Общая характеристика и химические свойства мышьяка, сурьмы и висмута.
Сульфиды мышьяка, сурьмы и висмута: их отношение к кислотам и к раствору сульфида аммония. Тиокислоты и их соли.
Галогениды мышьяка, сурьмы и висмута: их получение и гидролиз. Тиокислоты и тиосоли.
Мышьяк,сурьма,висмут.
Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных модификаций.Наиболее устойчивы метал-ие формы серого(As) и серебристо-белого(Sb)цвета.Это хрупкие в-ва.Висмут- Ме серебристо-белого цвета с едва заметным розовым оттенком.Менее хрупок,чем сурьма.В подгруппе сверху вниз более стабильными становятся соед. с.о. +3.В целом для этих эл-ов хар-ны с.о. от -3до+5 .Встречаются в основном в виде сульфидов. Преимущественный способ получения:
Сульфид(обжиг)→ Оксид(оС,t)→ Элемент
Хим.св-ва:
Реакции простых веществ с серной к-той:
4As+6H2SO4(конц)=As4O6+6SO2+6H2O
2Sb+6H2SO4(конц)=Sb2(SO4)3+3SO2+6H2O(Bi)
Bi пассив-ся в HNO3(конц). Взаимод.пр.вещ-в с азоткой:
As+5HNO3(конц)=H3AsO4+5NO2 + H2O
2Sb+10HNO3(конц)=Sb2O5+10NO2+5H2O
As+HNO3(разб)+H2O=H3AsO3+NO
4Sb+4HNO3(разб)=Sb4O6+4NO+2H2O
Bi+4HNO3(разб)=Bi(NO3)3+NO+2H2O
Метал-е Sb и Bi могут реагировать с HCl(конц)в присутствии окислителя
2Sb + 12HCl + 3H2O2 = 2H3[SbCl6] + 6H2O.
В природе As, Sb и Bi встречаются в виде сульфидов As2S3, Sb2S3, Bi2S3
Крайне редко эти элементы встречаются в самородном виде. Природные сульфиды обжигают и обр-щиеся оксиды восст.коксом:
2As2S3 + 9O2 = 2As2O3 + 6SO2,
2As2O3 + 2C = As4+ 3CO.
При комнатной температуре As, Sb и Bi реагируют только с галогенами, образуя тригалогениды(ЭГ3), а в случае сурьмы и пентагалогениды(ЭГ5). ). При спекании As, Sb и даже Bi с порошком активных Ме, образуются арсениды, антимониды и висмутиды.(Ca3As2,K3Sb)
|
|
|
Сульфиды: (Э2S3 и Э2S5 )
Получают взаимод. пр.вещ-в, либо взаимод. соответ. соед. в сильно кислой среде с H2S:
2As + 3S →As2S3
2Na3AsO4+6HCl+5H2S=As2S5↓+6NaCl+8H2O
Bi2S3 – сульфид, остальные соединения – тиоангидриды. Имеют очень маленькие значения ПР, нерастворимы в мин. кислотах. Эти соед. можно перевести в растворимое состояние либо действием кислот-окислителей, например:
Sb2S3+28HNO3(конц.)= Sb2O5+28NO2+3H2SO4+11H2O
Bi2S3+24HNO3(конц.)= Bi2(SO4)3+ 24NO2 +12H2O
Либо в щ. растворах:
Sb2S3+6KOH=K3SbS3+K3SbO3+3H2O
Sb2S5+8KOH=K3SbS4+K3SbO4+K2S+4H2O
Sb2S5+16KOH=2K3SbO4+5K2S+8H2O
Сульфиды As, Sb и Bi проявляют некоторую аналогию свойств с оксидами тех же элементов. Подобно тому, как оксиды As и Sb при взаимод. со щелочами дают соли кислот Н3ЭО3 или Н3ЭО4, сернистые их производные обр. с растворимыми сульфидами Ме соли соответствующих тиокислот (аналог для сульфидасурьмы)
3 (NH4)2S + As2S3 = 2 (NH4)3AsS3 и
3 (NH4)2S + As2S5 = 2 (NH4)3AsS4
Bi2S3 с растворимыми сернистыми солями практически не реагирует. Сульфид этот, следовательно, ведёт себя аналогично почти нерастворимому в щелочах оксиду (Bi2O3).
|
|
|
Галогениды:
Галогениды As, Sb и Bi легко образуются при прямом взаимодействии элементов. Галогениды типа ЭГ3 известны для всех рассм-ых эл-в и Hal, галогениды типа ЭГ5 более или менее устойчивы лишь производные фтора и SbCl5
Галогениды ЭГ3 и ЭГ5 сильно гидролизованы в водных растворах; AsCl3 и SbCl5 – практически нацело:
AsCl3+2H2O=HAsO2+3HCl
2SbCl5+5H2O=Sb2O5+10HCl
Галогениды Sb(III) и соли Bi(III) подвергаются гидролизу с образованием малорастворимых оксосолей:
SbCl3+H2O=SbOCl↓(хлористый антимонил)+2HCl
Bi(NO3)3+H2O=BiONO3↓(нитрат висмутила) +2HNO3
BiI3 растворим в избытке йодида, при этом образуется непрочный комплекс, разрушаемый даже разбавлением раствора:
BiI3+KI(изб)=K[BiI4]
Ион Bi3+ способен в растворе восстанавливаться до металла:
3K2[Sn(OH)4]+2Bi(NO3)3+6KOH=3K2[Sn(OH)6]+2Bi↓+6KNO3
Получение кислорода и пероксида водорода в промышленности и в лаборатории.
Реакции пероксида водорода в роли окислителя и восстановителя.
Кислород-самый распространенный на Земле элемент. Промышленные способы получения молекулярного кислорода: перегонка жидкого воздуха, электролиз воды (точнее щелочного раствора). Возможные лабораторные способы получения O2:
2KClO3= (усл t, MnO2)=2KCl+3O2
2H2O2=(кат)=2H2O+O2
2KMnO4=(t)=K2MnO4+MnO2+O2
2Лучшим лабораторным способом получения пероксида водорода является обработка пероксида бария серной кислотой:
|
|
|
BaO2+H2SO4=BASO4↓+H2O2
В промышленности пероксид водорода получают, подвергая электролизу 50 мас.%-й раствор серной кислоты:
2H2SO4=(эл. ток)=H2S2O8+H2
H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2
Окислительные свойства у H2O2 выражены сильнее, чем восстановительные:
3H2O2+I2=2HIO3+3H2O
Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O
Mn(OH)2 + H2O2 → MnO2 + 2H2O
В качестве окислителя используется концентрированный раствор H2O2, разбавленный же раствор выступает в качестве восстановителя, особенно в присутствии серьезных окислителей, например:
2K2FeO4+3H2O2+5H2SO4=Fe2(SO4)3+2K2SO4+3O2+8H2O
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4+K2SO4+5O2 + 8H2O
2AgNO3 + H2O2 → 2Ag+O2+2HNO3
30) 2NaHCO3=(t)=Na2CO3+CO2+H2O
NaH2PO4=(t)=NaPO3+H2O
Na2HPO4=(t)=Na4P2O7 + H2O
2NaHSO4=(t)= Na2S2O7+H2O
Дата добавления: 2018-08-06; просмотров: 2672; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!