Неорганическая химия. В 2 частях. Ч.1. Сборник заданий по химии элементов. Учебное пособие

УДК 546 (075.8) ББК 24.12я73

O 74

Рецензент – кандидат технических наук, доцент Т.Ф. Тарасова

Осипова, Е. А.

О 74 Неорганическая химия. В 2 ч. Часть 1. Сборник заданий по химии элементов: учебное пособие / Е. А. Осипова, П. А. Пономарева, А. А. Юдин; Оренбургский гос. ун-т. – Оренбург: ОГУ, 2024. - 144 с.

ISBN

В учебном пособии приведены задания различных типов по химии р-элементов V – VII групп Периодической системы Д.И. Менделеева. К каждому разделу приведены задачи расчётного типа, цепочки химических превращений, вопросы для самопроверки и самоподготовки. В конце пособия предложено многовариантное итоговое тестирование по рассмотренным темам. Задания охватывают химические свойства простых веществ и их основных соединений. Тестовые задания предназначены для промежуточного контроля знаний, а также для выполнения самостоятельных работ и самоподготовки.

Последовательность изложения и объем учебного пособия соответствуют требованиям программы подготовки обучающихся по специальности 04.05.01 Фундаментальная и прикладная химия и по направлению подготовки 04.03.01 Химия.

Данное учебное пособие может быть полезно преподавателям и студентам нехимических специальностей при изучении дисциплин химического профиля.

УДК 546 (075.8) ББК 24.12я73

ISBN

© Осипова Е. А., Пономарева П. А.,

Юдин А.А., 2024 © ОГУ, 2024

Содержание

3

Введение

В данном учебном пособии отражены химические свойства р-элементов

V – VII групп Периодической системы Д.И. Менделеева. Систематизирована информация по свойствам простых веществ и их основных соединений.

Приведены сведения о строении атомов элементов, основных изотопах, их распространенности в земной коре, формах нахождения в природе, основных способах получения и областях применения. Представлен обзор по наиболее значимым и распространенным соединениям элементов V – VII групп главных подгрупп Периодической системы Д.И. Менделеева, строению их молекул,

способам получения и химическим свойствам.

Для каждой группы предложен ряд заданий различного типа – расчетные задачи, цепочки химических превращений, вопросы для самопроверки и самоподготовки. В конце пособия предложено многовариантное итоговое тетирование по рассмотренным темам.

4

1.1 Простые вещества

Состоят из двухатомных молекул F2, Cl2, Br2, I2. Согласно методу ВС, связь образуется за счет образования одной общей электронной пары.

По методу МО, молекула образуется в результате перехода всех электронов с атомных на молекулярные орбитали. Связь обеспечивается за счет одной σ –

связывающей орбитали σсв2рz2 (остальным связывающим σсв - и πсв – орбиталям противостоят σразр - и πразр – орбитали, рисунок 1).

Рисунок 1 – Диаграмма энергетических уровней галогенов.

Порядок связи (6-4)/2 = 1.

Максимальная энергия связи (и прочность молекулы) характерна для хлора,

таблица 1.

Таблица 1 – Энергия связи в молекулах галогенов

внутримолекулярных донорно-акцепторных связей, рисунок 2.

6

Рисунок 2 – Схема образования связей в молекулах галогенов

В ряду галогенов температура плавления и кипения возрастает, таблица 2.

Таблица 2 – Физические свойства галогенов

Это объясняется ростом межмолекулярного взаимодействия: по мере роста размеров атомов они легче деформируются, поляризуются. Поэтому силы Ван-

дер-Ваальса растут. С этим же связано агрегатное состояние галогенов:

–F2 – газ (при н.у.), светло-зеленого цвета;

–Cl2 – газ (при н.у.), светло-зеленого цвета, уже при давлении 6 атм. при комнатной температуре сжижается. Сжиженный сухой хлор хранят и перевозят в стальных баллонах, без влаги он с металлом не реагирует;

–Br2 – бурая жидкость;

–I2 – черное кристаллическое вещество с металлическим блеском.

В воде галогены растворяются плохо («физически»). Растворение, как правило, сопровождается химическим взаимодействием. Особенно энергично с водой реагирует F2, он разлагает воду по реакции:

7

Остальные галогены реагируют менее бурно, получаются другие продукты:

Cl2 + H2O ↔ HCl + HOCl (хлорная вода), реакция обратима;

Cl0 + ē = Cl¯ один атом хлора восстанавливается,

Cl0 + H2O - ē = HOCl + H+ другой окисляется.

Общая растворимость в воде: Cl2 – 0,73%, Br2 – 3,6%, I2 –0,03%.

В присутствии иодидов (КI) растворимость иода резко возрастает:

КI + I2 = КI3 - комплекс бурого цвета.

В неполярных растворителях (бензол, ССl4, керосин) галогены растворяются лучше. Это используют для извлечения (экстракции ) Br2, I2 в

промышленности.

Химические свойства галогенов.

Наиболее характерное свойство – участие в окислительно-

восстановительных реакциях, сопровождающихся разрывом связи галоген-

галоген и присоединением к атому галогена 1 электрона. Сродство к электрону у них очень велико, таблица 3.

Таблица 3 – Сродство к электрону у галогенов

Поэтому они проявляют очень большую окислительную способность.

Меньшее сродство к электрону атома фтора объясняется меньшими размерами атома и 2р – орбитали (по сравнению с 3р – орбиталью хлора и т.д.), а

8

следовательно, более сильным межэлектронным отталкиванием на ней.

Фтор.

Несмотря на меньшее сродство к электрону, наиболее высокую активновность проявляет F2. Это объясняется меньшей прочностью связи F–F и

малым размером иона F‾, из-за чего проявляется большее электростатическое взаимодействие Me+ – F¯.

Реакция F2 с H2 протекает со взрывом даже в темноте. Щелочные металлы,

железо, свинец загораются в атмосфере F2 даже при комнатной температуре. При нагревании F2 реагирует с золотом, платиной, даже с инертными газами (Хе, Кr) с

образованием солей типа ХеF2. Академик А.Е. Ферсман называл F2

«всесъедающим».

В его атмосфере горят такие вещества, как стекло (вата) и вода (пары), при этом в качестве продукта горения выделяется кислород (!):

SiО2 + 2F2 = SiF4 + О2 + 657 кДж/моль

2H2О + 2F2 = 4HF + О2 + 599 кДж/моль.

Непосредственно фтор не реагирует лишь с кислородом, азотом и углеродом (алмаз).

Хлор.

Расплавленный металлический натрий сгорает в атмосфере хлора:

2Na + Cl2 = 2NaCl (белый налет на колбе).

Аналогично сгорают Cu, Fe, Sn и т.д. (нагретые проволочки) в хлоре, с

образованием соответствующих солей.

Белый фосфор, сурьма загораются уже при комнатной температуре:

9

Получение.

В природных соединениях галогены содержатся почти всегда в виде анионов, поэтому все способы их выделения основываются на их окислении.

Фтор может быть выделен из соединений только путем электролиза.

Впервые он был получен в 1886г. путем разложения электрическим током расплава KF+2HF (70°C). Этот метод применяют и сейчас. Электролиз ведут в никелевом сосуде, который является катодом, а анодом служит уголь (графит).

Катодное и анодное пространство разделяют диафрагмой для предотвращения взрыва при смешивании продуктов электролиза – H2 и F2 (рисунок 3).

10