lecture11 (792006)

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

Текст из файла

Лекция 1Химия элементов 16 группы(продолжение)Химия элементов 15 группыЛекция 11Химия элементов 16 группы (продолжение). Химия элементов 15 группы.Бинарные соединения кислородаƒ Оксиды О2‐ст. ок. ‐2 (все элементы, кроме He, Ne, Ar, F)Классификация оксидов‐по кислотно‐основным свойствам (кислотные, основные, амфотерные и безразличные)‐ по типу химической связи (металлоподобные, ионные, ковалентные)Оксиды‐ Кислотные оксиды –оксиды неметаллов и металлов в высоких ст. ок. имеют молекулярную или атомарную структуруMn2O7 + H2O = HMnO4‐ Основные оксиды –оксиды ЩМ, ЩЗМ и РЗМ –ионные, O2– + H2O = 2OH–р‐ и d‐металлы в низких с.

ок. (+1) и (+2) ковалентный вклад‐ Амфотерные оксиды –оксиды металлов Al2O3, ZnO, Cr2O3Бинарные соединения кислородаƒ Оксиды О2‐ ст. ок. ‐2ƒ Пероксиды О22‐ ст. ок. ‐1 (Na2O2, BaO2) группа –О–О– во многих соединенияхперсульфат‐ион S2O82‐ сильные окислителиƒ Супероксиды О2‐ (МО2, М – только К, Rb и Cs)ƒ ОзонидыО3‐ (МО3, М – только К, Rb и Cs)Применение2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O24 KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2Водородные соединения элементов16 группыH2OH2O2H2SH2SnH2SeH2TeH2OH2SH2SeH2Te0–85,6–65,7–51,0Температура кипения, ºC100–60,3–45,5–1,8Энергия связи, кДж/моль421,8381276238Угол H–Э–H104,5°92°91°90°ΔfG°298, кДж/моль–237,2 –33,819,785,1СвойствоТемпература плавления, ºCВодородные соединенияВодные растворы Н2Х кислотыH2OH2SH2SeH2TeСила 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+0,142Э + 2H+ +2е– → H2Э–0,399–0,793Вода свойстваФазовая диаграмма водыВода ‐ амфолитН2О + НА ⇄ Н3О+ +А- оснН2О + А- ⇄ ОН- + НА к-таОкислитель2Н2О + 2Na = NaOH + H2восстановитель2Н2О + 2F2 = 4HF + O2Пероксид водородаH2O2 ‐ бесцветная жидкостьТпл.

= –0,4°С, Ткип. = 150°Сƒ Окислительные свойства:Na2SO3 + H2O2 = Na2SO4 + H2Oƒ Восстановительные свойства5H2O2+2KMnO4+3H2SO4 = 5O2↑+ 2MnSO4+K2SO4+8H2OКислотные свойстваH2O2 + H2O ⇄ HO2– + H3O+,K = 2,4·10–12H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2OТермодинамически неустойчива2H2O2 = 2H2O + O2↑,ΔG° = –233,6 кДж.СероводородH2S – бесцветный газ с неприятным запахомОчень слабая кислотаH2S ⇄ H+ + HS–,HS– ⇄ H+ + S2–,K1 = 5,7×10–8,K2 = 1,2×10–15Восстановительные свойстваH2S – 2e– 2H+ + SE° = 0,17 ВСильные окислители до SO42H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HClCоли ‐ сульфиды и гидросульфиды (NH4+, ЩМ и Ba р‐римы)S2– + H2O ⇄ HS– + OH– КГ ~ 1НS– + H2O ⇄ H2S + OH –ПолисульфидыK2S + (n–1)S = K2Sn (n от 2 до 9)Кислородные соединения серыДиоксид серы SO2 газКислотный оксидСернистая 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 + 2H2OКислородные соединения серыТриоксид серыSO3 газПолучение :2SO2(г.) + O2 ' 2SO3(г.), ΔrH°298 = –197,8 кДжСерная кислотаПолучение :SO3 + H2O = H2SO4, ΔrH°298 = –132,6 кДжРазбавленная – просто сильная кислотаZn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑,Концентрированная – окислительCu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2↑+ 2H2OВодоотнимающие свойстваSO2 + 2H2S = 3S + 2H2OКислородные соединения S, Se и TeЭО2 и ЭО3 кислотные оксидыSO2, газхорошо р-рим“H2SO3”SeO2, тв.хорошо р-римH2SeO3TeO2, тв.плохоH2TeO3Сила кислот убываетККI 1,41·10–2ККII 6,3·10–82,4·10–34·10–95,4·10–73·10–9Окислительная способность увеличиваетсяE°, В +0,449+0,741H2ЭO3 + 4H+ + 4e– = Э + 3H2OH2TeO3 + 2SO2 = Te + Н2SO4 + SO3+0,529Кислородные соединения S, Se и TeH2SO4H2SeO4H6TeO6Сила кислот убываетККI̶ККII 1,02·10–2̶2·10–22,0·10–81,0·10–11Окислительная способность увеличиваетсяE°, В +0,172+1,151H2ЭO3 + 4H+ + 4e– = Э + 3H2OHClO4+1,12Аналогия с 17 группойHBrO4H5IO6Химия элементов 15 группыN, P, As, Sb, Bins2np31. Свойства атомовr, пмЕион,χУстойчивыеN7414,533,04-3,+1,+2,+3,+4,+5,PAsSbBi11010,52,19-3,+3,+51409,82,18-3,+3,+51608,62,05-3,+3,+51907,32,02+3,+5кДж/мольСОХимия элементов 15 группы. Азот1.

Простое вещество N2 газzТпл = 63 K,zТкип = 77 K = –196°CКС = 3Есв = 946 кДж/мольzинертность6Li + N2 = 2Li3NВодородные соединения азотаNH3 , N2H4 , HN3, и др. (около 20)NH3 – аммиак(tпл= −77,750С; tкип= −33,350С)Хорошо р‐рим в воде 700 л/лСлабое основаниеNH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–, Кд = 1,8·10-5Восстановитель2NH3 + 2MnO4– = N2 + 2MnO2 + 2OH– + 2H2OСоли аммония (хорошо р‐римы)NH3 + H+ = NH4+ (аммоний)NH4++ H2O ⇄ NH3 + H3O+Разлагаются при нагреванииОксиды азотаN2ONON2O3NO2N2O5с.о.+1+2+3+4+5∆fG°, 104,186,6140,551,5114,1кДж/мольПолучение:N2 + O2 ⇔ 2NO при очень высоких Т4NH3 + 5O2 ⇒ 4NO + 6H2O (Pt-Rh)N2ONH4NO3 = N2O↑ + 2H2ON2O3 NO + NO2 ⇄ N2O3 (охлаждение)N2O5 4nHNO3 + nP4O10 ⇒ 2nN2O5 + 4(HPO3)nNO2NO + O2 = NO2Оксиды азотаС.о.

+1N2OОкислитель (при нагревании)N–=N+=O2N2O + C = CO2 + 2N2.NOСлабый окислительвосстановитель2NO + 2H2S = 2S + N2 + H2O2NO + O2 = 2NO2С.о.+2С.о. +4NO2 и N2O44NO2 +2Н2О+ O2 = 4НNO32NO2 ' N2O4N2O3 [NO+] [NO2-]НNO2N2O5 [NO2+][NO3–]HNO3Кислородные кислоты азотаАзотистая кислотаУстойчива в разб. растворах → разлагается3HNO2⇒ HNO3 + H2O + 2NOСлабая кислотаHNO2 ⇄ H+ + NO2–K = 4·10–4Соли‐ нитриты – гидролизуютсяNO2– + H2O ' HNO2 + OH–Окислитель2НNO2 + 2I– + 2H+ = I2 + 2NO + 2H2OСлабый восстановитель5NO2– + 2MnO4– + 6H+ = 5NO3– + 2Mn2+ + 3H2OКислородные кислоты азотаАзотная кислотаразлагается на свету и при t4HNO3⇒ 4NO2 + 3H2O + O2Сильная кислотаHNO3 = H+ + NO3–Соли‐ нитраты – не гидролизованы, хорошо р‐римыСильный окислительВсе неблагородные металлы (Al, Cr, Ti, Fe и др. пасс.)Большинство неметалловполучается смесь продуктов восстановления:(NO2, NO, N2O, N2 и NH4NO3)ФосфорАллотропия фосфораP(белый) молекул. решетка P4Р(красный) и Р(черный) атомная решеткаПереходы:P(красный) → P4(г.) испарение−P4(г.) → P4(белый) конденсация пара−P4(белый) → P(красный) медленно−P4(белый) → P(черный) 200°С и 12000атмХимические свойстваОкислительно‐восстановительные3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑.4P + 3KOH + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2Водородные соединения фосфораФосфин – PH3ПолучаютCa3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑Практически не проявляет основных свойствPH3 + H2O ⇄ PH4+ + OH–, K = 4·10–28PH3(г) + HI(г) = PH4I,Сильный восстановительPH3 + 2I2+2H2O = H[H2PO2] + 4HIКислородные соединения фосфораОксид – P4О6P4O6 + 6H2O = 4H3PO3 фосфористая к‐таH3PO3 ⇄ H+ + H2PO3–, K1 = 5,0·10–2,H2PO3– ⇄ H+ + HPO32–, K2 = 2,0·10–7.Восстановительные свойстваH3PO4+ 2H+ + 2e− = H3PO3+H2O, E°= –0,28ВОксид – P4О10P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 фосфорная кислотакроме H3PO4, существует много полифосфорных кислотHO–(PO2OH)n–OHОкислительные свойства нехарактерныСоли фосфорной кислотыФосфаты р‐римы только ЩМ и NH4+PO43–+ H2O ⇄ HPO42––+ OHKг= 0,2ГидрофофатыHPO42– + H2O ⇄ H2PO4– + OH– Kг= 2·10–7Дигидрофосфаты хорошо р‐римыH2PO42– + H2O ⇄ HPO42– + Н3О+ Kд2= 2·10–7Смесь солей H2PO4– и HPO42– («фосфатный буфер»)pH ~ 7.Мышьяк, сурьма, висмутОкисляются при нагревании4Э + 3О2 = 2Э2О3 (Э = As, Sb, Bi)4Э + 5О2 = 2Э2О5 (Э = As, Sb)BiF3 + F2 = BiF5Арсин AsН3, стибин SbН3 и висмутин BiН3неуст.основные свойства не проявляютсильные восcтановителиКислородные соединенияс.о.+3As2О3Н3AsO3Sb2О3Кислотаамфотер.Bi2O3Bi(OH)3основаниеВостановительная способность падаетс.о.

+5As2О5Н3AsO4Sb2О5Н[Sb(OH)6]“Bi2O5”BiO3-Окислительная способность возрастаетЕ°, В +0,56+0,54+1,85BiO3- + 2Mn2+ + 14H+= 5Bi3+ + 2MnO4-+ 7H2.

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