Курс по неорганической химии

Фтор, бром, йод— галогены (отгреч. halos — сольи genes — образующий), находятся в 7-й группе главной подгруппы периодической системы Менделеева. Общая электронная формула: ns2np6.

Физические свойства. F2 — трудно сжижающийся газ, не имеющий цвета; Br2 — красно-бурая жидкость, легко испаряется, образуя красно-бурые пары; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета, имеющее слабый металлический блеск, при постепенном нагревании йод превращается в пар. Бром и йод малорастворимы в воде, но хорошо растворяются в органических растворителях (в спирте, бензине и др.).

Химические свойства. Данные элементы — ярко выраженные неметаллы.

Фтор— связь ковалентная неполярная, высокая химическая активность, сильнейший окислитель. Фтор реагирует со всеми простыми и сложными веществами. Окисляет кислород: ОF2; О2F2 (фториды кислорода).

Взаимодействует даже с некоторыми инертными газами: 2F2 + Хе = ХеF4. Не реагирует с гелием, нео-

ном и аргоном. Водородное соединение фтора НF (фтороводород) при растворении в воде образует плавиковую кислоту.

Бром и йод вступаютв реакции со многими соединениями: с металлами, которые сгорают в них, образуя соли (металлы отдают электроны, а галогены их принимают, становясь окислителями).

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагируеттолько при нагревании.

Молекулы брома и йода двухатомные, ковалентные неполярные, но они менее активны, чем фтор (больший радиус атома уброма и йода, чем уфтора). Все галогены— активные окислители, это заметно при взаимодействии их со сложными веществами. Например, при смешивании сероводородной воды с раствором брома:

H2S2– + Br20 = S0 + 2HBr–.

Бром с нулевой степенью окисления окисляетсеру (–2) до 0, сам при этом восстанавливаясьдо–1. Йод (0) окисляет серу (+4) до +6, восстанавливаясь до–1:

Na2S4+O3 + I20 + H2O = Na2S+6O4 + 2HI.

Галогены широко применяют в химической про-

мышленности: фтор используют в синтезе полимеров — фторопластов, тефлона, смазочных веществ, жидкостей для холодильников (фреоны). Бром используется в изготовлении лекарственных препаратов, красителей; йод широко используется в медицине: 10%-ный раствор йода в спирте— антисептик, дезинфицирующее средство, йод входит в состав некоторых фармацевтических препаратов. Также бром и йод используются при различных синтезах

ианализах веществ.

Соединения йода имеются в морской воде, но в

столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуютнекоторые водоросли, которые накапливаютйод в своихтканях, например, ламинарии. Зола этихводорослей служитсырьемдля получения йода.

19 Подгруппа кислорода. Кислород

Подгруппа кислорода (халькогены) — 6-я группа периодической системы Менделеева, неметаллы. Включает кислород О, серу S; селен Se; теллур Te и радиоактивный полоний Po. Общая электронная формула ns2np4–. На внешнем валентном уровне — 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня элек-

трона. Степени окисления: –1; –2; 0; +1; +2; +4; +6.

О проявляет только –1 в пероксидах; –2 в оксидах; 0 в свободном состоянии; +1 и +2 во фторидах (О2F2, ОF2): у него нет d-под-уровня, электроны не разъединяются, валентностьвсегда 2; S — все, кроме +1 и–1. УS естьd-подуровеньи электроны с 3р и 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность S 2 в SО, 4 в SО2, 6 в SО3. Se +2; +4; +6,

Te +4; +6, Po +2; –2. Валентности у селена, теллура и полония также 2, 4, 6. Значения степеней окисления отражены в электронном строении элементов. О: 2s22p4; S: 3s23p4; Se: 4s24p4; Te: 5s25p4; Po: 6s26p4.

Водородные соединения халькогенов: H2О, H2S —

хальководороды. Степень окисления халькогенов здесь–2, валентность2. При растворении в воде образуются кислоты (восстановители).

Кислородные соединения халькогенов — форму-

ла RО2, RО3 (кислотные оксиды). При растворении данных оксидов в воде образуются кислоты: Н2RО3 (кислоты-восстановители) и Н2RO4 (окислители).

Кислород (О) находится в 1 периоде, VI группе, в главной подгруппе; р-элемент. Электронная конфигурация: 1s22s22p4. Число электронов на внешнем

уровне 6. Может принять 2 электрона и в редких случаяхотдать. Валентность2, степеньокисления–2. Физические свойства: газ без цвета, запаха, вкуса; малорастворим в воде, немного тяжелее воздуха. При –183 °C и 101,325 Па сжижается, становится голубоватого цвета.

Строение молекулы: двухатомна, прочная, с магнитными свойствами. Связь ковалентная неполярная. Есть аллотропная модификация: озон О3 — более сильный окислитель, чем кислород.

Химические свойства: взаимодействует со всеми простымивеществами. Сметалламиобразуетоксиды

ипероксиды: 4Al + 3O2 = 2Al2O3; 3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Не реагирует с платиной; при повышенных и высо-

кихтемпературахреагируетс неметаллами: N2 + O2 = = 2NO; 4B + 3O2 = 2B2O3. Не взаимодействуетс галогенами; реагирует со сложными веществами: 2PbS + + 3O2 = 2PbO + 2SO2.

Характерны реакции горения: 4H2 + O2 = 2H2O2; C + O2 = CO2. В кислороде горят многие органические вещества: СH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O.

Если им окислить уксусный альдегид, получится уксусная кислота: 2CH3COH + O2 = 2CH3COOH.

Получение в лаборатории: электролизом водного раствора щелочи; разложением бертолетовой соли при нагревании: 2КСlО3 2КСl + 3О2; 3) оченьчистый кислород получают: 2КМnO4 = К2МnO4 + МnО2

+О2.

Нахождение в природе: составляет 47,2 % массы

земной коры; есть в организмах растений, животных. Природный кислород состоит из 3 изотопов:

О(16), О(17), О(18). Применение: в химической, ме-

таллургической промышленности, медицине.

20 Озон

Озон (О3) (от греческого оzon — пахнущий) — одна из аллотропных модификаций кислорода. Строениемолекулы: нелинейное строение с углом между атомами 117°. Молекула озона диамагнитна (не имеет неспаренных электронов), имеет некоторую полярность.

Впервые озон обнаружил в 1785 г. голландский физик М. ван Марум по характерному запаху (свежести) и окислительными свойствам, которые приобретает воздух после пропускания через него электрических искр. Однако как новое вещество он описан не был, ван Марум считал, что образуется особая «электрическая материя».

Термин «озон» предложен немецким химиком X.Ф. Шёнбейном в 1840 г., вош л в словари в конце XIX века. Многие источники именно ему отдают приоритет открытия озона в 1839 г.

Физические свойства: газ синего цвета, с характерным запахом — резким, специфическим «металлическим» (по Менделееву — «запах раков»), при больших концентрациях напоминает запах хлора; молекулярная масса 48, температура плавления (твердого) 192,7 °C, температура кипения 111,9 °C. Жидкий и твердый озон токсичен, взрывчат, хорошо растворим в воде.

Химические свойства: сильный окислитель —

окисляет все металлы (и золото Au, и платину Pt, и металлы платиновой группы).

Взаимодействует с большинством неметаллов, переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды их металлов— в их сульфаты:

2Al + O3 = Al2O3;

CuS + 2O3 = CuSO4 + O2;

3C + 2O3 = 3CO2.

Окисляет йодид калия до молекулярного йода: 2KI1– + O30 + H2O = I20 + 2KO2–H + O2

Выступает в качестве восстановителя с перокси-

дом водорода Н2О2: Н2О2 + О3 = H2O + 2O2. Молекулы озона в химическом отношении не-

устойчивы — озон способен самопроизвольно распадаться на молекулярный кислород с выделением тепла: 2O3 3O2 + 285 кДж.

Получение. Получают озон в озонаторах. Пропускают через кислород или воздух электрические искры. Образованиеозонаизкислорода: 3O2 2O3–

–285 кДж.

Образовываться озон может и при окислении

влажного фосфора, смолистых веществ. Определитель озона: для того, чтобы определить в воздухе озона, надо в воздух погрузить бумажку, пропитанную раствором йодида калия и крахмальным клейстером. Если бумажка посинела, значит, в воздухе присутствует озон.

Нахождениевприроде: в атмосфере озон образуется во время электрических разрядов. Применение: озон, как сильный окислитель, уничтожает бактерии, поэтому широко применяется в целях очищения воды и дезинфекции воздуха, используется как белящее средство.

21 Сера. Сероводород. Сульфиды

Сера (S) располагается вVI группетретьего периода периодической системы Менделеева; на внешнем электронном слое атома 6 электронов. Степень окисления от –2 до +6. Не растворима в воде, растворима в органических растворителях; диэлектрик. Сера — неметалл; взаимодействует с металлами, выделяя теплоту. Золото, платина и рутений не вступают в реакцию с серой. Взаимодействует с неметаллами (исключение— азот, йод).

Химические свойства: при нагревании реагирует с водородом: S + Н2 = H2S (сероводород); с металлами (образует сульфиды): 2Al + 3S = Al2S3; при сжигании в струе кислорода образуется сернистый газ: S + O2 = = SO2; чистая сера проявляет восстановительные свойства: S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO.

Сера используется в народном хозяйстве, для приготовления спичек, синей краски (ультрамарина), серной кислоты. Эбонит (электрический изолятор) — каучук с высоким содержанием серы. Дляполучения серы основной источник— железный колчедан FeS2.

Известные аллотропные модификации серы: ци-

клическая форма, моноклинная, кристаллическая ромбическая форма. При комнатной температуре наиболее устойчива желтая ромбическая сера

(a-сера, r = 2,1 г/см3). От 95,4 до 119,3 °C (темпера-

тура плавления) наиболее стабильна моноклинная сера (b-сера). Редко встречается пурпурная сера. Сероводород (H2S) — бесцветный газ с резким запахом. В природе — в водах минеральных ключей, вулканических газах, гниении отбросов и др. Получение: прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C; воздействием на сульфиды Na и Fe соляной кислотой.

Физические свойства: тяжелее воздуха, очень ядовит. Сжижение при –60,8 °C, затвердение при –85,7 °C. Легко воспламеняется, растворим в воде. Химические свойства: сильный восстановитель, окисляется до диоксида серы или серной кислоты. Горит голубоватым пламенем на воздухе: H2S + + 3O2 = = 2H2O + 2SO2; разлагается при высокой температуре: H2S = S + H2; вступает в реакцию с галогенами: H2S + Cl2 = 2HCl + S; взаимодействует с окислителями: 3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl; при взаимодействии с сероводородом серебро темнеет:

4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O.

Применение: используют как химреактив, как сырье для получения S и H2SO4.

Сероводородная кислота — слабая кислота. Суль-

фиды — средние соли сероводородной кислоты. Получение сульфидов: взаимодействие металлов с S при высокой температуре: Fe + S = FeS; взаимодействие с водными растворами солей металлов: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4; сульфиды подвергаются гидролизу: Na2S + H2O NaHS + NaOH.

Полисульфиды— соединения с большим содержанием серы (Na2S2, Na2S5). Для сульфидов характерны соединения переменного состава (FeS 1,01 – FeS 1,14). Природные сульфиды — основа руд цветных и редких металлов, используют в металлургии, в производстве серной кислоты (FeS2 — железный колчедан).

В химической и легкой промышленности применяют сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов.

22 Серная кислота

Структура формулы серной кислоты:

Получение: основной метод— контактный из SO3. Принцип контактного способа производства серной кислоты был открыт в 1831 г. П. Филипсом (Великобритания). Первым катализатором была платина. Сначала получают диоксид серы SO2 (сжигание серы, обжиг серного колчедана FeS2 и др.), затем диоксид серы SO2 окисляют в триоксид серы SO3 контактным методом. Полученный триоксид серы направляют на стадию поглощения, которую проводят концентрированной серной кислотой. Раствор SO3 в H2SO4 — олеум. Контактным методом получают 92,5%-ную серную кислоту.

При нитрозном методе ее получают, окисляя SO2 в сернокислотном растворе, в качестве катализатора используют смесь оксидов азота NO и NO2. Нитрозным методом получают 75%-ную серную кислоту.

Первые описания получения «купоросного масла» (т.е. концентрированной H2SO4) дали итальянский ученый В. Бирингуччо в 1540 г. и немецкий алхимик, чьи труды были опубликованы под именем Василия Валентина в конце 16 – начале17 вв. В 1690 г. французские химики Н. Лемери и Н. Лефевр положили начало первому промышленному способу получения H2SO4, реализованному в Англии в 1740 г.

Для приготовления раствора серной кислоты ее надо выливатьв водутонкой струйкой, сильно пере-

мешивая: в воде образуются гидраты, происходит выделение теплоты.

Физические свойства: вязкая жидкость без цвета, температура плавления 10 °C, кипения 296 °C (с разложением на H2O и SO3). Серная кислота — сильная кислота. Концентрированная серная кислота в большом количестве поглощает пары воды, поэтому ее используютдля осушения газов.

Химические свойства:

1)концентрированная H2SO4 — сильный окислитель. Окислительно-восстановительные реакции требуютнагревания, продуктреакции—SO2: S + 2H2SO4 =

=3SO2 + 2H2O;

2)вступает в реакцию с металлами по-разному, в

зависимости от концентрации. Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. Концентрированная серная кислота окисляет все металлы, стоящие в ряду напряжений (серебро в том числе);

3)разбавленная H2SO4 взаимодействует с основаниями, основными и амфотерными оксидами, солями.

H2SO4 образуетдвавидасолей: средние(сульфаты)

и кислые (гидросульфаты).

Применение: используютдляизготовленияфосфорных и азотных удобрений, искусственных волокон, моющихсредств, взрывчатыхвеществ, лекарственных препаратов. С ее помощью получают другие кислоты, сульфаты, очищают нефтепродукты, применяют как электролит в свинцовых аккумуляторах, подготавливают поверхность металлов для гальванических покрытий.