Висмут -- тяжёлый серебристо-белый металл с розоватым оттенком. Со временем покрывается тёмно-серой оксидной плёнкой. Наряду со свинцом и оловом входит в состав большинства легкоплавких припоев и сплавов.
Cурьма и висмут в природе встречаются преимущественно в виде сульфидов. Известны следующие природные соединения этих элементов: Sb2S3 антимонит, Bi2S3 висмутит.
Сурьму и висмут в свободном состоянии получают путем карбо- или металлотермического восстановления соответствующих оксидов (серосодержащие соединения предварительно подвергают обжигу):
Желтая сурьма (неметаллическая модификация) неустойчива. Ее получают при пропускании воздуха через сжиженный SbH3. Желтая сурьма уже при 50 °С превращается в серую металлическую сурьму. Сурьма в чистом виде отличается металлическим блеском, кристаллической структурой и может образовывать твердые растворы с мышьяком и висмутом.
У висмута нет неметаллических модификаций. Обладает теплопроводностью и электрической проводимостью.
Химические свойства (вместо Э надо подставить Sb или Bi)
1. При нагревании с кислородом образуются оксиды Э2О3:
2. Легко взаимодействуют с галогенами (Г):
3. Взаимодействуют с серой, селеном, теллуром:
4. Взаимодействуют с металлами с образованием арсенидов и антимонидов:
5. Взаимодействие со сложными веществами:
Сурьма и висмут не взаимодействуют с минеральными кислотами, так как в электрохимическом ряду напряжений стоят правее водорода;
Сурьма и висмут взаимодействуют с кислотами-окислителями H2S04 (конц.) или HN03 (конц.):
2Sb + 10HNO3(конц.) >Sb2O5 + 10NO2^ + 5H2O,
Сурьма и висмут не растворяются в воде.
Соединения
Гидриды. Сурьма и висмут образуют с водородом гидриды типа ЭН3 (стибин SbH3, висмутин BiH3), которые в обычных условиях представляют собой бесцветные ядовитые газы с неприятным запахом.
2. Напишите электронно-графическую формулу электронных оболочек атома алюминия.
2 8 3Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии:
+13Al 1s22s22p63s23p1 1s 2s 2p 3s 3p
Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии:
+13Al* 1s22s22p63s13p2 1s 2s 2p 3s 3p
Билет №14
1. Соединения углерода. Биологическая роль углерода. Применение в медицине и народном хозяйстве углерода и его соединений.
Углерод расположен в главной подгруппе IV группы и во втором периоде периодической системы химических элементов Менделеева. В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества -- нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).
Электронная конфигурация углерода в основном состоянии:
+6С 1s22s22p2 1s 2s 2p
Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии:
+6С* 1s22s12p3 1s 2s 2p
Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.
Степени окисления атома углерода -- от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.
Типичные соединения углерода.
оксид углерода (валентность IV) CO2
угольная кислота H2CO3 степень окисления +4
карбонаты Cu2CO3, Na2CO3
гидрокарбонаты NaHCO3, Ca(HCO3)2
оксид углерода (валентность II) СО степень окисления +2
муравьиная кислота HCOOH
метан CH4
карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) степень окисления -4
бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)
Аллотропия углерода.
Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.
Алмаз -- это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз -- самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp3-гибридизации.
Графит -- это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода. Графит -- мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.
Карбин -- вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин -- мелкокристаллический порошок серого цвета.
Фуллерен -- это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена -- выпуклые многогранники С60, С70 и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода. Фуллерены -- черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.
При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода -- невысокая.
Качественные реакции:
Качественная реакция на карбонат-ионы CO32- -- взаимодействие солей-карбона-тов с сильными кислотами. Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение - углекислый газ.
Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:
CaCO3 + 2HCl > CaCl2 + H2O + CO2
Качественная реакция на углекислый газ CO2 - помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:
CO2 + Ca(OH)2 > CaCO3 + H2O
При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:
CaCO3 + CO2 + H2O > Ca(HCO3)2
Химические свойства углерода
1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами.
1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:
C + 2F2 > CF4
1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:
C + 2S > CS2
C + Si > SiC
1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором.
При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:
С + 2Н2 > СН4
1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:
2С + N2 > N?C-C?N
1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:
4C + 3Al > Al4C3
2C + Ca > CaC2
1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C + O2 > CO2
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 > 2CO
2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:
C0 + H2+O > C+2O + H20
2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов. При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.
Например, углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:
ZnO + C > Zn + CO
Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:
4С + Fe3O4 > 3Fe + 4CO
При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.
Например, углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует (является т окислителем и восстановителем) в данной реакции:
3С + СаО > СаС2 + СО
9С + 2Al2O3 > Al4C3 + 6CO
2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C + 2H2SO4(конц) > CO2 + 2SO2 + 2H2O
2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C + 4HNO3(конц) > CO2 + 4NO2 + 2H2O
2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.
Например, углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:
4C + Na2SO4 > Na2S + 4CO
Биологическая роль углерода.
Как и другие элементы - органогены, углерод в виде отдельного элемента не обладает биологическим значением, - биологической ролью обладают его соединения.
· из различных соединений углерода (белки, жиры, углеводы, нуклеотиды, гормоны, амино- и карбоновые кислоты и др.) состоят все ткани организма;
· является структурным компонентом всех органических соединений;
· его соединения участвуют во всех биохимических процессах;
· при окислении соединений углерода образуется необходимая для организма энергия;
· оксид углерода (IV) CO2, образующийся в результате окисления соединений углерода, стимулирует дыхательный центр, регулирует значение рН крови.
Применение в медицине и народном хозяйстве углерода и его соединений.
В медицине:
В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения. Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции газов и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей) - для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода - для научных медицинских исследований.
В народном хозяйстве:
Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах. Его невероятно высокая температура плавления, даёт возможность делать из него тигли для заливки металлов. Способность графита проводить электрический ток также даёт возможность изготавливать из него высококачественные электроды.
Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Помимо этого, ограненные алмазы -- бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м·К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области.
2. Напишите уравнение реакции между соляной кислотой и гидрокарбонатом натрия.
HCl + NaHCO3 > H2O + CO2 + NaCl
Билет №15
1. Азот, его важнейшие соединения. Биологическая роль азота. Применение в медицине и народном хозяйстве.
Азот расположен в главной подгруппе V группы и во втором периоде периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация азота в основном состоянии:
Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях - III.
Степени окисления атома азота - от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Азот в природе существует в виде простого вещества газа N2. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N2 неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.
Азот - это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.
Типичные соединения азота:
оксид азота (валентность V) N2O5
азотная кислота HNO3 степень окисления +5
нитраты KNO3, AgNO3
оксид азота (валентность IV) NO2 степень окисления +4
оксид азота (валентность III) N2O3
азотистая кислота HNO2 степень окисления +3
нитриты NaNO2, Ca(NO2)2
оксид азота (валентность II) NO степень окисления +2
оксид азота (валентность I) N2O степень окисления +1
аммиак NH3
нитриды металлов Na3N, Ca3N2 степень окисления -3
бинарные соединения азота с неметаллами
Способы получения азота
1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.
NaNO2 + NH4Cl > NH4NO2 + NaCl
NH4NO2 > N2 + 2H2O
Суммарное уравнение процесса:
NaNO2 + NH4Cl > N2 + NaCl + 2H2O
Азот также образуется при горении аммиака:
4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H2O
2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.