Файл: Сухарева ч 2.pdf

На примере соединений серы (VI) осуществим цепочку превращений: SО3 → H2SO4. → К2SO4. → ВаSO4

1.SО3 + H2O → H2SO4

2.H2SO4 + 2 КOH → К2SO4+ 2 H2O

3.К2SO4 + Ва(OH)2 → ВаSO4↓+ 2 КOH

3.1Вопросы к контрольному заданию

а) Приведите электронную формулу и электронно–графическую схему неметалла, указанного в пункте (а) вашего варианта (Таблица 5). Опишите физические и химические свойства (отношение неметалла к воде, к щелочам, к кислотам), а также способы получения простого вещества данного неметалла. Приведите формулы оксидов данного неметалла, укажите их характер. Напишите формулы кислот, соответствующих этим оксидам.

б) Определите силу кислоты, указанной в пункте (б) вашего варианта. Напишите уравнения диссоциации данной кислоты в водном растворе и выражение констант диссоциации, если кислота – слабый электролит. Определите рН в 0,1 М растворе указанной кислоты. Величины констант диссоциации слабых кислот даны в таблице А.1 (Приложение А).

в) Осуществите цепочку превращений, представленную в пункте в) Вашего варианта. Окислительно-восстановительные реакции в водных растворах уравняйте с помощью ионно-электронного метода, в газообразной среде с помощью электронного баланса. Уравнения обменных реакций напишите в молекулярном и в ионно-молекулярном виде.

Таблица 5 - Задания к разделу «Химия неметаллов»

19

3.2 Пример решения контрольного задания (задача №48)

Задание (а)

Приведите электронную формулу и электронно–графическую схему кремния. Опишите физические и химические свойства кремния.

Ответ:

Сокращённая электронная формула кремния: 3s23p2. Электронно–графическая схема валентного уровня атома кремния в

В простом веществе атом кремния в возбуждённом состоянии связан ковалентными связями с четырьмя другими атомами кремния (алмазоподобная структура, sp3 –гибридизация).

Степени окисления кремния в соединениях: -4, +2, +4. Степень окисления (+2) для кремния очень неустойчива. Наиболее устойчивая степень окисления: (+4).

Физические свойства кремния:

Основная форма существования кремния при обычных условиях: тёмносерое твёрдое вещество с металлическим блеском. Кремний существует только в одной аллотропной модификации. Для кремния характерна атомная кристаллическая решётка (кубическая). Содержание кремния в земной коре 27% по массе. Кремний занимает второе место по распространённости (кислорода в земной коре 47%). Температура плавления кремния (+14200С), температура кипения (+32500С). Основное природное соединение – кремнезём SiО2.

Химические свойства кремния.

В обычных условиях кремний химически стоек, кислоты на кремний не действуют (кроме смеси НF и HNO3). Кремний проявляет чаще всего восстановительные свойства. При температуре 6000С он окисляется кислородом:

Si + О2 → SiO2

При комнатной температуре взаимодействует только с фтором и раствором щёлочи:

Si + F2 → SiF4

Si + 2NaOH + Н2О → Na2SiO3+ 2Н2↑

С водой в обычных условиях кремний не реагирует, но при высоких температурах протекает реакция:

Si + 3Н2О (Г) → Н2SiO3+ 2Н2 (Г)

Кремний может вытеснить водород из воды в присутствии следов щёлочи:

Si + 2 Н2О → SiO2+ 2Н2↑

Окислительные свойства кремний проявляет только с активными металлами, образуя силициды этих металлов:

20

Si + 2 Mg → Mg2Si (силицид магния)

Способы получения кремния

Технический кремний получают восстановлением SiO2 коксом в электропечи:

SiO2+ 2С→ Si + 2СО

Кремний высокой чистоты (полупроводниковый) получают восстановлением хлорида кремния цинком или водородом:

SiCl4+ 2 Zn → Si + 2 ZnCl2

Кислородные соединения кремния

Оксид кремния SiO2 (кислотный оксид) является ангидридом кремниевой кислоты H2SiO3. Оксид кремния (II) SiO очень неустойчивое соединение. Оксид кремния SiO2, как и кремниевая кислота H2SiO3 в воде не растворяются, но реагируют со щелочами. Кремниевую кислоту H2SiO3 можно получить из SiO2 через образование соли этой кислоты:

SiO2 + 2 NaOH → Na2SiO3+ Н2О

Na2SiO3 + 2 НCl → H2SiO3+ 2 NaCl

Та часть H2SiO3, которая находится в растворе, диссоциирует по типу слабого электролита:

H2SiO3 ↔ Н+ + HSiO3

HSiO3 ↔ Н+ + SiO32

Особенностью оксида кремния SiO2 является то, что он реагирует с фтороводородной кислотой с образованием гексафторосиликата водорода:

SiO2+ 4 НF →SiF4+ 2 Н2О

SiF4+ 2 НF → Н2[SiF6]

Устойчивость степени окисления (+4) делает SiO2, H2SiO3 и соли кремниевой кислоты очень плохими окислителями.

Соли кремниевой кислоты называют силикатами. Состав силикатов часто изображают формулой в виде соединений оксидов элементов. Формулу силиката магния MgSiO3 можно выразить так: MgO · SiO2. Примеры природных силикатов: полевой шпат: К2O · Al2O3 · 6 SiO2; асбест: MgO · 6 SiO2 · 2 Н2О. Примеры искусственных силикатов: стекло: Na2O · СаO · 6 SiO2; цемент: 3 СаO · SiO2 или 2 СаO · Al2O3 · SiO2.

Задание (б)

Определите рН в 0,1 М растворе угольной кислоты.

Введём необходимые обозначения: молярная концентрация H2CO3 в растворе С1 = 0,1 моль/л;

Определите водородный показатель в растворе рН.

Решение:

Угольная кислота H2CO3 - слабый электролит. Напишем уравнение диссоциации H2CO3 в водном растворе:

H2CO3 ↔ H+ + HCO3

HCO3 ↔ H+ + CO32

Диссоциация по второй ступени протекает значительно слабее и концентрацией ионов водорода, образующихся по второй ступени диссоциации

21

можно пренебречь. Напишем выражение константы диссоциации H2CO3 по первой ступени Кд1:

H2CO3 ↔ H+ + HCO3

Кд1 = С(H+) · С(HCO3 ) / С(H2CO3), (1)

где С(H+) – молярная концентрация ионов водорода в растворе, моль/л; С(HCO3 ) – молярная концентрация гидрокарбонат - ионов в растворе,

моль/л;

С(H2CO3) – молярная концентрация угольной кислоты в растворе, моль/л; Очевидно, что С(H+) = С(HCO3 ), следовательно

Для расчёта рН воспользуемся формулой:

рН = -lg С (Н+) (4)

Константу диссоциации угольной кислоты находим в таблице А.1 (Приложение А) (КД = 4,45 · 10-7) и определяем концентрацию ионов водорода в растворе по формуле (3):

Ответ: рН = 3,68.

Задание (в)

Осуществите цепочку превращений: Сl 2 → NaСlO3 → NaСl → NaNO3

Ответ:

Первая реакция в цепочке окислительно-восстановительная, т. к. степень окисления хлора меняется от (0) в простом веществе Сl2 до (+5) в хлорате натрия NaСlO3, хлор при этом является восстановителем, а сам окисляется. Таким образом, надо найти окислитель для хлора. По-видимому, хлор сам себя и окислит, т. к. в щелочной среде в водном растворе он легко диспропорционирует (уравниваем данный процесс методом полуреакций):

Сl2 + NaOH → NaСlO3 + NaСl + H2O

Представляем уравнение реакции в ионно-молекулярном виде:

Сl2 + Na+ + OH¯ → Na+ + СlO3¯+ Na+ + Сl¯ + H2O

Составляем и уравниваем полуреакции:

Сl2 + 2е- → 2 Сl¯ (Сl2 – окислитель)

Сl2 + 12 OH¯ → 2 СlO3¯ + 6 H2O + 10е- (Сl2 – восстановитель)

Число электронов принятых должно быть равно числу электронов отданных, поэтому суммируем уравнения двух полуреакций с учётом полученных множителей (10 и 2), после сокращения (5 и 1):

5 Сl2 + Сl2 + 12 OH¯ → 10 Сl¯ + 2 СlO3¯ + 6 H2O

Записываем уравнение реакции в молекулярном виде:

6 Сl2 + 12 NaOH → 10 NaСl + 2 NaСlO3 + 6 H2O

22