ЛЕКЦИЯ № 12. ХИМИЯ ГАЛОГЕНОВ (VII A подгруппа) Электронная конфигурация атомов галогенов Элемент Электронная формула Степени окисления F [He]2s22p5 -I 2 5 Cl [Ne]3s 3p -I, +I, +II, +III, +V, +VII, (+IV, +VI) 10 2 5 Br [Ar]3d 4s 4p -I, +I, +II, +III, +V, +VII, (+IV, +VI) I [Kr]4d105s25p5 -I, +I, +II, +III, +V, +VII, (+IV, +VI) 14 10 2 5 At [Xe]4f 5d 6s 6p Cодержание галогенов в земной коре. F Содержание, 6,5· 10-2 масс.% Минералы Флюорит CaF2 Фторапатит Ca5F(PO4)3 Cl 0,017 Br 1,6·10-5 I 4·10-5 Галит NaCl, Сильвин KCl - - Некоторые характеристики галогенов. F Cl Br I Радиус атома 0,064 0,099 0,114 0,133 ЭО 4,1 2,8 2,7 2,2 Рост радиуса атома и уменьшение электроотрицательности увеличивает металлические свойства по подгруппе VIIA CЭ, кДж/моль 328 325 295 349 ЭИ, кДж/моль 1681 1251 1140 1008 Свойства простых веществ. F2 Цвет, фазовое желтоватый газ состояние при обычных условиях Длина связи, А 1,42 Энтальпия 151 диссоциации, кДж/моль toС плавления -219,6 toC кипения -188 At ~ 1,9 270 - Cl2 зеленый газ Br2 бурая жидкость 1,98 243 2,27 199 I2 черно-серые кристаллы, в парахфиолетовый 2,67 151 -101 -34 -7,3 60 113,6 184,4 CВОБОДНЫЕ ГАЛОГЕНЫ – ОКИСЛИТЕЛИ. F2 – самый сильный окислитель F2 > Cl2 > Br2 > I2 > At2 - окислительная способность по подгруппе падает. 1) более легкий галоген вытесняет более тяжелый из галогенидов ПРИМЕР. Cl2 + 2Br- = 2Cl- + Br2 2) более тяжелый галоген вытесняет более легкий из кислородных соединений ПРИМЕР.I2 + NaClO3 → NaIO3 + Cl2 ВАЖНЕЙШИЕ СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ. Водородные соединения галогенов (галогеноводороды) HF, HCl, HBr, HI - газы, хорошо растворимые в воде. HF – слабая кислота, Кд = 7·10-4 Не обладает восстановительными свойствами. HCl, HBr, HI – сильные кислоты - сила кислот растет сверху вниз по подгруппе - в ОВР – восстановители; восстановительная способность растет сверху вниз по подгруппе AgCl, CuCl, PbCl2 – труднорастворимые соли соляной кислоты Кислородные кислоты хлора. +I +III HClO HClO2 хлорноватистая хлористая NaClO NaClO2 гипохлорит хлорит ----------------------------------слабые кислоты Кд = 3,8·10-8 Кд = 1,1·10-2 Кислородные кислоты брома HBrO Кислородные кислоты иода HIO +V +VII HClO3 HClO4 хлорноватая хлорная NaClO3 NaClO4 хлорат перхлорат ------------------------------------сильные кислоты HBrO3 HIO3 H5IO6= HIO3·2H2O ортоиодная кислота HClO > HBrO > HIO – сила кислот падает - окислительная способность падает сверху вниз ЛЕКЦИЯ № 12. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ VI A подгруппы S, Se, Te, Po - халькогены Электронная конфигурация Элемент Электронная формула O [He]2s22p4 S [Ne]3s23p4 Se [Ar]3d104s24p4 Te [Kr]4d105s25p4 Po [Xe]4f145d106s26p4 Cодержание элементов в земной коре. O Содержание, 47,0 масс.% Минералы ~21%O2 в воздухе Степени окисления -II, 0, +II(OF2) -II, -I, 0, (+II), +IV, +VI Аналогично Аналогично аналогично S 0,05 Se 10-4 Te 10-7 Сера самородная Встречаются в FeS2 – пирит ZnS, PbS обманки Cu2S медный блеск CuFeS2халькопирит CaSO4·2H2O -гипс сульфидных рудах. Добываются из отходов и шламов электролитического производства меди Некоторые характеристики элементов. O S Se Te Радиус атома 0,066 0б104 0,117 0,137 ЭО 3,5 2,6 2,5 2,1 Рост радиуса атома и уменьшение электроотрицательности усиливает металлические свойства по подгруппе VIA Свойства простых веществ. O2 Цвет, фазовое Газ, бесцв. состояние при обычных условиях toС плавления -219 o t C кипения -183 Po S Тв,желтый Se Тв, серый Te Тв, серебрсерый 119 445 217 685 450 990 ВАЖНЕЙШИЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ. H2S –газ, запах «тухлых яиц», ядовит; В 1 объеме воды растворяется ~ 3 объема газа. H2S( раствор) – сероводородная кислота Слабый электролит ( K1 = 1,7·10-4, KII = 10-11) Соли сероводородной кислоты: Сульфиды: Na2S, (NH4)2S, CaS ….. – растворимы в воде CuS,HgS, PbS ….. труднорастворимы Гидросульфиды: NaHS, Cu(HS)2… Н2S и ее соли в ОВР – восстановители. --------------------------------------------------------------------------------------------------SO2 – сернистый газ H2SO3 – сернистая кислота, устойчива только в растворе Слабый электролит(KI = 1,6·10-2, KII = 6,3·10-8) Соли H2SO3: сульфиты Na2SO3 гидросульфиты NaHSO3 SO2,H2SO3 и ее соли в ОВР : 1) Окислители: SO2 + H2S → S + H2O 2) Восстановители: SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr (восстановительные свойства преобладают) 3) Диспропорционирование: Na2SO3 → Na2S + Na2SO4 ---------------------------------------------------------------------------------------------------SO3 - серный ангидрид H2SO4 – серная кислота Сильный электролит Соли H2SO4 : Сульфаты Na2SO4, BaSO4… Гидросульфаты NaHSO4, Ca(HSO4)2… H2SO4(конц) - в ОВР окислитель . ---------------------------------------------------------------------------------------------------H2S2O3 - тиосерная кислота ( неустойчива) Na2S2O3 – тиосульфат натрия ( в ОВР – восстановитель) ---------------------------------------------------------------------------------------------------H2S4O6 – тетратионовая кислота H2S2O7 –пиросерная (дисерная) ;K2S2O7 = K2SO4· SO3 – пиросульфат калия Кислотный компонент в металлургии --------------------------------------------------------------------------------------------------H2S2O8 – пероксодисерная кислота; (NH4)S2O8 – пероксодисульфат аммония (окислитель) ЛЕКЦИЯ № 13. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ V A подгруппы Электронная конфигурация Элемент Электронная формула N [He]2s22p3 P [Ne]3s23p3 As [Ar]3d104s24p3 Sb [Kr]4d105s25p3 Bi [Xe]4f145d106s26p3 Степени окисления -III(-II,-I), 0, +I,+II,+III,+IV, +V -III, 0, (+I), +III, +V -III, 0, +III, +V -III, 0, +III, +V 0, +III, +V Cодержание элементов в земной коре. N P Содержание, 4·10-2 4·10-2 масс.% Минералы 78%(об) в Ca3(PO4)2 воздухе Фосфорит NaNO3 3Ca3(PO4)2·CaX2 (X = F,Cl,OH) апатит As 1,7·10-4 Sb 5·10-5 FeAsS Арсенопирит As2S3 аурипигмент Sb2S3 Bi2S3 антимонит висмутин Некоторые характеристики элементов. N P As Sb Радиус атома,нм 0,71 0,130 0,148 0,161 ЭО 3,1 2,2 2,1 1,8 Рост радиуса атома и уменьшение электроотрицательности усиливает металлические свойства по подгруппе VIA Свойства простых веществ. N2 P As Sb Bi 2·10-5 Bi 0,182 1,7 Bi Цвет, фазовое состояние при обычных условиях toС плавления toC кипения Плотность,г/см3 Газ, бесцв. -210 -196 0,81(ж) 44,1(бел.) 257(бел.) 1,83(бел.) Тв, серый Тв, серебрсерый 615(возг.) 5,72(сер.) 631 1634 6,68 ВАЖНЕЙШИЕ СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ. АЗОТ. СО = -III NH3 –аммиак NH3 + H2O = NH3·H2O – гидрат аммиака NH3·H2O = NH4+ + OH- ; Kд = 1,8·10-5 Кислородные соединения. СО = I N2O СО = II NO СО = III N2O3- кислотный HNO2 – азотистая кислота (слабый электролит) NaNO2 – нитрит натрия (Ox,Red) СО = IV NO2↔N2O4 (Ox,Red – диспропорционирует) СО = V N2O5 – кислотный HNO3 – азотная кислота ( сильный электролит,Ox) KNO3 – нитрат калия ФОСФОР. PH3 – фосфин Кислородные соединения . СО = +III P2O3 – кислотный H3PO3 – ортофосфористая ( двухосновная) NaH2PO3, Na2HPO3 ( ортофосфит натрия) HPO2 – метафосфористая CO = V P2O5 – кислотный оксид H3PO4 – ортофосфорная H2P2O7- пирофосфорная HPO3 –метафосфорная МЫШЬЯК, СУРЬМА AsH3 –арсин, SbH3 -стибин Кислородные соединения СО = +III Э2О3 – амфот.; Э2О3·хН2О Н3ЭО3 – ортомышьяковистая и ортосурьмянистая НЭО2 - мета – формы кислот СО = +V Э2О5 – кислотный Н3ЭО4 – орто мышьяковая и ортосурьмяная НЭО3 – мета-формы кислот ВИСМУТ. СО = III ( устойчивая) Bi2O3→Bi(OH)3 → Bi(NO3)3 (Ox,Red) CО = V ( неустойчивая) Bi2O5→ HBiO3→KBiO3(Ox) 271 1564 9,8 ЛЕКЦИЯ № 14. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ IV A подгруппы Электронная конфигурация Элемент Электронная формула C [He]2s22p2 Si [Ne]3s23p2 Ge [Ar]3d104s24p2 Sn [Kr]4d105s25p2 Pb [Xe]4f145d106s26p2 Степени окисления -IV, +II, +IV +II, +IV +II, +IV +II, +IV +II, +IV Cодержание элементов в земной коре. C Si Содержание, 0,14 27,6 масс.% Минералы CaCO3 SiO2 кальцит кремнезем, MgCO3 Силикаты магнезит алюмосиликаты Ge 1·10-4 Sn 4·10-3 - SnO2 PbS касситерит галенит Некоторые характеристики элементов. C Si Ge Sn Радиус атома,нм 0,077 0,134 0,139 0,158 ЭО 2,5 2,25 2,02 1,7 Рост радиуса атома и уменьшение электроотрицательности усиливает металлические свойства по подгруппе IVA Свойства простых веществ. C Цвет, фазовое Тв. состояние при Алмаз обычных Графит условиях Карбин фуллерены o t С плавления Возг.3700 o t C кипения Плотность,г/см3 3,52 алмаз 2,26 графит Si Тв, чер. Аморф., Кристалл. Ge Тв, Хрупкий, с мет.блеском 1415 3250 2,33(кр) 937 2850 5,32 ВАЖНЕЙШИЕ СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ IVA подгруппы. Водородные соединения. CH4 SiH4 GeH4 SnH4 Метан силан герман станнан Термическая устойчивость падает, Восстановительные свойства растут. Кислородные соединения углерода. СО СО2 PbH4 плюмбан Pb 1·10-4 Pb 0,175 1,6 Sn Тв, α-олово (серое) – п/п β-олово (белое) металл 232 2620 5,85(сер) 7,29 (бел) Pb Тв, т/серый металл 327 1745 11,34 Монооксид углерода (угарный газ) Несолеобр. Ядовит ПДК(СО) = 0,02мг/л В ОВР = Red диоксид углерода Н2CO3 –угольная кислота ( слабый электролит) Na2CO3 – карбонат натрия (сода) NaHCO3 – гидрокарбонат натрия Кислородные соединения кремния. SiО – неустойчив; SiО2 -кремнезем Н2SiO3 – метакремниевая кислота Н4SiO4 – ортокремниевая кислота уSiO2· xH2O – поликремниевые кислоты Кислородные соединения Ge, Sn, Pb CO = +II GeO SnO Ge(OH)2 Sn(OH)2 ----------------------------Амфотерны(преобл. кисл. св.) Сильные восстан. PbO Pb(OH)2 амф.(преобл. осн. св.) устойчивы CO = +IV GeO2 SnO2 Ge(OH)4 Sn(OH)4 Амфотерны( осн. св-ва усиливаются → ) Окислительные св-ва усиливаются → PbO2 – сильный окислитель. ЛЕКЦИЯ № 15. PbO2 Pb(OH)4 ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ III A подгруппы Электронная конфигурация Элемент Электронная формула B [He]2s22p1 Al [Ne]3s23p1 Ga [Ar]3d104s24p1 In [Kr]4d105s25p1 Tl [Xe]4f145d106s26p1 Степени окисления +III +III +III, +I +III, +I +III, +I Cодержание элементов в земной коре. B Al -3 Содержание, 5·10 8,13 масс.% Минералы Соли Алюмосиликаты, полиборных бокситAl2O3·xH2O кислот ~ 250 минералов Некоторые характеристики элементов. B Al Радиус атома,нм 0,091 0,143 ЭО 2,01 1,47 Ga 0,139 1,82 Ga 1,5·10-3 In 1,4·10-5 Tl 4,5·10-5 Встречаются в сульфидных полиметаллических рудах In 0,166 1,49 Tl 0,171 1,44 Рост радиуса атома и уменьшение электроотрицательности усиливает металлические свойства по подгруппе IVA Свойства простых веществ. B Цвет, фазовое Неметалл, состояние при черн.(кр) обычных коричн(аморфн) условиях toС плавления 2300 o t C кипения 3700 3 Плотность,г/см 2,34 Al Сереб.-бел металл, мягкий Ga Серый металл, мягкий In Серый металл, мягкий Tl Серый металл, мягкий 660 2500 2,7 29,8 2237 5,9 156,6 2075 7,31 303 1460 11,85 ВАЖНЕЙШИЕ СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ IIIA подгруппы. Бор В B2H6 – диборан (димер BH3) = Red MexBy – бориды металлов( жаропрочные, твердые ) BN – нитрид бора (инертный, очень твердый, тугоплавкий, алмазоподобная кр.решетка) B2O3 – оксид бора ( борный ангидрид) – кислотный оксид. H3BO3 – ортоборная кислота Na3BO3 – ортоборат натрия НВО2 – метаборная кислота NaBO2 – метаборат натрия Н2В4О7 – тетраборная кислота Na2B4O7 –тетраборат натрия Алюминий Al (AlH3)n – гидрид алюминия (полимер) Li[AlH4] – алюмогидрид лития (сильный Red) Al2O3 – оксид алюминия ( амфотерный) | Растворимы Al(OH)3 – ортогидроксид алюминия | в кислотах AlOOH – метагидроксид алюминия | и щелочах Соли: сульфаты, нитраты – растворимы в воде; AlPO4 ↓, Al2(SiO3)3↓ - нерастворимы в воде. KAl(SO4)2·12H2O – алюмокалиевые квасцы. Галлий Ga, индий In, таллий Tl Ga2O3, In2O3, Tl2O3 амфотерны, в воде не растворимы Ga(OH)3↓, In(OH)3↓ Tl(OH)3↓ - студенистые осадоки, амфотерны ( раств. в кислотах и щелочах) GaAs – арсенид галлия,( лидер полупроводников); ΔЕ = 1,45 эВ используют в сотовых телефонах(56%), светодиодах(17%), накопителях информации(8%),сплавы(6%), солнечных элементах(2%), прочее-(11%) InSb – антимонид индия, полупроводник;ΔЕ = 0,18 эВ (300оК) Используют в фотоэлементах и светофильтрах. Tl2O ,TlOH -сильные основные свойства. Соединения Tl(+III) – окислители в ОВР ( Tl(+I) – устойчив)