Неорганическая химия. Учебное пособие

Бром с нулевой степенью окисления окисляет серу (-2) до 0, сам при этом восстанавливаясь до -1. Na2S4+О3 + I20 + Н2О = Na2S+6О4 + 2НI

Йод (0) окисляет серу (+4) до +6, восстанавливаясь до -1

Галогены нашли широкое применение в химической промышленности: фтор используют в синтезе полимеров – фторопластов, пластмассы, стойкой к химическим воздействиям (тефлон), смазочных веществ, жидкостей для холодильников (фреоны). Бром используется в изготовлении лекарственных препаратов, некоторых красителей; йод широко используется в медицине – 10%-й раствор йода в спирте, как антисептическое,

дезинфицирующее средство, йод входит в состав некоторых фармацевтических препаратов.

Также бом и йод используются при различных синтезах и анализах веществ

22. Общая характеристика подгруппы кислорода

Подгруппа кислорода или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И.Менделлева, включающая следующие элементы:

1)кислород – О;

2)сера – S;

3)селен – Se;

4)теллур – Te;

5)полоний – Po – радиоактивный элемент.

Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: ns2np4 – на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2

недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: -1; -2; 0;

+1; +2; +4; +6. Кислород проявляет только -1 – в пероксидах; -2 - оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – О2F2, ОF2 т.к. у него нет d-подуровня и электроны разъединяться не могут и валентность всегда - 2; S все, кроме +1 и -1. У серы появляется d-

подуровень и электроны с 3р и с 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность серы - 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. Сверху вниз, с нарастанием внешнего

31

энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства – металлические увеличиваются – кислород, сера, селен, теллур – неметаллы, - у

полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды.

Водород в этих соединениях может быть замещен на ионы металлов. Степень окисления всех халькогенов в соединении с водородом -2 и валентность тоже 2. При растворении хальководородов воде образуются соответствующие кислоты. Эти кислоты – восстановители. Сила этих кислот сверху вниз возрастает, т.к. уменьшается энергия связи и способствует активной диссоциации. Кислородные соединения халькогенов отвечают формуле: RО2 и RО3 – кислотные оксиды. При растворении этих оксидов в воде они образуют соответствующие кислоты: Н2RО3 и Н2RО4. В направлении сверху вниз сила этих кислот убывает. Н2RО3 – кислоты-восстановители, Н2RО4 – окислители.

23. Кислород и его свойства

Кислород (О) – стоит в 1 периоде, VI группе, в главной подгруппе. р-элемент Электронная конфигурация 1s22s22p4. Число электронов на внешнем уровне – 6 Кислород может принять 2 электрона и в редких случаях отдать. Валентность кислорода 2, степень окисления -2. Физические свойства: кислород – О2 - бесцветный газ, без запаха и вкуса; в

воде мало растворим, немного тяжелее воздуха. При -183ºС и 101,325 Па кислород сжижается, приобретая голубоватый цвет. Строение молекулы: молекула кислорода двухатомна, в обычных условиях прочная, обладает магнитными свойствами. Связь в молекуле ковалентная неполярная. Кислород имеет аллотропную модификацию – озон - О3 –

более сильный окислитель, чем кислород.

Химические свойства: до завершения энергетического уровня кислороду нужно 2

электрона, которые он принимает проявляя степень окисления -2, но в соединении со фтором кислород ОF2 -2 и О2F2 -1. Благодаря химической активности кислород непосредственно взаимодействует почти со всеми простыми веществами С металлами образует оксиды и пероксиды:

2Са + О2 = 2СаО

2Na + О2 = Na2О2

32

4Аl + 3О2 = 2Аl2О3

3Fе + 2О2 = Fе3О4

Непосредственно кислород не реагирует только с платиной. При повышенных и высоких температурах кислород реагирует со многими неметаллами:

N2 + O2 = 2NO 4B + 3O2 = 2B2O3 Si + O2 = SiO2 P4 + O2 = 2P2O3

Непосредственно кислород не взаимодействует с галогенами. Кислород реагирует со многими сложными веществами:

PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2

Кислороду характерны реакции горения:

4Н2 + О2 = 2Н2О2

С + О2 = СО2

4NH3 + 5O2 = 4NO + H2O

2NO + O2 = 2NO2

2PH3 + 4O2 = P2O5 + 4H2O

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

В кислороде горят многие органические вещества: СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

При окислении кислородом уксусного альдегида получают уксусную кислоту: 2СН3СОН + О2 = 2СН3СООН

Получение: в лаборатории кислород получают: 1) электролизом водного раствора щелочи: при этом на катоде выделяется водород, а на аноде – кислород; 2) разложением бертолетовой соли при нагревании: 2КСlО3 → 2КСl + 3О2↑

3) очень чистый кислород получают: 2КМnО4 → К2МnО4 + МnО2 + О2↑

Нахождение в природе: кислород составляет 47,2% массы земной коры. В свободном состоянии он содержится в атмосферном воздухе – 21%. Входит в состав многих природных минералов, огромное его количество содержится в организмах растений и животных.

Природный кислород состоит из 3 изотопов: О(16), О(17), О(18).

Применение: кислород используется в химической, металлургической промышленности, в медицине (кислородные подушки). Кислород играет важную роль в жизненных процессах человека, животных и растений.

33

24. Озон и его свойства

В твердом состоянии у кислорода зафиксировано три модификации: ά –β – и γ –

модификации. Озон (О3) – одна из аллотропных модификаций кислорода. Строение молекулы: озон имеет нелинейное строение молекулы с углом между атомами 117º.

Молекула озона обладает некоторой полярностью (несмотря на атомы одного рода,

образующих молекулу озона), диамагнитна, так как не имеет неспаренных электронов.

Физические свойства: озон – синий газ, имеющий характерный запах; молекулярная масса = 48, температура плавления (твердого) = 192,7ºС, температура кипения = 111,9ºС .

жидкий и твердый озон взрывчат, токсичен, хорошо растворим в воде: при 0 ºС в 100

объемах воды растворяется до 49 объемов озона.

Химические свойства: озон – сильный окислитель, он окисляет все металлы, в том числе золото - Au и платину – Pt (и металлы платиновой группы). Озон воздействует на блестящую серебряную пластинку, которая мгновенно покрывается черным пероксидом серебра – Аg2О2;бумага, смоченная скипидаром, воспламеняется, сернистые соединения металлов окисляются до солей серной кислоты; многие красящие вещества обесцвечиваются,

разрушает органические вещества – при этом молекула озона отщепляет один атом кислорода и озон превращается в обыкновенный кислород. А также большинство неметаллов, переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды их металлов – в их сульфаты:

2Al + О3 = Al2О3

СuS + 2О3 = СuSО4 + О2↑

3С + 2О3 = 3СО2↑

Йодид калия озон окисляет до молекулярного йода:

2КI1- + О30 + Н2О = I20 + 2КО2- Н + О2↑

Но с пероксидом водорода Н2О2 озон выступает в качестве восстановителя: Н2О2 + О3 = Н2О + 2О2↑

В химическом отношении молекулы озона неустойчивы – озон способен самопроизвольно распадаться на молекулярный кислород:

2О3 → 3О2↑ + 285 кДж.

Получение: получают озон в озонаторах путем пропускания через кислород или воздух электрические искры. Образование озона из кислорода:

3О2 → 2О3 -285 кДж.

Озон может образовываться при окислении влажного фосфора, смолистых веществ.

Определитель озона: чтобы опознать в воздухе наличие озона, необходимо в воздух

34

погрузить бумажку, пропитанную раствором йодида калия и крахмальным клейстером – если бумажка приобрела синюю окраску, значит в воздухе присутствует озон. Нахождение в природе: в атмосфере озон образуется во время электрических разрядов. Применение:

будучи сильным окислителем озон уничтожает различного рода бактерии, поэтому широко применяется в целях очищения воды и дезинфекции воздуха, используется как белящее средство.

25. Сера и ее свойства

Сера (S) в природе встречается в соединениях и свободном виде. Распространены и соединения серы, такие как свинцовый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, медный блеск

Cu2S. Для получения серы основным источником служит железный колчедан (пирит) FeS2.

Газовую серу получают из газов, образованных при коксовании и газификации угля.

Существует несколько известных аллотропных модификаций серы:

1)циклическая форма;

2)моноклинная форма;

3)кристаллическая ромбическая форма.

При температуре 20-25º C (комнатная) наиболее устойчива желтая ромбическая сера(a-сера, r = 2,1 г/см3). При температурном интервале от 95,4º C до 119,3° С (температура плавления) наиболее стабильной является моноклинная сера (b-сера). При комнатной температуре кристаллы моноклинной серы постепенно переходят в монолит микроскопических кристаллов ромбической серы. При резком охлаждении сильно нагретой серы происходит образование пластической серы.

Реже встречается пурпурная сера, образующаяся при быстрой конденсации паров серы на поверхности, охлаждаемой жидким азотом.

Сера находится в VI группе третьего периода периодической системы. Имеет на внешнем электронном слое атома шесть электронов. Проявляет степень окисления от -2 до

+6.

Сера не растворима в воде, но растворима в органических растворителях. Является диэлектриком.

Сера – неметалл с типичными для него свойствами. Взаимодействует со многими металлами непосредственно (медью, железом, цинком), выделяя при этом теплоту. Среди

35

металлов лишь золото, платина и рутений не вступают в реакцию с серой. Взаимодействует также с большинством неметаллов, за исключением азота и йода.

Химические свойства:

1)При нагревании сера реагирует с водородом, образуя сероводород: S + Н2 =

H2S;

2)Взаимодействуя с металлами, сера образует сульфиды: S + Fe = FeS; 2Al + 3S =

Al2S3;

3)При сжигании серы в струе кислорода образуется сернистый газ или сернистый ангидрид SO2: S + O2 = SO2 ;

4)Чистая сера способна проявлять восстановительные свойства: S + 2HNO3 =

H2SO4 + 2NO

Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит его затвердевание (вулканизация).

Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит, являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски – ультрамарина, сероуглерода, серной кислоты и многих других веществ. Серу применяют в медицине.

26. Сероводород и сульфиды

Сероводород H2S– бесцветный газ с резким запахом гниющего белка. В природе встречается в водах минеральных ключей вулканических газах, гниении отбросов, а также при разложении белков погибших растений и животных.

Получение:

1)Прямой синтез из элементов, при температуре 600º С;

2)Воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой.

Физические свойства: сероводород тяжелее воздуха, очень ядовит. Сжижение его происходит при -60,8º С, затвердение - при – 85,7º С. Легко воспламеняется на воздухе.

Растворим в воде – при температуре 20º С в 1 литре воды можно растворить 2,5 литра сероводорода, при этом образуется сероводородная кислота.

36

Химические свойства: сероводород - сильный восстановитель, в зависимости от условий (температура, pH раствора, концентрация окислителя) при взаимодействии с окислителями он окисляется до диоксида серы или серной кислоты:

1)Горит голубоватым пламенем на воздухе: H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2↑;

2)При высокой температуре разлагается: H2S = S↑ + H2↑;

3)Вступает в реакцию с галогенами: H2S + Cl2 = 2HCl + S;

4)Взаимодействует с окислителями: 3H2S + 4HClO3 + 4 Hcl;

5)Серебро при взаимодействии с сероводородом темнеет: 4Ag + 2 H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O.

Применение: сероводород используют как химический реактив, а также как сырье для получения серы и серной кислоты.

Сероводородная кислота – слабая кислота. Водный раствор сероводорода.

Сульфиды – средние соли сероводородной кислоты.

Получение сульфидов:

1)взаимодействие металлов с серой при высокой температуре: Fe + S = FeS;

2)взаимодействие с водными растворами солей металлов: CuSO4 + H2S = CuS↓ +

H2SO4;

3) сульфиды подвергаются гидролизу: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH.

Взбалтывая раствор сульфида с серой можно обнаружить после выпаривания остаток,

содержащий полисульфиды (многосернистые металлы).

Полисульфиды – соединения с большим содержанием серы, например Na2S2, Na2S5

Для сульфидов характерны соединения переменного состава (FeS1,01 – FeS1,14)

Природные сульфиды – основа руд цветных и редких металлов, поэтому их используют в металлургии. Некоторые сульфиды используют в производстве серной кислоты(FeS2 –железный колчедан). В химической и легкой промышленности применяют сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов (в качестве основы люминофоров). В

электронной технике используются как полупроводники.

37

27. Свойства серной кислоты и ее практическое значение

Структура формулы серной кислоты:

H – OO \ ∕∕

S ∕ \\

H – O O

Получение: основным методом производства серной кислоты из SO3 является контактный метод. Вначале получают диоксид серы SO2 (сжигание серы и др.). Самый распространенный способ получения - обжиг серного колчедана FeS2. затем диоксид серы

SO2 окисляют в триоксид серы SO3 контактным методом. Полученный триоксид серы SO3

направляют на стадию поглощения, которую проводят концентрированной серной кислотой.

Раствор SO3 в H2SO4 называется олеум. Контактным методом получают 92,5%-ную серную кислоту. При нитрозном методе H2SO4 получают, окисляя SO2 в сернокислотном растворе,

для этого в качестве катализатора используют смесь оксидов азота NO и NO2. Нитрозным методом получают 75 %-ную серную кислоту.

Чтобы приготовить раствор серной кислоты ее необходимо выливать в воду тонкой струйкой, сильно перемешивая, при этом в воде образуются гидраты и происходит выделение теплоты.

Физические свойства: Серная кислота – бесцветная вязкая жидкость, имеющая температуру плавления 10° С, температура кипения 296° С (с разложением на H2O и SO3).

Серная кислота – сильная кислота. Концентрированная серная кислота в большом количестве поглощает пары воды, поэтому ее используют для осушения газов.

Химические свойства:

1)Концентрированная серная кислота является сильным окислителем.

Окислительно–восстановительные реакции требуют нагревания, а продуктом реакции в

основном является SO2. S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O;

2)С металлами вступает в реакцию по-разному в зависимости от концентрации.

Разбавленная серная кислота взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду

напряжений до водорода. Концентрированная серная кислота окисляет все металлы, стоящие

вряду напряжений и серебро в том числе;

3)Разбавленная серная кислота взаимодействует с основаниями, основными и амфотерными оксидами, солями.

Серная кислота образует два вида солей: средние – сульфаты и кислые -

гидросульфаты

38

Применение: серная кислота относится к главным продуктам химической промышленности. Ее используют для изготовления фосфорных и азотных удобрений,

искусственных волокон, моющих средств, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов.

С ее помощью получают другие кислоты, сульфаты, очищают нефтепродукты, применяют как электролит в свинцовых аккумуляторах, подготавливают поверхность металлов для гальванических покрытий.

28. Азот. Сигма - и пи – связи

Азот (N) – стоит во 2 периоде, V группе главной подгруппы. Порядковый номер 7, Ar

– 14,008. Строение молекулы: :N≡N: молекула N2 – самая прочная из всех двухатомных за счет наличия тройной связи малой длины (энергия связи 946 кДж). Связь в молекуле ковалентная неполярная. Самая короткая и прочная, соединяющая центры атомов – δ-связь,

расположенная на пересечении плоскостей рх и рz орбиталей, которые, перекрываясь,

образуют 2, более длинные π-связи, расположенные в 2-х взаимно перпендикулярных плоскостях по отношению друг к другу.

Физические свойства: бесцветный газ, без запаха и вкуса; мало растворим в воде: в 1

л. H2O растворяется 15,4мл.N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t кипения =-196°C; t плавления =-

210°C. Природный азот состоит из двух изотопов с атомными массами: 14 и 15.

Химические свойства: электронная конфигурация: 1s22s22p3 – на внешнем уровне 5

валентных электронов. Характерная валентность – 3 и 4. Наиболее характерные степени окисления: -3, -2, -1, +2, +3, +4, +5, 0. В обычных условиях N2 подобен инертному газу. При обычной температуре азот реагирует только с литием: 6Li + N20 = 2LiЗN-3 ; с остальными металлами реагирует при высоких температурах: 3Mg + N20 = MgЗN2-3; 2Аl + N2 = 2АlN.

В реакциях с металлами азот проявляет окислительные свойства: N20 = 2N-3

Реагирует c водородом (500°С, kat, p): N20 + 3H2 = 2N-3HЗ, Здесь азот также окислитель.

При высокой температура (электрическая дуга, 3000 - 4000°С) взаимодействует с кислородом воздуха: N20 + O2 = 2N+2O (в природе - во время грозы).

Азот при этом проявляет свойства восстановителя: N20 → 2N+2

С кислородом азот образует несколько оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 и NO3.

Получение:

39

1)В промышленности азот получают путем сжижения воздуха с последующим испарением и отделением азота от других газовых фракций воздуха. Полученный азот содержит примеси благородных газов (аргона).

2)В лаборатории получают чистый азот термическим разложением нитрата

аммония:

NH4NO2 → N2↑ + 2Н2О

Нахождение в природе: в природе азот встречается в основном в свободном состоянми. основное природное содержание азота в воздухе – объемная доля его в воздухе φ

= 78,09%. В небольшом количество соединения азота находится в почве; азот в ходит в состав аминокислот, образующих через посредство пептидных связей белки; содержится в молекулах нуклеиновых кислот – ДНК и РНК – в составе азотистых оснований – нуклеотидов: гуанинла, аденила, тимидила, цитизила и уридила. Общее содержание азота в земной коре – 0,01%.

29. Общая характеристика подгруппы азота

Подгруппа азота – пятая группа, главная подгруппа периодической системы Д.И.

Менделеева. В нее входят элементы: азот(N); фосфор (P); мышьяк (As); сурьма (Sb); висмут

(Bi). Общая электронная формула элементов подгруппы азота: ns2np3 - на внешнем энергетическом уровне эти элементы содержат пять валентных электронов, на что указывает номер группы – два электрона на s-подуровне и три неспаренных электрона на р-подуровне.

Это р-элементы. У каждого последующего нижестоящего атома нарастает энергетический уровень (N – 2s22p3; P – 3s23p3; As – 4s24p3; Sb – 5s25p3; Bi – 6s26p3), в связи с чем:

увеличивается радиус атома; уменьшается энергия ионизации, энергия сродства к электрону,

электроотрицательность; ослабевают неметаллические свойства – усиливаются металлические. Характерные следующие степени окисления: N - +1, +2, +3, +4, +5, 0, -1, -3, - 5; P – от +1 до +5 (кроме +2), 0, -2, -3; все остальные: +3, +5, -3. Характерные валентности: 3,

4, 5.

Азот пятивалентным быть не может – максимальная его валентность равна четырем, т.к. наивысшая валентность равна числу возможных квантовых ячеек на внешнем уровне – у азота их четыре (одна s и три р-орбитали), следовательно, число ковалентных связей тоже четыре. Итак, азот в невозбужденном состоянии имеет валентность три, а в возбужденном (при переходе электронов с s-подуровня) четыре. У фосфора и всех

40