P-элементы 4 группы

P-элементы IV группы

К p- элементам IV-ой группы относятся типические элементы - углерод C и кремний Si и элементы подгруппы германия Ge, олово Sn и свинец Pb.

Таблица 4.1
Атомные характеристики p- элементов IV-ой группы
Элемент
C
Si
Ge
Sn
Pb

Внутренние и валентные
электроны
[He]
2s22p2
[Ne]
3s23p2
[Ar]3d10
4s24p2
[Kr]4d105s25p2
[Xe]4f145d10
6s26p2

R атома, нм
0,062
0,107
0,109
0,124
0,122

Е ион (Э - е- = Э+), эВ
11,26
8,15
7,90
7,34
7,42

Еср.е (Э+е-=Э-), эВ
1,26
1,38
1,11
1,23
0,36

Электроотрицательность
2,5
1,8
1,7
1,7
-

(Е (ns-np), эВ
5,3
5,2
6,7
5,8
9

Степени окисления
(2, (4
(4
+2, (4
+2, (4
+2, +4, (-4)

Координационные числа
2;3;4
4; (6)
4;(6)
(4);6
(4);6

Тип гибридизации
sp,sp2,
sp3
sp3
(sp3d2)
sp3
(sp3d2)
(sp3)
sp3d2
(sp3)
sp3d2


Как видно из приведенных в таблице данных, в ряду C(Pb с одной стороны наблюдается закономерное увеличение атомного радиуса, уменьшение энергии ионизации, энергии сродства к электрону и электроотрицательности, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических признаков элементов, а с другой - немонотонный характер этих изменений по группе в результате вторичной периодичности. Наличие двух неспаренных электронов и одной неподеленной пары в основном состоянии атомов определяет возможность образования ими соединений со степенями окисления (2 на основе двухцентровых связей и +4 за счет дополнительного образования трехцентровых четырехэлектронных гипервалентных связей с высокоэлектроотрицательными элементами. Кроме того p-элементы IV-ой группы могут образовывать соединения на основе четырех двухэлектронных связей с участием возбужденных атомов, имеющих ns1np3 электронное строение. В соответствии с вторично-периодическим характером изменения атомных характеристик устойчивость соединений элементов с высшей степенью окисления +4 по группе изменяется немонотонно: C( Si (Ge~Sn((Pb.
Увеличение радиусов элементов сверху вниз по группе определяет увеличение координационных чисел и уменьшению поляризующего действия элементов с положительной степенью окисления. Это приводит к уменьшению кислотных и увеличению основных свойств соединений по группе.


Углерод

Углерод - один из распространенных элементов на Земле (11 место; 0,3% по массе); он встречается как в свободном виде (алмаз, графит), так и в связанном состоянии (нефть, газ, каменный уголь, карбонаты металлов) и входит в состав атмосферы в виде CO2.
В атоме углерода число валентных электронов равно числу валентных орбиталей. Это одна из основных причин большой устойчивости связи C-C и склонности углерода к образованию гомоцепей. В зависимости от числа (-связей координационное число углерода равно четырем (sp3-гибридизация), трем (sp2) и двум (sp). В соответствии с этим углерод существует в следующих аллотропных формах: алмаз, графит и фуллерит, карбин. Наиболее стабильной модификацией является алмаз, имеющий атомную координационную решетку, в которой каждый атом образует прочные равноценные (-связи с четырьмя соседними атомами. В природе простое вещество встречается в виде "аморфного" углерода, представляющего собой смесь графита с различными углеводородами (древесный и активированный уголь). Эта форма более реакционноспособна по сравнению с другими модификациями.

Получение

В промышленности - нагреванием угля, либо термическим разложением метана:
CH4(C + 2H2
Активированный уголь, используемый в медицине и военном деле в качестве адсорбента, получают нагреванием древесины без доступа воздуха.

Химические свойства

В обычных условиях инертен. При нагревании проявляет как окислительные, так и восстановительные (более характерны) свойства.
Окислительные свойства проявляет по отношению к водороду и активным металлам, образуя с ними карбиды:
C+2H2(CH4
3C+4AI(AI4C3; 2C+Ca(CaC2
Восстановительные свойства.
Уже при обычной температуре углерод реагирует со фтором, образуя тетрафториды CF4, а при нагревании: горит до CO2, восстанавливает металлы из их оксидов:
C+ FeO(Fe +CO;
может восстанавливать некоторые неметаллы и оксид углерода (IV):
Ca3(PO4)2 +5C +3SiO2(2P +5CO =3CaSiO3 и
C +CO2(2CO
и взаимодействует с концентрированными серной и азотной кислотами:
C +2H2SO4(к)(CO2 + 2SO2 +2H2O
C + 4HNO3(к)( CO2 + 4NO2 +2H2O
Углерод может диспропорционировать, проявляя окислительно-восстановительную двойственность,:
3C + CaO(CaC2 +CO

Соединения в степени окисления -4

С более электроположительными, чем сам углерод, элементами, например, металламии водородом, он образует бинарные соединения , называемые карбидами. Вследствие близости электроотрицательностей C (2,5) и H (2,1) связи C- H высококовалентны и углеводороды кислотных свойств не проявляют. Карбиды активных металлов - солеподобные кристаллические вещества, легко разлагаемые водой:
AI4C3 + 12 H2O(4 AI(OH)3 + 3 CH4
CaC2 + 2 H2O(Ca(OH)2 + C2H2
Карбиды переходных и малоактивных металлов имеют обычно переменный состав, обладают высокой тугоплавкостью, твердостью, химической инертностью.

Соединения в степени окисления +2

Среди производных C(II) наибольшее значение имеют оксид углерода (II) CO, цианистый водород HCN, соответствующая ему слабая циановодородная (синильная) кислота и ее соли - цианиды.
Молекула CO образована тройной связью, две из которых согласно МВС образуются за счет спаривания двух 2p-электронов атомов C и O, а третья - по донорно-акцепторному механизму за счет свободной 2p-орбитали атома углерода и 2p- электронной пары атома кислорода: C(O. Данное строение молекулы подтверждено экспериментальными данными, свидетельствующими о том, что молекула имеет незначительный дипольный момент и при этом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода - положительный. Согласно теории МО молекула описывается электронной конфигурацией ((s)2((s()2((у,z)4((х)2((у,z ()((х () и показывает, что наряду с заполненными электронами связывающими молекулярными орбиталями (- и (- типа, обеспечивающими тройную связь, CO характеризуется также наличием низкоэнергетических свободных (( - орбиталей. Таким образом, для оксида углерода (II) наиболее характерны реакции его окисления, приводящие к образованию соединений углерода (IV), а также донорно-акцепторные взаимодействия с участием неподеленных электронных пар и свободных (( - орбиталей с образованием производных без изменения степени окисления. Благодаря наличию прочной тройной связи оксид углерода (II) характеризуется высоким значением энергии активации для процессов окисления и проявляет свои восстановительные свойства только при повышенных температурах. СО очень ядовитый газ, не имеет запаха и цвета, характеризуется низкими температурами плавления (69 К) и кипения (82 К).

Химические свойства

При высоких температурах СО проявляет сильные восстановительные свойства. При 700(С СО сгорает, выделяя большое количество тепла:
CO +1/2 O2(CO2, (H(298= - 282 кДж/моль
При облучении или в присутствии катализатора СО окисляется хлором при обычной температуре с образованием еще более ядовитого газа COCI2 (фосген).
Обычно оксид углерода (II) относят к несолеобразующим оксидам. Это связано с тем, что в обычных условиях CO мало растворим в воде, не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами. Однако при высоких температурах и давлении CO взаимодействует с водой с образованием муравьиной кислоты и со щелочами с образованием солей - формиатов:
CO + H2O( HCOOH
CO + NaOH (HCOONa
Оксид углерода (II) взаимодействует со многими переходными металлами с образованием комплексных карбонилов. При этом образуются соединения металлов со степенью окисления нуль или отрицательной:
Fe + 5CO(Fe(CO)5
Cr + 6CO( Cr(CO)6
Роль CO как лиганда объясняется его способностью выступать одновременно (- донором и (- акцептором. Как лиганд CO связывается с гемоглобином и другими комплексами металлов, выполняющих функцию переносчиков кислорода в живых организмах. При этом блокируется свободное координационное место в комплексах, способное обратимо присоединять кислород, что вызывает удушье.

Получение оксида углерода (II)

В лаборатории CO получают действием концентрированной серной кислоты на муравьиную или щавелевую кислоты, либо на желтую кровяную соль:
HCOOH(CO + H2O
H2C2O4(CO + CO2 + H2O
K4[Fe(CN)6] + 6H2SO4 + 6H2O(6CO + FeSO4 + 2K2SO4 + 3(NH4)2 SO4
В промышленности - в виде "генераторного газа" в смеси с азотом при пропускании воздуха через раскаленный уголь.
При нагревании оксида углерода (II) в присутствии катализатора с аммиаком происходит образование цианида водорода:
CO + NH3(HCN + H2O
Цианид водорода также как и оксид углерода (II) является очень ядовитым газом. Согласно МВС молекуле приписывается две изомерные структуры, находящиеся в равновесии:
H-C(N ( H-N( C
Цианид-ион (CN-) изоэлектронен молекуле CO и имеет аналогичное строение. При растворении цианида водорода в воде образуется слабый электролит цианистоводородная (синильная) кислота (Кд = 7,9(10-10) и постепенно разлагается:
HCN(H+ + CN-
HCN + H2O(HCOONH4
Синильная кислота - летучая жидкость, является сильным ионизирующим растворителем. Сама кислота и ее соли - сильные яды. Цианиды щелочных металлов хорошо растворимы в воде, при этом они гидролизуются и медленно разлагаются согласно следующим уравнениям:
KCN + H2O( HCN + KOH
HCN + H2O( HCOONH4
HCOONH4 + KOH(NH3 +HCOOK
суммируя эти уравнения реакций, получаем:
KCN + 2H2O(NH3 +HCOOK
Цианид-ион аналогично CO согласно ТКП является лигандом сильного поля, способным к образованию прочных металлокомплексов.
В зависимости от поляризующего действия катиона производные цианид-иона характеризуются преимущественно ионным, ионно-ковалентным и преимущественно ковалентным характером химической связи. Это приводит к существованию основных (KCN) с ионной кристаллической решеткой; кислотных с молекулярными решетками и существующие при обычных условиях в виде газов (CICN), жидкостей (BrCN) или летучих твердых (ICN) веществ; амфотерных (AgCN), имеющих полимерную структуру. Кислотные амфотерные цианиды при нагревании в результате гомолитического разрыва связи Э- CN разлагаются, например:
2AgCN(2Ag + (CN)2
Hg(CN)2(Hg + (CN)2
Дициан (N(C- C(N) можно рассматривать как псевдогалоген, так как во многих реакциях он ведет себя аналогично.
На способности CN- образовывать прочные водорастворимые комплексы и ионами переходных металлов основано их широкое применение в химической технологии, в частности, для извлечения благородных металлов из руд:
4Au + 8KCN + O2 + 2 H2O( 4 K[Au(CN)2] + 4KOH
Ag2S + 4KCN ( 2K[Ag(CN)2] + K2S

Соединения в степени окисления +4
Степень окисления +4 углерод проявляет в соединениях с более электроотрицательными атомами галогенов, кислорода, азота, серы. Углерод в этих соединениях четырехвалентен, а геометрическая структура соединений в зависимости от координационного числа может быть тетраэдрической (CHaI4) (sp3 ), треугольной (COCI2 , CO32-) (sp2) или линейной (CO2 , COS) (sp).
Все соединения углерода (IV) являются ковалентными, а следовательно обладают кислотными свойствами. Это проявляется в реакциях их взаимодействия с водой и основными соединениями:
COCI2 + H2O( 2HCI + CO2(
CS2 + Na2S(Na2 CS3
Наибольшее значение из неорганических соединений углерода (IV) имеют диоксид углерода, угольная кислота и ее соли. В воде CO2 растворим ограниченно и находится в основном в виде гидратов (CO2)aq. Только часть молекул CO2 образует кислоту, которая является слабым электролитом (Kд1 = 4,5(10-5 , Kд2 = 4,7 ( 10-11):
CO2 + H2O( H2CO3( H+ +HCO3-( 2H+ + CO32-
Угольная кислота образует два ряда солей: карбонаты и гидрокарбонаты. Все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде, а из карбонатов растворимы только соли щелочных металлов и аммония. Под действием сильных кислот и при нагревании карбонаты и гидрокарбонаты разлагаются с выделением CO2. Растворимые соли подвергаются гидролизу, причем особенно сильно средние соли, водный раствор солей дает щелочную среду.

Кремний

Самый распространенный после кислорода элемент. Оболочка земной коры на 97% состоит из соединений кремния. В природе встечается только в связанном состоянии: кремнезем (песок, кварц) SiO2, силикаты (производные кремниевой кислоты).
Простое вещество

Имеет две аллотропные модификации: кристаллический кремний (алмазоподобная структура) и аморфный.

Получение

Основным сырьем для получения кремния служит кремнезем. В промышленности кремний получают путем восстановления SiO2 аморфным углеродом. В лабораторных условиях для получения кремния прокаливают кремнезем с магнием или алюминием. Особо чистый кремний получают с помощью паров цинка и путем термического разложения его гидрида или иодида:
SiCI4 + 2Zn(Si + 2 ZnCI2
SiH4(Si + 2H2 SiI4(Si + 2 I2


Химические свойства

В виде простого вещества кремний довольно инертен и в обычных условиях взаимодействует только со фтором. В кислородсодержащих кислотах - окислителях (конц. серная, азотная) кремний пассивируется с образованием пленки SiO2, однако легко растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот и в щелочах:
3Si + 4 HNO3 + 18 HF( 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
Si + H2O + 2 KOH( K2SiO3 + 2 H2
Как окислитель, кремний взаимодействует только с активными металлами с образованием силицидов:
Si + 2Mg( Mg2Si

Соединения в степени окисления +4

В степени окисления +4 кремний находится в соединениях с галогенами, кислородом, серой, азотом, углеродом, водородом: SiHaI4, SiO2, SiS2, Si3N4, SiC (карбокорунд, очень твердое вещество), SiH4. Поскольку устойчивое координационное число для кремния 4, мономерами являются только SiHaI4 и SiH4. Соединения с кислородом, серой, азотом и углеродом - полимерны. Полимерные соединения характеризуются высокой температурой плавления и химической устойчивостью. Мономерные соединения, наоборот, легкоплавки и химически активны. Бинарные соединения кремния проявляют кислотные свойства:
SiCI4 + H2O ( H2SiO3 +2 HCI
SiS2 + CaS( CaSiS3
SiH4 +2 KOH + H2O( K2SiO3 + H2
Наиболее важным соединением кремния является диоксид. В воде SiO2 нерастворим. В растворах щелочей он растворяется очень медленно. Поэтому для превращения в растворимые соли его сплавляют со щелочами или с Na2СO3:
SiO2 + 2NaOH(Na2SiO3 + H2O
SiO2 + Na2CO3( Na2SiO3 + CO2
Из кислот на диоксид кремния действует только плавиковая. Реакция протекает в две ступени и при избытке HF завершается образованием гексафторкремниевой кислоты:
SiO2 + 4 HF( SiF4 + 2 H2O
SiF4+2 HF( H2SiF6
В растворе H2SiF6 - сильная кислота (типа серной). Вследствие высокой устойчивости гексафторосиликат-иона гидролиз SiF4 является обратимым:
3SiF4 + 3 H2O (H2SiO3 + 2 H2SiF6
Соответствующая SiO2 кремниевая кислота в воде почти нерастворима, но легко образует коллоидные растворы. Она является слабой двухосновной кислотой (слабее угольной), но проявляет все свойства кислот. Получают ее действием сильных кислот на раствор силиката натрия. При этом образуется осадок в виде бесцветного студня, состав которого отвечает общей формуле
nSiO2 ( mH2O, где значения n и m изменяются в зависимости от условий осаждения.
Растворимые соли кремниевой кислоты ("жидкое стекло") подвергаются гидролизу и имеют щелочной характер среды.
Гидриды кремния (силаны) по составу, строению и физическим свойствам сходны с соответствующими углеводородами. С галогенами силаны взаимодействуют со взрывом, они проявляют кислотные свойства, взаимодействуя со щелочами. Все они мало устойчивы, на воздухе самовоспламеняются с образованием SiO2. Простейший силан SiH4 - ядовитый газ с неприятным запахом.
Получают силаны косвенным путем, например, действием воды или кислот на силициды металлов:
Mg2Si + 2H2SO4( SiH4 + 2MgSO4

Элементы подгруппы германия


Германий, олово, свинец - полные электронные аналоги. В ряду Ge- Sn - Pb с увеличением энергетического зазора между s- и p- подуровнем уменьшается роль внешней S-электронной пары в образовании химических связей. Так, если для германия, подобно C и Si, наиболее характерна степень окисления +4, то для свинца +2, для олова различия в степенях окисления проявляются менее резко, хотя производные Sn (IV) более устойчивы.

Простые вещества

В ряду Ge- Sn - Pb усиливаются металлические свойства, чо проявляется как в физических, так и химических свойствах простых веществ. Германий- полупроводник. Олово существует в двух аллотропных модификациях : (- олово ("серое" олово) обладает полупроводниковыми свойствами, является устойчивой формой только при температурах ниже 14(С.(- олово, как и свинец - металл.
Получение
В промышленности германий, олово, свинец в основном получают пирометаллургическим методом. Олово, также как кремний, восстанавливают углем при повышенной температуре из природных оксидов:
SnO2 +2C ( Sn + 2CO
Природные минералы сульфида свинца предварительно подвергают окислительному обжигу с последующим восстановлением образующегося оксида углем:
2PbS + 3O2(2PbO + 2SO2
PbO + C(Pb + CO
Германий не образует крупных месторождений. Его получают из побочных продуктов, например, коксохимического производства:
GeO2 + 2H2(Ge + 2H2O

Химические свойства
В обычных условиях Ge и Sn устойчивы к окислению кислородом воздуха и водой. Свинец на воздухе быстро покрывается серой окисной пленкой. при нагревании эти элементы взаимодействуют с большинством неметаллов. При этом образуются соединения германия (IV) и олова (IV), а свинца (II), например, GeO2, SnO2, PbO, GeCI4, SnCI4, PbCI2.
В ряду напряжений германий расположен после водорода, а олово и свинец непосредственно перед водородом ((0Sn2+/Sn = -0,14В, (0Pb2+/Pb =-0,13 В). Поэтому с кислотами, не обладающими окислительными свойствами за счет аниона, германий не взаимодействуют. Вследствие образования на поверхности труднорастворимых солей PbCI2 и PbSO4 свинец устойчив по отношению к разбавленным соляной и серной кислотами. В концентрированной соляной кислоте и свинец растворяется за счет образования комплексного соединения:
Э + 4HCI( H2[ЭCI4] + H2, где Э - Ge, Sn, Pb
Различия в химической природе простых веществ особо проявляется в их отношении к азотной кислоте:
Э + 4 HNO3(конц)(H2ЭO3 + 4NO2 + H2O (Э - Ge, Sn)
При этом образуются германиевая H2GeO3 (GeO2(nH2O) и ( -оловянная (SnO2(nH2O) кислоты.
В разбавленной HNO3 олово проявляет себя как металл, образуя нитрат олова (II):
3Sn +8 HNO3(разб)(3Sn (NO3 )2 + 2NO + 4H2O
Свинец по отношению к HNO3 любой концентрации ведет себя как металл, образуя Pb(NO3)2.
Как амфотерные металлы олово и свинец при нагревании растворяются в водных растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов:
Э +2NaOH + 2 H2O ( Na2[Э(OH)4] +H2 (Э - Sn, Pb)
Германий же растворяется в щелочах только в присутствии окислителей более сильных, чем вода, например:
Ge + 2NaOH + 2H2O(Na2[Ge(OH)6]

Соединения в степени окисления +2
Для германия в степени окисления +2 известны такие бинарные соединения, как оксид, сульфид, гидроксид. Олово (II) и свинец (II) дают разнообразные кристаллические вещества, где они находятся в виде катионов Э+2 (оксиды, гидроксиды и соли) или анионов ЭO22-, Э(OH)42-, Э(OH)6 4-.Оксиды ЭO и гидроксиды Э(OH)2 являются амфотерными:
Э(OH)2 + 2HCI( ЭCI2
Э(OH)2 + 2KOH( K2[Э(OH)4]
При этом у производных германия (II) преобладают кислотные, а у свинца - основные свойства.
Гидроксостаннаты (II) и гидроксоплюмбаты (II) существуют только в присутствии большого избытка щелочи, а оксостаннаты (II) и оксоплюмбаты (II) - только в расплавах щелочей. При недостатке щелочи они распадаются с образованием труднорастворимых гидроксидов Э (II):
Na2[Sn(OH)4](Sn (OH)2 + 2NaOH
Na2SnO2 + 2H2O ( Sn (OH)2 + 2NaOH
Кислотный характер проявляют и другие производные олова (II) и свинца (II), например, галогениды, реагируя с основными галогенидами:
PbCI2 + CaCI2(Ca[PbCI4]
Галогенидные комплексы устойчивы только при большом избытке лигандов. В разбавленных растворах комплексные соединения разлагаются:
K2[SnCI4] + 4 H2O( [Sn (H2O)4]CI2+2KCI
С анионами S2- свинец (II) и олово (II) дают труднорастворимые сульфиды SnS и PbS (свинцовый блеск), что используется в аналитической химии для их обнаружения.
Соединения германия (II) и олово (II) обладают сильными восстановительными свойствами, особенно в щелочной среде, например:
2Bi(NO3)3 + 3 K2[Sn (OH)4] + 6 KOH( 2Bi +3K2[Sn(OH)6]+ 6KNO3
Сульфиды германия и олова (II) легко окисляются полисульфидами:
SnS +(NH4)2S2(SnS2 +(NH4)2S

SnS +(NH4)2S2((NH4)2 SnS3
Соединения свинца (II) проявляют очень слабые восстановительные свойства. И наоборот, соединения свинца (IV) - очень сильные окислители. Перевод Pb (II) в Pb (IV) возможен только при электролизе или при действии наиболее сильных окислителей при нагревании в щелочной среде, например:
PbCI2 + CI2+ 4KOH(PbO2 +4KCI +2H2O

Соединения в степени окисления +4
Наиболее устойчивыми и практически важными соединениями в степени окисления +4 являются галогениды, оксиды и сульфиды. Большинство галогенидов имеет тетраэдрическую структуру ЭHaI4 и образуют молекулярные кристаллические решетки с низкими температурами плавления и кипения. При стандартных условиях это газы (GeF4), летучие жидкости (GeCI4, SnCI4 ) и твердые вещества (GeBr4, SnBr4). В ряду Ge (IV) - Sn (IV) - Pb (IV) устойчивость соединений в целом уменьшается и при этом для оксидов характерно проявляется явление вторичной периодичности. По мере увеличения размеров атома в этом ряду координационное число 4 становится менее характерным и более типичным становится координационное число 6 (октаэдрические структуры).
В ряду GeO2 - SnO2 - PbO2 возрастают основные свойства. GeO2 - кислотное соединение, растворяется в горячих щелочах:
GeO2 + 2KOH (K2GeO3
Оксид олова (IV) - более амфотерен, чем оксид свинца (IV). При продолжительном нагревании с концентрированной H2SO4 дает Sn(SO4)2, а при сплавлении со щелочами и основными оксидами SnO2 и PbO2 образуют соли мета-, ортокислот и гидроксокомплексы, например:
SnO2 +2 KOH +2H2O(K2[Sn(OH)6]
PbO2 + Na2O(Na2PbO3
2PbO + PbO2(Pb2PbO4 (Pb3O4)
Из оксогерманатов (IV), оксостаннатов (IV) и оксоплюмбатов (IV) в воде растворимы только производные щелочных металлов, при этом, как и соли типа ЭHaI4, они сильно гидролизуются, образуя соответствующие кислоты:
Na2ЭO3 + 2 H2O(2NaOH + ЭO2(nH2O
Сами кислоты (как и кремниевая) в индивидуальном состоянии выделить не удается. При их получении обычно образуются белые студенистые осадки переменного состава ЭO2(nH2O. Свежеосажденные (- оловянная и свинцовая кислоты растворяются в кислотах и щелочах. В последнем случае образуются гексагидроксосоли.
Среди производных свинца (IV) наиболее устойчивы и потому широко применяются PbO2, Pb2O3, Pb3O4(свинцовый сурик).Последние два соединения можно рассматривать как смешанные оксиды или как соли мета- и ортосвинцовой кислот. О разном валентном состоянии свинца в этих соединениях свидетельствует обменная реакция с разбавленной азотной кислотой или с безводной уксусной кислотой. При этом происходит превращение растворение красного осадка сурика или образуется черный осадок PbO2:
Pb3O4 +4HNO3(разб) (2Pb(NO3)2 + PbO2 + 2H2O
Pb3O4+8CH3COOH(Pb(CH3COO)4 + 2Pb(CH3COO)2 +4 H2O
Производные свинца (IV) используются как сильные окислители, особенно в кислой среде (E(PbO2/Pb2+=1,6 В):
PbO2 + 6HCI(конц)(H2[PbCI4]+ CI2 + 2 H2O
2PbO2 +4H2SO4(2Pb(HSO4)2 +O2 +2 H2O
2Pb3O4 +6 H2SO4(6PbSO4 + O2 +6H2O
Pb3O4 +8HCI(конц)(3PbCI2 +CI2 +4 H2O
Вследствие сильных окислительных свойств Pb(IV) такие соединения, как PbBr4, PbI4 и PbS2 , неустойчивы. Однако удалось получить комплексные K2[PbBr6] и Na2[PbI6], что свидетельствует о стабилизации Pb (IV) в анионных комплексах с координационным числом 6. Подобные соединения для германия и олова легко образуются в водных растворах из простых солей под действием основных галидов или сульфидов, например:
GeBr4 + 2NaBr(Na2[GeBr6]
SnS2 +(NH4)2S((NH4)2SnS3
Гидриды элементов подгруппы германия малоустойчивы. Это связано с дальнейшим уменьшением прочности связи Э-H по сравнению со связью Si-H. Как свидетельствуют стандартные энтальпии образования герман, станнан и плюмбан сильно эндотермические соединения:

Соединение
CH4
SiH4
GeH4
SnH4
(PbH4)

(H0298,кДж/моль
-74,9
30,5
90,4
162,9
250


При пропускании через нагретую стеклянную трубку герман и станнан разлагаются, осаждаясь в виде металлического зеркала:
ЭH4( Э +2H2(
Получают гидриды Э(IV) действием разбавленных кислот на германиды и станниды, например:
Mg2Sn + 4HCI(2MgCI2 + SnH4.



Лабораторная работа
Техника безопасности
Соединения свинца ядовиты. Не допускать слива больших количеств растворов свинца в раковины.
Простые вещества
Опыт 1. Адсорбция на поверхности угля. В сухой пробирке нагреть до разложения несколько кристалликов нитрата свинца (II) и наблюдать образование бурого газа. После прекращения нагревания поместить в пробирку несколько кусочков угля, закрыть пробирку пробкой и несколько раз встряхнуть. Наблюдать изменение интенсивности окраски газа.
Опыт 2. В пробирку налить ~1 мл концентрированной серной кислоты и поместить кусочек угля. Пробирку закрепить в штативе и осторожно нагреть на пламени спиртовки. Наблюдать выделение пузырьков газа, поднести к отверстию пробирки фильтровальную бумажку, смоченную подкисленным раствором КМпО4. Что наблюдается?
Опыт 3. На кусочек олова подействовать в пробирке разбавленной соляной кислотой. Убедиться, что даже при нагревании скорость растворения мала. Вылить разбавленную кислоту, прилить к этому же кусочку олова концентрированную соляную кислоту и нагреть реакционную смесь на спиртовке. Обосновать влияние концентрации кислоты на скорость реакции.
Опыт 4. К кусочку олова в пробирке прилить ~2 мл разбавленной НNОз. Отметить, что реакция идет медленно. Оставить пробирку на полчаса при комнатной температуре. После чего прилить по каплям раствор щелочи и наблюдать образование белого осадка, а затем его растворение. Полученный раствор нагреть до кипения и обнаружить выделяющийся при этом аммиак. Обосновать наблюдаемые процессы.
Опыт 5. На кусочек олова подействовать ~2 мл концентрированной азотной кислоты и смесь нагреть в вытяжном шкафу до полного растворения металла. Обратить внимание на выделяющийся газ и на образование осадка ( -оловянной кислоты (осадок сохранить для опыта 20). Обосновать различный характер взаимодействия олова с разбавленной и концентрированной азотной кислотой.
Опыт 6. Подействовать на кусочек олова концентрированным раствором щелочи. Пробирку нагреть до кипения и с помощью тлеющей лучины установить природу выделяющегося газа.
На основании опытов 4-6 сделать вывод о взаимодействии олова с водными растворами кислот и щелочей.
Опыт 7. В отдельных пробирках испытать действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на кусочек свинца при комнатной температуре и нагревании. Какой газ выделяется при действии горячей концентрированной кислоты? Обосновать влияние концентрации и температуры на процесс взаимодействия свинца с серной кислотой.
Опыт 8. В отдельных пробирках испытать действие разбавленной и концентрированной азотной кислоты на свинец. Обосновать наблюдаемые процессы.
Опыт 9. На кусочек свинца подействовать раствором уксусной кислоты. С помощью тлеющей лучины установить природу выделяющегося газа.
Опыт 10. В отдельных пробирках подействовать на свинец разбавленным и концентрированным раствором щелочи. С помощью тлеющей лучины установить природу выделяющегося газа.
Сделать общий вывод о характере изменения восстановительных свойств простых веществ С(Si(Ge(Sn(Pb и отношении их к воде, водным растворам кислот и щелочей.
Оксиды и гидроксиды
Опыт 11. Наполнить пробирку углекислым газом из аппарата Киппа и испытать поддерживает ли углекислый газ горение лучинки. Как и почему влияет температура на равновесие реакции взаимодействия углекислого газа с углем?
Опыт 12. Пропустить ток углекислого газа через пробирку с водой, подкрашенной лакмусом, до изменения окраски. Затем прокипятить жидкость. Что наблюдается? Обосновать наблюдаемые процессы.
Опыт 13. Пропустить ток углекислого газа через раствор гидроксида кальция. Наблюдать образование и последующее растворение осадка. Полученный раствор налить в две пробирки. В одну добавить раствор гидроксида кальция, а другую - нагреть. Что наблюдается?
Опыт 14. Налить в три пробирки по ~2 мл силиката натрия. В первую по каплям прилить разбавленную соляную кислоту, во вторую - уксусную кислоту, в третью - пропустить ток углекислого газа из аппарата Киппа до появления осадка. Обосновать наблюдаемые превращения и сделать вывод о строении и свойствах кремниевой кислоты.
Опыт 15. К ~3 мл раствора хлорида олова (II) по каплям добавить разбавленный раствор гидроксида натрия до образования осадка. Осадок разделить на две части и испытать его растворимость при добавлении растворов соляной кислоты и гидроксида натрия. В каком растворе - кислом или щелочном лучше растворим осадок? Обосновать наблюдаемые превращения.
Опыт 16. В две пробирки поместить по несколько кристаллов хлорида олова (II). В одну пробирку прилить по каплям небольшое количество воды и наблюдать образование студенистого осадка при растворении соли. В другую - прилить ~2 мл концентрированной соляной кислоты и после нагревания разбавить водой. Происходит ли образование осадка в этом случае? Обосновать реакции.
Опыт 17. К раствору ~3 мл хлорида олова (IV) прилить раствор аммиака и наблюдать образование осадка (-оловянной кислоты. Осадок разделить на две части и испытать его растворимость в растворах соляной кислоты и гидроксида натрия. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида олова (IV).
Опыт 18. К раствору ~3 мл ацетата свинца по каплям добавить раствор гидроксида натрия до образования осадка. Осадок разделить на две части и испытать его растворимость в растворах гидроксида натрия и уксусной кислоты. Щелочной раствор гидроксида свинца (II) разбавить водой и прокипятить. Что наблюдается?
Опыт 19. Поместить в пробирку ~0,1 г порошка диоксида свинца и добавить ~5 мл 25% раствора гидроксида калия. Смесь осторожно нагреть на спиртовке и наблюдать растворение осадка диоксида свинца.
Сделать общий вывод о характере изменения кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов в ряду С(Si(Ge(Sn(Pb.
Соли
Опыт 20. Установить с помощью индикаторной бумаги реакцию растворов карбоната и гидрокарбоната натрия. Обосновать наблюдения расчетом констант гидролиза.
Опыт 21. В две пробирки с растворами сульфата алюминия и меди (II) добавить раствор карбоната натрия. Наблюдать выпадение осадков - основного карбоната меди (II) и гидроксида алюминия. Обосновать образование продуктов реакций. Привести название природного минерала на основе основного карбоната меди. Опыт 22. Установить с помощью индикаторной бумаги реакцию среды в растворе силиката натрия. К ~2 мл этого раствора добавить такой же объем раствора хлорида аммония и наблюдать образование осадка. Обосновать наблюдаемые процессы.
Опыт 23. В двух пробирках получить осадки карбонатов бария и магния и испытать их растворимость в разбавленной соляной кислоте. Можно ли для перевода плохо растворимых карбонатов бария и магния в хорошо растворимые соли использовать разбавленную серную кислоту?
Опыт 24. В сухих пробирках нагреть в пламени спиртовки немного твердых карбонатов аммония и гидроксомеди (II). Что наблюдается? Сделать вывод о термической устойчивости карбонатов и влиянии природы катиона на термическую устойчивость.
Опыт 25. К растворам нитрата или ацетата свинца в отдельных пробирках прилить растворы, содержащие анионы - сероводородной, серной, хромовой, хлороводородной и иодоводородной кислот. Отметить цвет полученных осадков. Раствор с осадком иодида свинца подкислить 2-3 каплями азотной кислоты и нагреть до полного растворения осадка (при необходимости добавить воду). При медленном охлаждении насыщенного раствора наблюдать кристаллизацию иодида свинца в виде мелких кристаллов золотистого цвета - «золотой дождь».
Опыт 26. В отдельные пробирки внести по 2-3 капли растворов - бромной воды; перманганата калия, подкисленного соляной кислотой; хлорида железа (III) и роданида калия. В каждую пробирку добавить раствор хлорида олова (II) и отметить изменение окраски растворов. Обосновать наблюдаемые превращения. Опыт 27. К раствору нитрата свинца (II) добавить отфильтрованный раствор хлорной извести и прокипятить. Что наблюдается? Обосновать наблюдение.
Опыт 29. Поместить в пробирку небольшое количество порошка диоксида свинца и, закрепив пробирку в штативе в вытяжном шкафу, прилить -2 мл концентрированной соляной кислоты. С помощью бумажки, смоченной раствором иодида калия, установить выделение хлора. Проделать аналогичный опыт с серной кислотой и установить выделение кислорода при нагревании реакционной смеси.
Опыт 30. К раствору ~2 мл соли хрома (III) добавить раствор гидроксида натрия и наблюдать образование осадка гидроксида хрома (III) и его последующее растворение в результате образования гидроксокомплекса Nа3[Сг(ОН)б]. К полученному раствору добавить немного порошка диоксида свинца и смесь прокипятить. После охлаждения и отстаивания осадка отметить изменение цвета раствора.
Опыт 31. Поместить в пробирку -0,5 г порошка диоксида свинца и добавить -0,5 мл раствора сульфата марганца (II) и 1-2 мл разбавленной азотной кислоты. Смесь осторожно нагреть до кипения, охладить и отфильтровать. Отметить появление характерной для перманганатов окраски раствора и обосновать ее появление. Почему при избытке сульфата марганца (II), несмотря на окисление иона Mn2+ диоксидом свинца, раствор может остаться бесцветным?
Опыт 32. Строение и свойства сурика. Поместить в две пробирки по ~0,5 г порошка сурика. В одну пробирку, закрепив ее в штативе в вытяжном шкафу, добавить 2-3 мл концентрированной соляной кислоты. Нагреть реакционную смесь и установить выделение в реакции хлора. В другую пробирку добавить - 5 мл разбавленной азотной кислоты и наблюдать изменение цвета осадка. Осадок отфильтровать и установить в фильтрате (при помощи одной из характерных реакций - опыт 25) наличие ионов Pb(II). Обосновать наблюдаемые превращения сурика. Сделать вывод о строении сурика и привести его систематическое название.
На основании опытов 27-32 сделать вывод о характере изменения окислительно-восстановительных свойств соединений олова и свинца в степени окисления +2 и +4.


Индивидуальные задания
Вариант 1
1. Сравнительная характеристика валентных возможностей, характерных степеней окисления, типов гибридизации и координационных чисел p-элементов IV группы.
2. Почему кремний не растворяется в концентрированных HNO3 и HF кислотах, но растворяется в их смеси? Какую роль играет каждая из кислот? Можно ли их заменить на смесь - HNO3 и HCI, H2SO4 и HF?
З. Как и почему изменяются восстановительные и кислотно-основные свойства в ряду гидроксидов Ge(OH)2 - Pb(OH)2?
4.Почему в растворе угольная кислота вытесняет кремниевую из ее солей, а при сплавлении, наоборот, кремниевая вытесняет угольную?
5.Как разделить ионы Sn+2 и Pb+2 в растворе?
6.Осуществить переходы:
Pb(Pb(NO3)2( PbO2(PbCI2(Na2PbO2(Na2[Pb(OH)4](Pb(OH)2(PbO
7.Закончить уравнения реакций:
Si + KOH( СаС2+Н2О( SnS + Na2S2( Fe + CO (

Вариант 2
1. Почему в отличие от углерода для кремния и элементов подгруппы германия не характерно образование соединений на основе гомоцепей с одинарными Э-Э и кратными связями Э=Э и Э=Э?
2. Как и почему изменяются температуры кипения и плавления, термическая устойчивость и восстановительные свойства в ряду CH4 - PbH4?
3. Описать процессы, протекающие при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора. Рассчитать ЭДС одной батареи свинцового аккумулятора.
4.Чем объяснить стабилизацию низких степеней окисления металлов в комплексных карбонилах и цианидах? Каков механизм химической связи металл - лиганд? Привести примеры комплексов и рассмотреть описание их электронного строения в рамках МВС.
5. В чем выражается и какова причина вторичной периодичности свойств соединений в ряду С- РЬ?
б. Осуществить переходы:
Sn(NO3)2(Na2[Sn(OH)4](Na2SnO2(Sn(OH)2 в прямом обратном направлениях.
7. 3акончитъ уравнения реакций:
C+HNO3(конц)( CO+Ni( SiO2 + HF(г)( SnS2 + (NH4)2S(

Вариант 3
1.Опишите строение и укажите тип гибридизации орбиталей углерода в различных аллотропных модификациях - алмаз, графит, карбин, фуллерены. Приведите пример и дайте обоснование различию в их свойствах.
2.Способы получения водородных соединений ЭН4 р-элементов IV группы. 3.Почему для получения гидроксида свинца (II) обычно используют избыток водного раствора аммиака, но не избыток щелочи?
4.Как и почему изменяется гидролизуемость соединений олова: SnCl2 и SnCI4; SnCI2 и Na2Sn02; Na2Sn02 и Na2SnO3.
5. Осуществить переходы:
Si(H2SiF6(Na2SiO3(SiO2(Mg2Si(SiH4(SiCI4(H2SiO3
6.Вычислить рН насыщенного раствора углекислого газа, если в 100 г воды при н.у. растворяется 170 мл СО2. Изменением объема раствора пренебречь.
7.Закончить уравнения реакций:
СО+Fe2O3( PbO + CaOCI2 + NaOH ( Ge + КСIOз + КОН(
Na2[Sn(OH)6]+CO2(

Вариант 4
Опишите строение и свойства тетрагалогенидов р-элементов IV-группы. Чем объяснить аномально низкую реакционную способность галогенидов углерода по сравнению с другими элементами?
2. 0писать различия в химических (подтвердить примерами реакций) и физических свойствах СО2 и SiO2. Каковы причины этих различий?
3.Почему свинец, находящийся в ряду напряжении до водорода не растворим в воде и практически не растворяется в разбавленных растворах сильных кислот HCI, НВг, H2SO4? Как и почему влияет повышение концентрации этих кислот на процесс растворения? Растворяется ли свинец в уксусной кислоте? Почему? 4.0писать по методу ВС строение карбонилов железа и никеля.
5.Используя термодинамические данные, определить, возможны ли реакции: а) восстановления свинца из РЬО - водородом, цинком, медью; б) окисления РЬО до РЬО2 кислородом?
б.Осуществить переходы:
Ca(CaC2(C2H2(CO2(NaHCO3( CO2( CO( COCI2(Na2CO3
7.3акончить уравнения реакций:
GeS2+BaS( C2H5OH + KMnO4 + H2SO4( Na2Pb03 + HCI(
Sn + HNO3 + HCI(

Вариант 5
1. Почему метан и другие углеводороды, а также СhaI4, несмотря на высокую ковалентность связи С-Н и С-HaI, не проявляют кислотных свойств и не взаимодействуют с основными гидридами и галогенидами. Как и почему изменяется эффективность гидролиза в ряду: CF4 - СI4; СС14 - SnCI4?
Как и почему изменяется термическая устойчивость, окислительно-восстановительные и кислотно-основные свойства оксидов элементов подгруппы Ge?
Какие из анионов: СО32-, CNO-, CNS-, CN- и почему относятся к амбидентатным лигандам? Привести примеры комплексных соединений.
Как и почему изменяется термическая устойчивость карбонатов в ряду: Ве2+- Ва2+, Zn2+ - Hg2+, К2Соз - (NH4)2СОз-Н2СОз?
Почему восстановительные и кислотные свойства оксида С(II) проявляются только при повышенных температурах, а реакции образования карбонильных комплексов металлов - например, Ni(CO)4 эффективно протекают уже при небольшом нагревании. Почему SiO по своей устойчивости значительно отличается от СО?
Осуществить переходы:
SnO2 (Na2[Sn(OH)4](Na2SnO2(SnCI2(SnS(Na2SnS3(Na2SnO3(H2[SnCI6] (SnH4.
7.3акончить уравнения реакций:
Pb3О4 + H2SO4 ( SiO2 + HF{aq)( PbO2 + MnSO4 + H2SO4(
Ba(CN)2 + H2SO4(

Вариант 6
1. Как и почему изменяется устойчивость соединений р-элементов IV группы в степени окисления +2. Подтвердить реакциями.
2.Строение, получение и свойства сульфидов р-элементов IV группы. На чем основан сульфидный метод их разделения?
З. В рамках метода ВС описать электронное строение CN- и (CN)2. В чем причина стабилизации в комплексных цианидах низких степеней окисления металлов? Привести реакции, демонстрирующие проявление дицианом свойств псевдогалогена. За счет чего проявляются «ядовитость» дициана и цианидов. Как и почему изменяется «ядовитость» цианидов в ряду: CICN- KCN- Hg(CN)2? 4. Рассчитать рН 0,1 М раствора Na2CO3.
5.Рассчитать электродный потенциал системы Pb2+/PbO2 в 0,1 М растворе H2SO4, содержащем 0,1 М Pb(NO3)2.
6.Осуществить переходы:
SnH4(SnCI4(Na2[SnF6](Sn(OH)4(SnO2(Na2SnO2(SnS(Sn
7. Закончить уравнения реакций:
С+HNO3 (конц)( Pb3O4+NaCIO( AI4C3 + Н2О( Pb2О3 + HCI(

Вариант 7
1.В рамках методов ВС и МО описать электронное строение молекул СО и N2. Привести примеры и обосновать сходства и различия в физико-химических свойствах этих соединений. Почему, в отличие от N2, CO в достаточно мягких условиях образует широкий круг карбонилов переходных металлов.
2.Описать равновесия между различными формами существования Sn(IV) и Pb(IV) в кислых, нейтральных и щелочных водных растворах? Привести примеры реакций, демонстрирующих эти равновесия?
З. Как и почему изменяются кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений элементов подгруппы германия в степени окисления +2?
4.0писать равновесия, характеризующие взаимодействие углекислого газа с водой. Существуют ли в растворе молекулы «слабой» угольной кислоты. К какому процессу относится величина константы диссоциации угольной кислоты?
5.Вычислить рН 10% -ного раствора цианида калия ((=1,05 г/мл).
б. Осуществить переходы:
C(CS2(Na2CS3(CO2(NaHCO3(Na2CO3( CO( COCI2(CO2
7.Закончить уравнения реакций:
SnCl2+NaBiO3+HCI( Na2[SnF6] + H2SO4( GeS2 + K2S(
H2C2 O4 + PbO2 + H2SO4(

Вариант 8
1.Объяснить существенные различия в температурах плавления и эффективности гидролиза хлоридов элементов подгруппы германия ЭС12 и ЭС14? Какие из них могут быть отнесены относятся к солям, какие к хлорангидридам?
2. Сравнительная характеристика углеводородов и водородных соединений кремния.
3. Вычислить рН 0,1 М раствора NaHCO3.
4. Как объяснить существование большого количества силикатов самого разнообразного состава? Что такое жидкое стекло, силикатный клей? Какой состав имеет обычное стекло, термостойкое стекло, хрусталь?
5. Сравнительная характеристика форм существования, кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойства гидроксидов элементов подгруппы германия в степенях окисления (II) и (IV).
6. Осуществить переходы:
Sn(Na2SnO2(Na2SnO3(SnCI4(Na2[Sn(OH)6](H2Sn03(Sn02(Sn0(Sn
Закончить уравнения реакций:
GeS + HNO3(конц)( PbS+H2O2( H2SnCI6 +H2S( Pb+НCI(изб)(

Вариант 9
1.Формы существования р-элементов IV группы в природе и методы получения их простых веществ в промышленности?
2. Как и почему изменяются температуры кипения и энергия связи Э-Н в ряду:
СН4-PbH4, HF-H2O-NH3?
З. Как разделить смесь угарного газа: с водородом, азотом, углекислым газом?
4.Как получить производные гексахлороплюмбат(IV)- и гексабромоплюм-бат(IV)- ионов? Чем объяснить их большую устойчивость по сравнению с PbCI4 и PbBr4?
5.0босновать влияние температуры на термодинамическую возможность реакции синтеза сероуглерода из простых веществ.
6.Осуществить переходы:
CS2(CaCS3(CaCO3(CO2(CO(C( (CN)2(HCN(KCN(NH4CH3COO
7. Закончить уравнения реакций:
Н2С2О4 + KNO3( Ca2Si + HCI ( Pb3O4 + NaOH(
HCOOK + KBiO3 + H2SO4(

Вариант 10
1. Как и почему рН среды влияет на окислительно-восстановительные свойства соединений элементов подгруппы германия в степени окисления +2?
2. Как и почему изменяется форма существования р-элементов IV группы в степени окисления (+4) в водных кислых, нейтральных и щелочных растворах? Как это отражается на их кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойствах?
3. Как и почему изменяются строение и свойства: CHaI4 по сравнению с SiHaI4; оксидов C(IV) и Si(IV) по сравнению с их галогенидами?
4.Обосновать процессы, протекающие при окислении простых веществ элементов подгруппы германия: галогенами, кислородом, серой.
5. Определить реакцию среды водного раствора карбоната аммония.
6. Осуществить переходы:
Pb3O4(Pb(NO3)2(Na2[Pb(OH)6](PbO2(PbCI2(Na2PbO2(Na2[Pb(OH)4](
Pb(OH)2(PbO(Pb
7.3акончить уравнения реакций:
СО+PdCI2+Н2О( GeH4 +AgNO3 +H2O ( С2Н2+KMnO4+H2SO4(
Si2H6 + Н2О(

Вариант 11
1. Как и почему изменяются формы существования и физические свойства простых веществ р-элементов IV группы. Почему, в отличие от F2, O2, N2, углерод не образует устойчивой двухатомной формы простого вещества?
2. Используя справочные термодинамические данные, определить, можно ли восстановить свинец из оксида свинца (II) - водородом, медью, цинком, углем. Можно ли окислить монооксид свинца до диоксида кислородом?
3.Опишите устройство и принцип работы свинцового аккумулятора? Как с помощью ареометра, измеряющего плотность электролита, можно установить в каком состоянии - заряженном или разряженном - находится аккумулятор?
4.С помощью химических реакций установить формальную степень окисления углерода в следующих соединениях: CN-, CNS-, CNO-, СН2О.
5. Как и почему изменяются кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства в ряду: CS2-SnS2, SnS-PbS. Как это изменение используется при аналитическом разделении соединений р-элементов IV группы?
6. Осуществить переходы:
SnO(Na2[Sn(OH)4](Na2[Sn(OH)6](Na2SnO3(SnCI4(Sn(OH)4(Sn(NO3)2(Sn 7.3акончить уравнения реакций:
SnCI2+HCI+HNO3( СаС2 +KMnO4 + H2SO4( GeS2 + (NH4)2S(
Pb3O4 + Cr(NO3)2 + NaOH(

Вариант 12
1. Сравнительная характеристика строения, физических и химических свойств простых веществ подгруппы германия. С чем связано явление "оловянной чумы»? Продемонстрируйте влияние гетерогенного характера реакций окисления простых веществ растворами кислот на эффективность их протекания?
2. Получение, строение и свойства оксогалогенидов р-элементов IV группы.
3.С позиций МВС описать электронное строение и структуру карбина, графита,фуллерита и алмаза. Какая из аллотропных модификаций наиболее термодинамически устойчива, почему? Как осуществить переход между различными аллотропными модификациями углерода? С чем связаны перспективы использования молекулярной формы углерода - фуллерита.
4. Получение, строение и свойства (- и (-оловянных кислот.
5. Определить рН 0,1 М раствора KCN.
6.Осуществить переходы:
Sn(H2[SnBr4]( Sn(OH)2(SnO(Na2Sn(OH)4(Sn(SO4)2(SnS2(Sn(NO3)4(H2SnO3
7. Закончить уравнения реакций:
GeO+CI2+HCI( Pb3О4 + H2SO4( К2С2О4 + PbО2 + HCI(
H2SiF6 + NaOH(изб)(

Вариант 13
1.Сравнительная характеристика методов получения, строения и свойств водородный соединений р-элементов IV группы. Как и почему изменяются свойства водородные соединений р-элементов IV группы по сравнению с соединениями р-элементов V группы?
2. В рамках методов МО и ВС описать электронное строение N2, CO, CN-. Как и почему изменяется энергия связи в этих изоэлектронных соединениях, их способность к комплексообразованию с переходными металлами, "ядовитость»? Описать электронное строение карбонилов никеля и железа - Ni(CO)4, Fe(CO)5.
3.Сравнить гидролизуемость следующих соединений олова: SnBr2 и Na2SnO2 ; SnCI2 и SnCI4; Na2SnO3 и Na2SnO2. В каком из всех перечисленных соединений кислотность среды в водном растворе наибольшая, наименьшая?
4.В рамках модели сольвосистем, электролитической диссоциации Аррениуса, и электронной теории охарактеризовать кислотно-основные свойства SnCI4. 5. Можно ли осадить PbS из 0,01 М раствора Pb(NО3)2 с помощью насыщенного водного раствора H2S?
6. Осуществить переходы:
HCNS(CO2(NaHCO3(Na2CO3(CO2(Mg2C(CH4( CCI4(CaCO3.
7.3акончить уравнения реакций:
Ge+Н2О2+NaOH( GeSO4 + ? (K2GeF6 + ? FeCI3 + KCNS(
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
Вариант 14
Дайте сравнительную характеристику форм существования и свойств аллотропных модификаций простых веществ р-элементов VII-VI-V-IV групп.
Как и почему изменяются растворимость в воде, водных растворах кислот и оснований в ряду: СО2(СО, CO2(SiO2(GeO2(SnO2(PbO2, CO(GeO(SnO (PbO?
Рассмотрите химические процессы, протекающие на поверхности обычного стекла, помещенного в воду, водные растворы - НCI, HF, NaOH. Что такое: термостойкое стекло, жидкое стекло, свинцовое стекло.? На чем основано использование силикагеля и цеолитов в химической практике?
Рассчитать энергию химической связи в молекуле СО и среднюю энергию связи в молекуле СО2 на основании следующих термодинамических данных: (Н (298(СО) = -110,4 кДж/моль, (Н (298 (CO2) = -393,3 кДж/молъ, энтальпия возгонки графита 693,9 кДж/моль, энергия диссоциации О2 составляет 493 кДж/моль.
5. Определить рН в 0,01 М растворе К2СОз.
6.Осуществить переходы:
SiO2(Si(Ca2Si(SiH4(SiCI4(Na2SiO3(H2SiF6(H2SiO(SiO2.
7. Закончить уравнения реакций:
Pb3О4+Mn(NO3)2+HNO3( Pb3О4 + НCI(изб)( SnH4 + CI2(
·
·
·
·
·(изб)(

Вариант 15
1.Опишите электронное строение, получение, физические и химические свойства диоксидов р-элементов IV группы. Как и почему свойства диоксидов отличаются от свойств тетрагалогенидов.
2.Опишите химические процессы, приводящие к образованию «водяного» и «генераторного» газов. Вычислить теплотворную способность водяного газа ( в кДж/м3 ) при стандартных условиях, если объемный состав газа: 40% СО, 50% Н2 и 10% СО2.
3. Опишите электронное строение тиоугольной кислоты. Как и почему изменяется устойчивость тиоугольной кислоты по сравнению с Н2СО3, H2SiS3. Обоснуйте характер взаимодействия водного раствора тиоугольной кислоты с раствором NaOH, разбавленной и концентрированной HNO3, хлорной водой.
4. В двух пробирках приготовили эквимолекулярные смеси: (PbО + GeO2) и (PbO2 + GeO). После нагревания смесей их состав в обеих пробирках оказался одинаковым. Каким? Почему? Какими химическими реакциями можно установить состав смесей до нагревания и после нагревания?
5. Как и почему изменяется рН водных растворов одинаковой молярной концентрации соединений олова: SnCI2, SnCI4, Na2[SnCI6], Na2SnO2, Na2SnO3.
6. Осуществить переходы:
Pb3O4(H4[PbCI6](Pb(OH)2(PbO2(H2[PbCI6](PbO2( Na2PbO2(PbCO3(PbO.
7. Закончить уравнения реакций:
Na2[SiF6]+H2SO4( SnCI2 + КСЮ3 + КОН( Н2С2О4+KNO3(
·
·
·
·
·
·6] + СО2(

15
Шурыгин'E:\Химия Вали 1\P-элементы 4 группы.doc
Шурыгин+C:\W\TEMP\Автокопия P-элементы 4 группы.asd
Шурыгин'E:\Химия Вали 1\P-элементы 4 группы.doc
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·

Приложенные файлы

  • doc 14717169
    Размер файла: 163 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий