Презентация на тему: Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы

Реклама. Продолжение ниже
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы
1/39
Средняя оценка: 4.9/5 (всего оценок: 57)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (1538 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации

Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы

Изображение слайда
1/1
2

Слайд 2

VIA-группа. В ряду O — S — Se — Te — Po уменьшаются энергии ионизации, увеличиваются размеры атомов. Неметаллические признаки ослабляются, металлические — возрастают.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
3

Слайд 3

VIA-группа. Кислород. Озон. Самый распространенный элемент на Земле. При обычный условиях — газ, t ° плав = -219°С. Промышленное получение О 2 : ректификация жидкого воздуха, электролиз воды. В тихом электрическом разряде с небольшим выходом из О 2 получается О 3 : 3О 2 <=> 2О 3 Озон О 3 - t° плав = -193°С, t° кип = -110°С, при комн температуре — синий газ. Строение молекулы описывается наложением двух валентных схем:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
4

Слайд 4

VIA-группа. Кислород. Озон. Озон — мощный окислитель: Bi 2 O 3 + 2O 3 = Bi 2 O 5 + 2O 2 Ag + O 3 = AgO + O 2 !!! не Ag 2 O PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2 Классификация оксидов Кислотные амфотерные основные солеобразные несолеобразующие CO 2, BeO CaO Pb 2 O 3 NO Mn 2 O 7 Al 2 O 3 Na 2 O Fe 3 O 4 N 2 O N 2 O 5 PbO CuO CO CrO 3 Cr 2 O 3 CrO Оксиды d-элементов в большинстве случаев нестехиометричны: NiO 0,8 — 1,2

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5

VIA-группа. Пероксид водорода. Лучший лабораторный способ получения: BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O 2 В промышленности: электролиз 50% H 2 SO 4 2H 2 SO 4 → H 2 S 2 O 8 + H 2 анод катод H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + H 2 O 2 1-5% р-р считается разбавленным (восстановитель) Свыше 10% - концентрированный (окислитель) H 2 O 2 + 2H + + 2e - = 2H 2 O, E °= 1,77 B - характеристика H 2 O 2 как окислителя H 2 O 2 - 2e - = O 2 +2H +, E° = 0,68 B - характеристика H 2 O 2 как восстановителя Следовательно, окислительные свойства H 2 O 2 выражены сильнее, чем восстановительные.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
6

Слайд 6

VIA-группа. Пероксид водорода. В водном растворе H 2 O 2 — слабая кислота (К 1 ~10 -12 ) Пероксиды образуются: 1) при сгорании ЩМ (кроме лития) 2) при обработке конц растворов H 2 O 2 конц щелочью: 2LiOH + H 2 O 2 = Li 2 O 2 + 2H 2 O если пероксиды малорастворимы Сильнощелочная среда сдерживает гидролиз пероксидов, которые гидролизуются сильно. Пероксиды — отличные окислители. Удобны в составе щелочных плавов: BaO 2 + Mg = BaO + MgO сплавление K 2 O 2 + MnO 2 = K 2 MnO 4 сплавление

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
7

Слайд 7

VIA-группа. Сера. Содержание в природе. Самородная сера Сульфиды: пирит FeS 2 цинковая обманка ZnS (сфалерит) Сульфаты: Глауберова соль Мирабиллит Na 2 SO 4 ·10H 2 O Барит Гипс BaSO 4 CaSO 4 ·2H 2 O O

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/7
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8

VIA-группа. Аллотропные модификации серы Природная — почти вся α. β-сера устойчива при t° > 96°C.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
9

Слайд 9

VIA-группа. Сера. Химические свойства. Валентность: II, IV, VI. Степени окисления: -2, (+2), +4, +6. Все Нерастворима в воде, но растворяется в CS 2. эти S + O 2 = SO 2 реакции 2S + C = CS 2 идут S + 3F 2 = SF 6 при S + Cl 2 (Br 2 ) = смесь галогенных соединений нагревании S + порошки = сульфиды металлов металлов S + мин.кислоты = не взаимодействует S + 2H 2 SO 4(конц) = 3SO 2 + 2H 2 O кипятить несколько S + 6HNO 3(конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O часов 3S + 6KOH = 2K 2 S + K 2 SO 3 + 3H 2 O в горячем растворе

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10

VIA-группа. Сероводород. Сульфиды. H 2 S — газ с запахом тухлых яиц. Получают: FeS + H 2 SO 4 = H 2 S↑ + FeSO 4 Ядовит. Водный раствор — слабая двухосновная кислота (К 1 ~10 -7, К 2 ~10 -13 — близка к воде). Сульфиды все сильно гидролизованы. Гидролиз не только по первой, но и в большой степени — по второй ступени. Сульфиды Me 3+ в водных растворах не могут быть получены: 2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl Почему не существует PbS 2 ?

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
11

Слайд 11

VIA-группа. Сероводород. Сульфиды. H 2 S и сульфиды — исключительные восстановители. Окисляются, как правило, до S 0. 5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S↓ + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O 3K 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 = 3S↓ + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O И только HNO 3 (конц) в обычных условиях способна окислить S 2- до SO 4 2-. Окисление H 2 S при недостатке О 2 ведет к образованию серы: H 2 S + 0,5O 2 = S + H 2 O в минеральных источниках А сгорание 2H 2 S +3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O Из-за чего погибла Помпея?

Изображение слайда
1/1
12

Слайд 12

VIA-группа. Сероводород. Сульфиды. Классификация сульфидов Растворимые растворимые нерастворимые в воде в минеральных в минеральных K 2 S кислотах кислотах (оч низкое ПР) (NH 4 ) 2 S FeS, ZnS HgS, CuS (их растворяют окисляя) HgS — абсолютно безопасное соединение, ПР = 10 -52 Сера может образовывать гомоцепи: Na 2 S + S = Na 2 S 2 Полисульфиды Na 2 S n где n = 2 — 9 жидкая темная масса с ужасным запахом Обработкой полисульфидов минеральной кислотой можно получить сульфаны: Na 2 S 2 + 2HCl = 2NaCl + H 2 S 2 (смесь сульфанов) Сульфаны менее устойчивы, чем H 2 S.

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13

VIA-группа. SO 2 Получение в промышленности: обжиг сульфидов и сжигание серы. В лаборатории: Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 ↑ + H 2 O H 2 SO 3 - по устойчивости как угольная, её константа — кажущаяся. Молекула SO 2 — уголковая, ядовитый газ, хорошо растворим в воде, ангидрид сернистой кислоты: α<1 α<<1 SO 2 + H 2 O <=> H 2 SO 3 <=> H + + HSO 3 - <=> 2H + + SO 3 2- K 1 ~10 -2 K 2 ~10 -6 Гидросульфиты известны только для ЩМ. Для SO 2, H 2 SO 3 и сульфитов характерны восстановительные свойства: SO 2 + 2KMnO 4 + 4KOH = K 2 SO 4 + 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O SO 2 + Cl 2 = SO 2 Cl 2 на свету Окислитель только в H 2 S + SO 2 = S + H 2 O !!!!

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
14

Слайд 14

VIA-группа. SO 2 При хранении сульфиты легко окисляются кислородом воздуха и портятся. Сульфиты и гидросульфиты при нагревании диспропорционируют и разлагаются: 2NaHSO 3 → Na 2 S 2 O 5 + H 2 O при 150°С пиросульфит Na 2 S 2 O 5 → SO 2 + Na 2 SO 3 нагревание 4Na 2 SO 3 → Na 2 S + 3Na 2 SO 4 при 600°С встряхивание Na 2 SO 3 + S Na 2 S 2 O 3 Na 2 S 2 O 3 — производится в больших масштабах для нужд химической промышленности. Получение в промышленности: окисление Na 2 S 2 горячим воздухом 2Na 2 S 2 + 3O 2 = 2Na 2 S 2 O 3 при нагревании

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15

VIA-группа. Na 2 S 2 O 3 и тиосерная кислота Na 2 S 2 O 3 — тиосульфат натрия, соль тиосерной кислоты обе формулы справедливы По силе тиосерная равна серной, но значительно менее устойчива: Na 2 S 2 O 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 S 2 O 3 SO 2 S H 2 O Средняя ст.ок. атома S в тиосульфате +4, но удобнее рассматривать степени +6 и -2.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
16

Слайд 16

VIA-группа. Na 2 S 2 O 3 и тиосерная кислота При недостатке окислителя S 2- окисляется до S 0, а при избытке — до S +6 : хлорную воду наливаем в раствор тиосульфата Na 2 S 2 O 3 + Cl 2 + H 2 O = Na 2 SO 4 + S + 2HCl тиосульфат наливаем в хлорную воду Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2(изб) + 5H 2 O = 2Н 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl В аналитике концентрацию окислителей часто определяют по реакции окисления иодидов до I 2 раствором тиосульфата натрия: 2Na 2 S 2 O 3 + l 2 = 2Na 2 I + Na 2 S 4 O 6 r оричн б/цв тетратионат Na Это соль кислоты - представителя полисерных кислот (политионовых)

Изображение слайда
1/1
17

Слайд 17

VIA-группа. Na 2 S 4 O 6 и тетратионовая кислота

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
18

Слайд 18

VIA-группа. SO 3 и серная кислота Легкокипящая жидкость t° кип = 45°С Симметричная молекула без дипольного момента => слабые межмолекулярные связи. Основной промышленный способ получения: V 2 O 5, t° 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 Типичный кислотный оксид: SO 3 + NaOH + Na 2 SO 4 + H 2 O Сильный окислитель, обычно восстанавливается до SO 2 : 5SO 3 + 2P = P 2 O 5 + 5SO 2 При взаимодействии с HСl дает хлорсерную (хлорсульфоновую) кислоту: SO 3 + HCl = HSO 3 Cl полукислота - полухлорангидрид

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
19

Слайд 19

VIA-группа. SO 3 и серная кислота H 2 SO 4 — серная кислота. Промышленное получение: 1 стадия: обжиг сульфидов или сжигание серы FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 2 стадия: каталитическое окисление V 2 O 5, t° 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 контактный метод или SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO нитрозный метод 3 стадия: поглощение SO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 Однако, на практике образующийся ангидрид поглощают раствором кислоты с образованием ОЛЕУМА SO 3 ·H 2 SO 4.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
20

Слайд 20

VIA-группа. SO 3 и серная кислота

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
21

Слайд 21

VIA-группа. SO 3 и серная кислота Олеум состава 1SO 3 ·1H 2 SO 4 соответствует пиросерной кислоте H 2 S 2 O 7. Олеум — удобная форма для перевозки серной кислоты. Холодная конц H 2 SO 4 пассифирует Fe, Cr, Co, Ni, поэтому её перевозят в стальных цистернах. После P 4 O 10 конц Н 2 SO 4 — сильный обезвоживатель. В орг химии используется как катализатор реакций дегидратации. Соли серной кислоты — сульфаты. Сульфаты d-элементов дают кристаллогидраты, называемые купоросами. CuSO 4 ·5H 2 O медный FeSO 4 ·7H 2 O железный

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
22

Слайд 22

VIA-группа. Селен теллур полоний Основной источник — шламы электролизеров, в которых чистят медь и никель. Примеси к сульфидным рудам. Рудное сырье переводят в Se +4 и Te +4 и восстанавливают SO 2 : 2S +4 + Se +4 = 2S +6 + Se 0 Любимая с.о. селена и теллура — 0. Se и Te имеют неметаллические, полупроводниковые и металлические модификации. Se — один из самых удобных выпрямителей переменного тока. Ро — исключительно металл (Мария Склодовская-Кюри). ПарЫ Se состоят из Se n (где n = 1-10), Те — из Те 2

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
23

Слайд 23

VIA-группа. Селен, теллур, полоний: химические свойства. Тенденция проявляется своеобразно: Se и Те стремятся перейти не просто в низкую степень окисления, а в нулевую. Отличие от серы начинается уже со взаимодействия с водой: Se при нагревании, а Те уже при t комн медленно реагируют с водой: Э + 2Н 2 О = ЭО 2 + Н 2 При сгорании: Э + О 2 = ЭО 2 Окисление HNO 3(конц) : 3Э + 4HNO 3(конц) = 3ЭО 2 + 4NO + 2H 2 O (ЭО 2 ·хН 2 О) H 2 S и Н 2 Те получают из селенидов и теллуридов: MgЭ + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 Э Если ΔG(H 2 S)<0, то у Se и Те >0.

Изображение слайда
1/1
24

Слайд 24

VIA-группа. Селен, теллур, полоний: химические свойства. H 2 S H 2 Se H 2 Te Рост силы кислот в водном растворе Рост восстановительной активности SO 2 SeO 2 TeO 2 уменьшение кислотности Рост окислительной активности 2SO 2 + SeO 2 + 2H 2 O = Se + 2H 2 O H 2 SeO 3 + 4KI + 2H 2 SO 4 = Se + 2I 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O В отличие от сульфитов, селениты и теллуриты — окислители. H 2 SO 3 H 2 SeO 3 H 2 TeO 3 Падение силы кислот Рост окислительной активности

Изображение слайда
1/1
25

Слайд 25

VIA-группа. Селен, теллур, полоний: химические свойства. H 2 SeO 4 (селеновая), H 6 TeО 6 (Те(ОН) 6 или формально Н 2 ТеО 4 — теллуровая H 2 SeO 4 — растворяет золото. Их получают, окисляя соединения в +4 очень сильными окислителями: H 2 SeO 3 + H 2 O 2(конц) = H 2 SeO 4 + H 2 O 25-30% 5TeO 2 + 2KMnO 4 + 6HNO 3 +12H 2 O = 5H 6 TeO 6 + 2Mn(NO 3 ) 2 + 2KNO 3 H 2 SeO 4 по силе практически равна серной, а H 6 TeО 6 — оч слабая (К 1 ~10 -8 ) Они сильные окислители. H 2 SeO 4 кинетически даже более энергичный окислитель, чем серная: 6H 2 SeO 4 + 2Au = Au 2 (SeO 4 ) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (SeO 2 ·xH 2 O) Галогенные соединения Se сходны с аналогичными соединениями S. Галогениды Te приближаются к солям, а галогениды Po — соли. Применение: селен — выпрямитель переменного тока, селениды и теллуриды — в полупроводниковой технике.

Изображение слайда
1/1
26

Слайд 26

VI I A-группа. Галогены В природе входят в состав очень многих минералов: Каменная соль Карналлит Плавиковый шпат, флюорит NaCl Kcl ·MgCl 2 ·6H 2 O CaF 2 Фторапатит Бромаргирит Виллиомит ArBr NaF

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/7
27

Слайд 27

VIA-группа. Галогены. Получение. Химические свойства. F 2 : электролиз расплава KHF 2 Cl 2 : электролиз расплавов и растворов хлоридов ЩМ Br 2 и I 2 : концентрируют растворы бромидов и иодидов (из морской воды), а затем пропускают газообразный хлор. Валентные возможности: I, III, V, VII Степени окисления: у фтора только -1, У остальных: -1, +1, +3, +5, +7. Могут быть соединения и в других степенях окисления. F 2 — самое реакционноспособное простое вещество. Это обусловлено: - самой большой ЭО - маленьким r - отсутствием d-подуровня (оч легко диссоциирует на атомы)

Изображение слайда
1/1
28

Слайд 28

VIA-группа. Галогены. Получение. Химические свойства. F 2 : при t комн реагирует со всеми простыми веществами, кроме O 2, N 2 и сладших благородных газов. В атмосфере фтора реакции идут с большими скоростями и огромными тепловыделениями: Ag + F 2 = AgF 2 !!!! 2Fe + 3F 2 = 2FeF 3 P 4 + 10F 2 = 4PF 5 (взрыв) Если Cl 2, Br 2, I 2 растворяются в воде и слабо с ней взаимодействуют, то во фторе вода «горит»: 2F 2 + H 2 O = OF 2 + 2HF или 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 Cl 2 Br 2 I 2 Растворимость в воде уменьшается Г 2 (р-р) + Н 2 О <=> H + + Г - + НОГ равновесие смещено влево Порядок К р этого процесса при t комн : для Cl 2 ~10 -4, Br 2 ~10 -9, I 2 ~10 -11. У йода взаимодействия практически нет.

Изображение слайда
1/1
29

Слайд 29

VIA-группа. Галогены. Получение. Химические свойства. Равновесие в щелочном растворе сдвигается вправо за счет нейтрализации кислот: Г 2 + 2NaOH → NaГ + NaOГ + Н 2 О В горячей воде HГО диспропорционируют и поэтому суммарный процесс: 3Г 2 (р-р) + 3Н 2 О <=> 5HГ + НГО 3 В щелочи 3Г 2 + 6NaOH → 5NaГ + NaГО 3 + 3Н 2 О В реальной практике Br 2 предпочтительнее Cl 2.Причина: трудность создания хорошего контакта с реакционной средой.

Изображение слайда
1/1
30

Слайд 30

VIA-группа. Галогены. Соединения. HF и HCl получают: фторид/хлорид + H 2 SO 4 (конц, t°) Получение HBr и HI таким способом невозможно из-за окисления HBr и HI. Наиболее частые варианты: Pbr 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HBr гидролизный метод BaI 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HI HF — самый неидеальный газ, удивительно похож на воду. Переход в жидкость при +19°С, ρ= 1 г/мл. Очень сильно ассоциированная жидкость. Водный раствор HF — слабая плавиковая кислота. В водном растворе — димеры (HF) 2. Поэтому при нейтрализации получается кислая соль: 2HF + KOH = KHF 2 + H 2 O Энергия водородной связи между молекулами HF самая большая: почти 100 кДж/моль! Приближается к ковалентной.

Изображение слайда
1/1
31

Слайд 31

VIA-группа. Галогенводороды. HF HCl HBr HI 1) снижается термодинамическая устойчивость 2) уменьшается термическая устойчивость 3) возрастает восстановительная активность 4) увеличивается сила кислот в растворе

Изображение слайда
1/1
32

Слайд 32

VIA-группа. Кислородные кислоты галогенов Галоген в степени окисления +1: галогеноватистые, соли — гипогалогениты. Кислоты малостабильны, известны только в водных растворах, частично образуются при растворении Г 2 в воде. Легко разлагаются и доспропорционируют: hν 2HOCl → HCl +O 2 CaCl 2 2HOCl → Cl 2 O + H 2 O t 3HOCl → HClO 3 + 2HCl

Изображение слайда
1/1
33

Слайд 33

VIA-группа. Кислородные кислоты галогенов Соли — гипогалогениты — более стабильны. В нейтральных растворах не проявляют окислительных свойств, но становятся сильными окислителями в кислых. Наиболее известная соль — хлорная известь, смесь CaCl 2 и Ca(OCl) 2 Получается по реакции: 2Сl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(OСl) 2 +2H 2 O Газообразный хлор пропускают через раствор Ca(OH) 2 Некоторые реакции с гипогалогенитами: 2CaOCl 2 → 2CaCl 2 + O 2 t 2NaOCl → NaClO 3 + 2NaCl t CaOCl 2 + 2HCl (Конц) → Cl 2 + CaCl 2 + H 2 O CaOCl 2 + Pb(CH 3 COO) 2 + H 2 O = PBO 2 + CaCl 2 + 2 CH 3 COOH

Изображение слайда
1/1
34

Слайд 34

VIA-группа. Кислородные кислоты галогенов HOCl HOBr HOI Сила кислот уменьшается Окислительная активность уменьшается Образование HOI термодинамически маловероятно (лучше HIO 3 ) Галогены в степени окисления +3: галогенистые кислоты, соли — галогениты. Самые слабые кислоты. Из них наиболее известна HСlO 2 — хлористая. Получают: BaO 2 + 2ClO 2 = Ba(ClO 2 ) 2 + O 2 Ba(ClO 2 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HClO 2 Сравнительно сильная кислота, K д ~10 -2, устойчива в водном растворе в темноте. Аналогичные кислоты брома и иода до сих пор считаются неполученными.

Изображение слайда
1/1
35

Слайд 35

VIA-группа. Кислородные кислоты галогенов Галогены в степени окисления +5: галогеноватые кислоты, соли — галогенаты. Известны все кислоты. HlO 3 — иодноватая, можно выделить в крист виде. Для неё известен и ангидрид, для двух других — нет. Варианты получения: 2NaClO 3 + H 2 SO 4 = 2HClO 3 + Na 2 SO 4 Br 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HBrO 3 + 10HCl I 2 + HNO 3(конц) = 2HIO 3 10NO 2 + 4H 2 O I 2 + H 2 O 2(конц) = 2HIO 3 + 4H 2 O Все эти кислоты — активные окислители. HClO 3 HBrO 3 HIO 3 Сила кислот уменьшается Окислительная активность уменьшается

Изображение слайда
1/1
36

Слайд 36

VIA-группа. Кислородные кислоты галогенов Иодноватые кислоты могут содержать разные количества воды и находится в форме: +H 2 O +H 2 O HIO 3 → H 3 IO 5 → H 5 IO 6 H 5 IO 6 - действительно пятиосновная! Все водороды можно заместить на атомы металлов

Изображение слайда
1/1
37

Слайд 37

VIA-группа. Кислородные кислоты галогенов Галогены в степени окисления +7: галогенные кислоты, соли — пергалогенаты. Известны все кислоты. Все кислоты являются активными окислителями, термически малоустойчивы, но гораздо устойчивее всех предыдущих кислот. HСlO 4 — существует в 100% форме. Если в разбавленном растворе — вообще не является окислителем и ведет себя как обычная минеральная кислота, напрbмер, Hcl. A H 5 IO 6 — слабая. Перхлораты — самые устойчивые соединения хлора. Периодаты — малорастворимы в воде, устойчивы к нагреванию.

Изображение слайда
1/1
38

Слайд 38

VIA-группа. Бинарные соединения галогенов Правило: вышестоящий галоген вытесняет нижестоящий из бинарных соединений. А в кислородсодержащих будет наоборот! I 2 будет вытеснять Br 2 и Cl 2, и т. д. 2HClO 4 + I 2 = Cl 2 + 2HIO 4 2KClO 3 + Br 2 = 2KBrO 3 + Cl 2 Существует большая группа межгалогенных соединений: IF IF 3 IF 5 IF 7 BrF BrF 3 BrF 5 ClF ClF 3 Чем дальше галогены стоят друг от друга, тем больше количество присоединяемых атомов. Соединения устойчивы, ΔG<0. Получают обычно прямым синтезом. В воде гидролизуются и диспропорционируют, особенно в случае Г +3 : BrF 5 + 3H 2 O = HbrO 3 + 5HF 2BrF 3 + (H 2 O) = BrF + BrF 5

Изображение слайда
1/1
39

Последний слайд презентации: Лекция 13 Химия p-элементов VI и VII группы главные подгруппы

Спасибо за внимание!

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже