Главная Коллекция "Revolution" Химия Основные свойства галогенов

Основные свойства галогенов

Общая характеристика галогенов. Строение молекул, физические и химические свойства простых веществ. Распространение галогенов в природе, способы их получения. Электронная конфигурация молекул и свойства галогеноводородов, их свойства и методы синтеза.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 06.08.2015
Размер файла 107,9 K
рефераты на заказ со скидкой

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.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Содержание

  • 1. Общая характеристика галогенов
  • 2. Строение молекул и физические свойства простых веществ
  • 3. Прочность связи Х-Х и химические свойства простых веществ
  • 4. Химические свойства простых веществ
  • 5. Галогены в природе. Получение галогенов
  • 6. Электронная конфигурация молекул и свойства галогеноводородов
  • 6.1 Физические свойства галогеноводородов
  • 6.2 Химические свойства галогеноводородов
  • 6. Методы синтеза галогеноводородов
  • 7. Галогениды металлов и неметаллов

1. Общая характеристика галогенов

К элементам VII (в новой номенклатуре ЮПАК она обозначена как 17 группа) относятся фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). Название этих элементов - галогены (греч. "рождающие соли") - обусловлено тем, что большинство их соединений с металлами представляют собой типичные соли (KCl, NaCl и т.д.).

Электронная конфигурация и некоторые характеристики атомов галогенов приведены в табл. 1.

Таблица 1. Некоторые характеристики атомов галогенов.

Атом

Электронная

конфигурация

Устойчивые степени окисления

9F

[He] 2s22p5

-1; 0

17Cl

[Ne] 3s23p53d0

-1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7.

35Br

[Ar] 3d104s22p54d0

-1; 0; +1; +3; (+4); +5; +7.

53I

[Kr] 4d105s25p55d0

-1; 0; +1; +3; +5; +7.

В основном состоянии атомы галогенов имеют электронную конфигурацию ns2np5, где n - главное квантовое число, или номер периода. По сравнению с атомами других галогенов у атомов фтора 2s2 и 2p5 электроны слабо экранированы от ядра, что приводит к высокой удельной (на единицу объема) электронной плотности и, соответственно, меньшему радиусу, большим значениям энергии ионизации и электроотрицательности. При переходе от фтора к иоду размер атомов и возможные координационные числа увеличиваются, а энергии ионизации и электроотрицательность (ЭО) уменьшаются.

Свойства фтора, как и других элементов второго периода (Li-F), отличаются от свойств более тяжелых элементов соответствующих групп. Например, сродство к электрону у фтора меньше, чем у хлора. К особенностям фтора относится также высокая электроотрицательность, что приводит к тому, что для фтора из всех возможных степеней окисления - 1, 0, +1, +3, +5, +7 характерны только две первых.

2. Строение молекул и физические свойства простых веществ

В парообразном, жидком и твердом состояниях галогены построены из двухатомных молекул Х2. Для оценки энергий молекулярных орбиталей полезна информация об энергиях исходных атомных орбиталей.

Существенное различие энергий 2s - и 2p-орбиталей у фтора, как и у кислорода, приводит к незначительному вкладу 2s-орбиталей в образование 3 св. и 4 разр молекулярных орбиталей. В результате на энергетической диаграмме молекулы F2 орбиталь 3 св располагается ниже 1-св - орбиталей (рис. 2а).

Рис. 2. Схема энергетических диаграмм молекулярных орбиталей F2 (a) и Cl2 (б).

При переходе к молекулам Cl2 - Br2 - I2 из-за уменьшения разницы энергий Е (ns) - Е (np) в образовании 3 св-орбиталей участвуют как ns-, так и np-орбитали, поэтому энергия 3 св-орбитали оказывается выше энергий 1 св-орбиталей (рис.2б). Таким образом, электронная конфигурация молекул галогенов изменяется от (1 св) 2 (2 разр) 2 (3 св) 2 (1 св) 4 (2 разр) 4 для фтора к (1 св) 2 (2 разр) 2 (1 св) 4 (3 св) 2 (2 разр) 4 - для остальных галогенов. При переходе от фтора к иоду энергия ns - и np-атомных орбиталей увеличивается, а их разность уменьшается. Следует отметить, что при этом уменьшается и разность энергий между наивысшей занятой и наинизшей свободной молекулярными орбиталями: Е1 > Е2 (рис.2). Соотношение между величинами Е1 и Е2 имеет важное значение для объяснения окраски галогенов. Уменьшение разницы энергии ns - и np-орбиталей приводит и к увеличению энергии молекулярных орбиталей. Однако следует отметить, что наличие электронов на разрыхляющих молекулярных орбиталях приводит к дестабилизации молекулы, особенно при малом ее размере. Например, энергия связи F-F заметно меньше, чем Cl-Cl и Br-Br, и лишь ненамного больше, чем I-I. Это обусловлено малым размером атома фтора и сильным отталкиванием четырех электронов на разрыхляющих орбиталях (рис.2). Такая же особенность в изменении энергий связи характерна и для молекул VI (16), V (15) и IV (14) групп периодической системы элементов.

Рассмотрим физические свойства галогенов: магнитные свойства, окраску, температуры фазовых переходов и прочность связи Х-Х (табл.2). Молекулы галогенов диамагнитны, так как не содержат неспаренных электронов (рис.2). Окраска возникает из-за поглощения видимого света, то есть при возбуждении электронов с 2 разр - на 4 разр-орбитали. При переходе от фтора к иоду разница в энергии (Е) этих орбиталей уменьшается, а длина волны () () поглощенного света увеличивается. Это приводит к смещению полос поглощения от ультрафиолетовой (400 нм) у фтора к желто-зеленой (540-560 нм) у иода. Окраска связана с дополнительным цветом, то есть теми волнами, которые вещество пропускает, а глаз человека воспринимает. Фтор не поглощает свет из видимой части спектра и оказывается бесцветным. Хлор поглощает фиолетовую часть (400-440 нм) видимого спектра, пропускает желто-зеленую часть и, соответственно, имеет эту окраску. В целом, при переходе от фтора к иоду длина волны поглощенного света растет, а окраска изменяется от бесцветной (у фтора) до фиолетовой (у иода).

Температуры плавления (Тпл.) и кипения (Ткип.) (табл.2) монотонно увеличиваются от фтора к иоду. Этот факт связан с ростом размеров молекул и усилением межмолекулярного взаимодействия (сил Ван-дер-Ваальса).

Хлор, бром и иод слабо растворимы в воде (фтор энергично взаимодействует с водой). Так, при 200С в 100 г воды может быть растворено 0.7 г Cl2; 3.58 г Br2 и 0.028 г I2. Значительно лучше галогены растворимы в неполярных и малополярных органических растворителях (спиртах , простых эфирах и аминах ).

3. Прочность связи Х-Х и химические свойства простых веществ

Кратность связи в молекулах галогенов равна единице. Их химические свойства связаны с особенностями разрыва этой связи. Она может разорваться гомо - или гетеролитически.

В первом случае электронная плотность распределяется поровну между частицами

Х: Х = Х. + Х. (1),

так, что образуются два атома Х. с неспаренным электроном. Во втором случае электронная плотность смещается к одному из атомов

Х: Х = + (2),

так что образуются положительная и отрицательная частицы.

Энергия гомолитического распада ( H гом), или энергия связи Х-Х изменяется немонотонно: увеличивается от фтора к хлору, а от хлора к иоду уменьшается.

Таблица 2. Сравнение свойств молекул и простых веществ.

Галоген

Цвет

Тпл, оС

Ткип, оС

Ногом. х),

кДж/моль

Ногетер. хх),

кДж/моль

F2

бесцветный

-219.6

-188.1

159

1510

Cl2

желто-зеленый

-101.0

-34.1

243

1150

Br2

красно-бурый

-7.2

59.2

193

1011

I2

фиолет. (пар)

черный (кр.)

113.6

185.5

151

866

х) Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х.

хх) Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х.

Энергию гетеролитического распада ( H гетер)

Х2 = + + H гетер (3)

можно вычислить комбинированием энергии H гом (табл.2) , энергии ионизации (табл. 1)

Х - = + Еион (4)

и энергии сродства к электрону (табл.1)

Х + = - Еср (5)

H гетер = H гом + Еион - Еср (6)

Таблица 1. Некоторые характеристики атомов галогенов.

Атом

Электронная

конфигурация

Орбитальный атомный радиус,

()

Еср Сродство к электрону

эВ (кДж/моль)

Eион Первая энергия ионизации эВ (кДж/моль)

ЭО*)

Устойчивые степени окисления

9F

[He] 2s22p5

0.39

3.45 (333)

17.42 (1682)

4.0

-1; 0

17Cl

[Ne] 3s23p53d0

0.73

3.7 (348)

12.97 (1255)

3.0

-1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7.

35Br

[Ar] 3d104s22p54d0

0.85

3.4 (325)

11.81 (1143)

2.8

-1; 0; +1; +3; (+4); +5; +7.

53I

[Kr] 4d105s25p55d0

1.04

3.1 (295)

10.47 (1012)

2.6

-1; 0; +1; +3; +5; +7.

Величины H гетер (табл. 2) монотонно уменьшаются в ряду фтор - хлор - бром - иод. Это объясняется тем, что наибольший вклад в нее вносят энергии ионизации (Еион), которые в группе галогенов уменьшаются монотонно (табл.1) .

Наиболее вероятен гетеролитичекий распад для иода, поскольку энергия, затрачиваемая в таком процессе наименьшая, и может быть скомпенсирована энергией кристаллической решетки или энергией сольватации и т.д.

Например, выделено соединение , в котором энергетические затраты скомпенсированы образованием сильной ковалентной связи между катионами I+ и основанием Льюиса (донором электронной пары) - пиридином C5H5N.

При взаимодействии с неметаллами и металлами связь в молекулах Х2 чаще всего разрывается по гомолитическому механизму. Этому способствуют нагревание, освещение, катализаторы. Основные химические свойства простых веществ представлены в табл. 3.

4. Химические свойства простых веществ

Таблица 3. Химические свойства простых веществ.

Неметаллы

Фтор

Хлор

Бром

Иод

He, Ne, Ar

Не взаимодействуют.

Kr, Xe

ЭFn, n = 2,4,6.

Не взаимодействуют.

Галогены

XF (X=Cl, Br, I); BrCl, ICl, IBr

XF3 (X=Cl, Br, I); I2Cl6

XF5 (X=Cl, Br, I)

XF7 (X=I)

О2

F2O2

(в электр. разряде)

Не взаимодействуют.

S

SF6, S2F10

S2Cl2, SCl2,SCl4

S2Br2

Не реагирует.

N2

Не взаимодействуют.

P

PХ3 и РХ5

PI3, P2I4,PI5 (?)

H2

Со взрывом в темноте

Со взрывом на свету.

Реагирует выше 2000С; Pt-катализатор

Равновесие H2+Г2=2НГ

смещено влево

Металлы

Загораются

Реагируют при нагревании.

По химическим свойствам галогены - самые активные неметаллы. Из-за низкой энергии диссоциации и высокой энергии гидратации иона наиболее реакционно-способным из галогенов оказывается фтор. Он взаимодействует непосредственно со всеми элементами Периодической таблицы Д.И. Менделеева, кроме He, Ne, Ar. В атмосфере фтора сгорают вода

2H2O + 2F2 = 4HF + O2

и стеклянная вата

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2.

Если же элемент может проявлять несколько степеней окисления, то, как правило, образуются высшие возможные фториды (SF6, VF5, XeF6 и т.д.).

Взаимодействие фтора с некоторыми переходными металлами, например, никелем, протекает крайне медленно из-за образования на их поверхности тонкой защитной пленки соответствующего фторида металла.

Взаимодействие галогенов с водой и щелочами.

Фтор в отличие от других галогенов воду окисляет:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2.

Однако при насыщении льда фтором при - 400С образуется соединение HFO

Растворимость (моль/л) хлора, брома и иода в воде незначительна (табл.8), причем с повышением температуры для хлора она уменьшается, брома - практически не меняется, а иода - увеличивается. Взаимодействие их с водой:

Состав продуктов взаимодействия галогенов с водой зависит от рН, возможности выведения из сферы реакции конечных или исходных веществ, констант равновесия и скоростей реакций диспропорционирования гипогалогенитов.

Равновесие 2 (табл.8) можно сместить вправо добавлением щелочных реагентов, например, Na2CO3:

Cl2 + Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaCl + HClO,

а также добавлением суспензий оксидов ртути (II) или висмута Bi2O3 для перевода в осадок хлорид-ионов:

Cl2 + 2HgO + H2O = HgO. HgСl2 + 2HClO, 2 Cl2 + Bi2O3 + H2O = 2BiOCl + 2HClO.

Приведенные реакции используют для получения HClO, HBrO, HIO.

При действии хлора на эффективно охлаждаемый раствор щелочи образуются гипохлориты, например, жавелевая вода:

2NaOH + Cl2 NaClO + NaCl +H2O.

При взаимодействии же хлора с неохлаждаемым раствором щелочи происходит разогревание раствора и получаются хлораты, например, бертолетова соль KClO3:

6KOH + 3Cl2 KClO3 +5KCl + 3H2O.

Взаимодействие фтора с растворами щелочей:

4F2 + 6NaOH = OF2 + 6NaF + +H2O + O2

От фтора к иоду окислительная способность уменьшается, а восстановительная - увеличивается.

В качестве примера рассмотрим процессы, протекающие при пропускании хлора в водный раствор иодида калия KI. Сначала хлор, как более сильный окислитель, вытесняет иод из иодида калия, что приводит к появлению окраски:

2KI + Cl2 = I2 + 2KCl

Далее избыток хлора окисляет иод, и раствор при этом обесцвечивается:

I2 + Cl2 +6H2O = 2HIO3 + 10HCl.

Другим примером восстановительных свойств иода может служить получение иодноватой кислоты HIO3:

3I2 (тв.) + 10HNO3 (конц) = 6HIO3 + 10NO2 + 2H2O.

5. Галогены в природе. Получение галогенов

Фтор встречается в природе в виде фторидов, например, флюорита CaF2. Фтор получают электролизом расплавов фторидов щелочных металлов. Для понижения температуры плавления электролизу подвергают кислые фториды состава KF.2HF *), что позволяет проводить процесс при 1000С (Тпл. чистого KF составляет 8570С).

Материалом для электролизера служат медь, никель или сталь, которые покрываются с поверхности плотной пленкой фторида, препятствующей дальнейшей коррозии реактора.

В лабораторных условиях фтор можно получить термолизом высших фторидов некоторых металлов, например,

2CeF4 = 2CeF3 + F2.

Хлор встречается в природе, в основном, в виде хлоридов. Например, известны мощные залежи галита (NaCl), образовавшиеся при испарении соленых морей и озер. 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.

Бром, содержащийся в морской воде и буровых водах в виде бромидов, извлекают путем обработки реакционной смеси хлором при рН=3.5, чтобы избежать образования солей оксокислот брома.

Аналогичным образом из буровых вод и золы, образующейся при сгорании морских водорослей, выделяют иод.

В лаборатории бром и иод получают взаимодействием галогенидов с окислителем (MnO2) в кислой среде, например:

MnO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + MnSO4 + 2H2O + K2SO4.

Образующийся иод экстрагируют или отделяют перегонкой с водяным паром.

галоген галогеноводород молекула синтез

6. Электронная конфигурация молекул и свойства галогеноводородов

Электронная плотность в молекуле HF смещена к атому фтора, а связь H+ - F- оказывается полярной: атом фтора несет некоторый отрицательный, а атом водорода - положительный заряд.

В целом, по мере увеличения энергии ns - и np-орбиталей, уменьшения их разности, а также увеличения размера атома галогена в ряду HF-HCl-HBr-HI энергия молекулярных орбиталей увеличивается, а локализация электронов на орбиталях атома галогена и полярность молекул HХ уменьшаются.

6.1 Физические свойства галогеноводородов

По мере увеличения размера атомов галогенов межатомное расстояние Н-Х увеличивается, энергия связи Н - Х уменьшается. Уменьшение энергии связи Н-Х приводит к повышению значений энтальпий образования в ряду HF-HI, например, HI в стандартных условиях образуется из простых веществ уже с поглощением тепла.

Молекулы HХ полярны. Полярность количественно характеризуется величиной дипольного момента. Дипольные моменты убывают в ряду HF-HI. С точки зрения МО ЛКАО полярность определяется различием энергий взаимодействующих 1s-атомной орбитали водорода и ns-, np-орбиталей атома галогена. Как отмечалось, в ряду F-Cl-Br-I эта разница, а также степень локализации электронов на атомах галогена и полярность молекул НХ уменьшаются.

В стандартных условиях галогеноводороды - газы. С ростом массы и размеров молекул усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, повышаются температуры плавления (Тпл) и кипения (Ткип). Однако для HF величины Тпл и Ткип, полученные экстраполяцией в ряду однотипных соединений HF-HCl-HBr-HI, оказываются существенно ниже, чем экспериментальные. Аномально высокие температуры плавления и кипения объясняются усилением межмолекулярного взаимодействия за счет образования водородных связей между молекулами HF:

Твердый HF состоит из зигзагообразных полимерных цепей. В жидком и газообразном HF вплоть до 60оС присутствуют полимеры от (HF) 2 до (HF) 6. Для HCl, HBr, HI образование водородных связей не характерно из-за меньшей электроотрицательности атома галогена.

6.2 Химические свойства галогеноводородов

Растворимость в воде. Благодаря высокой полярности газообразные НХ хорошо растворимы в воде *), например, в 1 объеме воды при 0оС растворяется 507 объемов HCl или 612 объемов HBr. При охлаждении из водных растворов выделены кристаллические гидраты HF. H2O, HCl.2H2O и т.д., которые построены из соответствующих галогенидов оксония, например, .

Кислотные свойства. В водных растворах НХ устанавливается протолитическое равновесие

HX + HOH = + H3O+ (X = F, Cl, Br, I), (1),

то есть эти растворы являются кислотами.

В ряду HCl-HBr-HI степень протолиза, то есть сила кислот увеличивается (см. величины рКa в табл.4), что связано с ростом размера аниона и уменьшением энергии гетеролитического распада НХ (р-р) = Н+ (р-р) + (р-р) ([1], с.291).

Водные растворы HCl, HBr и HI ведут себя как сильные кислоты. В разбавленных водных растворах HF является слабой кислотой (рКа = 3.2), что связано с высокой энергией связи H-F по сравнению с энергией связи H-О в молекуле воды. Однако при повышении концентрации HF выше 1 М сила кислоты увеличивается. За счет образования водородной связи образуются ионы : HF + =; К = 3.86 (25оС) и поэтому равновесие (1) смещается вправо.

Особенностью фтороводорода и плавиковой кислоты является способность разъедать стекло:

Na2O. CaO.6SiO2 + 28HF (газ) = 2NaF + СaF2 + 6SiF4 + 14H2O

Na2O. CaO.6SiO2 + 36HF (р-р) = Na2SiF6 + CaSiF6 + 4H2SiF6 + 14H2O,

поэтому при работе с ними пользуются посудой, сделанной из тефлона.

Восстановительные свойства галогеноводородов. С увеличением размера и уменьшением энергии ионизации атома галогена восстановительная способность в ряду HF-HCl-HBr-HI увеличивается (табл.5). Например, плавиковая HF и соляная HCl кислоты с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют, а HBr и HI ею окисляются:

2HBr + H2SO4 (конц) = Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4 (конц) = 4I2 + H2S + 4H2O.

6. Методы синтеза галогеноводородов

Известны три основных метода синтеза галогеноводородов.

1. Прямой синтез из элементов. Фтор и хлор реагируют с водородом со взрывом, что является следствием цепного механизма реакции. Однако при определенных соотношениях давлений водорода () и хлора () водород сгорает в атмосфере хлора без взрыва. Сжигание хлора с водородом является основным промышленным способом получения HCl. Бром и иод реагируют с водородом более спокойно, однако выход невелик, поскольку равновесие Н2 + Х2 = 2НХ (Х = Br, I) смещено влево.

2. Вытеснение из солей. Газообразные НХ выделяются при действии нелетучих сильных кислот на твердые ионные галогениды металлов: (на практике пользуются 70-85% -ным р-ром серной к-ты, т.к. реакция идет на поверхности кристаллов соли. Если брать конц. к-ту, осаждается NaHSO4.

При использовании разб серной к-ты значительная часть HCl остается в р-ре. Выделяющийся HCL сушат над конц. серной к-той. Оксид фосфора для этого непригоден так как взаимодействует с HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O

CaF2 + H2SO4 (конц) = CaSO4 + 2HF

NaCl + H2SO4 (конц) = NaHSO4 + HCl

При получении HBr и HI, обладающих сильными восстановительными свойствами, используют нелетучие кислоты-неокислители, например, H3РO4:

KX + H3РO4 (конц) KH2РO4 + HX, X = Cl, Br, I.

3. Гидролиз галогенидов неметаллов. Большинство галогенидов неметаллов относятся к соединениям с ковалентной связью и гидролизуются с выделением соответствующего галогеноводорода, например,

SiCl4 + 4H2O = SiO2.2H2O + 4HCl

Для получения галогеноводородов часто используют реакции гидролиза галогенидов фосфора PX3 (X = Cl, Br, I):

PX3 +3H2O (хол) = H3PO3 + 3HX .

При получении НХ (X = Br, I) нет необходимости предварительно синтезировать PХ3. Например, для получения HI механическую смесь I2 + Pкр обрабатывают водой:

2Pкр + 3I2 + 6H2O = 2H3PO3 + 6HI.

Существуют и другие методы синтеза галогеноводородов. HF, например, можно получить нагреванием твердых бифторидов щелочных металлов:

KHF2 KF + HF.

Галогеноводороды образуются также при галогенировании органических соединений, например:

RH +Cl2 = RCl + HCl.

Иодистоводородную кислоту можно получить пропусканием H2S через суспензию I2:

H2S + I2 = 2HI + S

7. 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.

Рассмотрим некоторые основные методы синтеза безводных галогенидов.

1. Прямое взаимодействие металлов с галогенами, например

2. Для получения галогенидов металлов в низших степенях окисления используют галогеноводороды, которые, как и выделяющийся водород, создают восстановительную атмосферу:

.

3. Метод низкотемпературного галоидирования [6] в среде донорных растворителей (спирты R-OH, эфиры R-O-R и т.д.) приводит на первой стадии к образованию сольвата, который при нагревании в вакууме десольватируется:

Размещено на Allbest.ru

...

Подобные документы

  • Биологическое значение и применение галогенов и их соединений

    Понятие и практическое значение галогенов, их физические и химические свойства, отличительные признаки. Характеристика и способы получения галогенов: йода, брома, хлора, фтора, астат. Реакции, характерные для данных галогенов, сферы их использования.

    презентация [988,7 K], добавлен 11.03.2011

  • Биологическая роль галогенов

    Происхождение основных названий галогенов. Электронная структура их атомов. Лабораторные методы получения галогенов, общие физические и биологические свойства. Реакционная способность галогенов. Биологическая роль фтора, брома, йода. Отравление ними.

    реферат [1,3 M], добавлен 18.10.2013

  • Получение галогенов. Биологическое значение и применение галогенов

    Физические и химические свойства галогенов, их положение в Периодической таблице элементов Менделеева. Основные источники и биологическое значение хлора, брома, иода, фтора. Нахождение галогенов в природе, их получение и промышленное использование.

    презентация [64,6 K], добавлен 01.12.2014

  • Свойства галогенов

    История открытия и место в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева галогенов: фтора, хлора, брома, йода и астата. Химические и физические свойства элементов, их применение. Распространённость элементов и получение простых веществ.

    презентация [656,9 K], добавлен 13.03.2014

  • Галогены

    История открытия галогенов – типичных неметаллов, их соединения в природе. Строение и свойства атомов фтора, хлора, брома, йода и астата. Особенности их взаимодействия с металлами, водородом и растворами солей. Физические свойства и строение галогенов.

    презентация [599,8 K], добавлен 10.01.2012

  • Свойства элементов и их соединений

    Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул. Основные положения координационной теории. Физические и химические свойства галогенов. Сравнение свойств водородных соединений. Обзор свойств соединений p-, s- и d-элементов.

    лекция [558,4 K], добавлен 06.06.2014

  • Свойства элементов VIIА подгруппы (галогены)

    Знакомство с элементами VIIА подгруппы: распространение в природе, сферы применения. Характеристика галогенов, физические и химические свойства, водородные соединения. Анализ основных свойств галогенид-ионов. Окислительные свойства гипохлоритов, хлоратов.

    презентация [3,6 M], добавлен 11.08.2013

  • Простые и сложные эфиры

    Способы получения, физические свойства, биологическое значение и методы синтеза простых эфиров. Примеры сложных эфиров, их химические и физические свойства. Методы получения: этерия, взаимодействие ангидридов со спиртами или солей с алкилгалогенидами.

    презентация [405,8 K], добавлен 06.10.2015

  • Структура, физические и химические свойства моносахаридов (на примере глюкозы и фруктозы)

    Общая характеристика, классификация и номенклатура моносахаридов, строение их молекул, стереоизомерия и конформации. Физические и химические свойства, окисление и восстановление глюкозы и фруктозы. Образование оксимов, гликозидов и хелатных комплексов.

    курсовая работа [1,6 M], добавлен 24.08.2014

  • Свойства кремния и его соединений

    Строение атома кремния, его основные химические и физические свойства. Распространение силикатов и кремнезема в природе, использование кристаллов кварца в промышленности. Методы получения чистого и особо чистого кремния для полупроводниковой техники.

    реферат [243,5 K], добавлен 25.12.2014

  • Галогены

    Химические элементы, относящиеся к галогенам: фтор, хлор, бром, йод и астат. Химическая характеристика, порядковые номера элементов, их физические свойства, энергия ионизации и электроотрицательность. Степени окисления галогенов, энергия диссоциации.

    презентация [335,4 K], добавлен 16.12.2013

  • Свойства и получение цинка

    Распространение цинка в природе, его промышленное извлечение. Сырьё для получения цинка, способы его получения. Основные минералы цинка, его физические и химические свойства. Область применения цинка. Содержание цинка в земной коре. Добыча цинка В России.

    реферат [28,7 K], добавлен 12.11.2010

  • Фосфорная кислота и фосфаты

    Общая характеристика фосфорной кислоты и фосфатов. Строение их молекул, физико-химические свойства и способы получения. Возможности и области практического применения. Методика синтеза фосфата висмута. Изучение полученного вещества, качественные реакции.

    курсовая работа [534,0 K], добавлен 14.05.2014

  • Хлор, его свойства и применение

    Хлор - 17-й элемент периодической таблицы химических элементов третьего периода, с атомным номером 17. Химически активный неметалл, входит в группу галогенов. Физические свойства хлора, взаимодействие с металлами и неметаллами, окислительные реакции.

    презентация [1,5 M], добавлен 26.12.2011

  • Свойства оксида железа

    Нахождение металла в природе, характеристика его типичных минералов. Способы получения и области применения. Физические и химические свойства его аллотропных модификаций. Углерод - основной легирующий элемент. Описание синтеза оксидов железа (II) и (III).

    курсовая работа [71,0 K], добавлен 24.05.2015

  • Амины. Аминокислоты. Белки

    Номенклатура аминов, их физические и химические свойства. Промышленные и лабораторные способы получения аминов. Классификация аминокислот и белковых веществ. Строение белковых молекул. Катализ биохимических реакций с участием ферментов (энзимов).

    реферат [54,1 K], добавлен 01.05.2011

  • Магний и его свойства

    История открытия магния. Характеристика по положению в периодической системе Д.И. Менделеева. Применение магния и его соединений. Его физические свойства. Химические свойства магния и его соединений. Распространение в природе и особенности получения.

    реферат [37,0 K], добавлен 26.08.2014

  • Альфа-метилстирол

    Физические свойства. Строение молекул, анализ распределения электронной плотности, анализ реакционной способности. Химические свойства. Реакции полимеризации, полимеры.

    реферат [215,2 K], добавлен 30.05.2003

  • Свойства фенолгликозидов

    Общая характеристика, распространение и физико-химические свойства фенолгликозидов. Способы получения фенольных соединений из растительного сырья этанолом и метанолом. Методы выделения идентификации, качественное определение и распространение вещества.

    презентация [1,5 M], добавлен 27.02.2015

  • Свойства фосфора

    История открытия фосфора. Природные соединения, распространение фосфора в природе и его получение. Химические свойства, электронная конфигурация и переход атома фосфора в возбужденное состояние. Взаимодействие с кислородом, галогенами, серой и металлами.

    презентация [408,5 K], добавлен 23.03.2012

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.

© 2000 — 2023, ООО «Олбест» Все права защищены