Семинары (2) (791989), страница 10

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

Текст из файла (страница 10)

Какое геометрическое строение имеют следующие частицы (используйте модельГиллеспи): [IF2]–, BrF3, [IF4]–, I3–, ClF5, [IF4]+?72Семинар 12. Галогены – 2.План семинара.1. Бинарные кислородные соединения галогенов.2. Оксокислоты галогенов3. Закономерности изменения свойств оксокислот галогенов.4. Задачи.1. Бинарные кислородные соединения галогенов.1.1. Общие особенности: прямой синтез из простых веществ невозможен; малоустойчивость к нагреванию, склонность к диссоциации на простые вещества; соединения фтора и кислорода называются фторидами кислорода (так какэлектроотрицательность фтора выше, чем кислорода), соединения остальныхгалогенов и кислорода – оксидами галогенов.1.2.

Фториды кислорода: OF2 – самое устойчивое соединение, бледно-желтый газ.Синтез 2F2 + 2NaOH (разб.) = OF2 + 2NaF + H2OВзаимодействие со щелочью OF2 + 2NaOH (конц.) = O2 + 2NaF + H2O1.3. Оксиды хлора.Таблица 12.1. Синтез и свойства оксидов хлора.ОксидCl2OClO2Физические св-ваЖелтый газЖелто-зеленый газСинтез2HgO + Cl2 = HgO●HgCl2 ++ Cl2O (0°C, CCl4)2KClO3+SO2+H2SO4 ==2KHSO4 + 2ClO22KClO3+H2C2O4+H2SO4 ==K2SO4+2ClO2+2CO2+2H2OClO3(Cl2O6)Cl2O7Красная жидкостьБесцветнаяжидкостьОтношение к водеCl2O + H2O = 2HOCl2ClO2 + H2O = HClO2 ++ HClO3ClO2 + O3 = ClO3 + O2 (0°C)2ClO3 + H2O = HClO3 ++ HClO42HClO4+P2O5 = Cl2O7+2HPO3Cl2O7 + H2O = 2HClO4731.4. Оксиды брома – крайне нестабильны, разлагаются.Соединения со связью Br - O неустойчивы и являются более сильнымиокислителями, чем соответствующие соединения хлора.

Причина: взаимодействие АО 4p(Br) - 2p (O) слабее, чем 3p (Cl) - 2p (O) из-за большей разницы по энергии. У иода этаразница еще больше, но из-за большей ионности связи I-O кислородные соединения иодаболее стабильны.1.5. Оксиды иода: I2O5 – белое твердое вещество.Синтез: 2HIO3 = I2O5 + H2O (слабое нагревание)Взаимодействие со щелочью: I2O5 + 2NaOH = 2NaIO3 + H2O2. Оксокислоты галогенов2.1. Общая характеристика и номенклатураТаблица 12.2.

Номенклатура оксокислот галогенов.ЭлементСтепень окисленияФормулакислотыНазваниекислотыНазвание солейCl+1HOClХлорноватистаяГипохлоритыCl+3HClO2ХлористаяХлоритыCl+5HClO3ХлорноватаяХлоратыCl+7HClO4ХлорнаяПерхлоратыBr+1HOBrБромноватистаяГипобромитыBr+5HBrO3БромноватаяБроматыBr+7HBrO4БромнаяПерброматыI+1HOIИодноватистаяГипоиодитыI+5HIO3ИодноватаяИодатыI+7HIO4МетаиоднаяМетаиодатыI+7H5IO6ОртоиоднаяОртоиодаты742.2. Синтез оксокислот галогенов и их солейHOCl2Cl2 + 2HgO + H2O = HgO●HgCl2 + 2HOCl (аналогия с синтезом Cl2O)HClO2ClO2 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2HClO3tC6KOH + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3H2O (соли разделяют перекристаллизацией:растворимость KClO3 сильно зависит от температуры, а KCl - нет)KCl + 3H2O = KClO3 + 3H2 (электролиз)Ba(ClO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO3HClO4tC4KClO3 = KCl + 3KClO4KClO3 + H2O = KClO4 + H2 (электролиз)tCKClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4 (очистка перегонкой в вакууме)HBrO3Br2 + Cl2 + 12KOH = 2KBrO3 + 10KCl + 6H2O (разделение солей аналогично случаюKClO3-KCl)Ba(BrO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBrO3HBrO4KBrO3 + XeF2 + H2O = KBrO4 + 2HF + Xe (нужны очень сильные окислители)Раствор HBrO4 получают пропусканием раствора KBrO4 через катионообменникHIO3tCI2 + 10HNO3 (конц.) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O75HIO4 и H5IO6tC5Ba(IO3)2 = Ba5(IO6)2 + 4I2 + 9O2Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 = 5BaSO4 + 2H5IO6tCH5IO6 = HIO4 + 2H2O (отгонка воды в вакууме)2.3.

Строение оксокислот галогеновHOXH-O-XHXO2HXO3:H-O-X=OHXO4H5IO63. Закономерности изменения свойств оксокислот галогенов.3.1. Сила кислот.Оксокислоты одного галогена: чем больше концевых (негидроксильных) атомовкислорода, тем больше поляризация связи H - O, тем сильнее кислота, например, силаоксокислот хлора изменяется в ряду HOCl < HClO2 < HClO3 < HClO4Оксокислоты различных галогенов одинакового состава: чем большеэлектротрицательность галогена, тем больше поляризация связи H - O, тем сильнеекислота, т.е. самыми сильными являются оксокислоты хлора, а самыми слабыми – иода.3.2. Окислительная способность.Оксокислоты одного галогена: чем больше концевых атомов кислорода, тембольше экранирование атома галогена, следовательно, более затруднен подход к немувосстановителя, и меньше окислительная способность, например, окислительнаяспособность оксокислот хлора изменяется в ряду HOCl > HClO2 > HClO3 > HClO476Оксокислоты различных галогенов одинакового состава: самыми сильнымиокислителями являются оксокислоты брома (неустойчивость связи Br - O, см.

выше).Например, имеют место реакции:2KBrO3 + Cl2 = 2KClO3 + Br2 и 2KBrO3 + I2 = 2KIO3 + Br2Взаимодействие простых веществ с водой – иллюстрация различной окислительнойспособности галогеновX = F: горение воды во фторе 2F2 + 2H2O = 4HF + O2X = Cl – I: несколько процессова) физическое растворение газа без взаимодействия с водой;б) образование твердых клатратов – соединений, в которых молекулы X2 включены вполости кристаллической решетки льда (8Cl2●46H2O);в) химическое взаимодействие X2 + H2O  HX + HOX (1)г) диспропорционирование HOX: 3HOX  2HX + HXO3 (2)Кр(1) Cl > Кр(1) IКр(2) Cl < Кр(2) I4. Задачи.На семинаре.

При растворении Cl2 в воде реакция в основном протекает по уравнению (1),при этом общее содержание хлора соответствует 0.76 массовых % при 25°C.1) Рассчитайте константу равновесия реакции (1) для хлора, если E0(Cl2/Cl–) = 1.36 В,E0(HClO/Cl2) = 1.63 В.2) В какую сторону сместится равновесие реакции (1) в случае:а) повышения давления;б) добавления кислоты;в) добавления щелочи;г) добавление хлорида натрия?3) Рассчитайте значение pH хлорной воды. Считайте, что  = 1 г/мл, а степеньдиссоциации HCl α = 1.77Домашнее задание.1.

Напишите уравнения реакций в соответствии с нижеприведенной схемой и укажитеусловия проведения реакций.NaOH…ClO2KCl  HCl  Cl2  KClO3K[ICl4]●2H2O2. Используя представленную диаграмму Латимера для брома, дайте обоснованныеответы на следующие вопросы:1.05 ВBrO4–E0x0.54 ВBrO3––BrO1.07 ВBr–Br20.52 В1) Для какого случая (pH=0 или pH=14) приведена эта диаграмма?2) Рассчитайте значение E0x.3) Оцените устойчивость к диспропорционированию иона BrO– на Br2 и BrO3–. В случаеположительного ответа запишите уравнение реакции диспропорционирования ирассчитайте ее E0.78Семинар 13.

Халькогены – 1.План семинара.1. Общая характеристика.2. Нахождение в природе и получение.3. Простые вещества. Физические и химические свойства.4. Соединения халькогенов с водородом.5. Сульфиды.6. Задачи.1. Общая характеристика.8O16S34Se52Teконфигурация [благородный газ]ns2np484Poатомные и ионные радиусыпервая энергия ионизацииэлектроотрицательностьОсобенности химии халькогенов:а) характерны четные степени окисления, причем для кислорода положительные степениокисления реализуются только в соединениях со фтором;б) соединения элементов 16 группы (кроме кислорода) в степени окисления –2демонстрируют сильные восстановительные свойства;в) кислородные соединения селена менее устойчивы и являются более сильнымиокислителями, чем соответствующие соединения серы и теллура (аналогия со свойствамикислородных соединений брома);г) рост координационного числа и степени ионности связи в соединениях теллура посравнению с другими халькогенами (аналогия с иодом).Таблица 13.1.

Энергии связей «халькоген-халькоген» (кДж/моль)OX-XSSeTe146 265 192 218X=X 494 421 272 12679Выводы:1) Для кислорода E(X=X) > 2E(X-X), для остальных халькогенов E(X=X) < 2E(X-X): длякислорода характерно образование кратной связи, а для других халькогенов – катенация(образование цепей одинарных связей …–X-X-X-…). Это связано с тем, что π-компонентадвойной связи достаточно прочна лишь при малой длине связи (то есть при маломмежатомном расстоянии).2) E(S-S) > E(Te-Te) > E(Se-Se): из всех халькогенов катенация наиболее характерна длясеры.2.

Нахождение в природе и получение.Халькогены встречаются в природе как в свободном виде, так и в виде соединений.Кислород: земная кора (силикаты и алюмосиликаты), воздух (O2), вода, оксидные руды,соли кислородсодержащих кислот.Сера: самородная, сульфидные и сульфатные минералы, H2S часто присутствует вприродном газе.Селен и теллур: рассеянные элементы, обычно содержатся в сульфидных рудах.Полоний: радиоактивен, встречается в следовых количествах в урановых рудах.Получение простых веществТаблица 13.2. Получение простых веществ халькогеновХалькогенВ промышленностиВ лабораторииТермическое разложение кислородныхсоединенийO1) Сжижение воздуха.2) Электролиз воды.tC2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2tC2BaO2 = 2BaO + O22Na2O2 + CO2 = 2Na2CO3 + O2 (регенерациякислорода в замкнутых помещениях)1) Отгонка с перегретымводяным паром.S2) Неполное сжиганиесероводородаИспользуютсеру,промышленности.2H2S + O2 = 2S + 2H2O80полученнуювИз остатковэлектролитическихпроцессовSe, TeИспользуют простые вещества, полученныев промышленности.3.

Простые вещества. Физические и химические свойства.3.1. Простые вещества, образуемые халькогенами, и их физические свойстваТаблица 13.3. Свойства простых веществ халькогеновЭлементПростое веществоСтроениеФизические свойстваOКислородМолекула O2 (O=O)Газ без цвета и запахаМолекула O3Бесцветный газ с резкимзапахомOОзонSРомбическая сераМолекулы S8,ромбическая ячейкаЖелтое твердое веществоSМоноклинная сераМолекулы S8,моноклинная ячейкаЖелтое твердое веществоSПластическая сераЦепи SnКоричнево-желтоекаучукоподобное твердоевеществоSeКрасный селенМолекулы Se8Красное твердое веществоСерый селенЦепи Sen, слабосвязанные междусобойСерое твердое веществоTeТеллурЦепи Ten, слабосвязанные междусобойСерое твердое веществоPoПолонийМеталлическийкристаллСеребристо-серый металлSeКомментарии:1) С ростом порядкового номера халькогена происходит переход от молекулярныхкристаллов к ковалентным и далее к металлическим.81Ромбическая и моноклинная сера присутствуют на фазовой диаграмме серы.Рис.

Характеристики

Список файлов семинаров