Общая и неорганическая химия. Лекция 17 Химия s-элементов (окончание). Особенности свойств Mg и Be. Химия p-элементов. Общая характеристика элементов VIIA- - презентация

1 Общая и неорганическая химия. Лекция 17 Химия s-элементов (окончание). Особенности свойств Mg и Be. Химия p-элементов. Общая характеристика элементов VIIA- группы (галогены). Фтор

2 Бериллий Амфотерность Be + 2HCl = BeCl 2 + H 2 Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Be(OH) 4 ] + H 2 Be + 2NaOH (т) = Na 2 BeO 2 + H 2 H3O+H3O+ OH – [Be(H 2 O) 4 ] 2+ [Be(OH) 4 ] 2– Be(OH) 2 (ПР 10 –22 ) t°(сплавление)

3 Магний Mg + H 2 O Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2 t°t° Mg + 2NH 4 Cl + 2H 2 O = = MgCl 2 + 2NH 3 ·H 2 O + H 2 H3O+H3O+ OH – [Mg(H 2 O) 6 ] 2+ Mg(OH) 2 (ПР 10 –10 )

4 Взаимодействие Mg(OH) 2 и солей аммония Mg(OH) 2(т) + 2NH 4 Cl= MgCl 2 + 2NH 3 ·H 2 O Mg(OH) 2(т) + 2NH 4 + = Mg NH 3 ·H 2 O Mg OH – 2NH Cl – 2NH 3 ·H 2 O

5 Разделение катионов Be 2+ и Mg 2+ при их совместном присутствии в растворе 1. Действие избытка щелочи: Be OH – = [Be(OH) 4 ] 2– Mg OH – = Mg(OH) 2 2. Действие NH 4 Cl + NH 3 ·H 2 O: Be NH 3 ·H 2 O = Be(OH) 2 Mg 2+ + NH 3 ·H 2 O + NH 4 +

6 Разделение катионов Sr 2+ и Ba 2+ при их совместном присутствии в растворе 1. Осаждение хроматов: Sr 2+ + CrO 4 2– = SrCrO 4 Ba 2+ + CrO 4 2– = BaCrO 4 2. Растворение хромата стронция в уксусной кислоте: 2SrCrO 4(т) + 2CH 3 COOH = = SrCr 2 O 7 + Sr(CH 3 COO) 2 + H 2 O

7 Действие CH 3 COOH на SrCrO 4 и BaCrO 4 SrCrO 4(т) + CH 3 COOH ? Sr 2+ + CrO 4 2– H 3 O + + CH 3 COO – 2HCrO 4 – +H 2 O; K к 10 –5 Cr 2 O 7 2– + H 2 O +H 2 O; K к 10 –7 ПР 10 –5 Sr 2+ + Cr 2 O 7 2– + CH 3 COO – + H 2 O BaCrO 4(т) + CH 3 COOH ПР 10 –10

8 Действие HCl на BaCrO 4 BaCrO 4(т) + HCl ? Ba 2+ + CrO 4 2– H 3 O + + Cl – H 2 CrO 4 +H 2 O H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O +H 2 O; K к 10 –7 ПР 10 –10 Ba 2+ + H 2 Cr 2 O 7 + Cl – + H 2 O 2HCrO 4 – 2BaCrO 4(т) + 4HCl = 2BaCl 2 + H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O

9 Осаждение Li 3 PO 4 : C Li + 3 ·C PO 4 3– ПР Li 3 PO 4 3LiCl + Na 3 PO 4 = Li 3 PO 4 + 2NaCl LiCl + Na 2 HPO 4 Li 3 PO 4 + … Na 2 HPO 4 = 2Na + + HPO 4 2– HPO 4 2– + H 2 O H 2 PO 4 – + OH – HPO 4 2– + H 2 O PO 4 3– + H 3 O + 3LiCl = 3Li + + 3Cl – 2HPO 4 2– H 2 PO 4 – + PO 4 3– 3LiCl + 2Na 2 HPO 4 Li 3 PO 4 + NaH 2 PO 4 + 3NaCl

10 Общая характеристика p - элементов Общая электронная формула: […] ns 2 (n–2)f 14 (n–1)d 10 np 1 6 Степени окисления (от –IV до +VII). Отличие свойств последнего элемента группы (6 период): стабилизация низшей степени окисления. Например, в IIIA-группе таллий(I); в IVA-группе свинец(II); в VA-группе висмут(III) и т.д. Х арактерно образование кратных ( - и -) связей; тип гибридизации атомных орбиталей преимущественно sp 3.

11 р - элементы: Для простых и сложных веществ: катенация – образование структур типа –ЭЭЭ– … (O 3, P 4, S 8, Na 2 Se 5, HN 3 …) и –ЭОЭОЭ– … (H 2 S 2 O 7, Na 2 B 4 O 7...). Неметаллические свойства: склонность к образованию одноатомных анионов (S 2–, Cl – и т.д.), к образованию только сложных катионов (NH 4 +, NO + и т.д.), окислительные свойства. С увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз по группе) усилива е тся металличность.

12 Элементы VIIА-группы (галогены) Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10 np 5 E i 1700 кДж/моль E e –385 кДж/моль Г стремятся образовать анион Г – Степени окисления: F: –I, 0 Cl, Br, I, At: –I, 0, +I, …. +VII

13 Элементы VIIА-группы (галогены) FClBrIAt z ArAr 18,99835,4579,90126,90209,99 4,102,832,742,211,90

14 Простые вещества: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, At 2 Иод Бром Фтор Хлор

15 Энергия связи ГГ (E св, кДж/моль) F2F2 Cl 2 Br 2 I2I F 2 Cl 2 Br 2 I z E св Cl -связь F F + дативный механизм

16 Фтор: распространение в природе Кларк 0,03% Флюорит (плавиковый шпат) CaF 2 Криолит Na 3 [AlF 6 ] Фторапатит 3Ca 3 (PO 4 ) 2 · CaF 2 Фторапатит Флюорит Криолит

17 Кристаллы флюорита

18 Фтор F 2 т.пл. –220 °С, т.кип. –183 °С Э + F 2 Э + F –I ( - высшая возможная степень окисления; Э – все, кроме He, Ne, Ar, N 2, O 2 ) NH 3 + 3F 2 = NF 3 + 3HF H 2 O + F 2 = 2HF + [O] [O] + F 2 = OF 2 O n F 2 (n = 1 8) 2F 2 + 2KOH (разб.) = 2KF + OF 2 + H 2 O SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2

19 Соединения фтора. Фтороводород Фтороводород HF : (HF) n т.кип. +19,5 °С, неограниченно растворим в воде Автопротолиз: H 2 F 2 + HF HF 2 + H 2 F +, K s = 2,1 · 10 –11 Протонодонорные свойства: HF + HNO 3 F – + H 2 NO 3 + В водном р-ре – слабая кислота: HF + H 2 O F – + H 3 O +, K К = 6, (25 °C)

20 Фтороводород SiO 2 + 4HF(г) = SiF 4 + 2H 2 O (травление стекла) SiO 2 + 6HF (изб.) = =H 2 [SiF 6 ] + 2H 2 O

21 Открытие фтора Фтор впервые получен в 1886 г. (А. Муассан, электролиз смеси HF и KF) Анри Муассан ( ) Установки для получения фтора

22 Получение фтора и фтороводорода В промышленности: электролиз расплава KHF 2 (т. пл. 239 °C) или KH 2 F 3 (т. пл. 70 °C) Катод (–) : 2HF + 2e – = H 2 + 2F – Анод (+): 2F – – 2e – = F 2 В лаборатории: 2CoF 3 = 2CoF 2 + F 2 K 2 [NiF 6 ] = 2KF + NiF 2 + F 2 Получение HF: CaF 2 + H 2 SO 4 (конц) = CaSO 4 + 2HF ( С)

23 Применение В одоподготовка (обеззараживание воды фторированием) Фторуглеродные соединения (фреоны, фторкаучуки, фторопласты (тефлоны ) и т.п. HF: получение синтетического криолита для производства алюминия, катализаторы, травление стекла и металлов, получение фторидов урана, олова и др.