Законы химии
Изучение основных законов химии. Определение эквивалента кислоты, соли, окислителя, восстановителя. Электроотрицательность элементов периодической системы. Изучение состава атома: протоны, нейтроны, электроны. Механизм образования химической связи.
| Рубрика | Химия |
| Вид | шпаргалка |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 20.12.2013 |
| Размер файла | 1,5 M |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
24. Природа химической связи в комплексных соединениях. Электростатическая теория и метод валентных связей, теория кристаллического поля. Гибридизация электронных орбиталей центрального атома. Магнитные свойства комплексных соединений
Природа химической связи в комплексных соединениях
Во внутренней сфере между комплексообразователем и легендами существуют ковалентные связи, образованные, в том числе и по донорно-акцепторному механизму. Для образования таких связей необходимо наличие свободных орбиталей у одних частиц (имеются у комплексообразователя) и неподеленных электронных пар у других частиц (лиганды). Роль донора (поставщика электронов) играет лиганд, а акцептором, принимающим электроны, является комплексообразователь. Донорно-акцепторная связь возникает как результат перекрывания свободных валентных орбиталей комплексообразователя с заполненными орбиталями донора.
Между внешней и внутренней сферой существует ионная связь.
Количественные расчеты на основе такой электростатической модели впервые были выполнены В. Косселем и А. Магнусом, которые принимали ионы за недеформируемые шары и учитывали их взаимодействие по закону Кулона.
Исследования ученых позволили сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется путем образования пары электронов с противоположно направленными спинами. Каждый электрон занимает место в квантовых ячейках обоих атомов, т.е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами - ядрами атомов водорода. Это представление о механизме образования химической связи было развито учеными Гейтлером и Лондоном на примере водорода.это было распространено и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория образования химической связи получила название метода валентных связей. Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул. Хотя этот метод не оказался универсальным и в ряде случаев не в состоянии правильно описать структуру и свойства молекул - все же он сыграл большую роль в разработке квантово-механической теории химической связи и не потерял своего значение до настоящего времени. В основе метода ВС лежат следующие положения:
- ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.
-ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Геометрическая форма s -орбитали сферическая, от центра к краям размазанная (более плотная у ядра, и менее - на краях). Орбитали р-электронов представляют собой гантели, направленные вдоль осей координат. Облака d -электронов имеют более сложную форму. Метод гибридизации орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекул вместо исходных s-, р-, d-,f- орбиталей (облаков) образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается более полное их перекрывание с электронными облаками других атомов. На гибридизацию затрачивается энергия, за то она окупается более полным перекрыванием. Получается более прочная молекула. Затраченная на гибридизацию энергия окупается энергией, выделяющейся при образовании связи. Пример - молекула метана.
Ковалентная связь обладает направленностью. Область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам.
Характер распределения электронов по молекулярным орбиталям позволяет объяснить магнитные свойства частиц. Молекулы, суммарный спин которых равен нулю, проявляют диамагнитные свойства, т.е. во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются против направления поля. Молекулы, суммарный спин которых отличен от нуля, проявляют парамагнитные свойства, т.е. во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются в направлении поля. Таким образом молекула Н2 диамагнитна.
Геометрическая форма молекул зависит от направленности химической связи. Ядра атомов молекул имеющих sр-гибридизацию атомных орбиталей расположены в одной плоскости, sр2 -направлены к вершинам треугольника, sр3 - к вершинам тетраэдра
Теория кристаллического поля
Теория кристаллического поля (ТКП) является развитием простой электростатической теории образования комплексов. Она лучше всего применима к соединениям d-элементов и является наиболее простой моделью, позволяющей достаточно просто объяснить их свойства. Согласно теории связь в комплексе осуществляется за счет электростатического взаимодействия между положительно заряженным центральным атомом и отрицательно заряженными лигандами. Лиганд рассматривается только как источник заряда (кристаллического поля), тогда как для центрального атома учитывается пространственное расположение d-орбиталей.
Первоначально ТКП была применена для объяснения свойств кристаллических веществ и отсюда получила название. Однако она равно применима к любым системам геометрически правильно расположенных электрически взаимодействующих частиц, например к отдельному комплексному иону.
Геометрическое строение комплексно частицы определяется в первом приближении максимальным взаимным отталкиванием отрицательно заряженных лигандов: шесть лигандов образуют октаэдр, четыре - тетраэдр.
В свободном атоме или ионе все пять d-орбиталей одного и того же уровня имеют одинаковую энергию, т.е. они вырождены. Если, гипотетически, ион d-элемента внести в центр сферы равнораспределенного отрицательного заряда, то на все пять электронных облаков будет действовать одинаковая сила отталкивания. В результате этого произойдет возбуждение d-подуровня, но вырождение не снимется.
25. Изомерия комплексных соединений: геометрическая, сольватная, ионизационная, координационный
Комплексные соединения или координационные соединения-- частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами.
Изомерия комплексных соединений
В статистическом аспекте стереохимии центральным оказывается явление изомерии комплексных соединений. Изомерия молекул открыта в 1823 г. Ю.Либихом, обнаружившим, что серебряная соль гремучей кислоты и изоцианат серебра имеют один и тот же элементный состав, но разные физические и химические свойства.
Под изомерией понимают способность к разному взаимному расположению атомов и атомных фрагментов в соединениях одинакового общего состава, диктующую отличия в химических и физических свойствах соответствующих соединений -- изомеров. В случае комплексных соединений указанные различия могут быть связаны как со спецификой расположения лигандов во внутренней координационной сфере, так и с распределением лигандов между внутренней и внешними сферами.
Изомерия прямо связана с наличием или отсутствием в соединении тех или иных элементов симметрии: поворотных осей, зеркально-поворотных осей, центра и плоскостей симметрии.
Существуют изомеры двух типов:
1) соединения, в которых состав внутренней сферы и строение координированных лигандов идентичны (геометрические, оптические, конформационные, координационного положения);
2) соединения, для которых возможны различия в составе внутренней сферы и строении лигандов (ионизационные, гидратные, координационные, лигандные).
Пространственная (геометрическая) изомерия
Этот вид изомерии вызван неодинаковым размещением лигандов во внутренней сфере относительно друг друга. Необходимым условием геометрической изомерии является наличие во внутренней координационной сфере не менее двух различных лигандов. Геометрическая изомерия проявляется преимущественно у комплексных соединений, имеющих октаэдрическое строение, строение плоского квадрата или квадратной пирамиды. С увеличением числа различных лигандов во внутренней сфере растет число геометрических изомеров.
Гидратная (сольватная) изомерия заключается в различном распределении молекул растворителя между внутренней и внешней сферами комплексного соединения, в различном характере химической связи молекул воды с комплексообразователем. Например: [Cr(H2O)6]Cl3 (фиолетовый), [Cr(H2O)5Cl]Cl2 • H2O (светло-зелёный), [Cr(H2O)4Cl2]Cl • 2H2O (темно-зелёный).
Ионизационная изомерия определяется различным распределением заряженных лигандов между внутренней и внешней сферами комплекса и характеризует способность координационных соединений с одним и тем же элементным составом давать в растворе разные ионы. Примеры соединений: [Co(NH3)5Br]SO4 (красно-фиолетовый), [Co(NH3)5SO4]Br (красный).
Координационная изомерия связана с переходом лигандов от одного комплексообразователя: [Co(NH3)6][Cr(CN)6] и [Cr(NH3)6][Co(CN)6].
26. Галогены. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе. Добычи. Химическая связь в молекулах. Химические и физические свойства галогенов. Взаимодействие галогенов с водой и раствором щелочи
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
Первые четыре элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово галоген означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли. Распространенность галогенов в природе не слишком велика и падает от фтора к йоду.
Фтор - довольно распространенный элемент, и его содержание на Земле составляет примерно 0,3% мольной доли.
Хлор также относится к довольно распространенным на Земле элементам. Встречается он главным образом в виде хлоридов - соединений с наиболее устойчивым состоянием окисления хлора.
Брома и йода на Земле существенно меньше. Подобно хлору бром находится в природе преимущественно в виде солей калия, натрия и магния. Бром и йод содержатся также в водах буровых скважин нефтяных месторождений и рапе соляных озер
В молекулах галогенов (F2, Cl2, Br2, J2) связь ковалентная неполярная т.к. атомы обладают одинаковой электроотрицательностью и смещения электронной плотности не происходит.
Химические свойства. Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор -- самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:
2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) -- все реакции при этом сильно экзотермические, например:
Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,
При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме
Hal2 + F2 = 2НalF
где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.
Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:
Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.
Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:
3F2 + ЗН2О = OF2^ + 4HF + Н2О2.
Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов.
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж, Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,
Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму: Cl2 + hн > 2Cl, Cl + Н2 > HCl + Н, Н + Cl2 > HCl + Cl, Cl + Н2 > HCl + Н и т. д.
Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:
СН3-СН3 + Cl2 > СН3-СН2Cl + HCl, СН2=СН2 + Cl2 > СН2Cl -- СН2Cl
Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:
Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2, Cl2 + 2HI = 2HCl + I2, Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2
Cl2 + Н2О = HCl + HClO -- 25 кДж.
Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.
Хлор может таким же образом реагировать со щелочами:
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),
3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).
Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.
Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:
Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж, Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.
Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.
Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:
I2 + I? > I?3. Образующийся раствор называется раствором Люголя.
Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:
Н2 + I2 = 2HI -- 53 кДж.
Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F -- At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов
Получение галогенов.
Фтор.В лабораторных условиях фтор можно получить термолизом высших фторидов некоторых металлов, например,
2CeF4 = 2CeF3 + F2
Хлор Основным методом получения хлора из галита является электролиз концентрированного раствора NaCl с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространства:
2NaCl + 2H2O
В лабораторных условиях хлор получают взаимодействием концентрированной HCl с такими окислителями, как КMnO4, а также MnO2, K2Cr2O7 и т.д.
16HCl + 2KMnO4 = Cl2 +2KCl +2MnCl2 + 8H2O.
Реакция твердого KMnO4 с концентрированной HCl протекает с образованием темно-коричневого малорастворимого гексахлороманганата (IV) калия и раствора, содержащего хлоридные комплексы Mn(III):
Полное восстановление KMnO4 до MnCl2 осуществляется при большом избытке HCl. Образующийся иод экстрагируют или отделяют перегонкой с водяным паром. Бром В лаборатории бром и иод получают взаимодействием галогенидов с окислителем (MnO2) в кислой среде, например:
MnO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + MnSO4 + 2H2O + K2SO4
27. Соединения галогенов с водородом. Добыча в лаборатории и промышленности (синтетический, сульфатный, гидролизный способы). Восстановительные свойства галогенид-ионов. Кислотные свойства водных растворов галогенгидрогенов. Галогениды металлов и неметаллов, отношение их к воде
Соединения галогенов с водородом HHal называются галогеноводородами. Это бесцветные газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде. С ростом массы и размеров молекул усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, повышаются температуры плавления и кипения. Для фтороводорода они имеют аномально высокие значения за счет образования водородных связей между молекулами HF. Для остальных галогеноводородов образование водородных связей не характерно из-за меньшей электроотрицательности атома галогена.
Химические свойства галогеноводородных кислот и их солей
Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде, например, в 1 объеме воды при 0°С растворяется 507 объемов хлороводорода и 612 объемов бромоводорода. Высокая растворимость в воде позволяет получать концентрированные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. Фтороводородная кислота относится к числу слабых, остальные галогеноводородные кислоты - сильные. Сила кислот в ряду HF - HCl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в этом же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота.
Водным растворам галогеноводородов присущи все свойства сильных кислот, они реагируют с металлами, оксидами металлов, основаниями. Поскольку отрицательные ионы галогенов могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов водорода, поэтому кислоты реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.
В отличие от других кислот фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты:
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O.
В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты и их соли выступают в качестве восстановителей, причем восстановительная активность в ряду Cl- - Br- - I- повышается:
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O;
6KBr + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Br2 + 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O.
Галогениды неметаллов, такие как SiCl4 и SF6, являются типичными ковалентными соединениями и, как правило, состоят из молекул.
Галогениды металлов являются типичными солями. Имеют ионный тип химической связи и ионную кристаллическую решетку.
Многие безводные галогениды переходных металлов имеют полимерное строение, связь металл-галоген является преимущественно ковалентной.
Ионные галогениды не гидролизуют, исключение составляют фториды, которые реагируют с водой по схеме:
2F- + H2O = HF2- + OH-.
Все галогениды металлов, за исключением солей серебра и свинца, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию:
Ag+ + Hal- = AgHalv
как качественную для обнаружения ионов галогенов. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr - желтовато-белого, AgI - желтого цвета. Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.
Галогениды металлов и неметаллов.
В молекулах галогенидов типичных неметаллов химическая связь оказывается ковалентной. Ионные галогениды образуют металлы IA и IIA групп. Ионные галогениды, за исключением фторидов, при нормальных условиях гидролизу не подвержены. Фториды гидролизуются по схеме:
.
Рассматривая галогениды переходных и некоторых других металлов, не склонных к образованию чисто ионных соединений, следует различать гидраты галогенидов и безводные галогениды. Так, например, хлорид железа (III) кристаллизуется из водного раствора в виде красно-коричневого гексагидрата FeCl3. 6H2O, который имеет ионную кристаллическую решетку: [Fe(H2O)6]3+Cl3-. При нагревании из него невозможно получить безводный хлорид железа FeCl3, поскольку при этом протекают сложные реакции гидролиза ( [Fe(H2O)6]3+Cl3-. FeOCl + 2HCL + 5H2O) и образования многоядерных комплексных соединений. Напротив, безводные галогениды, например, хлориды, легко превращаются в кристаллогидраты.
Получение галогеноводородов
Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:
Н2+Сl2=2НСl
Это синтетический способ получения.
Сульфатный способ основан на реакции концентрированной
серной кислоты с NaCl.
При небольшом нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO4.
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
При более высокой температуре протекает вторая стадия реакции:
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировавной серной кислотой окисляются.
2NaBr-1+2H2S+6O4(к)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2Н2O
т.к. I- и Br- являются сильными восстановителями
Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr3 и PI3:
PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3
28. Фторидная (плавиковой) кислота. Ассоциация молекул водород фторида. Фториды и гидрогенфториды, хлориды, бромиды, иодиды, их отношение к воде. Качественные реакции на галогенид-ионы
Пламвиковая кислотам (фтороводоромдная кислотам, фтористоводоромдная кислотам, гидрофторидная кислотам) -- водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов. Название «плавиковая кислота» происходит от плавикового шпата, из которого получают фтороводород.
Для молекул фтороводорода характерна способность к их ассоциации (соединению). При температуре около 90°С получается простая молекула НF с относительной молекулярной массой 20, но при понижении температуры до 32 °С измерения приводят к удвоенной формуле Н2F2. При температуре кипения фтороводорода, равной 19,4°С, появляются ассоциаты Н3F3 и Н4F4. При более низких температурах состав ассоциатов фтороводорода еще сложнее.
Плавиковая кислота действует на все металлы, за исключением золота и платины. На медь и серебро плавиковая кислота действует очень медленно. Слабые растворы ее совершенно не действуют на олово, медь и бронзу.
Устойчив к плавиковой кислоте и свинец, который покрывается слоем фторида свинца, предохраняющим металл от дальнейшего разрушения. Поэтому свинец и служит материалом для аппаратуры в производстве плавиковой кислоты.
Склонность молекул НF к ассоциации приводит к тому, что кроме средних солей фтороводородной кислоты известны и кислые, например КНF2 (из нее электролизом получают фтор). В этом заключается ее отличие от других галогеноводородных кислот, дающих только средние соли.
Характерная особенность плавиковой кислоты, отличающая ее от всех других кислот, - чрезвычайно легкое ее действие на кремнезем SiO2 и соли кремниевой кислоты:
SiO2 + 4НF = SiF4 + 2H2O.
Тетрафторид кремния SiF4 - газ, улетучивающийся при реакции.
Действуя на кремнезем, входящий в состав стекла, плавиковая кислота разъедает стекло, поэтому хранить ее в стеклянных сосудах нельзя.
Из органических веществ плавиковая кислота действует на бумагу, дерево, пробку, обугливая их. На пластик действует слабо, совершенно не действует на парафин, чем и пользуются при хранении плавиковой кислоты в сосудах, сделанных из этого материала.
Фториды как минералы имеют довольно ограниченное распространение в природе, хотя общее число элементов, участвующих в соединениях с фтором, достигает 15. Главное значение из них имеет фторид Са в виде самостоятельного соединения СаF2. Гораздо меньшая роль принадлежит В, А и Si. Остальные элементы входят в состав крайне редких минералов.
Установленные до сих пор более широко распространенные фториды встречаются преимущественно в гидротермальных образованиях, а редкие - в продуктах возгона при вулканических извержениях. Судя по парагенезису минералов, они образуются при относительно повышенных температурах. Лишь CaF2 в виде новообразований рассеянных мельчайших кристалликов нередко встречается также в зонах окисления рудных месторождений и в некоторых осадочных породах.
Хлориды, в противоположность фторидам, пользуются гораздо более широким распространением в природе. Соединения с хлором известны для следующих 16 элементов: Н (в виде НСl в газообразных продуктах вулканических извержений), N (в NH4), Na, Mg, А1, К, Са, (Rb), (Cs), Fe, (Ni), Cu, Ag, Hg, Pb и Bi.
Из них наиболее важными являются хлориды Na и Mg, образующие в экзогенных условиях вместе с другими растворимыми солями нередко мощные толщи соляных залежей осадочного происхождения. Соединения с тяжелыми металлами (Сu, Ag и Рb) имеют второстепенное значение. Остальные элементы образуют минералы, редко встречающиеся в природе.
Бромиды известны лишь для Ag и устанавливаются крайне редко в зонах окисления серебросодержащих сульфидных месторождений в условиях сухого жаркого климата. В главной своей массе бром находится в рассеянном состоянии, в виде изоморфной примеси к широко распространенным хлоридам легких металлов, особенно в бишофите (MgCl2.6H2O), накапливаясь вместе с ними в замкнутых озерных и морских бассейнах, главным образом в остаточных рассолах.
В морской воде бром содержится в количестве 0,008%. Иногда в существенных количествах он устанавливается в соляных источниках.
Иодиды также редки, но для них мы наблюдаем большее число минеральных видов. Они установлены для Ag, Сu и Hg (?), т. е. для металлов, ионы которых обладают сильно выраженной поляризацией. Они встречаются в тех же условиях, что и бромиды.
Содержание иода в хлоридах Na, К и Mg хотя и колеблется в сравнительно широких пределах, но в общем выражается все же ничтожной величиной. В более значительных количествах содержание его устанавливается в продуктах жизнедеятельности морских водорослей, из золы которых он и добывается, затем в нефтяных водах и выбросах грязевых вулканов. Очень высокая растворимость солей иода приводит к тому, что они могут накапливаться лишь в районах с сухим пустынным климатом. Не случайно поэтому, что в таких районах иногда устанавливаются большие запасы иода.
Растворимость в воде ионных ГАЛОГЕНИДЫ, как правило, уменьшается от иодидов к фторидам.
Хлориды, бромиды и иодиды Ag+, Сu+, Hg+ и Pb+ плохо растворимы в воде.
Качественные реакции на галогенид-ионы
Галогенид-ионы можно определить с помощью нитрата серебра AgNO3. Реакция с нитратом серебра - качественная реакция на хлорид-, бромид- и иодид-ионы.
29. Кислородосодержащие соединения галогенов (I) - оксиды, кислоты. Амфотерные свойства гипоиодитной кислоты. Диссоциация гипохлоритной кислоты. Гипогалогениты, отношение к воде; окислительно-восстановительные свойства
Все кислородные соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, наименее -- оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего ионы BrO-2 и IO-2 очень неустойчивы.
устойчивых оксидов образует хлор Сl, меньше всего -- иод I. Из соединений кислорода с фтором существует фторид кислорода F-12О+2:
Связь между атомами фтора и кислорода ковалентная, очень близка к неполярной. Это бесцветный газ с резким запахом озона, плохо растворим в воде, tкипения=-145°С. Был открыт в 1929 году. получается взаимодействием фтора с 2% -ным раствором гидроксида натрия:
2F2+2NaOH=2NaF+Н2О+F2O
I Рассмотрим важнейшие из кислородных соединений остальных галогенов.
Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла.
Оксид хлора (I) Сl2О -- газ буро-желтого цвета с неприятным запахом. Характеризуется низкой температурой кипения, относительная плотность по воздуху равна 3. Связь в молекуле оксида малополярная ковалентная.
Обладает следующими химическими свойствами:
1. При нагревании легко распадается (со взрывом) на хлор и кислород:
2С12O=t2Сl2+О2
2. Будучи кислотным оксидом, гидратируется с образованием хлорноватистой кислоты:
Сl2O+Н2O=2НСlO
3. Взаимодействует с щелочами и основными оксидами:
Сl2O+2NaOH=2NaClO+Н2O
Сl2O+K2O=2KСlO
Оксиду хлора (I) соответствует хлорноватистая кислота.
Хлорноватистая кислота НСlO и ее бромный и йодный аналоги -- очень слабые кислоты, причем их сила уменьшается при переходе от НСlO к НIO. Это объясняется тем, что хлор обладает большей электроотрицательностью и сильнее своих аналогов притягивает электронную пару, связывающую его с кислородом. Это в свою очередь приводит к смещению электронной пары, связывающей водород с кислородом, к кислороду и увеличению способности водорода к отщеплению.
Хлорноватистая кислота представляет собой раствор желто-зеленого цвета с характерным запахом. Она и ее аналоги обладают всеми свойствами слабых летучих кислот, являются кислотами-окислителями.
Причем окислительная активность в ряду НСlO, НBrO, НIO снижается.
1. На свету хлорноватистая кислота разлагается:
НСl+1O-2 =hv НСl-1+О0
2. При действии водоотнимающих средств распадается:
2НСl+1O=Сl+12O+Н2О
3. При нагревании хлорноватистой кислоты образуется соляная и хлорноватая кислоты:
3НСl+1О=2НСl-1+НСl+5O3 окислитель Сl++2е- Сl-восстановитель Сl+-4е- Сl+5
Наибольшее значение имеют соли кислородных кислот хлора. Все их можно получить, исходя из реакции взаимодействия хлора с водой. Сl2+Н2ОНСl+НСlO
Равновесие этой реакции легко сместить в сторону продуктов реакции, добавив в раствор щелочи, которая реагирует с двумя образующимися кислотами:
НСl+НСlO+2КОН=КСl+КСlO+2Н2O
I Просуммировав эти два уравнения, получим:
Сl2+2КОН=КСl+КСlO+Н2O
Сl2+2OH-=Сl-+СlO-+Н2О
Соли хлорноватистой кислоты называют гипохлоритами. Водный раствор, содержащий гипохлорит и хлорид калия, называют жавелевой водой. Она, как и хлорная (раствор хлора в воде) вода, употребляется для беления хлопчатобумажной ткани и бумаги.
Механизм окисляющего и дезинфицирующего действия хлорноватистой кислоты и ее солей объясняют наличием хлора со степенью окисления +1, проявляющего в этих процессах активные окислительные свойства.
Сl++1e-Сl°= Сl++2e-Сl-
Гипохлориты -- очень сильные окислители. При пропускании хлора в раствор щелочи, нагретый до 100°С, процесс протекает с образованием хлоратов (солей хлорноватой кислоты НСlO3) и хлоридов:
ЗСl2+6КОН=5КСl+КСlO3+3Н2O ЗСl2+6OH-=5Сl-+СlO-3+3Н2О
При нагревании до 400°С в отсутствие катализаторов из хлоратов образуются перхлораты (соли хлорной кислоты НСlO4):
4КСlO3=3КСlO4+КСl
2КСlO3=2КСl+3O2
Таким образом, соли кислородных кислот хлора получают взаимодействием хлора с щелочью. При этом при комнатной температуре образуются гипохлориты, при 100°С -- хлораты. Это окисли-тельно-восстановительные реакции.
Хлористая кислота НСlО2 -- средней силы. Она малоустойчива в водных растворах, а ее аналоги брома и иода еще менее прочны. Сила кислородных кислот хлора возрастает с ростом степени окисления центрального атома: НСl+1O -- слабая; НСl+3O2 -- несколько более сильная; НСl+5O3 -- очень сильная и НСlO+74 -- самая сильная из всех известных кислот.
Если хлор взаимодействует с гидроксидом кальция, который берется в виде порошка -- пушонки, то образуется хлорная, или белильная, известь -- рыхлый белый порошок с запахом хлора. Она состоит главным образом из гипохлорита кальция Са(СlO)2, основных солей кальция и хлорида кальция.
Примерное уравнение:
2Сl2+2Са(ОН)2=Са(СlO)2+СаСl2+2Н2О
Часто для повышения качества хлорной извести к ней добавляют Са(СlO)2.
Хлорная известь -- сильный окислитель. Она очень реакционноспособна. Применяется для беления хлопчатобумажных тканей, бумаги, для хлорирования воды, дезинфекции, а также для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими
веществами.
Белящие и дезинфицирующие свойства хлорной извести аналогичны свойствам жавелевой и хлорной воды: угольная кислота вытесняет из гипохлорита кальция хлорноватистую кислоту; на свету она разлагается с выделением атомарного кислорода, который и оказывает окисляющее действие.
30. Соединения галогенов (III). Хлористая кислота, хлориты, окислительно-восстановительные свойства, реакции диспропорционирования. Соединения хлора (IV). Отношение хлор (IV) оксида к воде и раствору щелочи
Фторид хрома (III) CrF3
Группа:
Галогены и их соединения
Получается действием HF на Сг2О3; нагреванием смеси CaF2 с Сг2О3 в атмосфере HCl
Физические свойства. Зеленые игольчатые кристаллы. Т. возг. 1200°; плоти. 3,8. В холодной воде растворяется плохо; в горячей хорошо.
Хлористая кислота -- HClO2, одноосновная кислота средней силы.
Свойства
Хлористая кислота НClO2 в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:
Ангидрид этой кислоты неизвестен.
Получение
Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов, образующихся в результате взаимодействия ClO2 со щёлочью:
А также по реакции:
Соли хлористой кислоты называются хлоритами, они, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Из солей наибольшее применение имеет хлорит натрия NaClO2, применяемый для отбелки тканей и бумажной массы. Хлорит натрия получают по реакции:
Безводный NaClO2 взрывается при ударе и нагревании; воспламеняется при контакте с органическими веществами, резиной, бумагой и т. д.
Хлориты- окислители, окислит.-восстановит.потенциал растет с уменьшением рН р-ра. В кислой средеокисляет Вr- до Вr2,и - доNO - до NO2 (но не реагирует с N2O), H2O2- до О2. Взаимод. с I2 протекает более сложно:
При р-циис С12 также образуются С1О2 и Сl-. При рН11 гипохлорит-ион быстро и количественно окисляетдо, именно поэтому хлориты отсутствуют в продуктах р-ции С12 с водными р-рамищелочей. Но уже при рН < 9 окисление гипохлоритом идет только до С1О2:
2NaClO2 + NaClO + Н2О2СlO2 + NaCl + 2NaOH
Диспропорционимрование (дисмутация) -- химическая реакция, в которой один и тот же элемент выступает и в качестве окислителя, и в качестве восстановителя, причём в результате реакции образуются соединения, которые содержат один и тот же элемент в разных степенях окисления.
Примером может служить реакция взаимодействия оксида азота(IV) с водой:
или реакция разложения хлората калия (реакция Тищенко):
Некоторые реакции диспропорционирвоания идут только при определенном рН среды. Например, иод диспропорционирует только в щелочной среде:
3I2 + 6OH- = 5I- + IO3- + 3H2O
Реакция диспропорционирования обратна реакции конпропорционирования. Чтобы понять, при каких условиях возможна реакция диспропорционирования, можно использовать диаграмму Фроста, диаграмму Пурбе или таблицу окислительно-восстановительных потенциалов.
Диспропорционирование хлора:
4KClO3=3KClO4+KCl
Cl5+-2e=Cl7+
Cl5++6e=Cl-
Окислительные свойства галогенов:
SO2+Br2+2H2O=H2SO4+2HBr
S4+-2e=S6+
Br20+2е=2Br-
Mn(OH)2+Cl2+2KOH=MnO2+2KCl+2H2O
Mn2+-2e=Mn4+
Cl20+2е=2Cl-
Cl2+S+2H2O=H2SO4+2HCl
S0-6e=S4-
Cl20+2е=2Cl-
2K2MnO4+Cl2=2KMnO4+2KCl
Mn6+-1e=Mn7+
Cl20+2е=2Cl-
5Cl2+I2+6H2O=10HCl+2HIO3
Cl20+2е=2Cl-
I20-10e=2I5+
Диоксид хлора -- неорганическое химическое соединение хлора и кислорода, формула: ClO2.
Физические свойства диоксида хлора
В нормальных условиях ClO2 -- газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету, при контактах с окислителями и при нагревании. Хорошо растворим в воде. Диоксид хлора растворим в воде, уксусной и серной кислотах, в четырёххлористом углероде, ацетонитриле, а также в ряде других органических растворителей. Растворимость диоксида хлора возрастает с ростом полярности растворителя. Оксид хлора(IV) имеет нечётное количество электронов (33) и является стабильным радикалом, не проявляющим при нормальных условиях тенденции к димеризации
Получение
В лаборатории диоксид хлора получают по реакции хлората калия с щавелевой кислотой:
Из-за взрывоопасности диоксид хлора невозможно хранить в виде жидкости. Однако адсорбирование на поверхности силикагеля позволяет хранить диоксид хлора при пониженной температуре достаточно долго, а также избавиться от примесей хлора, силикагелем не поглощающегося.
Промышленный метод получения ClO2 основан на реакции восстановления хлората натрия диоксидом серы:
Свойства
Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы устойчивы в темноте, на свету медленно разлагаются:
Образующаяся хлористая кислота очень неустойчива и разлагается:
ClO2 реагирует со многими с органическими соединенями и выступает окислителем средней силы. Большинство реакций с участием ClO2 протекают по механизму одноэлектронного окисления с образованием органических катион-радикалов и хлорит-иона на первой стадии реакции, но возможно протекание и других реакций, в частности, реакции отрыва атома водорода.
Применение
Используется в основном для отбеливания например, целлюлозы, бумаги, муки и т. п., дезинфекции и стерилизации различных материалов.
31. Соединения галогенов (V). Оксиды, кислоты, изменение кислотных свойств. Галогенаты, добыча, окислительно-восстановительные свойства. Соединения хлора (VI), оксид хлора (VI), отношение к воде и раствора щелочи
W = +5
Галогенаты. NaClO3 - т. пл. 262° С (с разл.); КСlO3 - т. пл. 368° С, разл. при 400° С;
Са(ClO3)2*2H2O; Bа(ClO3)2 - т. пл. 414O С; AgClO3 - т. пл. 230° С, разл. при 270° С.
NaBrO3 - т. пл. 381° С; КBrO3 - т. пл. 434° С, разл. при 370° С; Ва(ВrO3)2 - т. пл. 260° С (с разл.); Ва(BrO3)2*2H2O(к).
NaIO3(к); KIO3(к). Мало растворимые в H2O: AgIO3, Zr(IO3)4, Тh(IO3)4, Ln(IO3)3 (Ln -лантаноид).
Полииодаты. КНI2O6, NaH2I3O9.
Пентафториды. CIF5, т. пл. -93°С, т. кип. -13° С; BrF5- µ = 0,5*10 Кл*м, т пл. -61° С.
т. кип. 41° С, разл. при 400° С; IF5 -µ = 0,73*10 Кл*м, т. пл. 9° С, т. кип. 100° С, разл. при
400°С. Молекулы ГF5 имеют пирамидальное строение, атом Г находится в центре основания пирамиды; аксиальные межатомные расстояния d(CI-F) = 158 пм, d(Bi-F) = 178 пм, d(I-
F)=175 пм; экваториальные расстояния d(Cl-F) =167 пм, d(Br-F) = 168 пм, d(I-F) = 187 пм.
Степень окисления +5. Известна хлорноватая кислота HClO3 и ее соли - хлораты.
HClO2 - сильная кислота, в свободном состоянии разлагается:
3HClO3 = 2ClO2 + HClO4 + H2O
Водные растворы хлорноватой кислоты устойчивы. HClO3 проявляет свойства кислоты-окислителя, ее смеси с соляной кислотой растворяют золото:
2Au + HClO2 + 7HCl = 2HAuCl4 + 3H2O
Хлорноватая кислота может быть получена при действии серной кислоты на хлораты:
KClO3 + H2SO4 = KHSO4 + HClO3
Хлораты разлагаются при нагревании, например:
При быстром нагревании или в присутствии катализатора (MnO2) или:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
При осторожном нагревании в отсутствии катализатора.
4KClO3 = KCl + 3KClO4
Хлораты образуются при пропускании хлора в горячий раствор щелочи, например:
6KOH + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Образующийся хлорат калия выделяют, охлаждая раствор - его растворимость уменьшается при понижении температуры значительно сильнее, чем растворимость KСl. KClO3 - “бертоллетова соль” - применяется в пиротехнике и спичечной промышленности.
Степень окисления +5. Иодноватая кислота HIO3 и ее соли - иодаты. HIO3 - бесцветные, хорошо растворимые в воде кристаллы, при нагревании разлагаются:
2HIO3 = H2O + I2O5
Оксид иода (5) проявляет окислительные свойства:
I2O5 + 5CO = I2 + 5CO2
Эта реакция применяется для определения СО в воздухе.
Иодноватую кислоту можно получить окислением иода концентрированной HNO3:
3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Или окислением водного раствора иода хлором (аналогично бромноватой кислоте).
Степень окисления +6.
Единственное соединение - оксид Cl2O6 (ClO3) - вязкая темно-коричневая жидкость, образуется при окислении ClO2 озоном:
2ClO2 + 2O3 = Cl2O6 + 2O2
С водой оксид хлора (6) образует две кислоты:
Cl2O6 + H2O = HClO3 + HClO4
а со щелочами - соли двух кислот:
Cl2O6+ 2KOH = KClO3 + KClO4 + H2O
32. Соединения галогенов (VII). Оксиды, галогенные кислоты, изменение кислотных свойств. Пергалогенаты, окислительные свойства. Пероксид хлора, графическая формула, отношение к воде
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
Кислородные соединения галогенов
F: F2O - фторид кислорода (определите степени окисления), желтый газ
Сl: Cl2O - темно-желтый газ
ClO2 - при температуре ниже 100С - бурая жидкость, при более высоких температурах желто-зеленый газ.
Cl2O6 (димер ClO3) - темно-красная, тяжелая, летучая, маслообразная жидкость.
Cl2O7 - бесцветная, тяжелая, маслянистая, тяжелая жидкость; неограниченно растворяется в тетрахлориде углерода (напишем формулку его, а?)
Br: оксиды брома на данный момент не известны
I: известен один оксид йода I2O5 - бесцветное кристаллическое вещество, темнеющее на свету из-за частичного разложения, сильно гигроскопичное
А как на ваш взгляд разлагается I2O5? Подумаем…
Важнейшие реакции оксидов галогенов:
(разлагается уже при обычной температуре)
(разлагается уже при обычной температуре)
Все оксиды галогенов кроме I2O5 термодинамически не стабильны. Именно поэтому они неустойчивы и стремятся к разложению, являются сильными окислителями и т.д.
Гидроксиды галогенов
Cl: HClO - существует только в растворе, хлорноватистая кислота, слабая кислота
HClO2 - существует только в растворе, хлористая кислота, слабая кислота
HClO3 - существует только в растворе, хлорноватая кислота, сильная кислота
HClO4 - подвижная гигроскопичная бесцветная жидкость, хлорная кислота, сильная кислота
Br: HBrO - существует только в растворе, бромноватистая кислота, слабая кислота
HBrO3 - бромноватая кислота, существует только в растворе, сильная кислота
HBrO, HBrO3 - так же как и в случае хлора…
I: HIO - существует только в растворе, амфотерный гидроксид с более выраженными кислотными свойствами, поэтому это соединение называют йодноватистой кислотой
HIO3 - белые кристаллы кристаллы; кислота средней силы, йодноватая кислота
H5IO6 - белые, гигроскопичные кристаллы; йодная кислота, слабая кислота
Галогеноводоромды -- общее название соединений, образованных из водорода и галогенов:
· Плавиковая кислота -- водный раствор фтороводорода
· Соляная кислота -- водный раствор хлороводорода
· Бромоводородная кислота -- водный раствор бромоводорода
· Иодоводородная кислота -- водный раствор иодоводорода
Все галогеноводороды -- бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов.
Сокращённо галогеноводороды обозначают НГ, а в источниках на языках, использующих латинский алфавит, -- HHal.
Химические свойства
Галогеноводороды хлора, брома, йода при обычных условиях -- газы. Хорошо растворимы в воде, при растворении протекают следующие процессы:
Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления ?1. Могут выступать в качестве восстановителей, причём восстановительная способность в ряду HCl -- HBr -- HI увеличивается:
Иодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах.
Аналогичный процесс протекает и в водном растворе HBr, но намного медленнее.
Растворы галогенов -- сильные кислоты, в которых ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I? (в меньшей степени Br?) хорошие комплексообразователи, HI может реагировать даже с серебром (E0 = +0,8 В).
Фтороводород легко образует полимеры типа (HF)n
Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но реакцию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом.
33. Общая характеристика р-элементов VI группы. Халькогены. Аллотропия простых веществ. Окислительно-восстановительные свойства халькогенов (отношение к О2, Н2, азотной кислоте, раствору щелочи)
В 16 группу входят O, S, Se, Te, Po. Валентная оболочка элементов этой группы образована двумя электронами на s-орбитали и четырьмя - на р-орбитали (s2p4). Слово «халькоген» происходит от двух греческих слов, означающих «медь» и «рожденный». Большинство медных руд состоит из соединений меди с кислородом и серой, а часть из них содержат также Se и Те. Важнейшие методы руды содержат соединения с серой, например, «халькозин» - сульфид меди(I) Cu2S, «халькопирит» - CuFeS2. Элементы, имеющие сродство к сере, называют халькофилами. К их числу относят Cu, Pb, Zn, Hg, As, Sb. Известны руды с этими металлами - «галенит» (свинцовый блеск PbS), «сфалерит» (цинковая обманка ZnS), «киноварь» (HgS), «реальгар» (As4S4), «стибнит» (Sb2S3).
Наличие в атоме двух неспаренных р-электронов обусловливает возможность образования молекул X2с двойной связью (O2, S2, Se2) либо молекул, катионов, анионов цепочечного (O3, S3, Se5, , и др.) или кольцевого строения (напр., S6, S7, S8, S9, S12, Se8, ) с простой связью. Способность халькогенов к образованию связей X --X --X... с ростом ат. н. падает.
Существует много аллотропных модификаций халькогенов. Для кислорода известны 2 формы - O2 и O3 (озон), для серы - более 6. Селен образует аморфную, стеклообразную и 6 кристаллич. модификаций, для Те известны аморфная и 3 кристаллич. формы, для полония - 2 кристаллические.
Все халькогены- окислители. Наиб. активен кислород, образующий оксиды со всеми элементами, кроме Не, Ar, Ne, Kr, с фтором дает фториды. Окислит. способность халькогенов с ростом ат. н. уменьшается. С H2 халькогены дают халькогеноводороды H2X, термич. устойчивость к-рых с ростом ат. н. снижается. Жидкие H2X способны к автопротолизу, в водном р-ре являются слабыми двухосновными к-тами. H2X, кроме воды,- типичные восстановители, их восстановит, способность растет в ряду от H2S к H2Po. Халькогены образуют ионно-ковалентные (с элементами Ia, IIа, 16, IIб гр.), ковалентно-металлич. (с d- и f-элементами) и ковалентно-ионные (с р-элементами) соед. (халькоге-ниды) разнообразного состава, многие из к-рых обладают полупроводниковыми cв-вами (см. Селениды, Сульфиды неорганические, Теллуриды).
Взаимод. халькогенов с O2получают кислотные оксиды XO2 образующие с водой двухосновные к-ты средней силы H2XO3, где X = S, Se, Те. Сила к-т и их восстановит. св-ва убывают в ряду от S к Те. Оксидам XO3 отвечают сильные к-ты H2XO4 и слабая к-та H6TeO6. Окислит. св-ва наиб. характерны для H2SeO4. Оксоанионы способны к поликонденсации с образованием цепочек X --О --X--O--... (напр., Na2S2O7), О --X --X--... (Na2S2O3, Na2S4O6), X -- О--О -- X-... (Na2S2O8). Соед. халькогенов между собой (напр., Se3S5, TeS7) - это гл. обр. продукты замещения атомов одного халькогена другим в циклич. молекулах X8. Р-цией халькогенов с галогенами получают галогениды, а также оксогалогениды (XHal2O, XHal2O2 и др.), к-рые при гидролизе водой дают HHal и халькогенокислород-ные к-ты. Фториды более устойчивы к гидролизу и склонны к образованию комплексов.
В природе широко распространены и встречаются в свободном состоянии O и S, кроме того, S, Se и Те встречаются в виде минералов халькофильных элементов, О - в виде силикатов, прир. карбонатов, фосфатов, оксидов и др.
Одно из характерных свойств атомов халькогенов - их способность связываться друг с другом в кольца или цепи. Это явление называют катенацией. Причина его связана с различной прочностью одинарных и двойных связей.
С катенацией сязаны аллотропия и полиморфизм простых веществ. Аллотропия - это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах. Явление аллотропии относят к молекулам, содержащим разное количество атомов одного и того же элемента, например, О2 и О3, S2 и S8, Р2 и Р4 и т.д
Как и элементы VII группы, халькогены диспропорционируют в воде:
2/n Эn + Н2О Н2Э + Н2ЭО3.
Равновесие существенно смещается в сторону продуктов реакции при кипячении и в присутствии щелочей:
3Э + 6NaOH 2Na2Э + Na2ЭО3 + 3Н2О.
Окислительно-восстановительные свойства халькогенов изменяются следующим образом: при переходе от кислорода к теллуру окислительная активность элемента Э° падает, а восстановительная активность иона Э2- нарастает. Образуют устойчивые водородные соединения общей формулы Н2Э. При обычных условиях вода - жидкость, остальные халькогеноводороды являются газами. При их растворении в воде образуются кислоты, сила которых при переходе от серы к теллуру увеличивается. Сера, селен и теллур образуют кислотные оксиды SО2 и SО3, которым соответствуют кислоты Н2SО3 и Н2SО4. Сила кислородных кислот халь-когенов увеличивается в ряду Те -> Se -> S.
34. Кислород, изотопы. Строение молекулы кислорода. Аллотропия. Добыча кислорода в лаборатории и промышленности. Соединения кислорода О-n - оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. Кислотные, окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода
Кислород, O химический элемент VIA подгруппы периодической системы элементов: O, S, Se, Te, Po - член семейства халькогенов. Это наиболее распространенный в природе элемент. Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1-2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу..
Изотопы кислорода -- разновидности атомов (и ядер) химического элемента кислорода, имеющие разное содержание нейтронов в ядре.
Всего известно три стабильных и 10 нестабильных изотопов кислорода.
Получение и применение. Благодаря наличию свободного кислорода в атмосфере наиболее эффективным методом его извлечения является сжижение воздуха, из которого удаляют примеси, CO2, пыль и т.д. химическими и физическими методами. Циклический процесс включает сжатие, охлаждение и расширение, что и приводит к сжижению воздуха. При медленном подъеме температуры (метод фракционной дистилляции) из жидкого воздуха испаряются сначала благородные газы (наиболее трудно сжижаемые), затем азот и остается жидкий кислород. В результате жидкий кислород содержит следы благородных газов и относительно большой процент азота
Электролиз. Один из методов получения кислорода - электролиз воды, содержащей небольшие добавки NaOH или H2SO4 в качестве катализатора: 2H2O 2H2 + O2. При этом образуются небольшие примеси водорода. С помощью разрядного устройства следы водорода в газовой смеси вновь превращают в воду, пары которой удаляют вымораживанием или адсорбцией.
...Подобные документы
Происхождение термина "химия". Основные периоды развития химической науки. Типы наивысшего развития алхимии. Период зарождения научной химии. Открытие основных законов химии. Системный подход в химии. Современный период развития химической науки.
реферат [30,3 K], добавлен 11.03.2009Протоны и нейтроны как составляющие атомного ядра. Атомный номер элемента. Изотопы, ядерная и квантово-механическая модели атома. Волновые свойства электрона. Одноэлектронные и многоэлектронные атомы, квантовые числа. Электронная конфигурация атома.
реферат [1,3 M], добавлен 26.07.2009Основные этапы развития химии. Алхимия как феномен средневековой культуры. Возникновение и развитие научной химии. Истоки химии. Лавуазье: революция в химии. Победа атомно-молекулярного учения. Зарождение современной химии и ее проблемы в XXI веке.
реферат [24,8 K], добавлен 20.11.2006Ознакомление с своеобразием материальной культуры Византийской империи. История развития химии в пределах алхимии в IV—VII вв. Описание в византийских источниках формул получения царской водки, мышьяка, серы, азотной кислоты. Рецепт изготовления соли.
презентация [1,5 M], добавлен 24.11.2011Стехиометрия – раздел химии, изучающий количественные соотношения в химических процессах; основные законы, открытые в XVIII–XIX вв., - отправная точка для создания теории строения вещества; сущность и содержание законов, их современная формулировка.
презентация [42,5 K], добавлен 11.10.2011Изучение периодического закона и периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева как основы современной химии, которые относятся к научным закономерностям, отражают явления, реально существующие в природе. Основные сведения строения атомов.
реферат [28,9 K], добавлен 18.01.2011Вещества и их взаимные превращения являются предметом изучения химии. Химия – наука о веществах и законах, которым подчиняются их превращения. Задачи современной неорганической химии – изучение строения, свойств и химических реакций веществ и соединений.
лекция [21,5 K], добавлен 26.02.2009Электронное строение атомов элементов периодической системы. Устойчивость электронных конфигураций. Характеристика семейств элементов. Изучение принципа наименьшей энергии и правила Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей в основном состоянии атома.
презентация [676,5 K], добавлен 22.04.2013Aтомно-молекулярная теория, закон сохранения массы и энергии, соотношение Эйнштейна. Закон постоянства состава. Распространенность элементов в природе. Атомные и молекулярные массы. Стехиометрические соотношения в химии. Объединенный газовый закон.
лекция [67,5 K], добавлен 22.04.2013Использование интерактивных компьютерных моделей микромира в химии. Рекомендации по структуре и содержанию основных элементов компьютерной обучающей программы. Структура и компоненты интерактивного задания. Реализация структурных элементов урока химии.
курсовая работа [165,4 K], добавлен 07.10.2009Определение объема воздуха необходимого для полного сгорания заданного количества пропана. Вычисление изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса, при помощи следствий из закона Гесса. Определение молярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя.
контрольная работа [23,1 K], добавлен 08.02.2012История химии как науки. Родоночальники российской химии. М.В.Ломоносов. Математическая химия. Атомная теория - основа химической науки. Атомная теория просто и естественно объясняла любое химическое превращение.
реферат [28,2 K], добавлен 02.12.2002Краткая биография Д.И. Менделеева, история его жизни и деятельности, основные труды в области химии. Открытие Менделеевым периодического закона и составление Периодической таблицы. Принципиальная новизна закона и его значение для химии и естествознания.
реферат [291,3 K], добавлен 11.07.2011Истоки и развитие химии, ее связь с религией и алхимией. Важнейшие особенности современной химии. Основные структурные уровни химии и ее разделы. Основные принципы и законы химии. Химическая связь и химическая кинетика. Учение о химических процессах.
реферат [25,9 K], добавлен 30.10.2009Уравнение химической реакции с использованием электронно-ионного метода. Определение потенциалов окислителя и восстановителя, направления протекания процесса, термодинамических характеристик H,S,G. Электронная формула элементов по 2 и 4 квантовым числам.
курсовая работа [22,5 K], добавлен 25.11.2009Анализ химической связи как взаимодействия атомов. Свойства ковалентной связи. Механизм образования ионной связи, строение кристаллической решетки. Примеры межмолекулярной водородной связи. Схема образования металлической связи в металлах и сплавах.
презентация [714,0 K], добавлен 08.08.2015Общая характеристика углерода как химического элемента, его основные свойства, особенности строения. Типы химических связей: ковалентная, ионная и водородная. Способы разрыва химической связи. Электронные эффекты. Кислоты и основания, их сравнение.
контрольная работа [180,4 K], добавлен 05.08.2013Жизненный путь Шарля Адольфа Вюрца, его научно-исследовательская деятельность. Научные достижения Вюрца в области органической и неорганической химии: открытие альдольной конденсации, изучение гидрила меди, исследование строения фосфорноватистой кислоты.
курсовая работа [1,2 M], добавлен 04.12.2010От алхимии - к научной химии: путь действительной науки о превращениях вещества. Революция в химии и атомно-молекулярное учение как концептуальное основание современной химии.Экологические проблемы химической компоненты современной цивилизации.
реферат [56,6 K], добавлен 05.06.2008Основные направления научных достижений Д.И. Менделеева. Его значение в истории мировой науки, в области физической химии. Изучение упругости газов, химической теории растворов, создание периодического закона. Создание учебника-монографии "Основы химии".
реферат [24,0 K], добавлен 19.03.2011
