Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений.

Поскольку данный практикум не является теоретическим пособием по химии элементов, то сведения о них приведены в сжатой форме, более детальная информация изложена в [1-3].

Одним из способов классификации химических элементов является их разделение на семейства. К настоящему времени получено 118 элементов, которые подразделяют на семейства s-, p-, d- и f-элементов.

Семейство s-элементов включает элементы главных подгрупп I и II групп. Элементы IА группы называют щелочными, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий, причем последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы.

Электронная формула атомов этих элементов в общем виде записывается …ns¹⁻². Единственный электрон во внешнем электронном слое атомов щелочных металлов легко отдается, следствием чего является окислительное число +1. Элементы II группы проявляют в соединениях постоянное окислительное число +2, чему предшествует процесс «возбуждения» атомов. Исходя из факта увеличения радиуса, уменьшения энергии ионизации атомов в группах сверху вниз, следует, что металлические (восстановительные) свойства от Li к Fr и от Be к Ra усиливаются. От I группы к II эти свойства ослабевают вследствие уменьшения радиусов и увеличения энергии ионизации атомов s-элементов, а также 2- или 8-электронная конфигурация предпоследнего электронного слоя обусловливают: а) сферическую симметрию ионов; б) слабую поляризацию; в) преобладание ионных соединений.

Все металлы I и II групп главных подгрупп ввиду высокой активности в природе находятся только в виде соединений, главным образом в виде хлоридов, сульфатов и карбонатов. По этой же причине s-металлы хранят в инертной атмосфере или под слоем жидких углеводородов. В земной коре наиболее распространены четыре из этих тринадцати элементов, в %: Na (2,63), K (2,41), Mg (1,95) и Ca (3,38). Остальные встречаются значительно реже, а франций вообще не встречается. Среди методов получения металлов наиболее распространённым является электролиз расплавов солей.

Все s-элементы – металлы белые, или светло-серые с серебристым блеском. Низкие температуры плавления щелочных металлов объясняются тем, что энергия образования плотной упаковки решётки металлов относительно мала. Mg тягуч, из него можно вытягивать проволоку и прокатывать тонкие листы. Щелочные металлы окрашивают пламя в характерные цвета: Li – карминово-красный, Na – жёлтый, К, Rb, Cs – фиолетовый.

Интересная особенность щелочных и щелочно-земельных металлов заключается в способности растворяться в жидком аммиаке с образованием голубых электропроводящих растворов. Щелочные металлы растворяются в ртути. Литий входит в состав многих сплавов, примером являются свинцово-подшипниковые. Натрий – исходный продукт для получения ряда веществ: Na₂CO₃, Na₂S₂O₃, NaCN, Na₂O₂, Na₂NCN (натрий цианамид), NaNH₂ (амид натрия, применяется для получения индиго и витамина А); амальгама натрия применяется в органических синтезах как восстановитель; в осветительной технике, в ядерной энергетике – как теплоноситель; входит в состав некоторых сплавов. Калий и цезий используются в фотоэлементах. Бериллий входит в состав ряда сплавов. Сплавы эти являются коррозионно-устойчивыми, применяются в самолётостроении, электротехнике, атомной технике. Например, сплав Be c Cu используется в изготовлении матриц для литья под давлением. Магний применяется в пиротехнике и фотографии, так как при горении его выделяется много света; чтобы при горении стеариновых свечей получить такое же количество света, которое выделяется при горении магниевой проволоки, необходимо сжечь стеарина в 140 раз больше. Mg входит в состав многих сплавов, которые отличаются небольшим удельным весом и применяются в самолёто- и автомобилестроении, например, магналий (10−30 % Mg, 70−90 % Аl) и электрон (90 % Mg; 10 % – Аl, Zn, Cu, Mn, Si). Кальций входит в состав сплавов, главным образом со свинцом (подшипниковые). Соединения Sr входят в состав фосфоресцирующих составов, Ba применяется для поддержания вакуума в электронных трубках, Ra − в медицине (источник излучения), в ядерных реакциях.

 

p-Элементы имеют общую электронную конфигурацию ns2np1–6 и образуют подгруппы IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА периодической системы Д.И. Менделеева. р-семейство содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы, а также некоторые металлы, которые имеют различные свойства, как физические, так и химические. р-Неметаллы - это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы - умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов. В подгруппе IIIА обычно рассматривают отдельно B, Al и подгруппу галлия (Ga, In, Tl), в IVА – C, Si и подгруппу германия (Ge, Sn, Pb), в VА – N, P и подгруппу мышьяка (As, Sb, Bi), в VIА – O и подгруппу халькогенов (S, Se, Te, Po), в VIIА – галогены (F, Cl, Br, I, At), в VIIIА – Ne, Ar и подгруппу криптона (Kr, Xe, Rn).

В отличие от s-элементов, p-элементы поливалентны. Высшие положительные степени окисления равны номеру группы, отрицательные – числу неспаренных электронов для элементов IVА–VIIА подгрупп. Для элементов подгруппы Kr возможны только формально положительные четные степени окисления.

При переходе сверху вниз в подгруппах возрастает разница энергий s- и p-подуровней, поэтому легким элементам свойственны высшие степени окисления, тяжелым – низшие. Так, в подгруппе IVА стабильность соединений Э²⁺ возрастает в ряду Ge²⁺<Sn²⁺<Pb²⁺. В той же последовательности уменьшается устойчивость соединений Э⁴⁺. Восстановительные свойства p-элементов в группе сверху вниз усиливаются, а окислительные ослабевают. Окислителями и восстановителями являются соединения, в которых элементы находятся в неустойчивых степенях окисления и в ходе реакции переходят в более устойчивые. Так, для элементов IVА подгруппы стабильность степени окисления +2 увеличивается с ростом порядкового номера. Если Ge⁺² – сильный восстановитель, то Pb⁺⁴ – энергичный окислитель. Большинство p-элементов способны к реакциям диспропорционирования.

Например:

CaO + 3C = CaC₂ + CO,

2As + 3NaOH = AsH3 + Na₃AsO₃,

3S + 6KOH = 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O.

В пределах подгруппы сверху вниз по мере роста порядкового номера элемента неметаллические свойства p-элементов ослабляются и усиливаются металлические, поэтому наиболее характерная положительная степень окисления уменьшается. Например, характерная степень окисления элементов: в III периоде Al³⁺, Si⁴⁺, Р⁵⁺, S⁶⁺ в VI периоде Tl¹⁺, Pb²⁺, Bi³⁺, Po⁴⁺ отсюда можно сделать вывод, что соединения Tl³⁺, Pb⁴⁺, Bi⁵⁺ – сильные окислители, а соединения Ga¹⁺, Ge²⁺, As³⁺ – восстановители. Прочность водородных соединений в главных подгруппах сверху вниз уменьшается вследствие увеличения радиуса атома. Почти все p-элементы – кислотообразователи, причем, устойчивость и сила кислородсодержащих кислот растет по мере увеличения степени окисления p-элемента. Например, сила кислот увеличивается в рядах: HClO> HClO₂>HClO₃>HClO₄; H₂SO₃>H₂SO₄; HNO₂>HNO₃. Окислительно-восстановительные свойства соединений p-элементов зависят, как правило, от степени окисления их атомов, входящих в состав данных соединений. Соединения, в которых атом p-элемента находится в промежуточной степени окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (H₂O₂, N₂H₄, NH₂OH, HNO₂, H₃PO₂, H₂SO₃ и т.п.).

Атмосфера Земли состоит, в основном, из молекул p-элементов: азота и кислорода. Углерод, кислород, азот, фосфор являются биогенными элементами. Углерод в виде аллотропной модификации графита используется в карандашной промышленности, для получения графитовых электродов и специальной смазки; а алмаз в качестве абразивного материала благодаря исключительной твердости и в ювелирном деле. Активированный уголь – прекрасный адсорбент, в Первую мировую войну он был впервые применен в противогазах для защиты органов дыхания от отравляющих газов, в современных противогазах он также практически незаменим; в медицине используют для выведения токсинов. Углерод в виде ископаемого топлива: угля и углеводородов (нефть, природный газ) - один из важнейших источников энергии для человечества. Алюминий имеет исключительное значение как стратегический металл. Он необходим для самолётостроения, танкостроения, артиллерии, средств связи, производства взрывчатых веществ, осветительных и зажигательных снарядов, изготовления посуды (кастрюли, котелки, фляги, термосы) и пищевой упаковки в виде фольги; в алюминотермии и др. Бор находит применение в виде добавки при получении коррозионно-устойчивых и жаропрочных сплавов, его карбиды обладают высокой твердостью и используются в качнстве абразивных материалов. Ранее их широко использовали для изготовления сверл, применяемых зубными врачами (отсюда название бормашина). Бор в виде волокон служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов. Сам бор и его соединения — нитрид BN и другие — используются как полупроводниковые материалы и диэлектрики. Бор используют для получения так называемых боросиликатных стекол. В медицине бура и борная кислота в виде водно-спиртовых растворов находят применение как антисептические средства. Фосфор используют в основном для производства фосфорных удобрений, ортофосфорной кислоты, изготовления спичек и т.д.

 

 

d-Семейство элементов — группа из 32 атомов в периодической таблице элементов, в электронной оболочке которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают d-орбиталь. Данный блок представляет собой часть периодической таблицы с элементами от 1Б до 8Б группы короткопериодного варианта табл. Д.И. Менделеева. Элементы заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается ns²(n-1) d¹ (первая группа) и заканчивается ns²(n-1) d¹⁰ (восьмая группа). Однако существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома 4s¹3d⁵ (но не 4s²3d⁴). Это явление называется «провал» электрона.

d-Элементы также известны как переходные металлы или переходные элементы. Однако точные границы, отделяющие переходные металлы от остальных групп химических элементов, ещё не проведены. В природе, в основном, встречаются в чистом виде, в виде оксидов или солей, из которых их обычно восстанавливают угле- или кремнетермическим методами. Особо чистые металлы можно получить через стадию синтеза карбонилов.

Особенностью этих элементов является непропорционально медленное возрастание атомного радиуса с возрастанием числа электронов. Относительно медленное изменение радиусов объясняется так называемым лантаноидным сжатием вследствие проникновения ns-электронов под d-электронный слой. В результате наблюдается незначительное изменение атомных и химических свойств d-элементов с увеличением атомного номера. Сходство химических свойств проявляется в характерной особенности d-элементов образовывать комплексные соединения с разнообразными лигандами.

Важным свойством d-элементов является переменная валентность и, соответственно, разнообразие степеней окисления. Эта особенность связана главным образом с незавершенностью предвнешнего d-электронного слоя (кроме элементов IБ- и IIБ-групп). Возможность существования d-элементов в разных степенях окисления определяет широкий диапазон окислительно-восстановительных свойств элементов. В низших степенях окисления d-элементы проявляют свойства металлов. С увеличением атомного номера в группах Б металлические свойства закономерно уменьшаются.

В растворах кислородсодержащие анионы d-элементов с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства. Катионные формы низших степеней окисления характеризуются основными и восстановительными свойствами. d-элементы в промежуточной степени окисления проявляют амфотерные свойства.

В периоде с увеличением заряда ядра наблюдается уменьшение устойчивости соединений элементов в высших степенях окисления. Параллельно возрастают окислительно-восстановительные потенциалы этих соединений. Наибольшая окислительная способность наблюдается у феррат-ионов и перманганат-ионов. Следует отметить, что у d-элементов при нарастании относительной электроотрицательности усиливаются кислотные и неметаллические свойства. С увеличением устойчивости соединений при движении сверху вниз в Б-группах одновременно уменьшаются их окислительные свойства.

Более 1/3 всех микроэлементов организма составляют d-элементы. Наряду с ферментами, гормонами, витаминами и другими биологически активными веществами они участвуют в процессах обмена нуклеиновых кислот, белков, жиров и углеводов. Из d-элементов важную роль в организме играют железо, кобальт, цинк и молибден. Биологические функции микроэлементов в живом организме связаны главным образом с процессом комплекообразования между аминокислотами, белками, нуклеиновыми кислотами и ионами соответствующих металлов. Соединения d-элементов используются в качестве лекарственных препаратов, в избыточных концентрациях они ядовиты (это связано с тем, что d-элементы образуют с белками нерастворимые соединения). Железо - важнейший металл современной техники. В чистом виде Железо из-за его низкой прочности практически не используется, хотя в быту "железными" часто называют стальные или чугунные изделия. Основная масса железа применяется в виде весьма различных по составу и свойствам сплавов. На долю сплавов железа приходится примерно 95% всей металлической продукции. Соединения марганца применяют и при изготовлении гальванических элементов; в производстве стекла и в керамической промышленности; в красильной и полиграфической промышленности, в сельском хозяйстве и т. д. Хром в виду его жаропрочности, твердости и устойчивости против коррозии используют для выплавки хромистых сталей. Соединениями хрома протравливают ткани при крашении. Некоторые его соли используются как составная часть дубильных растворов в кожевенной промышленности; PbCrO₄, ZnCrO₄, SrCrO₄ - как художественные краски. Из смеси хромита и магнезита изготовляют хромомагнезитовые огнеупорные изделия. Соединения хрома, особенно производные Cr⁶⁺, токсичны. Медь – основной материал для изготовления проводов в электротехнической промышленности, а платина – для изготовления сплавов, термоэлементов, ее соли употребляются в фотографии, для живописи по фарфору и платинирования стекла.

 

 

f-Элементы в периодической таблице - блок элементов у атомов, которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают f-орбиталь. В данное семейство входят лантаноиды и актиноиды. Семейство лантаноидов (лантанидов) состоит из 14 элементов (4f-элементы), следующих за La, общий символ Ln. Электронные конфигурации Ln отражают внутреннюю периодичность, проявляющуюся в некоторых свойствах Ln³⁺, у которых 4f-орбитали заполняются сначала по одному (подсемейство церия: Ce – Gd), а потом по второму электрону (подсемейство тербия: Tb – Lu). Уменьшение атомных и ионных радиусов приводит к лантаноидному сжатию, вследствие которого элементы, следующие за Lu, по своим свойствам оказываются очень похожими на своих предшественников по группам (Zr и Hf, Nb и Ta, Mo и W, Tc и Re). Cеребристо-белые металлы, тускнеющие во влажном воздухе, при нагревании разлагают воду, взаимодействуют со всеми кислотами (кроме H3PO4 и HF), образуя преимущественно ионы Ln³⁺, другие степени окисления свойственны Ce, Pr, Tb, Dy (4+), Sm, Eu, Tm, Yb (2+). С H, B, C, N, O, халькогенами, галогенами образуют вполне устойчивые соединения. По химическим свойствам достаточно схожи, разделяют ионообменной хроматографией и экстракцией. Разделенные Ln³⁺ используют для получения химических соединений с нужными люминесцентными, спектроскопическими и магнитными свойствами, изготовления неодимовых стекол (лазеры), люминесцентных преобразователей (приборы ночного видения), изготовления постоянных магнитов. Основная доля используется в виде смесей металлов или оксидов и других соединений с природным содержанием Ln для изготовления катализаторов, легирующих добавок в металлургии, полировочных паст, стекла высокой прозрачности, аккумуляторов газообразного водорода и др.

Семейство актиноидов (актинидов) состоит из 14 элементов, следующих за Ac, (5f-семейство), общий символ An. Первые три – Th, Pa, U – встречаются в природе, их наиболее долгоживущие изотопы – 232Th (T1/2 = 1,4·1010 лет), 231Pa (T1/2 = 3,43·104 лет), 238U (T1/2 = 4,5·109 лет). Остальные An были получены ядерным синтезом в лабораториях США и России, все радиоактивны. Делятся на два подсемейства Th – Cm (цискюриды) и Bk – Lr (транскюриды). Первое подсемейство во многом отличается от соответствующих лантаноидов, проявляя помимо An³⁺ и более высокие степени окисления An⁴⁺ (Th, Pa, Am, Cm), An⁴⁺, ⁵⁺, ⁶⁺ (U, Np, Pu) и даже Pu⁷⁺. Второе подсемейство по химическим свойствам ближе к соответствующим лантаноидам, хотя для менделевия известны соединения Md¹⁺, а для лоуренсия – Lr⁴⁺. Из актиноидов наибольшее применение нашли уран и плутоний в качестве ядерного горючего в атомных энергетических установках.

Пример. Описание свойств олова и его простых и сложных соединений.

Свойства олова Sn определяются по периодической системе Д.И. Менделеева и таблице электроотрицательностей элементов. Периодическая система дает возможность определить атомную массу элемента и основные координаты элемента: порядковый номер, номер группы, номер периода, принадлежность к подгруппе. Атомная масса Sn — 118,6; порядковый номер - 50; элемент V периода; IV главной подгруппы. На основе этих координат составляется электронная формула элемента: l s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ¹⁰4 s ²4 p ⁶4 d ¹⁰5 s ²5 p ² и определяется принадлеж­ность олова к p -семейству.

Химические свойства элемента Sn:

1) окислительно-восстановительные свойства. Так как олово входит в число 10 p -элементов, обладающих металлическими свойствами, то данный элемент проявляет только восста­новительные свойства. С количественной стороны восстанови­тельные свойства олова можно охарактеризовать значением ОЭО, равным 1,96;

2) валентность определяется на основе теории спинвалент- ности: а) валентные электроны Sn: 5 s ²5 p ²; б) валентность олова: в невозбужденном состоянии 2, а в возбужденном состоянии 4.

Зная химические свойства элемента, определяют окисли­тельные числа олова в его сложных соединениях. Так как для всех связанных атомов металлов окислительные числа имеют только положительные значения, то для олова это соответ­ственно +2 и +4. А на основе закономерности устойчивости сложных соединений Главных подгрупп делают вывод, что типичным окислительным числом для олова будет +4.

Простые соединения олова. Физические свойства олова описываются после изучения учебной литературы. Химические свойства олова даются также после изучения учебной литера­туры, по таблицам редоксипотенциалов ионов, стандартных изо- барно-изотермических потенциалов образования соединений по растворимости.

Взаимодействие олова с простыми веществами - водоро­дом, кислородом, галогенами: олово непосредственно с водоро­дом не реагирует, но образует летучий малоустойчивый гидрид SnH₄ косвенным путем. С кислородом, галогенами, как это следует из значений ΔG°₂₉₈ соответствующих соединений, взаи­модействуют непосредственно:

(ΔG°298)SnCl₄ = -113,3 ккал;

(ΔG°298)SnО_2(K) =-124,4 ккал;

(ΔG°298)SnO_(K) = -65,5 ккал.

Причем в реакциях образуются оксиды, галиды, отвечаю­щие типичному окислительному числу олова (+4):

Sn+О₂ → SnО₂,

Sn + 2С1₂ →SnCl₂.

Взаимодействие олова с бором, углеродом, кремнием мало характерно (сравнение значения ОЭО всех атомов).

Сложные соединения олова. На основе химических свойств сложных соединений металла определить состав соединений, получающихся в результате взаимодействия олова с водой, кислотами, водными растворами щелочей.

Кислотно-основные свойства сложных соединений олова. Выписываем оксиды, гидроксиды олова: SnO, SnО₂, Sn(OH)₂, Sn(OH)₄. На основе поляризующих свойств ионов Sn²⁺, Sn⁴⁺ определяем характер оксидов и гидроксидов олова. Согласно теории поляризации SnO и Sn(OH)₂ обладают амфотерными свойствами с преобладанием основных свойств, так как ион Sn²⁺ имеет электронную оболочку типа 18+2. A SnО₂ и Sn(OH)₄, как и соединения ионов Sn⁴⁺, обладают амфотерными свойствами с преобладанием кислотных свойств. Следовательно, кислотно- основные свойства оксидов и гидроксидов характеризуются 4 реакциями:

а) для Sn(OH)₂:

Sn(OH)₂ + 2НС1 = SnCl₂ + 2Н₂О наиболее

Sn(OH)₂ + SO₃ = SnSО₄ + Н₂О характерные реакции

Sn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Sn(OH)₄]

Sn(OH)₂ + Na₂О (Na₂CО₃) = Na₂SnО₃ + H₂О;

б) для Sn(OH)₄ = H₄SnО₄ H₂SnО₃:

Sn(OH)₄ + 4HC1↔ SnCl₂ + 4H₂О

Sn(OH)₄ + 2SО₃ → Sn(SО₄)₂ + 2H₂О

Sn(OH)₄ + 2NaOH →Na2[Sn(OH)₆] наиболее харак-

Sn(OH)₄ + Na₂О (Na₂CО₃) → Na₂SnО₃ + 2H₂О терные реакции

Кислотно-основные свойства солей заключаются в их гид­ролизе. Исходя из характера гидроксидов Sn²⁺ и Sn⁴⁺, можно сде­лать вывод, что устойчивость соли катионного и анионного ти­пов будет различной. Так, ясно, что Sn(NО₃)₂ будет гидролизовываться ступенчато:

Sn(NО₃)₂ + Н₂О ↔ (SnОH)NО₃ + HNО₃, a Sn(NО₃)₄ - полностью:

Sn(NО₃)₄ + 4 Н₂О → Sn(OH)₄ + 4 HNО₃

↑↓

H₄SnО₄ H₂SnО₃

оловянная кислота

Степень гидролиза Na₂SnО₃ будет меньше степени гидролиза Na₂SnО₂.

Окислительно-восстановительные свойства сложных соеди­нений олова в водных растворах характеризуются редокси- потенциалами:

1) окислительно-восстановительные свойства соединений Sn²⁺:

Sn⁰ Sn²⁺ Sn⁴⁺

 

Окислительные Восстановительные

свойства свойства

φ Sn⁰/ Sn²⁺ = -0,14 В φ Sn²⁺/ Sn⁴⁺ = +0,15 В

2) окислительные свойства Sn⁴⁺:

Sn⁴⁺ — 2ē→ Sn²⁺, Sn²⁺/ Sn⁴⁺ = +0,15 В.

По редоксипотенциалам для соединений Sn²⁺ и Sn⁴⁺ делаем выводы об их окислительной и восстановительной способностях (так, соединения Sn⁴⁺ - очень слабые окислители); подбираем соответствующие окислители и восстановители и записываем окислительно-восстановительную реакцию с участием этих соединений:

окислительные свойства Sn⁴⁺:

Sn⁴⁺ + Н₂ → Sn²⁺ + 2Н⁺;

восстановительные свойства Sn²⁺:

Sn²⁺ + Cl₂ → Sn⁴⁺ + 2Сl^-;

окислительные свойства Sn²⁺:

Sn²⁺ + Zn → Sn + Zn²⁺.

Окислительно-восстановительные свойства соединений в твердой и газообразной фазе определяются по стандартным изобарно-изотермическим потенциалам (ΔG°₂₉₈).

Сведения о взаимодействии олова со сложными веществами (водой, водными растворами щелочей, кислот) даются на основе обзорных лекций и таблиц редоксипотенциалов и растворимости соединений.

По редоксипотенциалам φ Sn⁰/ Sn²⁺ = -0,14 В делается вывод, что олово - металл средней активности:

олово с водой не реагирует. Причина - нерастворимость в воде оксидной пленки; с водными растворами щелочей и простыми кислотами (соляной, разбавленной серной) олово взаимодействует, так как выполняются все требования, обеспечивающие растворимость металла в этих сложных соединениях:

Sn + 2NaOH + Н₂O → Na₂[Sn(OH)₄] + Н₂

Sn + 4OН^- - ē → [Sn(OH)₄]^2-

2НОН + 2ē→ Н₂ + 2OН^-

4OН^- + 2НОН → Н₂ + 2ОН^-

2OН^- + 2НОН→Н₂↑

Sn + 2НС1 →SnCl₂ + Н₂↑

Sn + H₂SО₄ →SnSО₄ + Н₂↑

Следует отметить, что в этих случаях соединения Sn²⁺, а не Sn⁴⁺, так как образуется восстановительная водородная атмосфера, а в этих условиях устойчивы соединения Sn²⁺;

3) с кислотами-окислителями (концентрированной серной и концентрированной азотной) взаимодействие олова как металла средней активности идет по реакциям:

Sn + H₂SО_4(кон) →Sn(SО₄)₂ + S + H₂О;

Sn + HNО_3(кон)→ H2SnО₃ + NО₂ + H₂О.

Таким образом, так как здесь нет восстановительной среды (наоборот, присутствует избыток кислот-окислителей), то устойчивы соединения олова с типичным окислительным числом ⁺⁴. А различная степень гидролиза соединений Sn(SO₄)₂ и Sn(NO₃)₄ обусловливает различие в типе получающихся соединений Sn⁴⁺: Sn(SO₄)₂ и H₂SnO₃. Концентрированная серная кислота (98 %-я) и в ней Sn(SO₄)₂ не может гидролизоваться (мало воды), а в случае концентрированной азотной кислоты (63 %-й) гидролиз Sn(NO₃)₄ идет полностью до образования H₂SnO₃.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

s -элементы (… ns ^1-2)

292. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль окислителя и в которых – восстановителя.

293. Напишите уравнения реакций натрия с водородом, кислородом, азотом и серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителя в каждой из этих реакций?

294. Напишите уравнения реакций с водой следующих соединений натрия: Na₂О₂, Na₂S, NaH, Na₃N.

295. Как получают металлический натрий? Составьте электронные уравнения процессов, проходящих на электродах при электролизе расплава NaOH.

296. Какие свойства может проявлять пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? На основании электронных уравнений напишите уравнения реакций пероксида водорода: а) с Ag₂О; б) с KJ.

297. Почему пероксид водорода способен диспропорционировать (самоокисляется-самовосстанавливается)? Составьте электронные и молекулярные уравнения процесса разложения Н₂О₂.

298. Как можно получить гидрид и нитрид кальция? Напишите уравнения реакций этих соединений с водой. К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения.

299. Назовите три изотопа водорода. Укажите состав их ядер. Что такое тяжелая вода? Как она получается и каковы ее свойства?

300. Гидроксид какого из s -элементов проявляет амфотерные свойства? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций этого гидроксида: а) с кислотой; б) с щелочью.

301. При пропускании диоксида углерода через известковую воду (раствор Са(ОН)₂) образуется осадок, который при дальнейшем пропускании СО₂ растворяется. Дайте объяснение этому явлению. Составьте уравнения реакций.

302. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) бериллия с раствором щелочи; б) магния с концен­трированной серной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления. При сплавлении оксид бериллия взаимодействует с диоксидом кремния и с оксидом натрия. Напишите уравнения соответствующих реакций. О каких свойствах ВеО говорят эти реакции?

303. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства?

304. Как можно получить карбид кальция? Что образуется при его взаимодействии с водой? Напишите уравнения соответствующих реакций.

305. Как можно получить гидроксиды щелочных металлов? Почему едкие щелочи необходимо хранить в хорошо закрытой таре? Составьте уравнения реакций, происходящих при насыщении гидроксида натрия: а) хлором; б) оксидом серы (VI) SО₃; в) H₂S.

306. Чем можно объяснить большую восстановительную способность щелочных металлов? При сплавлении гидроксида натрия с металлическим натрием последний восстанавливает водород щелочи в гидрид-ион. Составьте электронные и молекулярные уравнения этой реакции.

307. Какое свойство кальция позволяет применять его в металлотермии для получения некоторых металлов из их соединений? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций кальция: а) с V₂О₅, б) с CaSО₄. В каждой из этих реакций окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления.

308. Какие соединения называют негашеной и гашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения.

309. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) кальция с водой; б) магния с азотной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления.

310. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:

 

б) KOH→KHSO₃→K₂SO₃→KCl→K→ KCl

 

д) MgCO₃→ MgCl₂→Mg→Mg SO₄→Mg(NO₃)₂

е) LiH→Li→Li₃N→LiOH→Li₂O

ж) Са → СаН₂ → Са(ОН)₂ → СаСО₃ →Са(НСО₃)₂.

з) Сa→ Сa(OH)₂→ Сa CO₃ → СaO → Сa(OH)₂→ СaCl₂ → Сa

 

p -элементы (…. ns²np^1-6)

311. Составьте уравнения реакций, которые можно осуществить для следующих превращений:

Al →A1₂(SО₄)₃ → Na[Al(OH)₄] → A1(NО₃)₃.

312. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) алюминия с раствором щелочи; б) бора с концентри­рованной азотной кислотой.

313. Какой процесс называется алюмотермией? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции, на которой основано применение термита (смесь Аl и Fe₃О₄).

314. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить превращения:

В →Н₃ВО₃ →Na₂B₄О₇ →Н₃ВО₃

Уравнение окислительно-восстановительной реакции сос­тавьте на основании электронных уравнений.

315. Какие оксиды и гидроксиды образуют олово и свинец? Как. Изменяются их кислотно-основные и окислительно- восстановительные свойства в зависимости от степени окисления элементов? Составьте молекулярные и ионно- молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора гидроксида натрия: а) с оловом; б) с гидроксидом свинца (II).

316. Какие соединения называются карбидами и силицидами? Напишите уравнения реакций: а) карбида алюминия с водой; б) силицида магния с хлороводородной (соляной) кислотой. Являются ли эти реакции окислительно- восстановительными? Почему?

317. На основании электронных уравнений составьте уравнение реакции фосфора с азотной кислотой, учитывая, что фосфор приобретает высшую, а азот – степень окисления, равную +4.

318. Почему атомы большинства р -элементов способны к реакциям диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)? На основании электронных уравнений напишите уравнение реакции растворения серы в концентрированном растворе щелочи. Один из продуктов содержит серу в степени окисления +4.

319. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций сернистой кислоты: а) с водородом; б) с хлором.

320. Как проявляет себя сероводород в окислительно- восстановительных реакциях? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора сероводорода: а) с хлором; б) с кислородом.

321. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций азотистой кислоты: а) с бромной водой; б) с HJ.

322. Почему диоксид азота способен к реакциям самоокис­ления-самовосстановления (диспропорционирования)? На осно­вании электронных уравнений напишите уравнение реакции растворения диоксида азота в гидроксиде натрия.

323. Какая степень окисления наиболее характерна для олова и какая – для свинца? Составьте электронные и молеку­лярные уравнения реакций олова и свинца с концентрированной азотной кислотой.

324. Чем можно объяснить восстановительные свойства соединений олова (II) и окислительные – свинца (IV)? На осно­вании электронных уравнений составьте уравнения реакций: a) SnCl₄ с HgCl₄; б) РЬО₂ с НС1_(кон,).

325. Какие свойства окислительно-восстановительных реакций проявляет серная кислота? Напишите реакции взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной – с медью. Укажите окислитель и восста­новитель.

326. В каком газообразном соединении азот проявляет свою низшую степень окисления? Напишите уравнения реакций для получения этого соединения: а) при взаимодействии хлорида аммония с гидроксидом кальция; б) разложением нитрида магния водой.

327. В каком газообразном соединении фосфор проявляет свою низшую степень окисления? Напишите уравнения реакций получения этого соединения: а) при взаимодействии фосфида кальция с соляной кислотой; б) горения его в кислороде.

328. Какую степень окисления проявляют мышьяк, сурьма и висмут? Какая степень окисления более характерна для каждого из них? Напишите уравнения реакций: а) мышьяка с азотной кислотой (конц.); б) висмута с серной кислотой (конц.).

329. Как изменяются окислительные свойства галогенов при переходе от фтора к иоду и восстановительные свойству их отрицательно заряженных ионов? Почему? Составьте электрон­ные и молекулярные уравнения реакций: а) С1₂ + J₂ + Н₂O =…; б) KJ + Вг₂ = …? Укажите окислитель и восстановитель.

330. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций, происходящих при пропускании хлора через горячий раствор гидроксида калия. К какому типу окислительно- восстановительных процессов относится данная реакция?

331. По каким реакциям можно осуществить превращения:

NaCl → НС1 → С1₂ → КС1О₃?

Уравнения окислительно-восстановительных реакций составьте на основании электронных уравнений.

332. К раствору, содержащему SbCl₃ и BiCl₃, добавили избыток раствора КОН. Напишите молекулярные и ионно- молекулярные уравнения происходящих реакций. Какое вещество находится в осадке?

333. Чем существенно отличается действие разбавленной азотной кислоты на металлы от действия соляной и разбавленной серной кислот? Что является окислителем в первом случае и что – в двух других? Приведите примеры.

334. Напишите формулы и назовите кислородные кислоты хлора, укажите степень окисления хлора в каждом из них. Какая из кислот – более сильный окислитель? На основании электрон­ных уравнений допишите уравнения реакции:

KJ + NaOCl + H₂SО₄ → I₂…

(хлор приобретает низшую степень окисления).

335. Какую степень окисления может проявлять кремний в своих соединениях? Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:

Mg₂Si→ SiH₄→ SiО₂ →K₂SiО₃ → H₂SiО₃.

При каком превращении происходит окислительно-восста­новительная реакция?

336. Какое применение находит кремний? Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения: SiО₂ → Si →K₂SiО₃ → H₂SiО₃. Окислительно-вос­становительные реакции напишите на основании электронных уравнений.

337. Как получают диоксид углерода в промышленности и в лаборатории? Напишите уравнения соответствующих реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:

NaHCО₃ → СО₂ → СаСО₃ → Са(НСО₃)₂.

338. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:

a) B₂O₃→ B → HBO₃→ HBO₂→ H₂B₄O₇→ Na₂B₄O₇→ NaBO₂

в) Tl → Tl₂O→ TlOH →Tl₂SO₄→TlCl

 

339. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:

a) C→CO₂→KCO₃→ СaCO₃ → CO₂→ Сa(HCO₃ ) ₂→ СaCO₃

б) SiO₂ →Si→ Mg ₂Si→SiH₄→ SiO₂ →K₂SiO ₃

в) Pb→ PbO → Pb₃O₄ → PbO₂ →PbSO₄

 

340. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:

a) NH₄NO₂→N₂→ NH₃→ NH₄NO₃→ N₂O

б) Pb(NO₃)₂→ NO₂→ N₂O₄→HNO₃→ NH₄NO₃→NH₃

в) P→Ca₃P₂→PH₃→P₄O₁₀→HPO₃→H₃PO₄→CaHPO₄·2H₂O

г) H₂O→ H₂→ NaH → H₂→HCl →H₂

д)NaCl → Cl₂→ HClO → HClO₃ → HCl → Cl₂

е) Cl₂→ KClO → KClO₃→KCl →Cl₂→ KClO₃→ KClO₄

 

d-элементы(…(n -1) d ^1-10ns^0-2)

341. Серебро не взаимодействует с разбавленной серной кислотой, тогда как в концентрированной оно растворяется. Чем это можно объяснить? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.

342. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:

Сu → Cu(NO₃)₂ → Сu(ОН)₂→ СuС1₂ → [Cu(NH₃)₄]Cl₂.

343. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций цинка: а) с раствором щелочи; б) с серной кислотой (конц.), учитывая восстановление серы до нулевой степени окисления.

344. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения

Ag →AgNО₃ → AgCl → [Ag(NH₃)₂]Cl → AgCl.

345. При постепенном прибавлении раствора KJ к раствор) Hg(NО₃)₂ образующийся вначале осадок растворяется. Какое комплексное соединение при этом получается? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствую­щих реакций.

346. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:

Cd → Cd(NО₃)₂ →Cd(OH)₂ → [Cd(NH₃)₄(OH)₂] → CdSО₄.

347. При сливании растворов нитрата серебра и цианида калия выпадает осадок, который легко растворяется в избытке KCN. Какое комплексное соединение при этом получается? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.

348. К какому классу соединений относятся вещества, полученные при действии избытка щелочи на растворы ZnCl₂, CdCl₂, HgCl₂? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.

349. При действии на титан концентрированной соляной кислоты образуется трихлорид титана, а при действии азотной кислоты – осадок метатитановой кислоты. Составьте молеку­лярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.

350. При растворении титана в концентрированной серной кислоте последняя восстанавливается минимально, а титан переходит в катион с высшей степенью окисления. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции.

351. Какую степень окисления проявляют медь, серебро и золото в соединениях? Какая степень бкисления наиболее характерна для каждого из них? Иодид калия восстанавливает ионы меди (II) в соединения меди со степенью окисления +1. Составьте электронные и молекулярные уравнения взаимодей­ствия иодида калия с сульфатом меди.

352. Диоксиды титана и циркония при сплавлении взаимо­действуют с щелочами. О каких свойствах оксидов говорят эти реакции? Напишите уравнения реакций: а) ТiO₂ и ВаО; б) ZrO₂ и NaOH. (В первой реакции образуется метатитанат, а во второй – ортоцирконат соответствующих металлов.)

353. На гидроксиды цинка и кадмия подействовали избытком растворов серной кислоты, гидроксида натрия и аммиака. Какие соединения цинка и кадмия образуются в каждой из этих реакций? Составьте электронные и молекуляр­ные уравнения реакций.

354. Золото растворяется в «царской водке» и в селеновой кислоте, приобретая при этом высшую степень окисления. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответ­ствующих реакций.

355. В присутствии влаги и диоксида углерода медь окисляется и покрывается зеленым налетом. Как называется и каков состав образующего соединения? Что произойдет, если на него подействовать соляной кислотой? Напишите уравнения соответствующих реакций. Окислительно-восстановительную реакцию составьте на основании электронных уравнений.

356. Кусок латуни обработали азотной кислотой. Раствор разделили на две части. К одной из них прибавили избыток раствора аммиака, к другой – избыток раствора щелочи. Какие соединения цинка и меди образуются при этом? Составьте уравнения соответствующих реакций.

357. Ванадий получают алюмотермически или кальций- термически восстановлением оксида ванадия (V) V₂О₅. Последний легко растворяется в щелочах с образованием метаванадатов. Напишите уравнения соответствующих реакций. Уравнения окислительно-восстановительных реакций составьте на основании электронных уравнений.

358. Азотная кислота окисляет ванадий до метаванадиевой кислоты. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

359. Какую степень окисления проявляет ванадий в соединениях? Составьте формулы оксидов ванадия, отвечающих этим степеням окисления. Как меняются кислотно-основные свойства оксидов при переходе от низшей к высшей степени окисления? Составьте уравнения реакций: a) V₂О₃ с H₂SО₄; б) V₂О₅ с NaOH.

360. При внесении цинка в подкисленный серной кислотой раствор метаванадата аммония NH₄NO₃ желтая окраска постепенно переходит в фиолетовую за счет образования сульфата ванадия (II). Составьте электронные и «молекулярные уравнения реакций.

361. Хромит калия окисляется бромом в щелочной среде. Зеленая окраска раствора переходит в желтую. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций. Какие ионы обусловливают начальную и конечную окраску раствора?

362. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) растворения молибдена в азотной кислоте; б) растворения вольфрама в щелочи в присутствии кислорода. Учтите, что молибден и вольфрам приобретают высшую степень окисления.

363. При сплавлении хромита железа Fe(CrО₂)₂ с карбо­натом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают соответственно степени окисления +6 и +3. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.

364. К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия прибавили порошок алюминия. Через некоторое время оранжевая окраска раствора перешла в зеленую. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.

365. Хром получают методом алюминотермии из его оксида (III), а вольфрам – восстановлением оксида вольфрама (VI) водородом. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.

366. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить превращения:

Na₂Cr₂О₇ → Na₂CrО₄ → Na₂Cr₂О₇ → CrCl₃ →Cr(OH)₃.

Уравнение окислительно-восстановительной реакции напишите на основании электронных уравнений.

367. Марганец азотной кислотой окисляется до низшей степени окисления, а рений приобретает высшую степень окисления. Какие соединения при этом получаются? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

368. Хлор окисляет манганат калия К₂МnO₄. Какое соединение при этом получается? Как меняется окраска раствора в результате этой реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.

369. Как изменяется степень окисления марганца при восстановлении КМnO₄ в кислой, нейтральной и щелочной средах? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции между КМnO₄ и KNO₂ в нейтральной среде.

370. На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций получения манганата калия К₂МnO₄ сплав­лением оксида марганца (IV) с хлоратом калия КСlO₃ в присутствии КОН. (Окислитель восстанавливается, максималь­но приобретая низшую степень окисления).

371. Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства? Исходя из элек­тронных уравнений, составьте уравнения реакций:

MnO₂ + KJ + H₂SO₄ = …

МnO₂ + KNO₃ + КОН

372. Для получения хлора в лаборатории смешивают оксид марганца (IV) с хлоридом натрия в присутствии серной кислоты (конц.). Составьте электронные и молекулярные уравнения соот­ветствующей реакции.

373. Составьте уравнения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:

Fe → FeSO₄→ Fe(OH)₂ → Fe (OH)₃ →FeCl₃.

374. Какую степень окисления проявляет железо в соеди­нениях? Как можно обнаружить ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ в растворе? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

375. Чем отличается взаимодействие гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) с кислотами от взаимодействия гидроксида железа (III) с кислотами? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

376. Могут ли в растворе существовать совместно следующие вещества: a) FeCl₃ и SnCl₃; б) FeSO₄ и NaOH; в) FeCl₃ и K₃[Fe(CN)₆]? Составьте уравнения соответствующих реакций.

377. Составьте уравнения реакций, по которым можно осу­ществить превращения:

Ni →Ni(NO₃)₂→ Ni(OH)₂ →Ni(OH)₃ → NiCl₂.

Уравнения окислительно-восстановительных реакций напишите на основании электронных уравнений.

378. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции: а) растворения платины в «царской водке»; б) взаимодействия осмия с фтором. Платина окисляется до степени окисления +4, а осмий – до +8.

379. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные урав­нения реакций, по которым можно осуществить следующие превращения:

Fe →FeCl₂ →Fe(CN)₂ →K4[Fe(CN)₆] →K₃[Fe(CN)₆];

к окислительно-восстановительным реакциям составьте элек­тронные уравнения.

380. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:

a) Ag→ Ag NO₃→ Ag ₂O →[Ag (NH₃)₂] OH→ Ag →K[Ag (CN)₂]

б) Cu→Cu(NO₃)₂→ Cu(OH)₂→CuO→Cu₂O→Cu

 

г) Hg→ Hg₂ (NO₃)₂→ Hg(NO₃)₂→Hg→ HgSO₄→ HgO→ Hg₂O

д)ZnCl₂→Zn→Zn(NO₃)₂→ZnO→Na₂[Zn(OH)₄]→ZnCl₂→ →Zn(NO₃)₂ →[Zn(NH₃)₄] (NO₃)₂

е)Zn→Zn(NO₃)₂→ZnO→Na₂[Cr(OH)₄]→Zn(OH)₂→Zn(OH)₂CO₃ →ZnCO₃

ж) СrCl₂→ Cr(OH)₂→ Cr(OH)₃→ K₂CrO₄→ СrCl₃

з) СrCl₂→ K₂CrO₄→ СrO₃ → Сr₂O₃→ NaCrO₂→ Na₂CrO₄

и) Сr →СrCl₂→ K₂CrO₄→ K₂Cr₂O₇→ K₃[Cr(OH)₆]→ Cr₂(SO₄)₃

к) MnO₂→Mn→ MnCl₂→ Mn(NO₃)₂→ MnO → MnCl₂

л) MnO₂→MnSO₄→ MnCl₂→KMnO₄→ MnO₂→ MnCl₂

м) Mn₂O₃→Mn→Mn(NO₃)₂→ MnO→ MnSO₄→ HMnO₄→ H₂MnO₄

н) Fe→FeCl₂→ FeCl₃→ Fe(OH)₃→K₂FeO₄→ Fe(OH)₃→ KFeO₂

Приложения

Таблица 1

Стандартные теплоты (энтальпии) образования Δ H⁰₂₉₈ некоторых веществ

Веще­ство	Состо­яние	Δ H0298, кДж/моль	Веще­ство	Состо­яние	кДж/моль
С2Н2	г	+226,75	СО	г	-110,52
CS2	г	+ 115,28	СН3ОН	г	-201,17
NO	г	+90,37.	С2Н5OН	г	-235,31
С6Н6	г	+82,93	Н2O	г	-241,83
С2Н4	г	+52,28	Н2O	ж	-285,84
H2S	г	-20,15	NH4C1	к	-315,3
NH3	г	-46,19	СO2	г	-393,51
СН4	г	-74,85	Fe2O3	к	-822,10
С2Н6	г	-84,67	Са(ОН)2	к	-986,50
НС1	г	-92,31	А12O3	к	-1669,8

Таблица 2

Стандартная энергия Гиббса образования Δ G°₂₉₈

некоторых веществ

Веще­ ство	Состо­ яние	Δ G°298, кДж/моль	Веще­ ство	Состо­ яние	Δ G°298, кДж/моль
ВаСО3	к	-1138,8	FeO	к	-244,3
СаСО3	к	-1128,75	Н20	ж	-237,19
Fe3O4	к	-1014,2	Н20	г	-228,59
ВеСO3	к	-944,75	РbO2	к	-219,0
СаО	к	-604,2	СО	г	-137,27
ВеО	к	-581,61	СН4	г	-50,79
ВаО	к	-528,4	NO2	г	+51,84
СO2	г	-394,38	NO	г	+86,69
NaCl	к	-384,03	С2Н2	г	+209,2
ZnO	к	-318,2

Таблица 3

Стандартные абсолютные энтропии S°₂₉₈ некоторых веществ

Веще­ ство	Состо­ яние	S°298, Дж/(моль·К)	Веще­ ство	Состо­ яние	S°298, Дж/(моль·К)
С	алмаз	2,44	Н2O	г	188,72
С	графит	5,69	N2	г	191,49
Fe	к	27,2	NH3	г	192,5
Ti	к	30,7	СО	г	197,91
S	ромб.	31,9	С2Н2	г	200,82
Ti O2	к	50,3	O2	г	205,03
FeO	к	54,0	H2S	г	205,64
Н2O	ж	69,94	NO	г	210,2
Fe2O3	к	89,96	СO2	г	213,65
NH4Cl	к	94,5	С2Н4	г	219,45
CH3OH	ж	126,8	С12	г	222,95
Н2	г	130,59	СН4	г	186,19
Fe3O4	к	146,4	НС1	г	186,68
NO2	г	240,46	РС13	г	311,66
PCI5	г	352,71

 

Таблица 4

Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов, %

Электролит	Формула	Числовые значения констант диссоциации
Азотистая кислота	HNO2	4,0·10-4
Муравьиная кислота	НСООН	1,76·10-4
Ортоборная кислота	H3BO3	5,8·10-10 1,8·10-13 1,6·10-14
Ортофосфорная кислота	H3PO4	7,7·10-3 6,2·10-8 2,2·10-13
Сернистая кислота	H2SO3	1,7·10-2 6,2·10-8
Сероводородная кислота	H2S	5,7·10-8 1,2·10-15
Синильная кислота	HCN	7,2·10-10
Угольная кислота	H2CO3	4,3·10-7 5,6·10-11
Уксусная кислота	СН3СООН	1,75·10-5
Фтороводородная кислота	HF	7,2-·10-4
Хлорноватистая кислота	HClO	3,0·10-8
Аммиака раствор	NH4OH	1,76·10-5
Анилин	C6H5NH2∙H2O	4,3·10-10
Бария гидроксид К2	Ва(ОН)2	2,3·10-1
Дифениламин	(С6Н5)2NН∙Н2О	6,2·10-14
Диэтиламин	(С2Н5)2NН∙Н2О	1,2·10-3
Пиридин	С5Н5N∙Н2О	1,5·10-9
Свинца гидроксид К1 К2	Pb(OH)2	9,6·10-4 3,0·10-8
Фенилгидразин	C6H5NHNH2∙H2O	1,6·10-9
Хинолин	C9H7N∙H2O	8,7·10-10
Этилендиамин К1 К2	H2NCH2CH2NH2∙H2O	1,15·10-4 9,8·10-8

Таблица 5.

Произведения растворимости некоторых малорастворимых веществ

Формула вещества	ПР	Формула вещества	ПР
AgBr	5,3·10-13	Cd(OH)2	2,2·10-14
AgI	8,3·10-17	Cu(OH)2	5,0·10-20
Ag2CrO4	1,1·10-12	CaF2	4,0·10-11
AgCl	1,8·10-10	CaC2O4	2,3·10-9
BaSO4	1,1·10-10	CaSO4	2,4·10-5
BaC2O4	1,1·10-7	Li3PO4	3,2·10-9
СaCrO4	7,1·10-4	MgC2O4	8,6·10-5
CaCO3	3,8·10-9	MgCO3	2,1·10-5
Ca3(PO4)2

---

⇐ Предыдущая45678910111213Следующая ⇒

Поделиться с друзьями:

---

Дата добавления: 2016-12-06; Мы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 4297 | Нарушение авторских прав

---

Поиск на сайте:

Лучшие изречения:

80% успеха - это появиться в нужном месте в нужное время. © Вуди Аллен
==> читать все изречения...

1802 - | 1658 -

© 2015-2024 lektsii.org - Контакты - Последнее добавление