Неорганическая химия. неорганическая химия (часть 2) химики спец._. Лекция Элементы главной подгруппы vii группы. Галогены. Общая характеристика
 Скачать 289.6 Kb.
|
|
Взаимодействие со сложными веществами От водородных соединений других элементов галогены способны отнимать водород, например: H2S + Br2 = H2Br + S Фтор разлагает большинство оксидов с вытеснением кислорода. С водой (оксид водорода) фтор реагирует со взрывом, вытесняя из молекулы Н2О атомарный кислород: F2 + H2O → 2HF + O + Q Атомы кислорода взаимодействуют друг с другом (с образованием О2), а также с молекулами Н2О и F2 с образованием пероксида водорода, оксида фтора F2О и озона, например: 3F2 + 3H2O → F2О + 4HF + Н2О2 F2О – бесцветный газ с запахом, похожим на запах озона, является сильнейшим окислителем и очень ядовит. Взаимодействие хлора и брома с водой проходит по реакции диспропорционирования с образованием двух кислот - хлороводородной или бромоводородной и хлорноватистой или бромноватистой: CI2 + H2O ↔ HCI + HCIO Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO Образующаяся смесь веществ называется «хлорной» или «бромной» водой; йод в воде практически не растворяется и не взаимодействует с ней, поэтому «йодной» воды не бывает. Аналогично галогены взаимодействуют с растворами щелочей: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соли соляной (хлорид) и хлорноватистой (гипохлорит) кислот: CI2 + 2NaOH → NaCI + NaCIO + H2O хлорид гипохлорит С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой (хлорат) кислот: 3CI2 + 6КOH → 5КCI + КCIO3 + 3H2O хлорид хлорат Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью. Для йода и брома: 3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O Лекция: Подгруппа кислорода Общая характеристика подгруппы кислорода Главную подгруппу VI группы периодической системы составляют кислород О, сера S, селен Se, теллур Те (эти четыре элемента иногда называют «халькогенами» - рождающими медь или рождающими руду) и радиоактивный полоний Ро. Все эти элементы встречаются в природе, каждый из них имеет несколько природных изотопов. Исключение составляет полоний: все его изотопы радиоактивны, а в природе встречается только один – 210Ро (продолжительность жизни около 200 дней). Природный селен состоит из шести изотопов с массовыми числами 74 (0,9 %), 76 (9,0 %), 77 (7,6 %), 78 (23,5 %), 80 (49,8 %) и 82 (9,2 %). У теллура восемь природных изотопов, наиболее распространен 128Те (32,81 %) и 130Те (34,5 %). У серы четыре стабильных изотопа 32S (95,02 %), 33S (0,75 %), 34S (4,21 %), 36S (0,02 %), Наконец, у кислорода три природных изотопа: 16О (99,76 %), 17О (0,048 %) и 18О (0,192 %), все они стабильны. Все представители главной подгруппы VI группы – р-элементы, строение валентного уровня их электронных оболочек отвечает формуле ns2np4, причем по орбиталям валентные электроны распределены следующим образом: Поскольку атом кислорода не обладает свободными d- орбиталями, то в соединениях он проявляет степень окисления +2 (в соединениях с фтором), 0 (в молекуле О2), -1 (в пероксидах) и в соединениях со всеми остальными элементами -2. Атомы остальных элементов подгруппы обладают вакантными d-орбиталями и потому в соединениях способны проявлять степень окисления -2, 0, +2, +4 и +6 (за счет распаривания электронов р и s-подуровней валентного уровня). Для завершения валентного уровня атомам элементов подгруппы не хватает двух электронов, что определяет их окислительную активность, которая резко падает с увеличением порядкового номера элемента (и, соответственно, атомного радиуса – см таблицу )при переходе от кислорода к полонию.
Соответственно в ряду кислорода к полонию усиливаются восстановительные свойства элементов. Кислород (второй после фтора по значению электроотрицательностей среди всех элементов) проявляет в реакциях со всеми элементами, кроме фтора, сильнейшую окислительную активность, это типичный неметалл. К неметаллам относят также серу; селен и теллур занимают по свойствам промежуточное положение между металлами и неметаллами. В реакциях с сильными окислителями они выступают в роли восстановителей, в присутствии сильных восстановителей – в роли окислителей. Полоний проявляет свойства типичного металла. В соединениях с водородом элементы подгруппы кислорода проявляют степень окисления -2, их общая формула Н2R: H2O, H2S, H2Se, H2Te, а водные растворы их обладают свойствами слабых кислот. Вода является амфотерным электролитом (диссоциирует с образованием ионов Н3О+ и ОН-), остальные кислоты диссоциируют в основном по первой ступени: Н2R ↔ Н+ + НR- С увеличением радиусов атомов элементов в ряду от О к Те (свойства соединений Ро мало изучены) энергия связи Н–R уменьшается, что приводит к увеличению в той же последовательности силы кислот. В соединении с кислородом и другими типичными неметаллами элементы подгруппы проявляют обычно степени окисления +4 и +6, что соответствует двум типам оксидов: RO2 и RO3, которым, в свою очередь, соответствуют кислоты общей формулы H2RO3 и H2RO4. Сила кислот убывает в ряду от Н2SO3 к Н2ТеО3 и от Н2SO4 к Н2ТеО4; все они проявляют свойства окислителей; кислоты типа H2RO3 могут быть восстановителями в присутствии более сильных окислителей. Распространенность в природе Кислород – самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии он находится в атмосферном воздухе, в связанном виде входит в состав воды, минералов, горных пород и всех веществ, из которых построены организмы растений и животных. Массовая доля кислорода в земной коре составляет около 47 %. В свободном виде кислород существует в двух аллотропных модификациях: О2 - кислород и О3 - озон. Сера встречается в природе как в свободном состоянии (самородная сера), так и в различных соединениях. В России залежи самородной серы находятся по берегам Волги. Большая часть серы в природе встречается в составе различных минералов – сернистых соединений (наиболее распространен пирит – FeS2) и сернокислых соединений (например, гипс – СаSО4∙2Н2О. Соединения серы входят в состав вулканических газов и в состав воды многих минеральных источников. Встречаются также самородные месторождения серы. Кроме того, сера входит в состав белков и, следовательно, в состав живых организмов. Изотопный состав метеоритной серы очень близок к земному. Селен и теллур самостоятельно в земной коре встречаются крайне редко, в основном в виде примесей к аналогичным минералам серы. В природе селен и теллур всегда сопутствуют друг другу. Это отражено в названиях элементов: теллур от лат. «теллус» - земля, «селен» - по-гречески- Луна, спутник Земли. В земной коре содержание селена составляет 0, 00006 % (масс.). Теллур принадлежит к числу редких элементов: содержание его в земной коре составляет всего 0, 000001 % (масс.). Содержание полония в земной коре составляет около 2∙10-15%. Кислород и его соединения Получение 1. В лаборатории. В лабораторных условиях кислород получают разложением сравнительно непрочных, но богатых кислородом соединений (солей, оксидов и пероксидов), например: t, MnO2 2КСIO3 → 2KCI + 3O2↑ t 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑ 2KNO3 → 2KNO2 + O2↑ t 2HgO → 2Hg + O2↑ t 2H2O2 → 2H2O + O2↑ t 2BaO2 → 2BaO + O2↑ 2K2O2 + 2CO2 = 2K2CO3 + H2O Последняя реакция проходит в две стадии в присутствии воды, именно эта реакция используется для регенерации кислорода из выдыхаемого СО2 в космических кораблях: 2K2O2 + 2Н2О = 4КОН + О2↑ 2КОН + СО2 = К2СО3 + H2O 2. В промышленности. Для получения кислорода в промышленности используют либо электролиз воды, либо глубокое охлаждение и дальнейшее фракционирование воздуха. Сначала из жидкого воздуха испаряется азот (его tкип = -1950С), при этом в жидкой фракции остается почти чистый кислород ( его tкип = –1830С). Физические свойства При нормальных условиях кислород – газ без вкуса, запаха и цвета, немного тяжелее воздуха. Растворимость кислорода в воде относительно невелика: при 00С в 100 объемах воды растворяется около 5 объемов О2, при 200С – около 3. Жидкий кислород (tкип = -1830С) голубого цвета, он втягивается в магнитное поле (обладает парамагнитными свойствами). Твердый кислород (tпл = -2190С) имеет кристаллическую структуру, он также голубого цвета. Химические свойства Благодаря высокой электроотрицательности кислород является весьма сильным окислителем, реагируя практически со всеми элементами, кроме инертных газов, золота и платины. Большинство реакций соединения веществ с кислородом (в узком смысле слова такие реакции называют окислением) сопровождаются выделением тепла и света – такие процессы называют горением. Взаимодействие с металлами. Кислород реагирует со всеми металлами, кроме Au и Pt с образованием основных оксидов или пероксидов (в случае активных металлов). Cs самовозгорается на воздухе (за счет взаимодействия с кислородом воздуха) при комнатной температуре. Например: 4Li + O2 = 2Li2O 2Na + O2 = Na2O2 t 2Cu + O2 → 2CuO Взаимодействие с неметаллами. Кислород реагирует практически со всеми неметаллами (кроме He, Ne и Ar), в большинстве случаев – при нагревании, при этом также образуются оксиды. С галогенами О2 не реагирует даже при повышенной температуре. Реакция с N2 проходит только при 12000С или в электрическом разряде: 12000C или эл.разряд N2 + O2 → 2NO - Q 600С 4P + 5O2 → 2P2O5 + Q 2500С S + O2 → SO2 + Q 7000С C + O2 → CO2 + Q Взаимодействие со сложными веществами. Горение сложных веществ в избытке кислорода приводит к образованию оксидов: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 железный колчедан СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O Под действием кислорода воздуха сероводород окисляется до свободной серы: 2H2S + O2 = 2H2O + 2S↓ Во всех описанных выше реакциях кислород выступает в роли окислителя. Процессы, проходящие с участием кислорода в природе, - горение, ржавление, тление (окисление органических остатков), дыхание – являются окислительно-восстановительными. Применение кислорода Все окислительные процессы гораздо энергичнее протекают в чистом кислороде, чем в воздухе. Поэтому кислород широко применяют в металлургической и химической промышленности для интенсификации таких окислительных процессов, как производство азотной и серной кислот, смазочных масел и других, для получения стали из чугуна. Кислород используют для получения высоких температур; например, для сварки и резки металлов чаще всего используют горение смеси кислорода с ацетиленом (температура пламени ацетиленовой горелки достигает 32000С). Жидкий кислород используют в качестве окислителя ракетного топлива. В медицине кислород используют при лечении больных с затрудненным дыханием. Озон Озон – это простое вещество, аллотропная модификация кислорода. Молекула озона состоит из трех атомов кислорода: О3, его структурная формула угол между связями равен 1170, одна из связей делокализована. Озон – голубоватый газ с характерным запахом (озон по-гречески – пахучий), был впервые получен в 1840 г., его свойства существенно отличаются от свойств кислорода. В жидком состоянии от темно-синего цвета (tкип = -1100С), а в твердом – почти черного (tпл = - 1920С), очень взрывоопасный (взрывается от удара). Озон гораздо лучше кислорода растворяется в воде (45 объемов О3 в 100 объемах Н2О при 200С), и, в отличие от кислорода, он очень токсичен. Длительное пребывание в помещении, атмосфера которого содержит 1∙10-5 об. % озона, вызывает головную боль, воспаление глаз, кровотечение из носа. Химические свойства озона определяются тем, что молекула О3 легко распадается с выделением атомарного кислорода, поэтому озон является очень сильным окислителем, более сильным, чем молекулярный кислород: О3 = О2 + О + Q В реакциях окисления один атом кислорода присоединяет электронную пару, а два других образуют молекулу О2. Химическая активность озона настолько велика, что он окисляет даже золото до Au2O, серебро до Ag2O2 и иодид-ион в растворе KI до свободного иода (для кислорода эти реакции неизвестны): 2KI + O3 + H2O = I2 + O2 + 2KOH (реакция озона с иодидом калия является качественной реакцией наозон; выделение свободного йода фиксируют по посинению крахмального раствора) Взаимодействие с пероксидом водорода проходит по реакции: О3 + Н2О2 = Н2О + 2О2 Получают озон, пропуская тихий электрический разряд через сухой кислород: эл. разряд 3О2 → 2О3 - Q Применение озона основано на его дезинфицирующем и отбеливающем действии. Сера Получение Сера встречается в природе либо в свободном состоянии (месторождения серы довольно редки, основные – в Италии (остров Сицилия), в США, в СНГ – в Средней Азии, Поволжье и Крыму), либо в составе минералов сульфидов и сульфатов. Наиболее часто встречаются следующие серосодержащие минералы: PbS – свинцовый блеск; Cu2S – медный блеск; Ag2S – серебряный блеск; ZnS цинковая обманка; CdS – кадмиевая обманка; FeS2 – железный колчедан (пирит); Cu2FeS2 – халькопирит; HgS – киноварь; CaSO4∙2H2O – гипс; Na2SO4∙10H2O – мирабилит (глауберова соль); MgSO4∙H2О – кизерит. Добыча серы из породы, содержащей серу. Метод использовали еще в Древнем Египте и затем в Средние века, к началу XX в. был разработан метод подземной выплавки серы, однако он применим только к очень богатым месторождениям и очень неэкономичен. Получение серы из природных минералов. Метод основан на термическом разложении сульфидов с образованием свободной серы, например: t0 FeS2 → FeS + S |