Лекция (12) (1097137)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

Лекция 11Химия элементов 16 группы(продолжение)Химия элементов 15 группыЕлизавета Генриховна Кабановак.х.н., доцентКафедра общей химииХимический факультет МГУ2014Простые вещества. СераSКристалл. вещество желтого цветаtпл. = 115,3C, tкип. = 444,7CВ воде не растворимаРаспространенность 0,034 % мас. (16 )(S, Н2S, ZnS, CuFeS2, CaSO4, Na2SO4)Аллотропные модификации SnРомбическая сера ( S8)ΔfH = 0,S = 31,9 Дж/КмольΔfG = 0Тройные точкиАВCS(ромб.)+S(мон.) +S(п.) S(ромб.) + S(мон.) +S(ж.) S(мон.)+ S(ж.) + S(п.)Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ.

2014Простые вещества. СераПревращение серы при нагреванииS8(ромб.)S8(ж)S8(мон.)Sn(ж)S8(ж)Sn(ж)Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014>160ºCSn(ж)Элементы 16 группы. ХалькогеныSeАгрег. сост.Распространенностькристалл. серогоцвета~510−6 % мас.Teкристалл.серебр.

цвета~210−7 % мас.Химические свойства S, Se и Te похожиS + 2HNO3(конц.)  2NO↑ + H2SO4,3Э + 4HNO3(конц.) + H2O  3H2ЭO3 + 4NO↑ (Э = Se, Te)3Э + 6NaOH  2Na2Э + Na2ЭO3 + 3H2O (Э = S, Se, Te)Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014Бинарные соединения кислорода Оксиды О2ст. ок. -2 (все элементы, кроме He, Ne, Ar, F)Классификация оксидовпо кислотно-основным свойствамкислотныеосновныеамфотерные безразличныепо типу химической связиметаллоподобныеионныековалентныеМеталлоподобные - растворы внедрения (Ti, Zr,Ta, V и др.)Ионные – с активными металламиКовалентные – молекулярные ( CrO3, SO2, NO2, Mn2O7)атомные SIO2, SeO2Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ.

2014Бинарные соединения кислорода Оксиды О2Кислотные оксидыоксиды неметаллов и металлов в высоких ст. ок.имеют молекулярную (P2O5, Mn2O7) или атомнуюструктуру (SiO2, SeO3)Mn2O7 + H2O = HMnO4Основные оксидыоксиды ЩМ, ЩЗМ и РЗМ – ионные,O2– + H2O = 2OH–р- и d-металлы в низких с. ок. (+1) и (+2)ковалентный вклад, в воде не растворяютсяАмфотерные оксидыоксиды металлов Al2O3, ZnO, Cr2O3Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ.

2014Бинарные соединения кислородаОксидыПероксидыО2–О22–ст. ок. -2ст. ок. -1ионные кристаллы Na2O2, BaO2; Н2О2 – молекулагруппа –О–О– во многих соединениях , S2O82-сильные окислители2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2СупероксидыО 2–ст. ок. -1/2ионные соединения МО2, М – только К, Rb и Cs4 KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2ОзонидыО3–ст. ок. -1/3ионные кристаллы МО3, М – только К, Rb и Cs2КОН(тв.) + 2О3 = 2КО3 + Н2О + 1⁄2 О2Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014Водородные соединенияH2O H2S H2Se H2TeH2O2 H2Sn (сульфаны)ΔfG298 ,Есв.,Тпл.,СТкип.,СкДж/молькДж/мольУголH–Э–HH2O–237,2421,8104,50100H2S–33,838192–85–60,3H2SeH2Te19,727691–65,7–45,585,123890–51–1,8Кабанова Е.Г.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Водородные соединенияВодные растворы Н2Х кислотыH 2OH 2SH2SeH2TeСила кислот увеличиваетсяККI10-14ККII амфолит5,7∙10–81,2∙10–151,3∙10–41,0∙10–112,5∙10–31,0∙10–11Восстановительная способность увеличиваетсяE, В +1,223+0,142–0,399Э + 2H+ +2е → H2ЭКабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ.

2014–0,793Водородные соединения. ВодаФазовая диаграмма водыВода - амфолитН2О + НА ⇄ Н3О+ +А- основ.Н2О + А- ⇄ ОН- + НА к-таОкислитель2Н2О + 2Na = NaOH + H2Восстановитель2Н2О + 2F2 = 4HF + O2Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014Пероксид водородаH2O2 - бесцветная жидкостьТ пл. = –0,4°С, Т кип. = 150°СКислотные свойстваH2O2 + H2O ⇄ HO2– + H3O+,K = 2,4·10–12H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O Окислительные свойства:Na2SO3 + H2O2 = Na2SO4 + H2O Восстановительные свойства5H2O2+2KMnO4+3H2SO4 = 5O2↑+ 2MnSO4+K2SO4+8H2OТермодинамически неустойчива2H2O2 = 2H2O + O2↑,G = –233,6 кДж.Кабанова Е.Г.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Сероводород H2SH2S – бесцветный газ с неприятным запахом,раств-мость в 1 л воды 2,56 л ~ 0.1 М растворОчень слабая кислотаH2S ⇄ H+ + HS–,HS– ⇄ H+ + S2–,K1 = 5,7×10–8,K2 = 1,2×10–15Восстановительные свойстваH2S – 2e– ⇔ 2H+ + SE° = 0,17 В2H2S + O2 = 2S + 2H2OСильные окислители до SO42H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HClКабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014СероводородСолисульфиды и гидросульфидыРастворимы сульфиды ЩМ, NH4+ и BaS2– + H2O ⇄ HS– + OH– КГ ~ 1НS– + H2O ⇄ H2S + OH –ПолисульфидыK2S + (n–1)S = K2Sn (n от 2 до 9)ионSn2–Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии.

МГУ. 2014Кислородные соединения серыSO2 – диоксид серыбесцветный газ с резким запахомРаств-мость 1 л H2O – 43 л SO2, 1,8 МСернистая кислотаSO2 (р) + H2O H+ + HSO3–, K1 = 1,41∙10–2HSO3–  H+ + SO32–,K2 = 6,3∙10–8Соли- сульфиты и гидросульфитыSO32– + H2O  HSO3– + OH–Сильный восстановительSO2 + H2O2 = H2SO4Слабый окислительSO2 + 2H2S = 3S + 2H2OКабанова Е.Г. Кафедра общей химии.

МГУ. 2014Кислородные соединения серыSO3 – триоксид серыбесцветный газ, Т пл. = 17°С, Т кип. = 44,8°Сжидкость и кристалл. (SO3)nПолучение (кат. Pt, V2O5)2SO2(г) + O2  2SO3(г), rH298 = –197,8 кДжСерная кислотаSO3 + H2O = H2SO4,rH298 = –132,6 кДжРазбавленная – просто сильная кислотаZn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑,Концентрированная – окислительCu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2↑+ 2H2O8KI(к.) + 5H2SO4(конц.) = 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2OВодоотнимающие свойстваC12H22O11 = 12C+11H2OКислородные соединения S, Se и Teст.

ок. +4SO2, газхорошо р-рим“H2SO3”Слабые кислотыКДIКДIISeO2, твTeO2, твхорошо р-римH2SeO3плохоH2TeO3Сила кислот уменьшается1,41·10–26,3·10–82,4·10–34·10–95,4·10–73·10–9Преобладают окислительные свойстваH2ЭO3 + 4H+ + 4e– = Э + 3H2OE, В+0,449+0,741+0,529H2TeO3 + 2SO2 = Te + Н2SO4 + SO3Кислородные соединения S, Se и Teст. ок. +6H2SO4H2SeO4H6TeO6Аналогия с 17 группойHClO4HBrO4H5IO6Сила кислот убываетККIККII̶1,02·10–2̶2·10–22,0·10–81,0·10–11Кислородные соединения S, Se и Teст. ок. +6H2SO4H2SeO4H6TeO6Окислительные свойстваЭO42– + 4H+ + 2e– = Н2ЭО3 + H2OE, В*H6TeO6 + 2H+ + 2e– = Н2TeО3 + 3H2O+0,172+1,15+1,12*H2SeO4+ 6HCl = Se + 3Cl2+ 4H2OЭлементы 15 группыN, P, As, Sb, Bins2np31. Свойства атомовr, пмЕион,χУстойчивыекДж/мольСОN7414,533,04PAsSbBi11010,52,19-3,+1,+2,+3,+4,+5,-3,+3,+51409,82,18-3,+3,+51608,62,05-3,+3,+51907,32,02+3,+5Кабанова Е.Г.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Элементы 15 группы. Азот1. Простое вещество N2 газТ пл., ºC63КТ кип., ºC77ККС3Есв , кДж/моль946инертность6Li + N2 = 2Li3NN2 + O22NON2 + 3H2 Pt, T 2NH3Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014Элементы 15 группы. ФосфорАллотропия фосфораPбел молекул решетка P4Ркр и Рчерн атомная решеткаПереходы:P(красн)~240ºСP4(газ)→~320ºСP4(белый)P4(белый) →P4(газ)испарениеP4(белый) конденсация параP(красн)медленноP(черн)200ºС и 13000 атмХимические свойстваОкислительно-восстановительные3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑.4P + 3KOH + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2Кабанова Е.Г.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Элементы 15 группыПростые веществааллотропияAsSbBiсерый (кр.)желтый (ам.)др.сераяжелтаядр.серебрист.металл~210−7 % мас.2·10−5 % мас.Распространенность 1,7·10−4 % мас.Химические свойства As, Sb и Bi4Э + 3О2 = 2Э2О3 (Э = As, Sb, Bi)4Э + 5О2 = 2Э2О5 (Э = As, Sb)As + 5HNO3(конц.) = H3AsO4 + 5NO2↑ + H2OSb + 5HNO3(конц.) = HSbO3↓ + 5NO2↑ + 2H2OBi + 4HNO3(разб.) = Bi(NO3)3 + NO↑ + 2H2OBiF3 + F2 = BiF5Кабанова Е.Г.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Водородные соединенияNH3 , N2H4 , HN3, и др. (около 20)УголH–Э–HNH3PH3AsH3SbH3107,893,591,891,8Устойчивость убываетBiH390Разлагаются 2ЭН3 → Э + Н2При нагреванииТкомнНиже 0ºСОсновные свойства ЭH3 + H2O ⇄ ЭH4+ + OH–,КД1,8∙10-54∙10–28убываютне проявляютВосстановительные свойствавозрастаютКабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014Водородные соединенияNH3 – аммиак( = 1,46 D)(Тпл= 77,750С; Ткип= 33,350С)Хорошо р-рим в воде 700 л/лСлабое основаниеNH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–, Кд = 1,8∙10-5Жидкий аммиак невелирующий растворительСН3СООН + NH3 = NH4+ + CH3COO–Восстановитель2NH3 + 2MnO4– = N2 + 2MnO2 + 2OH– + 2H2OСоли аммония (хорошо р-римы)NH3 + H+ = NH4+ (аммоний)NH4++ H2O ⇄ NH3 + H3O+Разлагаются при нагреванииКабанова Е.Г.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Водородные соединенияPH3 – фосфин( = 0,58 D)(Тпл= 1340С; Ткип= 880С)плохо р-рим в воде 0,01 моль/лПолучаютCa3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑Очень слабое основаниеPH3 + H2O ⇄ PH4+ + OH–,K = 4∙10–28PH3(г) + HI(г) = PH4Iпозволяет различать по силе одинаково сильные в воде кислотыPH4Cl = PH3 + HCl–28ºCPH4Br = PH3 + HBr+39ºCPH4I = PH3 + HI+61ºC► HI > HBr > HClСильный восстановительPH3 + 2I2+2H2O = H[H2PO2] + 4HIКабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014Оксиды азотаN 2ONON 2O 3NO2N 2O 5с.о.+1+2+3+4+5∆f G°,104,186,6140,551,5114,1кДж/мольПолучение:N2 + O2 = 2NO при очень высоких Т4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (Pt-Rh)N2ONH4NO3 = N2O↑ + 2H2O нагрев до 250ºСN2O3 NO + NO2 ⇄ N2O3 (охлаждение)N2O5 4n∙HNO3 + n P4O10  2n N2O5 + 4 (HPO3)nNO2NO + O2 = NO2Кабанова Е.Г.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Оксиды азотаст.ок. +1 N2О – оксид диазота(Тпл= 77,750С; Ткип= 33,350С)Окислитель (при нагревании)2N2O + C = CO2 + 2N2Ст. ок. +2 NОN–=N+=Oмонооксид азотабесцвет. газ , малорастворимый в водеСлабый окислительвосстановитель2NO + 2H2S = 2S + N2 + H2O2NO + O2 = 2NO2ст.ок. +3 N2О3 – триоксид диазота [NO+] [NO2-]Разлагается при нагреванииN2O3 = NO2 + NOКислотный оксидN2O3 + H2O = 2НNO2Кабанова Е.Г.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Оксиды азотаст.ок. +4 NО2 и N2O4– диоксид азота2NO2(бурый)  N2O4(бесцвет.) +QОкислитель (при нагревании)SО2 + NO2 = SO3 + NО6NO2 + 3H2O = 3HNO3 + 3HNO24NO2 +2Н2О+ O2 = 4НNO3ст.ок. +5 N2О5 – пентоксид диазота[NO2+][NO3–] бесцветные летучие кристаллыРазлагается N2O5(кр.) = 4NO2↑ + O2↑.Кислотный оксидN2O5 + H2O = 2НNO3Сильный окислительN2O5 + I2 = I2O5 + N2↑.Кабанова Е.Г. Кафедра общей химии. МГУ. 2014Кислородные кислоты азотаАзотистая кислотаУстойчива в разб растворах → разлагается3HNO2 HNO3 + H2O + 2NOСлабая кислотаHNO2 ⇄ H+ + NO2–K = 4·10–4Соли- нитриты – гидролизуютсяNO2– + H2O  HNO2 + OH–Окислитель (при одинаковых концентрациях сильнее HNO3)2НNO2 + 2I– + 2H+ = I2 + 2NO + 2H2OНNO3 + 2I– + 2H+ =Е0(NO3–/NO) = +0,56 BСлабый восстановитель5NO2– + 2MnO4– + 6H+ = 5NO3– + 2Mn2+ + 3H2OКабанова Е.Г.

Характеристики

Тип файла PDF

PDF-формат наиболее широко используется для просмотра любого типа файлов на любом устройстве. В него можно сохранить документ, таблицы, презентацию, текст, чертежи, вычисления, графики и всё остальное, что можно показать на экране любого устройства. Именно его лучше всего использовать для печати.

Например, если Вам нужно распечатать чертёж из автокада, Вы сохраните чертёж на флешку, но будет ли автокад в пункте печати? А если будет, то нужная версия с нужными библиотеками? Именно для этого и нужен формат PDF - в нём точно будет показано верно вне зависимости от того, в какой программе создали PDF-файл и есть ли нужная программа для его просмотра.

Список файлов лекций