃) (SbOCl)

б) NaNO₂ + H₂O Û HNO₂ + NaOH;

K₃PO₄ + H₂O Û K₂HPO₄ + KOH;

K₃AsO₄ + H₂O Û K₂HAsO₄ + KOH.

4. Изменение кислотно-основных свойств у элементов проявляется по-разному

Таблица 12

Наиболее важные соединения элементов пятой подгруппы

5. Окислительно-восстановительная способность соединений зависит от степени окисления элемента:

а) Э^-3 – восстановители

2NH₃ + 6KМnO₄ + 6KOH = 6K₂MnO₄ + N₂ + 6H₂O;

2PH₃ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O.

б)

окислители:

2KNO₂ + 4H₂S = 3S + N₂ + K₂S + 4H₂O

Э⁺³ 2BiCl₃ + 3SnCl₂ + 18KOH = 2Bi + 3K₂SnO₃ + 12KCl + 9H₂O.

восстановители:

10KNO₂+4KМnO₄+11H₂SO₄=10HNO₃+4MnSO₄+7K₂SO₄+6H₂O

в) Э⁺⁵ – окислители

;

Na₃SbO₄ + 2NaJ + H₂SO₄ = Na₃SbO₃ + J₂ + Na₂SO₄ + H₂O.

Элементы 6-а группы. (Халькогены)

Строение электронной оболочки: …ns²np⁴.

₈O, ₁₆S, ₃₄Se, ₅₂Te, ₈₄Po(радиоактивен).

КИСЛОРОД и его соединения

Самый распространённый элемент на Земле: 21% (объемных) в воздухе, входит в состав Н₂О, минералов, органических веществ.

Физические свойства

Существует в виде веществ:

а) «кислород» О₂ – газ без цвета, вкуса, запаха, не ядовит, ; t°_кип. = -183°С; ;

б) «озон» О₃ – голубой газ с резким запахом, ядовит, очень сильный окислитель; t°_кип. = -111,8°С.

Химические свойства

1. Только в одной реакции кислород является восстановителем:

О₂ + 2F₂ = 2OF₂ ( ).

2. Во всех остальных случаях кислород – окислитель, особенно если он находится в атомарном состоянии:

а) Окисление простых веществ

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О;

S + O₂ = SO₂^­;

2Ca + O₂ = 2CaO.

б)Окисление сложных веществ

Р₂О₃ + О₂ = Р₂О₅;

2SO₂ + O₂ = 2SO₃;

2PCl₃ + O₂ = 2POCl₃.

в) Горение сложных неорганических веществ

2H₂S + O_{2 недост.} = 2S + 2H₂O;

2H₂S + 3O_{2 изб.} = 2SO₂^­ + 2H₂O.

г) Горение органических веществ

СН₄ + 2О₂ = СО₂^­ + 2Н₂О;

С₂Н₅ОН + 3О₂ = 2СО₂ + 3Н₂О.

СЕРА и её соединения

В природе встречается в самородном виде; в виде минералов (сульфиды, сульфаты); в нефти; в белках.

Физические свойства

Твёрдая, хрупкая, жёлтого цвета, не растворима в Н₂О, но растворима в сероуглероде, анилине. Аллотропна: ромбическая сера (a- форма); моноклинная (b - сера); пластическая и др. Наиболее устойчива модификация a (t°_пл. » 113°С), ей приписывают состав S₈.

Химические свойства

Cоединения, проявляя разные степени окисления, имеют разную окислительно-восстановительную способность.

Таблица 13

Наиболее важные соединения серы

1. Сера, взаимодействуя со сложными соединениями, по-разному меняет свою степень окисления:

а) S + 2H₂SO_4конц. = 3SO₂ + 2H₂O ( );

б) S + 6HNO_3конц. = H₂SO₄ + 6NO₂^­ + 2H₂O ( );

в) 3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

реакция диспропорционирования

2. Соединения S^-2

а) H₂S – сероводород, ядовитый газ с запахом тухлых яиц, сильный восстановитель: 2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O;

H₂S + Cl₂ = 2HCl + S.

б) Раствор Н₂S – слабая кислота

Н₂S Û Н⁺ + HS^- (К₁ = 6 × 10^-8).

в) Соли – сульфиды; соли щелочных и щелочно-земельных металлов хорошо растворимы, гидролизуются; сульфиды р-, d-металлов практически не растворимы.

г) Сульфиды металлов проявляют основную природу:

K₂S + H₂O Û KHS + KOH;

Сульфиды неметаллов проявляют кислотную природу:

SiS₂ + 3H₂O = H₂SiO₃ + 2H₂S.

д) Тиосоли: похожи на обычные соли, в которых атомы О заменены на S:

Na₂S + CS₂ = Na₂CS₃ – тиокарбонат натрия;

Na₂CS₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CS₃

неустойчива

Н ₂S CS₂

е) Полисульфиды: сера, подобно кислороду в перекисях, может образовывать соли: Na₂S_{раствор} + ´S = Na₂S_n – полисульфид натрия (содержат сульфидные мостики – S - S - S - S -).

3. Соединения S⁺⁴

а) SO₂ – сернистый газ с резким запахом, ядовит;

б) Раствор SO₂ – сернистая кислота H₂SO₃, средней силы

H₂SO₃ Û Н⁺ + HSO₃^- (К₁ = 1,3 × 10^-2);

в) Соли – сульфиты, хорошо гидролизуются

Na₂SO₃ + H₂O Û NaHSO₃ + NaOH.

г) В окислительно-восстановительных реакциях все эти соединения проявляют двойственность:

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O;

о-ль

2SO₂ + O₂ = 2SO₃.

в-ль

д) хлористый тионил: SOCl₂

SOCl₂ + 2H₂O = H₂SO₃ + 2HCl.

4. Соединения S⁺⁶

а) SO₃ – серный ангидрид; аллотропен, сильный окислитель. Очень энергично реагирует с водой

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄ + 89,1 кДж/моль;

б) H₂SO₄ – серная кислота, бесцветная маслянистая жидкость; сильная.

H₂SO_{4 конц.} – очень сильный окислитель; обугливает бумагу, сахар, дерево:

С + 2H₂SO_{4 конц.} = СО₂^­ +2SО₂^­ + 2H₂O.

Индивидуально её поведение с металлами:

при обыкновенной температуре со многими металлами не взаимодействует («пассивирует» Cr, Fe, Al, Zn, …);

при повышенной реагирует почти со всеми металлами, кроме Au и Pt.

Является очень хорошим водоотнимающим средством, т.к. с водой образует гидраты H₂SO₄ × nH₂O:

.

в) Соли: средние – K₂SO₄ (сульфаты);

кислые – KHSO₄ (гидросульфаты);

купоросы – CuSO₄ × 5H₂O; ZnSO₄ × 7H₂O;

квасцы – двойные соли, кристаллогидраты

KAl(SO₄)₂ × 12H₂O; NH₄Fe(SO₄)₂ × 12H₂O.

г) Олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄, при этом частично идёт реакция

2SO₃ + H₂O = H₂S₂O₇ пиросерная кислота.

д) Хлористый сульфурил SO₂Cl₂

SO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl.

е) Пероксосерные кислоты – содержат перекисные мостики

H₂SO₅ – пероксомоносерная,

H₂S₂O₈ – пероксодисерная;

сильные окислители.

ж) Тиосульфаты – содержат серу в разных степенях окисления: S⁺⁶ и S^-2; благодаря наличию S^-2 соединения являются сильными восстановителями.

Na₂S₂O₃ + Br₂ + H₂O = 2HBr + S + Na₂SO₄.

Соответствующая кислота Н₂S₂O₃ (тиосерная) неустойчива:

Na₂S₂O₃ +H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂S₂O₃.

H₂O S SO₂

Элементы 7-а группы. (Галогены)

Строение электронной оболочки: …ns²np⁵.

₉F, ₁₇Cl, ₃₅Br, ₅₃J, ₈₅At (радиоактивен). В свободном состоянии существуют в виде двухатомных молекул.

Физические свойства

Ядовиты, с резким запахом F₂ – бледно-желтый газ, t°_кип. = -188,2°С;

Cl₂ – зелёно-жёлтый газ; t°_кип. = -34,1°С;

Br₂ – красная жидкость; t°_кип. = 59,2°С;

J₂ – фиолетовые кристаллы; t°_кип. = +185,5°С.

Химические свойства

1) Самый активный – F₂, в его атмосфере горят даже стекло и вода:

2F₂ + SiO₂ = SiF₄ + O₂;

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂.

2) Вышестоящие галогены (как более сильные окислители) вытесняют нижестоящие из различных соединений:

F₂ + 2KCl (KBr, KJ) = 2KF + Cl₂ (Br₂, J₂).

3) При растворении галогенов воде и растворах щелочей идут реакции диспропорционирования; в зависимости от температуры получают разные продукты реакции:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO;

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO;

;

.

4) Галогеноводороды – все они бесцветные газы (HF благодаря водородным связям образует ассоциаты H_xF_x).

По ряду: HF – HCl – HBr – HJ прочность связи падает и восстановительные свойства растут:

MnO₂ + 4HCl = Cl₂^­ + MnCl₂ + 2H₂O ( ).

5) При растворении в воде получают сильные кислоты; HJ – самая сильная (исключение составляет слабая фтороводородная кислота:

H₂F₂ Û H⁺ + HF₂^-)

6) Галогениды элементов имеют различный кислотно-основной характер, который проявляется:

а) в реакциях гидролиза

AlCl₃ + H₂O Û AlOHCl₂ + HCl;

PBr₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HBr.

б) в реакциях комплексообразования

2NaF + SiF₄ ® Na₂[SiF₆];

по ряду лигандов F^-; Cl^-; Br^-; J^- устойчивость комплексов уменьшается.

7) Галогены в высших степенях окисления

а) оксиды: Cl₂O; (ClO₂)₂; (ClO₃)₂; Cl₂O₇;

б) кислоты: HClO; HClO₂; HClO₃; HClO₄;

по ряду кислот ® сила возрастает, для кислот и их солей по этому же ряду окислительные свойства уменьшаются.

в) кислоты и их соли при нагревании разлагаются:

;

;

.

г) соединения между галогенами: их известно очень много; состав соответствует положению элементов в Периодической системе (более электроотрицательные элементы стоят в конце формул):

ClF, BrF, JF; ClF₃, JF₃; ClF₅, ClOF₃; BrF₇, JO₃F и др.;

имеют кислотный характер: JF₇ + 4H₂O = 7HF + HJO₄;

ClO₃F + 2NaOH = NaClO₄ + NaF + H₂O.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какое вещество образуется при взаимодействии мышьяка с концентрированной азотной кислотой – а)Аs(NО₃)₃ ? б)H₃AsO₄ ? в)As₂О ₃?

2.Какое вещество реагирует с концентрированной кислотой с выделением свободного хлора – а)СаС1₂? б)МпО₂? в)СrС1₃?