- •Таврический национальный университет
- •Лекция № 1. Водород
- •Соединения водорода
- •Литература: [1] с. 330 - 338, [2] с. 411 - 415, [3] с. 262 - 270 Лекция № 2. Элементы VII-a-подгрупы (галогены)
- •Cоединения галогенов
- •Лекция № 3. Элементы via-подгруппы
- •3.1. Кислород
- •Соединения кислорода
- •2Hso4- - 2e- h2s2o8
- •Соединения серы
- •3.3. Подгруппа селена
- •Соединения селена и теллура
- •Литература: [1] с. 359 - 383, [2] с. 425 - 435, [3] с. 297 - 328 Лекция № 4. Элементы va-подгруппы
- •Соединения азота
- •4.2. Фосфор
- •Соединения фосфора
- •4.3. Элементы подгруппы мышьяка
- •Соединения мышьяка, сурьмы и висмута
- •Литература: [1] с. 383 - 417, [2] с. 435 - 453, [3] с. 328 - 371 Лекция № 5. Элементы iva-подгруппы
- •5.1. Углерод
- •Соединения углерода
- •5.2. Кремний
- •Соединения кремния
- •5.3. Германий, олово, свинец
- •Соединения германия
- •Соединения олова
- •Соединения свинца
- •Литература: [1] с. 417 - 435, 491 - 513, [2] с. 453 - 472, [3] с. 371 - 409 Лекция № 6. Элементы iiia-подгруппы
- •Соединения бора
- •6.2. Алюминий
- •Соединения алюминия
- •6.3. Подгруппа галлия
- •Соединения элементов подгруппы галлия
- •Литература: [1] с. 608 - 619, [2] с. 472 - 481, [3] с. 412 - 446 Лекция № 7. Элементы iia-подгруппы
- •7.1. Бериллий
- •Соединения бериллия
- •7.2. Магний
- •Соединения магния
- •7.3. Щелочноземельные металлы
- •Соединения щелочноземельных металлов
- •Литература: [1] с. 587 - 599, [2] с. 481 - 486, [3] с. 447 - 460
- •7.4. Элементы ia-подгруппы (щелочные металлы)
- •Соединения щелочных металлов
- •Литература: [1] с. 543 - 551, [2] с. 486 - 489, [3] с. 461 - 470 Лекция № 8. Общая характеристика d-элементов. Элементы iiiв - vb подгрупп (подгруппы скандия,титана и ванадия)
- •8.1. Общая характеристика d-элементов
- •8.2. Элементы iiiв подгруппы (подгруппа скандия)
- •Соединения элементов подгруппы скандия
- •8.3. Элементы ivв подгруппы (подгруппа титана)
- •Соединения титана, циркония и гафния
- •8.4. Элементы vв подгруппы (подгруппа ванадия)
- •Соединения ванадия, ниобия и тантала
- •Литература: [1] с. 619 - 633, [2] с. 489 - 523, [3] с. 478 - 481, 499 - 520 Лекция № 9. Элементы viв- и viiв-подгрупп
- •9.1 Элементы viв-подгруппы (подгруппа хрома)
- •Соединения хрома, молибдена и вольфрама
- •9.2. Элементы viiв-подгруппы (подгруппа марганца)
- •Соединения маргнаца, технеция и рения
- •Литература: [1] с. 633 - 645, [2] с. 523 - 539, [3] с. 521 - 548 Лекция № 10. Элементы viiib-подгруппы
- •10.1. Элементы триады железа
- •Соединения железа
- •Соединения кобальта
- •Соединения никеля
- •Литература: [1] с. 650 - 679, [2] с. 540 - 550, [3] с. 548 - 584
- •10.2. Платиновые металлы
- •Соединения рутения и осмия
- •Соединения родия и иридия
- •Соединения палладия и платины
- •Лекция № 11. Элементы ib- и iib-подгрупп
- •11.1 Элементы ib-подгруппы (подгруппы меди)
- •Соединения меди
- •Соединения серебра
- •Соединения золота
- •11.2. Элементы iib-подгруппы (подгруппа цинка)
- •Соединения цинка и кадмия
- •Соединения ртути
- •Литература: [1] с. 551 - 563, 599 - 608, [2] с. 550 - 554, [3] с. 585 - 602
- •Лекция № 12. Химия f-элементов
- •12.1. Лантаниды
- •Соединения лантанидов
- •12.2. Актиниды
- •Соединения актинидов
- •Лекция № 13. Инертные газы
- •13.1. Гелий. Неон. Аргон
- •13.2. Элементы подгруппы криптона
- •Соединения криптона, ксенона и радона
- •Список рекомендуемой литературы
- •Содержание
Соединения германия
Соединения со степенью окисления +2 для германия нехарактерны. Оксиды и гидроксиды Ge(II) в воде нерастворимы. У соединений германия(II) проявляются амфотерные свойства с преобладанием кислотных. В основном соединения бесцветны, имеют окраску оксид и сульфид (GeO - черного, GeS - бурого цвета). Производные германия(II) – сильные восстановители, так хлорид германия(II) реагирует с хлором почти мгновенно:
GeCl2 + Cl2 = GeCl4
Подобно кремнию, германий образует с магнием соединение состава Mg2Ge – германид магния. Германид неустойчив, быстро разрушается растворами кислот с образованием гидридов германия.
Mg2Ge + 4НCl = GeН4 + 2MgCl2
Соединения со степенью окисления +4 в своем большинстве устойчивы для германия. Оксид германия(IV) амфотерный оксид с сильным преобладанием кислотных свойств, растворяется при продолжительном нагревании в щелочах, реагирует с соляной кислотой с образованием гексахлорогерманата водорода:
t
GeO2 + 2KOH + 2H2O = K2[Ge(OH)6];
GeO2 + 6HСl = H2[GeCl6] + 2H2O
Гидроксид - GеO2nH2O - иногда записывают как Н2[Ge(OH)6]. Это студенистый осадок легко переходящий в золь. Амфотерен. Из гидроксогерманатов хорошо растворимы только соединения щелочных металлов (например, Na2[Ge(OH)6]), в растворах сильно гидролизованы.
Соли германия(IV) неустойчивы, водой полностью гидролизуются. Сульфат германия представляет собой бесцветные кристаллы, получают при нагревании хлорида с серным ангидридом:
GeCl4 + 4SO3 = Ge(SO4)2 + 2SO2Cl2
Производные бескислородных кислот – галогениды - получают прямым синтезом или по реакции:
GeO2 + 4HСl = GeCl4 + 2H2O
GeF4 – газ, GeCl4 – жидкость с т.кип. 83 ºС, GeBr4 и GeI4 – твердые вещества. За исключением оранжевого иодида германия, все галогениды бесцветны. Производные бескислородных кислот проявляют свойства галогенангидридов:
GeCl4 + 6H2O = Н2[Ge(OH)6] + 4HCl
Сульфид – GeS2 – белый кристаллический порошок, нерастворим в воде, медленно гидролизуется. Получают при 800 ºС по уравнению:
GeCl4 + 2H2S = GeS2 + 4HCl
Кислотная природа соединения проявляется в реакции с основными сульфидами с образованием тиогерманатов (неустойчивы):
GeS2 + K2S = K2GeS3
Гидриды германия неустойчивы. Известны GeН4 - газ, Ge2Н6 и Ge3Н8 – жидкости (т.кип. 31 и 52 ºС, соответственно), а также более сложные германы. Герман GeН4 бесцветный газ (т.кип. –88 ºС), ядовит, имеет неприятный запах, бурно реагирует с водой:
GeН4 + 6H2O = Н2[Ge(OH)6] + 4H2
Соединения олова
Олово образует интерметаллиды. Наиболее типичны металлические соединения олова с s-элементами, например, Na2Sn, NaSn, NaSn2. С p- и d-элементами олово образует эвтектические смеси.
Соединения со степенью окисления +2 довольно характерны для олова. Оксид олова(II) черного цвета, в воде нерастворим. Получают прокаливая гидроксид олова(II) в атмосфере углекислого газа. Амфотерен, однако с кислотами и с щелочами реагирует с трудом. Склонен к диспропорционированию:
2Sn+2O = Sn+4O2 + Sn0
Гидроксид олова(II) студенистый белый осадок образуется обменной реакцией солей олова(II)со щелочами. Амфотерен, взаимодействует как с кислотами, так и с щелочами:
Sn(OH)2 + KOH = K[Sn(OH)3]; Sn(OH)2 + 2HСl = SnCl2 + 2H2O
Соединения олова(II) сильные восстановители, например:
2Bi+3(NO3)3 + 3Na[Sn+2(OH)3] + 9NaOH = 2Bi0 + 3Na2[Sn+4(OH)6] + 6NaNO3
Соли олова(II) бесцветны, в растворах сильно гидролизованы, неустойчивы. Например, сульфат олова(II) разлагается при 360 ºС. Соли бескислородных кислот устойчивее оксосолей, но гидролизуются. Малорастворимый фторид - SnF2 – применяют как фторсодержащую добавку к зубным пастам. Все соли олова(II) довольно сильные восстановители:
SnCl2 + 2FeСl3 = SnCl4 + 2FeСl2; SnCl2 + HgСl2 = SnCl4 + Hg
Сульфид олова(II) - твердое вещество бурого цвета - получают по реакции:
SnCl2 + H2S = SnS + 2HCl
Растворяется в полисульфидах с образованием тиостаннатов(IV):
SnS + (NH4)2S2 = (NH4)2SnS3
Соединения со степенью окисления +4 устойчивы для олова. Оксид олова белое тугоплавкое вещество. Получают сжиганием олова при высоких температурах. Амфотерен, но химически малоактивен, лучше реагирует при сплавлении.
SnO2 + 2KOH = K2SnO3 + H2O;
SnO2 + 2H2SO4(конц) = Sn(SO4)2 + 2H2O
Оловянную кислоту трудно выделить в индивидуальном состоянии, при её получении обычно образуются коллоидные растворы кислот, превращающиеся в студенистые осадки переменного состава. Так, при действии на раствор SnCl4 раствора аммиака, вначале получается гексагидроксооловянная кислота H2[Sn(OH)6], при стоянии она полимеризуется и выпадает в осадок в виде SnO2nH2O.
SnCl4 + 4NH3 + 6H2O = H2[Sn(OH)6] + 4NH4Cl
Свежеполученная оловянная кислота растворяется в кислотах и щелочах.
+ HCl + NaOH
H2[SnCl6] SnO2nH2O Na2[Sn(OH)6]
Соли олова(IV) и кислородных кислот неустойчивы, легко гидролизуются, тем не менее, Sn(SO4)2·2H2O можно выделить в чистом виде.
Галогениды олова(IV) ближе к галогенангидридам, чем к солям. Их гидролиз протекает вплоть до образования гидроксида, который за счет полимеризации переходит в SnO2nH2O.
SnCl4 + 4H2O = Sn(OH)4 + 4HCl
Тетрагалогениды также взаимодействуют с основными галогенидами:
SnF4 + 2KF = K2[SnF6]
Сульфид – SnS2 – желтые кристаллы, в воде и кислотах не растворим. Получают при 800 ºС по уравнению:
SnCl4 + 2H2S = SnS2 + 4HCl
Кислотная природа соединения проявляется в реакции с основными сульфидами с образованием тиостаннатов.
SnS2 + K2S = K2SnS3
Выделить соответствующие кислоты в чистом виде не удается, вследствие их неустойчивости.
Гидрид олова – станнан SnН4 – бесцветный ядовитый газ, неустойчив, при пропускании через нагретую докрасна стеклянную трубку гидрид разлагается, с образованием металлического зеркала.
Гидриды олова выделяются при действии разбавленных кислот на некоторые станниды:
Mg2Sn + 4НCl = SnН4 + 2MgCl2
Известен более сложный гидрид олова – дистаннан Sn2Н6.