Лекция 14 Химия неметаллов. Общая характеристика. продолжение. - презентация

1 Лекция 14 Химия неметаллов. Общая характеристика. продолжение

2 Кислородные соединения галогенов Cl 2 O ClO 2 ClO 3 (Cl 2 O 6 ) Cl 2 O 7 Желто- оранж. газ Желтый газ Темно-красная жидкость IVVI I VII Бесцветная жидкость Cl 2 O + H 2 O HClO (HOCl) ClO 2 + H 2 O HClO 2 + HClO 3 ClO 3 + H 2 O HClO 3 + HClO 4 Cl 2 O 7 + H 2 O HClO 4 IV IIIV VI VVII хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная соли хлориты гипохлориты хлораты перхлораты Сила кислот

3 окислительные свойства Окислительные свойства VII V III I HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 HClO + Zn = HCl + Zn(ClO) 2 + H 2 O HClO 3 + Cu = HCl + Cu(ClO 3 ) 2 + H 2 O 2HClO 4 + Zn = H 2 + Zn(ClO 4 ) 2 HClO 4 + Zn = HCl + Zn(ClO 4 ) 2 + H 2 O С < 70 % С > 70 %

4 Cоли кислородсодержащих кислот Гипохлориты Cl 2 + NaOH NaClO + NaCl + H 2 O жавелева вода NaClO + CO 2 + H 2 O HClO + NaHCO 3 HCl O NaClO - гипохлорит натрия Сa(ClO) 2 + CO 2 + H 2 O HClO + CaCO 3 HCl O 2Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O хлорная известь FeCl 3 + NaClO + NaOH Na 2 FeO 4 + NaCl + H 2 O

5 Хлораты KClO 3 - бертолетова соль KClO 3 KClO 4 + KCl (t = 400 C) кат KClO 3 KCl + O 2 (t = 250° C) MnO 2 взрыв KClO 3 + C 12 H 22 O 11 KCl + CO 2 + H 2 O сахар кат H 2 SO 4 ПерхлоратыNH 4 ClO 4 KClO 4 KClO 4 KCl + O 2 t,катал

6 HBrO 3 HIO 3 Кислородсодержащие кислоты брома и йода Бромноватая кислота - броматы Йодноватая кислота - йодаты KIO 3 + 3Na 2 SO 3 KI + 3Na 2 SO 4 KIO 3 +5KI + 6HCl 3I 2 + 6KCl + 3H 2 O

7 Кислородные соединения халькогенов +IV SO 2 SeO 2 TeO 2 Бесцв. газ Бел., тв. H 2 SO 3 H 2 SeO 3 H 2 TeO 3 HSO 3 - H + + SO 3 2- K II ~ SO 2 + nH 2 O SO 2 · nH 2 O (n=1 SO 2 ·H 2 O «H 2 SO 3 ») SO 2 ·H 2 O H + + HSO 3 - K I ~ Не выделена в свободном состоянии SO H 2 O HSO OH - SO 2 + Br 2 + H 2 O H 2 SO 4 + HBr SO 2 + H 2 S S + H 2 O Na 2 SO 3 + O 2 = Na 2 SO 4 Na 2 SO 3 Na 2 SO 4 + Na 2 S

8 Реакции сульфитов с серой: Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 H 2 S 2 O 3 S + SO 2 + H 2 O HCl Тиосульфат натрия (или гипосульфит) кипячение S 2 O 3 2- Cl 2 SO Cl - S 4 O I - I2I2 Тетратионат-ион ОВР: антихлор иодометрия H2S4O6H2S4O6 S O S Na-O VI -II

9 +VI SO 3 SeO 3 TeO 3 бел., тв.желт., тв. Кислотные свойства H 2 SO 4 H 2 SeO 4 H 6 TeO 6 (H 2 TeO 4 ) бесцв. ж-тьбел., тв. Окислительная активность ж-сть Сильные кислоты оксиды кислоты СульфатыСеленаты Теллураты твердое в-во, при t > 17 °С - бесцветная ж-ть

10 H 2 SO 4 98,3 % р-р H 2 SO 4 : = 1,84 г/см 3, t.кип. 338 С, SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 H 2 SO 4 nSO 3 - олеум t.затв. 10,4 °C H < 0 C 12 H 22 O 11 (тв.) H 2 SO 4(конц) – 11H 2 O(ж.) 12С (тв.) сахароза NaHSO 4 и Na 2 SO 4 H 2 SO 4(разб) H 2 SO 4(разб) + Fe FeSO 4 + H 2 H 2 SO 4(разб) + Cu H 2 SO 4(конц) H 2 SO 4(конц) + Mg MgSO 4 + H 2 S + H 2 O H 2 SO 4(конц) + Cu CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

11 Соли – сульфаты и гидросульфаты. BaSO 4, SrSO 4, PbSO 4 видио 11 CuSO 4 · 5H 2 O FeSO 4 · 7H 2 O ZnSO 4 · 7H 2 O - медный купорос - железный купорос - цинковый купорос - квасцы M I M III (SO 4 ) 2 · nH 2 O KAl(SO 4 ) 2 · 12H 2 O KCr(SO 4 ) 2 · 12H 2 O - алюмокалиевые квасцы - хромокалиевые квасцы Имеют наибольшее практическое значение: - фотография - медицина - крашение тканей - медицина Cоли серной кислоты - производство бумаги

12 H 2 SO 4 ·nSO 3 - олеум Пиросерная (двусерная) кислота и ее соли (H 2 SO 4 · SO 3 ) 2KHSO 4 K 2 S 2 O 7 + H 2 SO 4 до 240°С K 2 S 2 O 7 K 2 SO 4 + SO 3 >35°С SO 3 + H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 Пероксодисерная кислота и ее соли электролиз 2H 2 SO 4 H 2 S 2 O 8 + H 2 H 2 SO 4 H + + HSO 4 K 2 S 2 O 8 + KI = K 2 SO 4 + I 2 полуреакция для окислителя полуреакция для восстановителя 2I - - 2e = I 2 S 2 O e = 2SO 4 2-

13 Кислородные соединения азота N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5 несолеобразующиекислотные кислотные свойства газы тв., безцветн. окислительные свойства синяя жидкость бурый газ N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5 HNO 2 HNO 3 азотистая к-та нитриты азотная, азотистая к-ты смесь нитратов и нитритов азотная кислота нитраты

14 HNO 3 NO 2 + H 2 O + O 2 h HNO 3 – бесцвет. жидк., %, = 1,5 г/см 3, t кип = 86 С. HNO 3 - сильная кислота, в ОВР -сильный окислитель t NO 2 …… NO …… NH 4 + С (HNO 3 ) CuZn Чем выше C ( HNO 3 ) и менее активен металл, тем меньше восстанавливается азот. Никогда не выделяется водород ! HNO 3 (конц.) пассивирует Fe, Al, Cr, V, Bi, …(на холоду) HNO 3 не р-ряет Au, Pt, Ru, Ir, Os, Ta, W… Царская водка:HNO 3 + HCl = 1:3 Р-ряет Au, Pt C металлами:

15 Au + HNO 3 + HCl H[AuCl 4 ] + NO + H 2 O HNO 3 + S H 2 SO 4 + NO HNO 3 + P + H 2 O H 3 PO 4 + NO C неметаллами: Нитраты:При нагревании разлагаются с выделение кислорода (О 2 ) NaNO 3 NaNO 2 + O 2 Pb(NO 3 ) 2 PbO + NO 2 + O 2 AgNO 3 Ag + NO 2 +O 2 Эл.-хим. ряд напряжений Меt. До Mg: От Mg до Сu : После Cu : Нитраты натрия, калия, аммония, кальция - селитры в ОВР : Fe 2 O 3 + KNO 3 + KOH K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2 O

16 N 2 O 3 + H 2 O HNO 2 нестойкая, слабая к-та, сущ-ет в водном р-ре при низких тем-рах Разлагается: HNO 2 HNO 3 + NO + H 2 O Хорошо растворимы в воде (кроме AgNO 2 ), ядовиты N 2 O 3 NO + NO 2 t = 3,5 HNO 2 - азотистая кислота Нитриты В ОВР – двойственная природа: NaNO 2 + NaClO 3 NaNO 3 + NaCl восстановитель NaNO 2 + NaI + H 2 SO 4 NO + I 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O окислитель Реакции диспропорционирования: 3HNO 2 HNO 3 + 2NO + H 2 O

17 LiNO 2 Li 2 O + NO + O 2 Cd(NO 2 ) 2 CdO + NO + NO 2 AgNO 2 Ag + NO 2 Термическое разложение нитритов: NH 4 NO 2 N 2 + H 2 O - щелочных металлов: t t - других металлов: - благородных металлов: - аммония: t t Нитриты натрия, калия находят применение в пищевой промышленности, в производстве красителей, в фотографии