Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета)

Скачать 1.27 Mb. Название Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета) страница 9/9 Дата 19.05.2013 Размер 1.27 Mb. Тип Учебно-методическое пособие

Содержание 1.Общая характеристика элементов 2.Особые свойства фтора Нахождение в природе Cl NaCl - поваренная (каменная соль) KCl∙NaCl- сильвинит KCl∙MgCl2∙6H2O- карналит Br Способы получения Cl2 + I2 + H2O→HCl + HIO3 Гal2 + H2O→HГal + HГalO 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 2H2O Способы получения галогеноводородов и их свойства O → HBr↑+ H Свойства НCl, НBr, НI MgCl2 + HOH ↔ MgOHCl + HCl 4. Кислородсодержащие соединения галогенов Оксикислоты хлора 3. 2HClO → Cl2O + H2O CaOCl2 + СО2 + H2O → CaCl2 + CaCO3 + O 5. Биогенная роль (фтор и йод как микроэле­менты) AgBr – в медицине для успокоения нервной системы. Хлораты NaClO «неорганическая химия»

Тема: р - Элементы VII группы (галогены) ^ 1.Общая характеристика элементов Элементы фтор, хлор, бром, иод, астат составляют главную подгруппу VII группы – семейство галогенов (в переводе с греческого соль рождающие). Объясняется их способностью образовывать бинарные соединения типа NaCl за счёт проявления ими окислительных свойств. На внешнем уровне у них 7 электронов ns2np5, электронная конфигурация обусловливает характерную степень окисления всех элементов в их соединениях (-1). В то же время для хлора, брома и иода известны соединения, где их степени окисления имеют положительные значения: +1, +3, +5, +7. До завершения оболочки не достаёт 1 электрона. Поэтому галогены – сильные окислители. Это типичные неметаллы (за исключением At, и отчасти иода). Обладают большим сродством к электрону (сродство к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона). Легко присоединяют электрон Э + е- = Э- , достраи­вая электронную оболочку до устойчивой оболочки атомов ближайших благородных газов. Радиус иона больше радиуса атома, так как при присоединении электронов радиус увеличивается. Окислительная способность (т.е. способность присоединять электроны у галогенов уменьшается от F к At). Поэтому фтор вытесняет все следующие за ним галогены, у йода и астата по­являются металлические признаки. При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа Наl2 -F2 , Cl2 , Br2 , I2. Сила связи Э – Э уменьшается вниз по группе за исключением связи F – F, которая неожиданно слабее (причина этого, по-видимому, состоит в более близком расположении неподелённых электронных пар из-за малых размеров атома фтора, отталкивание неподелённых электронных пар ослабляет связь). В Cl2 , Br2 , I2 – дативная связь дополнительная, за счёт спаренных p-электронов одного атома и вакантных d-орбиталей другого. Аномальное изменение энергии связи связано с различными размерами атомов. ЕF2 < ECl2 за счёт малых размеров атома F. На близком расстоянии атомы отталкиваются друг от друга. С одной стороны в молекуле Cl2 действуют силы отталкивания между неподелёнными электронными парами, находящихся на близком расстоянии. Самой прочной молекулой является молекула Cl2. Это связано с тем, что в дополнение к образованию связи по спин-валентному механизму, происходит добавочное взаимодействие свободных электронных пар одного атома хлора со свободной d орбиталью другого - по донорно-акцепторному механизму. Такие дополнительные связи называются дативными и приводят к упрочнению молекулы. Уменьшение энергии связи от Cl2 к I2 объясняется увеличением расстояний между атомами. Увеличение tплавл. связано с тем, что с увеличением размера атома возрастает поляризуемость молекул и усиливается способность к межмолекулярному взаимодействию, а чем более прочная связь между молекулами, тем более высокая tплавл.. Физические свойства галогенов существенно различаются: так, при нормальных условиях F2 – зеленовато – жёлтый, трудно сжижаемый газ с резким запахом. Фтор крайне токсичен, при попадании а организм человека вызывает отёк лёгких, разрушение зубов, ногтей, ломкость кровеносных сосудов, повышает хрупкость костей. Cl2 – также газ желто – зеленого цвета, но сжижается легко; Br2 – красно- коричневая густая жидкость со зловонным запахом, ядовит (единственный жидкий при обычных условиях неметалл). I2 – фиолетовые кристаллы. Для человека смертельная доза 2-3 г йода, но в форме иодид - ионов безвреден. Общая характеристика VII группы Галоводороды - летучие водородные соединения галогенов, хорошо растворимы в воде, ведут себя в водных растворах как кислоты. Сила кислот (способность к диссоциации на ионы) растёт сверху вниз, т. к. уменьшается прочность связи Н – Э в молекулах от F к At. ^ 2.Особые свойства фтора, как наиболее электроотрицательного элемента Фтор. Из всех галогенов у него наименьший радиус. Относительная электроотрицательность равна 4, это самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления – 1, остальные галогены от – 1 до + 7. Строение молекулы F2 по МВС (обменный механизм) Строение молекулы F2 по ММО Исключительная химическая активность фтора обусловлена с одной стороны большой прочностью образуемых им связей, так энергия связи H - F 566кДж/моль, с другой стороны низкой энергией связи в молекуле F2 – 151кДж/моль. Большая энергия связей Э – F является следствием значительной электроотрицательности фтора и малого размера его атома. Низкое значение энергии связи в молекуле F2, объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на π- орбиталях, обусловленным малой длинной связи F – F. Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементарным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием F2 протекают очень быстро. ^ Нахождение в природе F CaF2 - плавиковый шпат Na3[AlF6] – криолит Ca+25(PO4)-33F - фтораппатит ^ Cl NaCl - поваренная (каменная соль) KCl∙NaCl- сильвинит KCl∙MgCl2∙6H2O- карналит Br в нефтяных скважинах I в морской воде ^ Способы получения F2 - только электролизом расплавов солей (в смеси с HF) KF∙HF Электроды из Ni, либо сплавов Ni с Fe, Mn, Cu, т. к. F2 очень активен и реагирует почти со всеми элементами. Ni устойчив в атмосфере фтора за счёт образования плёнки NiF2. Поэтому F2 хранят в баллонах, выполненных на основе сплавов никеля. CoF3 = CoF2 + ½F2 в лаборатории разложением фторидов. Сl2 в лаборатории действием сильных окислителей на соляную кислоту 2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O (при обычной температуре) MnO2 + 4HCl → Cl2 + MnCl2 + 2H2O PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O 2AuCl3 → 2Au + 3Cl2 Промышленный способ – электролиз водных растворов поваренной соли NaCl электролиз 2NaCl + 2H2O → H2 + Cl2 + 2NaOH K ( - ) 2H2O + 2ē = H2 + 2ОH- А ( + ) 2Cl- - 2ē = Cl2 Br2 и I2 получаются реакциями замещения 2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2 NaЭ + MnO2 + H2SO4 → Э2 +MnSO4 + Na2SO4 + H2O (Э=Br2 ,I2) NaI + NaNO3 + H2SO4 → I2 + NO2 + Na2SO4 Химические свойства галогенов Стандартная энтальпия диссоциации ∆Н > 0 (энергия поглощается) Э2(г) = 2Э(г) Первое сродство к электрону галогена X(г) + ē = X-(г) ∆Н<0 (энергия выделяется). Энергия выделяется при образовании галогенида M+(г) + X-(г) →MX(тв) Фтор реагирует со взрывом со всеми металлами и неметаллами, кроме O2, N2, Гal2 при этом во всех соединениях с фтором элементы имеет высшую степень окисления. Например: SiO2 + 2F2 = Si+4F4 + O2 (во фторе горит SiO2, H2O) t = 0º – 90º Н2O + F2 = Н+F + O+2F2 (H2O + F2=HF + O2 (O3) 2 Au + 3F2 = 2AuF3 5P + 5F2 = 2PF5 2NH3 + 3F2 = 6HF + N2 F2 + NaOHP → NaF + OF2 + H2O 2F2 + 4NaOHК → 4NaF + O2 + 2H2O (O3) F2 + Xe → XeF4 В ряду Cl2, Br2, I2 окислительная активность падает, а восстановительная активность увеличивается, поэтому, если протекает реакция, ^ Cl2 + I2 + H2O→HCl + HIO3 ок. восст хлор выступает в роли окислителя. 1) Галогены реагируют с неметаллами, образовывая галогениды: 2) С металлами, которые приобретают высшую степень окисления: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 3) реагируют с H2, только Br2 и Cl2 4)Cl2 и Br2 реагируют с H2Oобразуя хлорную и бромную воду, а с I2 реакция практически не протекает ^ Гal2 + H2O→HГal + HГalO 5) Гal взаимодействует с растворами щёлочей, продукты зависят от температуры Cl2 +NaOH → NaCl + NaClO + H2O t >70ºC ^ 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 2H2O с I2 один продукт, NaIO3, а NaIO – не образуется. I2 + NaOH → NaI + NaIO3 + H2O В ряду Cl2 – Br2 – I2 – металлические свойства усиливаются, что связано с увеличением размера атома. Поэтому I2 реагируя с концентрированной HNO3, образует катион I+, или присутствует в кислотном остатке в виде IO3-. I2 + AgNO3 → AgI + INO3 I2 + HNO3 конц.→ HIO3 + NO2 + H2O IСlO4 – перхлорат йода, йод в катионной форме неустойчив Водные растворы HГаl – кислоты, сила кислот ↓ увеличивается. ^ Способы получения галогеноводородов и их свойства HF H2 + F2 – не получается из-за высокой Q 1)СaF2 + H2SO4 → CaSO4↓ + 2HF↑ t летуча 2)KHF2 → KF + HF hν HCl 1) H2 + Cl2 → 2HCl 2) NaClк + H2SO4 конц. → NaHSO4 + HCl↑ 3) BCl3 + H2O → H3BO3 + HCl↑ Протекает ОВР NaBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + Na2SO4 + H2O NaI + H2SO4 → I2 + S + Na2SO4 + H2O (H2S) Поэтому HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора. PBr5 + 4H2O → H3PO4 + 5HBr- PBr3 + H2^ O → HBr↑+ H3PO3- PI3 + 3H2O → H3PO3 + 3HI Безводный HF неэлектролит, а в жидком HF возможны процессы ионизации. 2HF → H+ + HF2- 3HF → HF2- + H2F+ Жидкий HF образует целые цепочки, состоящие из молекул HF- (6,8) (HF)4, (HF)6, (HF)8, только при t = 3500ºС возможен разрыв связи H – F. Вследствие наличия сильной водородной связи даже в парах молекулы HF ассоциированы. HF может смешиваться с Н2О в неограниченном количестве, образуя слабую плавиковую кислоту, при этом между молекулами HF и Н2О также возникают водородные связи. HF хранят в сосудах из платины или полиэтилена. В стеклянном сосуде хранить нельзя т. к. в стекле есть SiO2, а плавиковая кислота разрушает стекло. SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O – реакция травления стекла SiF4 + 2HF = H2[SiF6] Для HF характерны обычные свойства кислот Zn + 2HF = ZnF2 +H2 3HF + Al(OH)3 = AlF3 +3H2O HF + KOH = KHF2 + H2O NH3 +2HF = NH4HF2 Фториды – в основном нерастворимые соединения. Как и другие бинарные соединения они бывают: Основные - галогениды металлов. Амфотерные - с амфотерными элементами. Кислотные - с неметаллами. 2KF +SiF4 → K2[SiF6] 3NaF + AlF3 → Na3[AlF6] 2KF + BeF2→ K2[BeF4] O K O K 3SiF4 + 2AlF3 → Al2[SiF6]3 K O 2KI + HgI 2→ K2[HgI4] KBr + AlBr3 → K[AlBr4] К О Для элементов 2-го периода К.ч. = 4 3-го периода К.ч. = 6 Основные фториды гидролизуются, только растворимые в воде: 2NaF + H2O → NaHF2 + NaOH Кислотные гидролизуются с образованием 2-х кислот: ^ Свойства НCl, НBr, НI Водные растворы – сильные кислоты, галогениды – сильные восстановители: t 2HCl- + O2 ↔ 2H2O-2 + Cl20 процесс Дикона при t < 6000С окислитель - кислород, при высоких – хлор, поэтому процесс может протекать в прямом и обратном направлениях. HI- + O2 → HI+5O3 +H2O Восстановительные свойства НГаl проявляются в реакциях с кислотами: HBr + H2SO4 к. → Br2 + S +H2O HI I2 (H2S) HBr + H2SO4 разб. → Br2 + SO2 +H2O I2 Для всех этих кислот характерны реакции с Ме, с основными оксидами, с основаниями и некоторыми солями. НCl при взаимодействии с сильными окислителями окисляется до свободного хлора. PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O Гидролиз галогенидов Основной галогенид – с образованием сильного электролита: ^ MgCl2 + HOH ↔ MgOHCl + HCl 2KF + HOH → KHF2 + KOH Кислотный галогенид - с образованием 2-х кислот PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl ^ 4. Кислородсодержащие соединения галогенов Галогены непосредственно с кислородом не взаимодействуют. Это обусловлено небольшой энергией связи Г-О и невозможностью использовать высокие температуры для осуществления реакций окисления, т.к. для них ∆S0 <0, оксиды получают косвенным путём. При 25ºС сравнительно стабильны следующие кислородные соединения: +1 +4 +6 +7 Cl2O ClO2 Cl2O6 Cl2O7 в соединениях с О2 хлор проявляет степени окисления (с. о.): с. о. +1 +3 +4 +5 +6 +7 оксид Cl2O ClO2 Cl2O4 Cl2O6 Cl2O7 кислота HClO HClO2 HClO2 HClO3 HClO3 HClO4 HClO3 HClO4 Если сопоставить свойства кислот со структурой молекул, то можно отметить следующее: с ростом степени окисления хлора уменьшается число несвязывающих электронных пар и происходит постепенное достраивание кислородного окружения хлора до тетраэдрического. Увеличение силы кислот HClO – HСlO4 обусловлено тем, что с ростом числа кислородных атомов электронные облака всё больше стянуты к центральному атому и связь Н – О становится всё более полярной. Окислительные свойства уменьшаются, у оксо-анионов ClO-, ClO2-, ClO3-, ClO4- - увеличивается прочность связи кислорода с хлором. ^ Оксикислоты хлора Возрастание силы кислот связано с увеличением количества кислорода, который оттягивает на себя электронную плотность и прочность связи Н – О ослабевает. Возрастание устойчивости связано с увеличением степени окисления хлора и большим количеством электронов, принимающих участие в образовании связи. Во всех соединениях Cl – в sp3 гибридизации. Самая высокая окислительная способность у хлорноватистой кислоты, за счет атомарного кислорода. HСlO = HCl + O Реакции разложения HClO HClO → HСl + O 2HCl+1O → HCl- + HCl+3O2 ^ 3. 2HClO → Cl2O + H2O Cl2 + H2O → HCl + HClO ClF + H2O → HClO + HF Cl2 +KOHхол → KCl + KClO + H2O Cl2 + KOHгор → KCl + KClO3 + H2O Гипохлорит калия KClO → KCl + O2 KClO → KCl + KClO2 (KClO3) (KClO4) Получение белильной извести. Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O -очень сильный окислитель даже на воздухе разлагается ^ CaOCl2 + СО2 + H2O → CaCl2 + CaCO3 + O CaOCl2 + HCl → CaCl2 + Cl2 + H2O ClO2 – газ жёлтого цвета HClO3 напоминает HNO3 KClO3 - бертолетова соль Cl2O6 - тёмно-красная жидкость, получена 2ClO2 + O3 → Cl2O6 + O2 Cl2O7 - маслянистая бесцветная жидкость, получается обезвоживанием HСlO4 2HСlO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2HPO3 Окислительные свойства почти не проявляет KClO4 + H2SO4 (к) → HClO4 + KHSO4 KClO4 → KCl + O2 разложение Самая высокая окислительная способность у хлорноватистой кислоты. HСlO = HCl + O Кислородсодержащие кислоты брома и йода H5IO6 можно получить IF7 + 4H2O → 7HF + H5IO6 ^ 5. Биогенная роль (фтор и йод как микроэле­менты) Безводный перхлорат магния Mg(ClO4)2 жадно поглощает воду, образуя кристаллогидраты. Это один из наиболее сильных осушителей. Техническое название ангидрон. Он удобен тем, что после поглощения воды может быть вновь обезвожен нагреванием. Действуя хлором на сухой гидроксид кальция получают смесь, называемую хлорной или белильной известью, которая состоит из гипохлорита и хлорида кальция. 2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O Гипохлорит кальция используется как дезинфицирующее вещество (хлорная известь). Белильная известь – это белый порошок с резким запахом. Применяется для отбеливания тканей и бумаги, дезинфекции в медицине и дегазации в противохимической обороне. Окисляет хлорная известь потому, что входящий в её состав гипохлорит кальция взаимодействует во влажном воздухе с двуокисью углерода. +1 активный хлор обеспечивает дезинфицирующее свoйство Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = 2HClO + CaCO3↓ хлорноватистая кислота далее разлагается с выделением активного кислорода (атомного). Активный кислород обесцвечивает краски (пигменты) и убивает микробы. HClO = HCl + O H – Cl – O KCl –удобрение (калийная соль). Раствор I2 в водном растворе KI, I2 + KI – раствор Люголя в медицине. AgBr, AgCl, AgI – в фотографии. BaCl2 – ядовитое вещество для борьбы с вредителями с/х. CaCl2 – для осушения газов (образуется CaCl2∙6Н2О), в медицине HgCl2 – сулема сильный яд разбавленные растворы используются для протравливания семян. ^ AgBr – в медицине для успокоения нервной системы. Хлораты NaClO3, Mg(ClO3)2, Ca(ClO3)2 – гербициды сильного действия, т. е. уничтожают все растения. В меньших дозах действуют как дефолианты. NaI, KI отхаркивающие средства при заболеваниях дыхательных путей. Cl2 + KOH → KClO + KCl + H2O Жавелева вода Учебное издание Апанович Зинаида Васильевна Курс лекций по дисциплине ^ «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» Учебно-методическое пособие Ст. корректор Ж.И. Бородина Компьютерная вёрстка: З.В. Апанович Подписано в печать Формат 60×84/16. Бумага офсетная. Гарнитура Таймс. Печать Riso. Усл. печ. л. 8,25. Уч.-изд. л. 9,14 Тираж … экз. Заказ № Учреждение образования «Гродненский государственный аграрный университет» Л.И. №02330/0133326 от 29.06.2004 230028, г. Гродно, ул. Терешковой, 28 Отпечатано на технике издательско-полиграфического отдела Учреждения образования «Гродненский государственный аграрный университет». 230028, г. Гродно, ул. Терешковой, 28 </0>

---

Ваша оценка:

Похожие:

	Методические указания к выполнению лабораторных работ и решению задач по дисциплине «Общая и неорганическая		Курс лекций по терапии для студентов IV vкурсов медико-психологического факультета
	Программа собеседования по дисциплине «анатомия и морфология человека» для поступающих нА 2-ой и		Программа собеседования по дисциплине «анатомия и морфология человека» для поступающих нА 2-ой и
	Тематический план лекций по учебной дисциплине 'Внутренние болезни' 3-4 курс стоматологического факультета		Тематический план лекций по учебной дисциплине «Поликлиническая терапия» для студентов 6 курса лечебного
	Тематический план лекций кафедры стоматологии детского возраста для студентов стоматологического		Тематический план лекций кафедры стоматологии детского возраста для студентов стоматологического
	Учебное пособие включает в себя краткий курс лекций для студентов, сдающих экзамены без выезда в		Лекций по дисциплине «Внутренние болезни» для студентов IV курса лечебного факультета в осеннем семестре

Разместите кнопку на своём сайте:
Медицина

---