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: ls22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2 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: 5s25p2; 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)SnО2(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:

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru 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 (Na23) = Na2SnО3 + H2О;

б) для Sn(OH)4 = H4SnО4 Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru H2SnО3:

Sn(OH)4 + 4HC1↔ SnCl2 + 4H2О

Sn(OH)4 + 2SО3 → Sn(SО4)2 + 2H2О

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru Sn(OH)4 + 2NaOH →Na2[Sn(OH)6] наиболее харак-

Sn(OH)4 + Na2О (Na23) → 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 Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru 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+:

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru Sn0 Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru Sn2+ Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru 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 + H24 →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 + H24(кон) →Sn(SО4)2 + S + H2О;

Sn + HNО3(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 (…ns1-2)

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:

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru

б) KOH→KHSO3→K2SO3→KCl→K→ KCl

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru

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 (…. ns2np1-6)

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 + H24 → 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

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru

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

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru

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 1-10ns0-2)

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 H24; 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

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. - student2.ru

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 ΔH0298 некоторых веществ

Веще­ство Состо­яние ΔH0298, 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 . С2Н5 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 ΔG°298

некоторых веществ

Веще­ ство Состо­ яние ΔG°298, кДж/моль Веще­ ство Состо­ яние ΔG°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 298, Дж/(моль·К) Веще­ ство Состо­ яние 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 6Н5)2NН∙Н2О 6,2·10-14
Диэтиламин 2Н5)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

Наши рекомендации