2.Галогениды n, p, As, Sb, Bi. Получение, характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов.

Галогениды азота неустойч соед, кроме NF₃., разлагается водой при электрическом разряде 2NF₃+3H₂O=N₂O₃+6HF Наибольшее практич значение из галогенидов азота имеют соед азота с хлором – хлорамины. NCl₃ трихлорамин, NHCl₂ – дихлорамин, NH₂Cl – монохлорамин. Все они неустойчивы и легко разлагаются водой: NCl₃+3H₂O=NH₃+3HClO хлорамины исп в практике как отбеливающие и дезинфицирующие средства.

Галогениды фосфора PГ₃, РГ₅ (кроме йодида фосфора (V)) получают непосредственно из простых в-в. Легко разлагаются водой, поэтому дымят на воздухе: PCl₃+3H₂O=H₃РO₃+3HCl

PCl₅+H₂O=POCl₃+2HCl

POCl₃+3H₂O=H₃PO₄+3HCl

AsCl₅, AsCl₃, SbCl₅ – к-тные соед, в водных р-рах гидролизованы нацело, но обратимо: AsCl₃+4H₂O=As(OH)₃+3HCl

AsCl₅+4H₂O=H₃AsO₅+5HCl

SbCl₅+4H₂O=H₃SbO₄+5HCl

В хлоридах сурьмы (III) и висмута (III) связь более ионная. В водных р-рах SbCl₃ и BiCl₃ сильно гидролизованы с образованием основных солей Э(OH)₂Сl, которые отщепляя воду, выпадают в осадок в виде оксидхлорида ЭOCl:

ЭCl₃+H₂O=ЭOCl+2HCl

Билет 21

1.Многоэлектронные атомы. Заполнение электронных оболочек (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда). Квантовые числа.

Электронная оболочка атома — область пространства вероятного местонахождения электронов.

Принцип наименьшей энергии.

Макс устойчивость атома (как системы) соответствует минимуму его полной энергии. Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атоме электронами происходит в соответствии с этим принципом наименьшей энергии.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были одинаковыми.

Правило Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально

Квантовые числа (уже были)

2.Кислород. Методы получения, физические свойств. Химические свойства. Соединения (оксиды, надпероксиды, озониды). Получение, свойства.

Кислород — хим активный неме, явл самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое в-во кислород при н. у. — газ без цвета, вкуса и запаха.

Самый распространённый элемент

Получение: В лаб получают разложением солей и оксидов: 2KClO3 2KCl + 3O2 (катализатор MnO2)

2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2

2KNO3=2KNO2+O2

Физические свойства

При н. у. кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха. Слабо р-ряется в воде и спирте. Явл парамагнетиком. Жидкий кислород — это бледно-голубая жидкость. Твёрдый кислород — синие кристаллы.

Химические свойства: Сильный ок-ль, взаимодействует практически со всеми эл-тами, образуя оксиды. СО −2. Как правило, р-ция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении темп. Кислород реагирует непосредственно со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под возд электрич разряда или ультрафиолета.

Пероксиды СО атома кислорода, формально равна −1. Напр, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na+O2→Na2O2

BaO2+H2SO4→BaSO4↓+H2O2

Надпероксиды формально имеет СО −½, то есть один электрон на два атома кислорода. Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Na2O2+O2→2NaO2

K, Rb и Cs реаг с О2 с обр надпероксидов:

K+O2→KO2 (загрязнен примесями пероксида К)

Озониды содержат ион с СО кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

4O3+4NaOH→4NaO3+2H2O+O2

Пероксиды, надпероксиды и озониды проявляют окислительные свойства:

KO2+CrCl3+4KOH=K2CrO4+3KCl+2H2O, а с сильными ок-лями восстановительные: 5BaO2+2KMnO4+8H2SO4=2MnSO4+5O2+5BaSO4+K2SO4+8H2O

Водой эти соед легко разлагаются: Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2

2KO2+2H2O=2KOH+H2O2+O2

4KO3+2H2O=4KOH+5O2

Оксиды

Сущ три типа оксидов: основные, кислотные, амфотерные. D-элементы в низших СО образуют основные оксиды, а в высших – кислотные.

Билет 22