Автономова Е.Н. и др. Учебно-лабораторный практикум по курсу Химия
Подождите немного. Документ загружается.
8.5. Экспериментальная часть
8.5.1. Изготовление и изучение работы медно-цинкового гальвани-
ческого элемента (опыт 8.1)
Реактивы и оборудование: гальванометр или цифровой вольтметр;
химические стаканы на 50 см
3
; медная и цинковая пластины; электролити-
ческий мост; электрические провода; 1,0 М растворы ZnSO
4
и CuSO
4
.
Выполнение работы
Собрать медно-цинковый гальванический элемент (элемент Даниэля)
в соответствии со схемой Zn/ZnSO
4
//CuSO
4
/Cu. Конструкция прибора схе-
матично представлена на рис. 8.1. Для этого в стаканы налить растворы со-
лей меди и цинка, поместить в них соответствующие электроды и соеди-
нить растворы электролитическим мостом. Подключить во внешнюю цепь
вольтметр и наблюдать протекание электрического тока.
Запись данных опыта
1. Зарисовать прибор, составить схему гальванического элемента.
2. Определить стандартные потенциалы меди и цинка (табл. П.5), за-
писать уравнения электродных процессов и суммарной реакции.
3. Указать катод и анод, их заряды, направление движения электро-
нов во внешней цепи и ионов в растворе.
4. Рассчитать эдс стандартного медно-цинкового гальванического
элемента.
8.5.2.Электрохимическая коррозия при образовании
гальванических пар (опыт 8.2)
Реактивы и оборудование: гранулированный цинк; медная прово-
лока; железная пластина, покрытая цинком; железный стержень, покрытый
оловом (луженый); 2,0 н. раствор H
2
SO
4
; 0,5 М раствор гексацианоферрата
(III) калия K
3
[Fe(CN)
6
].
• Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствие и в
присутствии меди
Выполнение работы
Внести в пробирку на 1/4 ее объема 2,0 н. раствора H
2
SO
4
и одну гра-
нулу цинка. Отметить выделение водорода на поверхности цинка. Прикос-
нуться зачищенной медной проволокой к кусочку цинка в пробирке. Отме-
тить изменение интенсивности выделения водорода. На каком металле он
выделяется?
Запись данных опыта
1. Зарисовать схему опыта, записать наблюдения за протеканием ре-
акций.
71
2. Определить стандартные потенциалы меди и цинка ( табл. П.5).
2. Указать катод и анод, их заряды; записать уравнения катодного и
анодного процессов.
3. Составить схему электрохимической коррозии при контакте цинка
и меди в растворе кислоты (см. рис. 8.2).
• Коррозия оцинкованного и луженого железа
Выполнение работы
В две пробирки налить на 1/2 их объема дистиллированной воды. В
каждую добавить по 2 – 3 капли 2 н. раствора серной кислоты и 0,5 М
раствора гексацианоферрата (III) калия K
3
[Fe(CN)
6
]. Растворы перемешать.
В первую пробирку опустить пластину оцинкованного железа, во
вторую – луженого. Отметить изменение окраски растворов.
Запись данных опыта
Зарисовать схему опыта, записать наблюдения за протеканием реак-
ций. Учесть, что гексацианоферрат(III)-ион является индикатором наличия
в растворе либо ионов Zn
2+
, либо Fe
2+
:
263
3
6
2
])CN(Fe[Zn])CN(Fe[2Zn3
=+
−+
, выпадает белый осадок;
−−+
=+
])CN(Fe[Fe])CN(Fe[Fe
6
3
6
2
, синяя окраска раствора.
1. Записать, какой из металлов окисляется при коррозии и переходит
в раствор.
2. Определить стандартные потенциалы железа, олова и цинка (табл.
П.5).
3. Указать катод и анод, их заряды; записать уравнения катодного и
анодного процессов для гальванических пар «железо – цинк» и «железо –
олово».
4. Составить схемы электрохимической коррозии при контакте цинка
и железа, а также олова и железа в растворе кислоты (см. рис. 8.2).
8.5.3. Электролиз растворов солей (опыт 8.3)
Реактивы и оборудование: электролизер (U-образная стеклянная
трубка); источник постоянного тока; графитовые электроды; электриче-
ские провода; 0,5 н. растворы ZnSO
4
, CuSO
4
, Na
2
SO
4
и KI; индикаторы лак-
мус и фенолфталеин.
• Электролиз водного раствора сульфата натрия
Выполнение работы
Собрать электролизер в соответствии со схемой, приведенной на
рис. 8.3. Заполнить электролизер раствором Na
2
SO
4
, подключить источник
питания. После окончания опыта в каждое колено электролизера добавить
72
по 2–3 капли раствора лакмуса. Наблюдать изменения, происходящие на
электродах и в растворах в обоих коленах электролизера.
• Электролиз водного раствора иодида калия
Выполнение работы
Собрать электролизер в соответствии со схемой, приведенной на
рис. 8.3. Заполнить электролизер раствором КI, подключить источник пи-
тания. После окончания опыта в каждое колено электролизера добавить по
2–3 капли крахмала и фенолфталеина. Наблюдать изменения, происходя-
щие на электродах и в растворах в обоих коленах электролизера.
• Электролиз водного раствора сульфата меди
Выполнение работы
Собрать электролизер в соответствии со схемой, приведенной на рис.
8.3. Заполнить электролизер раствором CuSO
4
, подключить источник пита-
ния. Наблюдать изменения, происходящие на электродах и в растворах в
обоих коленах электролизера.
Запись данных опыта
1. Зарисовать схему прибора, записать результаты наблюдений за из-
менениями, происходящими на электродах и в растворах в обоих коленах
электролизера.
2. Определить последовательность разряда ионов на катоде и аноде.
3. Записать уравнения катодной и анодной полуреакций. Определить
продукты реакции, образующиеся на электродах.
4. Объяснить изменение окраски индикаторов в растворах у катода и
анода.
8.5.4. Изготовление и изучение работы свинцового аккумулятора
(опыт 8.4)
Реактивы и оборудование: гальванометр или цифровой вольтметр;
химический стакан на 50 см
3
; свинцовые электроды; источник постоянного
тока; 30 %-ный раствор H
2
SO
4
.
Выполнение работы
Собрать модель свинцового аккумулятора. Закрепить свинцовые
электроды в пробке, поместить их в стакан, наполнить стакан на 1/2
объема серной кислотой. Зарядить аккумулятор, для чего подключить к
свинцовым пластинам источник постоянного тока. Несколько минут про-
пускать электрический ток, затем отключить источник питания. Проверить
работу заряженного аккумулятора, для чего подключить к электродам
вольтметр, отметить наличие разности потенциалов.
Запись данных опыта
73
1. Зарисовать схему прибора, записать наблюдения за процессом за-
рядки и разрядки аккумулятора.
2. Составить уравнения анодной и катодной полуреакций, протекаю-
щих при зарядке аккумулятора. Указать заряды электродов.
3. Записать уравнения анодной и катодной полуреакций, протекаю-
щих при разрядке аккумулятора. Указать заряды электродов.
8.6. Контрольные вопросы
1. Изобразить строение двойного электрического слоя на границе
«цинк – раствор сульфата цинка» и «медь – раствор сульфата меди».
2. Записать схему гальванического элемента для измерения стандарт-
ного электродного потенциала алюминия.
3. Определить и рассчитать стандартный электродный потенциал ни-
келевого электрода в растворе сульфата никеля с концентрацией
0,1 моль/дм
3
.
4. Составить схему кадмий-оловянного гальванического элемента,
определить направление электродных процессов, заряды электродов, рас-
считать эдс стандартного элемента.
5. Составить схему электрохимической коррозии никелированного и
хромированного железа в кислой и нейтральной средах при нарушении це-
лостности покрытия. Скорость какого процесса больше?
6. Написать уравнения реакций катодного и анодного процессов при
электролизе водных растворов хлорида никеля, нитрата кальция, гидрокси-
да натрия, нитрата серебра.
9. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА S- И P-ЭЛЕМЕНТОВ
К s- и p-элементам относятся элементы IA-VIIIA групп Периодиче-
ской системы Д.И. Менделеева. В атомах этих элементов происходит за-
полнение электронами соответственно s- и p-подуровней наружного элек-
тронного слоя.
С увеличением порядкового номера элемента радиус атома в глав-
ных подгруппах возрастает (причина – увеличение числа электронных сло-
ев), а в периодах – убывает (усиливается притяжение валентных электро-
нов к ядру с ростом его заряда). Поэтому металлические свойства элемен-
тов (способность окисляться с образованием простого катиона) с ростом
порядкового номера в главных подгруппах усиливаются, а в периодах –
ослабевают. И наоборот, неметаллические свойства, то есть способность
атома элемента восстанавливаться с образованием простого аниона, с ро-
стом порядкового номера в периодах возрастают, а в главных подгруппах –
уменьшаются.
74
Для металлов характерно образование основных оксидов и основа-
ний, а для неметаллов – кислотных оксидов и кислот. С увеличением по-
рядкового номера элемента в периодах основные свойства оксидов и гид-
роксидов ослабевают, а кислотные – возрастают. Наоборот, в главных под-
группах с увеличением порядкового номера элемента основные свойства
оксидов и гидроксидов усиливаются, а кислотные – ослабевают.
9.1. Химия s-элементов
9.1.1. Водород
Химия водорода во многом отличается от химии других элементов,
что обусловлено одноэлектронностью его атомов и отсутствием промежу-
точных электронных слоев (конфигурация 1s
1
). По ряду свойств водород
похож на элементы IA-подгруппы Периодической системы Д.И. Менделее-
ва, но в большей степени проявляет сходство с элементами VIIA-группы
(галогенами).
В свободном состоянии водород в небольших количествах содержит-
ся в вулканических и некоторых природных газах. Он входит в состав
воды, бурых и каменных углей, нефти, животных и растительных организ-
мов.
Промышленные способы получения водорода основаны на каталити-
ческом взаимодействии с водяным паром метана СН
4
и СО:
CH
4
+ H
2
O = CO + 3 H
2
; CO + H
2
O = CO
2
+ H
2
.
Используется также электролиз водных растворов щелочей и хлори-
дов активных металлов:
катод (–) 2 Н
2
O + 2e
–
= H
2
+ 2OH
–
.
В основе лабораторных способов получения водорода лежит восста-
новление металлами различных водородсодержащих соединений: воды,
кислот, щелочей – например, взаимодействие цинка с хлороводородной
кислотой:
Zn + 2 HCl = ZnCl
2
+ H
2
.
Водород – это неметаллический элемент. С неметаллами он образует
ковалентные соединения (со степенью окисления +1), а с металлами – ион-
ные соединения (степень окисления –1). Известны также соединения водо-
рода с металлическим типом связи.
При обычных условиях Н
2
относительно малоактивен и взаимодей-
ствует лишь с наиболее активными неметаллами. При нагревании он реа-
гирует с металлами, многими неметаллами и сложными веществами.
9.1.2. Элементы IA- и IIA-групп
Элементы литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и
франций Fr составляют IA-группу Периодической системы элементов
75
Д.И. Менделеева. Их общее название – щелочные металлы. На валентном
электронном уровне всех элементов этой группы содержится по одному
электрону (валентная электронная конфигурация – ns
1
), вследствие этого в
соединениях все щелочные металлы проявляют степень окисления +1.
Элементы бериллий Ве, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий
Ba и радий Ra составляют IIА-группу Периодической системы элементов
Д.И. Менделеева. Элементы кальций, стронций, барий и радий имеют
групповое название – щелочноземельные металлы. Валентный уровень
атомов элементов IIA-группы содержит по два электрона (ns
2
), поэтому
степень окисления этих элементов в соединениях +2. Металлические свой-
ства элементов IIА-группы выражены слабее, чем у элементов IA-группы.
Получение щелочных и щелочноземельных металлов в свободном
виде возможно только путем электролиза расплава их галогенидов или гид-
роксидов:
2 NaCl = 2 Na + Cl
2
; 2 Ca(OH)
2
= 2 Ca + O
2
+ 2 H
2
O.
Характерные реакции металлов IA- и IIA-групп связаны с их высокой
восстановительной способностью. С водой они реагируют с образованием
гидроксидов и выделением водорода:
2 Na + 2 H
2
O = 2 NaOH + H
2
; Ba + 2 H
2
O = Ba(OH)
2
+ H
2
.
При окислении на воздухе щелочные металлы образуют различные
кислородные соединения: литий – оксид Li
2
O, натрий – пероксид Na
2
O
2
, а
калий, рубидий и цезий – надпероксиды KO
2
, RbO
2
и CsO
2
. Металлы
IIA-группы с кислородом образуют оксиды MO.
Оксиды щелочных металлов M
2
O являются типичными основными
оксидами, а гидроксиды МОН – типичными щелочами. Оксиды и гидрок-
сиды элементов IIA-группы (кроме бериллия) проявляют основные свой-
ства. Оксид и гидроксид бериллия амфотерны, т.е. реагируют и с кислота-
ми, и со щелочами:
BeO + 2HCl + 3H
2
O = [Be(H
2
O)
4
]Cl
2
;
Be(OH)
2
+ 2HCl + 2H
2
O = [Be(H
2
O)
4
]Cl
2
;
BeO + 2NaOH + H
2
O = Na
2
[Be(OH)
4
];
Be(OH)
2
+ 2NaOH = Na
2
[Be(OH)
4
].
Металлы IA- и IIA-групп, проявляя высокую химическую актив-
ность, образуют бинарные соединения: с водородом – гидриды MH и MH
2
,
с азотом – нитриды M
3
N и M
3
N
2
, с галогенами – галогениды МГ и МГ
2
, с
углеродом – ацетилениды М
2
С
2
и МС
2
, с серой – сульфиды М
2
S и МS и т.д.
Соли щелочных металлов, за исключением некоторых солей лития
(LiF, Li
2
CO
3
, Li
3
PO
4
), хорошо растворимы в воде. Ионы щелочных и ще-
лочноземельных металлов гидролизу не подвергаются. Катионы бериллия
и в меньшей степени магния вступают в обменное взаимодействие с водой.
По многим физико-химическим свойствам литий обнаруживает
большее сходство с магнием (элементом, находящимся в Периодической
76
системе по диагонали от него), чем со своим непосредственным электрон-
ным аналогом – натрием. Химические свойства бериллия напоминают
свойства алюминия.
9.2. Химия p-элементов
9.2.1. Элементы IIIA-группы
Элементы бор В, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl со-
ставляют IIIA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Строение
валентного электронного уровня у атомов этих элементов одинаково – ns
2
n-
p
1
, поэтому для них характерны степени окисления в соединениях +3 и +1.
По химическим свойствам бор – неметалл; алюминий, галлий и индий про-
являют как металлические, так и неметаллические свойства, причем при
переходе от Al к In металлические свойства усиливаются; таллий является
типичным металлом.
Бор окисляется азотной кислотой в растворе до Н
3
ВО
3
:
B + HNO
3
+ H
2
O = H
3
BO
3
+ NO.
Алюминий, будучи амфотерным элементом, взаимодействует с кис-
лотами, анионы которых не проявляют окислительных свойств (HCl, HBr,
HI и т.п.), а также с водой в щелочной среде с образованием солей:
2Al + 6HCl + 12H
2
O = 2[Al(H
2
O)
6
]Cl
3
+ 3H
2
;
2Al + 6NaOH + 6H
2
O = 2Na
3
[Al(OH)
6
] + 3H
2
;
2Al + 6H
2
O = 2Al(OH)
3
+ 3H
2
.
На холоде алюминий пассивируется концентрированными серной и
азотной кислотами. Бор и алюминий реагируют с кислородом, галогенами,
серой, азотом и др., при этом образуются оксиды В
2
О
3
и Al
2
O
3
, галогениды
BГ
3
и AlГ
3
, сульфиды B
2
S
3
и Al
2
S
3
, нитриды BN и AlN и т.д.
Бор получают в промышленности магнийтермическим методом
B
2
O
3
+ 3 Mg = 2 B + 3 MgO
либо термическим разложением диборана B
2
H
6
. Получение алюминия ве-
дут электролизом расплава Al
2
O
3
в Na
3
[AlF
6
], при этом на катоде выделяет-
ся алюминий, а на аноде – кислород.
Оксиды элементов IIIA-группы при сплавлении со щелочами образу-
ют соли – бораты, алюминаты, галлаты и т.д. При обработке оксидов кис-
лотами алюминий, галлий, индий и таллий переходят в раствор в виде ка-
тионов. Оксид и гидроксид бора – кислотные; оксиды и гидроксиды алю-
миния, галлия и индия амфотерны; Tl
2
O и TlOH проявляют основные свой-
ства.
Из солей, содержащих бор, наиболее распространенной является тет-
раборат натрия Na
2
B
4
O
7
. Он образуется при растворении в горячей воде ме-
табората натрия NaBO
2
:
77
4 NaBO
2
+ H
2
O = Na
2
B
4
O
7
+ 2 NaOH
или при нейтрализации очень слабой борной кислоты H
3
BO
3
:
4 H
3
BO
3
+ 2 NaOH = Na
2
B
4
O
7
+ 7 H
2
O.
Катионы алюминия, галлия и индия в водном растворе гидролизуют-
ся (среда кислая).
9.2.2. Элементы IVA-группы
Элементы углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Рb
составляют IVA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Общая
электронная формула валентного уровня атомов этих элементов – ns
2
np
2
,
преобладающие степени окисления элементов в соединениях +2 и +4. По
электроотрицательности элементы С и Si относят к неметаллам, a Ge, Sn и
Рb – к элементам, проявляющим как металлические, так и неметалличе-
ские свойства, причем металлические свойства от Ge к Pb возрастают по
мере увеличения порядкового номера. Поэтому в соединениях олова (IV) и
свинца (IV) химические связи ковалентны, для свинца (II) и в меньшей сте-
пени для олова (II) известны ионные кристаллы. В ряду элементов от С к
Рb устойчивость степени окисления +4 уменьшается, а степени окисления
+2 – растет. Соединения свинца (IV) – сильные окислители, соединения ос-
тальных элементов в степени окисления +2 – сильные восстановители.
Простые вещества – углерод, кремний и германий – химически до-
вольно инертны и не реагируют с водой и теми кислотами, которые прояв-
ляют окислительные свойства только за счет иона Н
+
(например, хлорово-
дородная кислота HCl). Олово и свинец также не реагируют с водой, но
под действием кислот, чьи анионы проявляют окислительные свойства,
(например, азотная кислота HNO
3
или концентрированная серная H
2
SO
4
)
переходят в раствор в виде аквакатионов олова (II) и свинца (II). Щелоча-
ми углерод в раствор не переводится, кремний переводится с трудом, а
германий реагирует со щелочами только в присутствии окислителей. Оло-
во и свинец реагируют с водой в щелочной среде, переходя в гидроксо-
комплексы олова (II) и свинца (II):
Sn + 2 NaOH + 2 H
2
O = Na
2
[Sn(OH)
4
] + H
2
.
Реакционная способность простых веществ IVA-группы усиливается
при повышении температуры. Так, при нагревании все они реагируют с ме-
таллами и неметаллами, а также с HNO
3
, H
2
SO
4
(конц.) и другими. В
частности, концентрированная азотная кислота при нагревании окисляет
углерод до СО
2
:
C + 4 HNO
3
= CO
2
+ 4 NO
2
+ 2 H
2
O.
Кремний химически растворяется в смеси HNO
3
и HF, превращаясь в
гексафторосиликат водорода H
2
[SiF
6
]:
3 Si + 18 HF + 4 HNO
3
= 3 H
2
[SiF
6
] + 4 NO + 8 H
2
O.
78
Разбавленная азотная кислота переводит олово в нитрат олова (II):
5 Sn + 12 HNO
3
= 5 Sn(NO
3
)
2
+ N
2
+ 6 H
2
O (примесь NO),
а концентрированная – в гидратированный оксид олова (IV), называемый
β-оловянной кислотой:
Sn + 4 HNO
3
+ (n–2) H
2
O = SnO
2
· nН
2
О + 4 NO
2
.
Свинец под действием горячей азотной кислоты образует нитрат
свинца (II):
3 Pb + 8 HNO
3
= 3 Pb(NO
3
)
2
+ 2 NO + 4 H
2
O,
в то время как холодная азотная кислота пассивирует поверхность этого
металла (образуется оксидная пленка).
Химия углерода – это главным образом химия органических соеди-
нений. Из неорганических производных углерода характерны карбиды: со-
леобразные (такие как СаС
2
или Al
4
C
3
), ковалентные (SiC) и металло-
подобные (например, Fe
3
С и WC). Многие солеобразные карбиды полно-
стью гидролизуются с выделением углеводородов (метана, ацетилена и
других):
CaC
2
+ 2 H
2
O = Ca(OH)
2
+ C
2
H
2
;
Al
4
C
3
+ 12 H
2
O = 4 Al(OH)
3
+ 3 CH
4
.
Углерод образует два оксида: СО и СО
2
. СО – сильный восстанови-
тель и несолеобразующий оксид. СО
2
– кислотный оксид, в водном раство-
ре существует в виде моногидрата СО
2
· Н
2
О и слабой двухосновной уголь-
ной кислоты Н
2
СО
3
. Растворимые соли угольной кислоты – карбонаты и
гидрокарбонаты – вследствие гидролиза имеют рН > 7:
CO
3
2–
+ HOH ↔ HCO
3
–
+ OH
–
;
HCO
3
–
+ HOH ↔ H
2
CO
3
+ OH
–
.
Кремний в степени окисления +4 входит в состав SiO
2
и весьма
многочисленных и часто очень сложных по строению и составу силикат-
ных ионов (SiO
4
4–
; Si
2
O
7
6–
; Si
3
O
9
6–
; Si
4
O
11
6–
; Si
4
O
12
8–
и др.), элементарным
фрагментом которых является тетраэдрическая группа [SiO
4
]. Диоксид
кремния – кислотный оксид, он реагирует со щелочами при сплавлении и в
растворе:
SiO
2
+ 2 NaOH = Na
2
SiO
3
+ H
2
O.
Водные растворы силикатов щелочных металлов вследствие гидро-
лиза имеют рН > 7:
2 SiO
3
2–
+ H
2
O ↔ Si
2
O
5
2–
+ 2 OH
–
.
Олово и свинец в степени окисления +2 образуют оксиды SnO и РbО.
Оксид олова (II) термически неустойчив и разлагается:
2 SnO = SnO
2
+ Sn,
тогда как оксид свинца (II), наоборот, очень устойчив. Гидроксиды
олова (II) и свинца (II) амфотерны:
79
Sn(OH)
2
+ 2 HNO
3
= Sn(NO
3
)
2
+ 2 H
2
O;
Sn(OH)
2
+ 2 NaOH = Na
2
[Sn(OH)
4
].
Оксиды олова (IV) и свинца (IV) амфотерны с преобладанием кис-
лотных свойств. Им отвечают полигидраты ЭО
2
· nН
2
О, переходящие в
раствор в виде гидроксокомплексов под действием избытка щелочей. Ок-
сид олова (IV) образуется при сгорании олова на воздухе, а оксид свинца
(IV) можно получить только при действии на соединения свинца (II) силь-
ных окислителей:
2 PbO + Ca(ClO)
2
= 2 PbO
2
+ CaCl
2
.
Соединения олова (II) проявляют восстановительные свойства, осо-
бенно сильные в щелочной среде:
5SnSO
4
+ 2KMnO
4
+ 30HCl = 5H
2
[SnCl
6
] + 2MnSO
4
+ K
2
SO
4
+ 2H
2
SO
4
+ 8H
2
O,
а соединения свинца (IV) – окислительные свойства, особенно сильные в
кислой среде:
5PbO
2
+ 2 Mn(NO
3
)
2
+ 6 HNO
3
= 5 Pb(NO
3
)
2
+ 2 HMnO
4
+ 2 H
2
O.
9.2.3. Элементы VA-группы
Элементы азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi со-
ставляют VA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Валент-
ный уровень атомов отвечает электронной формуле ns
2
np
3
. Азот – третий
по электроотрицательности элемент (после фтора и кислорода). Фосфор и
мышьяк – неметаллы, сурьма проявляет свойства как металла, так и неме-
талла, а у висмута преобладают металлические свойства.
Элементы VA-группы проявляют в соединениях степени окисления
от –3 до +5. Высшая степень окисления +5 для висмута неустойчива. Со-
единения висмута (V) проявляют окислительные свойства, особенно силь-
ные в кислой среде. Переход от висмута (III) к производным висмута (V)
происходит только под действием очень сильных окислителей.
Все элементы VA-группы, за исключением висмута, образуют окси-
ды Э
2
О
5
, имеющие кислотный характер. Им соответствуют сильная азотная
кислота HNO
3
, слабые ортофосфорная Н
3
РО
4
и мышьяковая H
3
АsО
4
кисло-
ты, а также малорастворимый в воде полигидрат Sb
2
O
5
· nН
2
О, который
переходит в раствор в виде аквагидроксокомплекса [Sb(H
2
O)(OH)
5
], обла-
дающего слабокислотными свойствами. Оксиды Э
2
О
3
существуют для всех
элементов VA-группы. В качестве гидроксидов им отвечают слабые кисло-
ты HNО
2
, Н
2
(РНО
3
) и Н
3
АsО
3
; сурьма (III) образует амфотерный полигид-
рат Sb
2
O
3
· nН
2
О. У гидроксида висмута (III) Bi(OH)
3
преобладают основ-
ные свойства.
Степень окисления –3 азот, фосфор, мышьяк и сурьма проявляют в
водородных соединениях ЭН
3
. Эти соединения образуют ониевые катионы
ЭН
4
+
(Э – N, Р и As). Все они, кроме катиона аммония, малоустойчивы.
80