Химия неметаллов. Общая характеристика. Лекция № 13 VIIA, VIA, VA подгруппы
VII А подгруппа - галогены F [He] 2s 2 2p 5 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Br [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 I [Kr] 4d 10 5s 2 5p 5 At [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 Эл. строение r ат ЭО ns 2 np 5 - I - I, I, III, (IV), V, (VI), VII - I, I, III, V, VII - I, I, III, V, VII Степени окисления
О [He] 2s 2 2p 4 S [Ne] 3s 2 3p 4 Se [Ar] 3d 10 4s 2 4p 4 Te [Kr] 4d 10 5s 2 5p 4 Po [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 4 Эл. строение r ат ЭО VI А подгруппа - халькогены …n s 2 n p 4 - II, ( -I ) - II, ( -I ), IV, VI II, IV Степени окисления
N [He] 2 s 2 2 p 3 P [Ne] 3 s 2 3 p 3 As [Ar] 3 d 10 4 s 2 4 p 3 Sb [Kr] 4 d 10 5 s 2 5 p 3 Bi [Xe] 4 f 14 5 d 10 6 s 2 6 p 3 Степени окисления -III(-II,-I), I, II, III, IV, V - III, III, V r ат ЭО - III, (I), III, V n s 2 n p 3 VA подгруппа – подгруппа азота
Физические свойства галогенов I 2( к) I 2( г) газы жёлто-зелёного цвета F 2( г), Cl 2( г) Фтор – трудносжижаемый газ, t кип = -188 ºC Хлор – легко сжижается, t кип = -34 º С Br 2( ж) Красно-коричневая жидкость с тяжелыми коричневыми парами t кип = - 59,8 °С Блестящие темно-фиолетовые кристаллы Твердое вещество
Озон O 3 – бесцветный токсичный газ с характерным резким запахом жидкий кислород t кип = –183 °C Кислород O 2 - газ без запаха, без цвета Физические свойства халькогенов
Сера ромбическая ( ) t 95 °C Молекулы S 8 95 °C t 120°C Сера моноклинная ( ) t плав. - 112,8° С - 2,07 г / см 3 t плав. - 119,3°C - 1,96 г / см 3 > 95,5 °C Аллотропные модификации серы
Вязкость жидкой серы t 200 300 Возрастание вязкости: размыкание циклов S 8 и образование длинных цепей S n Понижение вязкости : уменьшение длины цепей S n Сера пластическая (аморфная)
N 2 - газ жидкий азот T кип = –196 °C содержат в сосудах Дьюара Физические свойства азота 80 % (по объёму) N 2 в воздухе NaNO 3 - чилийская селитра
Химические свойства галогенов Все галогены - типичные окислители, их активность уменьшается при переходе от фтора к иоду C металлами : 2Al + 3F 2 2AlF 3 + Q 3Cl 2 + 2Al 2AlCl 3 + Q Br 2 + Al AlBr 3 C неметаллами : F 2 + Si SiF 4 H 2 + F 2 HF H 2 + Cl 2 2HCl Br 2 + H 2 2HBr I 2 + H 2 2HI Взрыв ! Экзотерм. t – 200-300 ºC t – 5 00- 6 00 ºC
2F 2 +2H 2 O 4HF + O 2 2 F 2 +2NaOH OF 2 + 2NaF + H 2 O Cl 2 + Н 2 О HCl + HClO Разлагает ! диспропорционирует NaBr + NaBrO + H 2 O Br 2 + NaOH NaBr + NaBrO 3 + H 2 O 0 °C 80 ° C Разлагает ! диспропорционирует
Химические свойства халькогенов O 2 реагирует с большинством простых веществ и является окислителем O 3 – более сильный окислитель, чем кислород S S О 2 SF 6 О 2 F 2 SCl 2 газ сернистый газ С l 2 IV II жид. FeS H 2 S Fe S Н 2 CS 2 C Si SiS 2 P P 2 S 3 Al Al 2 S 3 S - восстановитель S - окислитель t - комнатная При нагревании
Химические свойства азота АЗОТ – « безжизненный» :N N: Азот - активный неметалл и малоактивное простое вещество из-за высокой прочности тройной связи в молекуле N 2 + O 2 NO N 2 + H 2 NH 3 Li + N 2 Li 3 N N 2 + Na Na 3 N N 2 + Mg Mg 3 N 2 N 2 + Al AlN истинные нитриды Ti + N 2 Ti x N y Zr + N 2 Zr x N y нитриды переменного состава тугоплавкие, коррозионностойкие материалы
Водородные соединения галогенов HF HCl HBr HI плавиковая кислота соляная кислота бромоводородная кислота йодоводородная кислота Водные растворы HF + SiO 2 SiF 4 + H 2 O KHF 2 H 2 F 2, H 3 F 3, HF HCl HBr HI фтороводород хлороводород бромоводород иодоводород Газы, хорошо растворимые в воде С aF 2( к ) + H 2 SO 4 (конц) CaSO 4 + HF HF 150
HCl H 2 + Cl 2 HCl ( на свету ) h NaCl( тв.) + H 2 SO 4 ( конц.) = HCl ↑ + Na 2 SO 4 Растворимость HCl в воде велика, в 1 л воды при 25 ° С растворяется 426 л HCl. Максимальная концентрация кислоты составляет 35-38 % HCl конц. + KMnO 4 Cl 2 + HBr и HI – сильные кислоты. В ОВР являются восстановителями : 2Cu 2+ + 4I ˉ = 2CuI + I 2 2Br ˉ + Cl 2 = Br 2 + 2Clˉ 2I ˉ + Br 2 = I 2 + 2Brˉ HCl конц. - сильнейший восстановитель HBr HI
Большинство солей – хлоридов, бромидов и йодидов хорошо растворимы в воде, фториды хуже. Однако фторид серебра хорошо растворим. Cоли галогенов (галогениды) AgCl AgBr AgI AgF белый кремовый бледно-желтый растворим CuCl PbCl 2 белый белый CuI Pb I 2 белый белый
Восстановительные свойства галогенид-ионов F - Cl - Br - I - восстановительные свойства F - - никогда не будет восстановителем Cl - - только в концентрированной HCl Br - - относительно слабый восстановитель I - - сильный восстановитель NaBr + H 2 SO 4 Br 2 + SO 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O NaI+ H 2 SO 4 I 2 + H 2 S + Na 2 SO 4 + H 2 O
H 2 S H 2 Se H 2 Te Газы, умеренно растворимые в воде; ядовиты Водородные соединения халькогенов водные растворы - кислоты Сероводородная кислота Селеноводородная кислота Теллуроводородная кислота кислотные св-ва H 2 S + O 2 SO 2 + H 2 O S + H 2 O O 2 - изб. O 2 -недост. H 2 S H + + HS - K дисс. 10 -8 HS - H + + S 2- K дисс. 10 -14 Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH (h ~ 90 %) H 2 S + Br 2 S + HBr K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 S + Cr 2 (SO 4 ) 3 +
Cульфиды черные PbS, С uS, FeS, Ag 2 S, HgS желтые CdS, SnS 2 белы Й ZnS p озовый (телесный) MnS Na 2 S + S = Na 2 S 2 дисульфид натрия ( Na 2 S x ) x - от 2 до 9 Na — S — S — Na C ульфиды – сильные восстановители FeS 2 Полисульфиды
Аммиак (степень окисления азота - III) Бесцветный газ с резким запахом (запах нашатыря), сжижается при -33, 4°С NH 3 NH 4 Cl + Ca(OH) 2 NH 3 + CaCl 2 + H 2 O ( t = 200 C) При 20 º С в 1 объеме Н 2 О - 70 0 объемов NH 3 ~ 25% р-р 10 %-ный раствор NH 3 – «нашатырный спирт» H 3 N HOH NH 3 • H 2 O водородная связь NH 4 + : NH 3 + H + NH 4 + донорно-акцепторный механизм NH 3 + H 2 O NH 3 • H 2 O NH 4 OH NH 4 + + OH - К дисс 10 -5 рН = 11,8 слабое основание
Химические свойства аммиака Реакции присоединения: NH 3( г) + HCl (г) NH 4 Cl (к) NH 3 + H + NH 4 + Реакции замещения: NH 3 KNH 2 +K, t + K, t +K, t -H 2 -H 2 K 2 NH -H 2 K 3 N нитрид калия Реакции окисления: NH 3 + O 2 N 2 +H 2 O t NH 3 + O 2 NO + H 2 O Pt ОВР: NH 3 + KMnO 4 N 2 + MnO 2 + KOH + H 2 O 5. Все соли аммония термически неустойчивы NH 4 Cl NH 3 + HCl t NH 4 ClO 4 N 2 + HCl + H 2 O t
Дополнительные материалы Лекция № 13 ХИМИЯ НЕМЕТАЛЛОВ ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Распространение в природе галогенов Cодержание в земной коре, % F Cl Br I At 0,03 0,2 10 -4 10 -5 F флюорит CaF 2 криолит Na 3 AlF 6 фторапатит Ca 5 F(PO 4 ) 3 С l сильвин KCl поваренная соль NaCl бишофит MgCl 2 карналлит MgCl 2 · KCl · 6H 2 O Br бромиды калия, натрия, магния - содержатся в морской воде, в воде озер, в подземных рассолах I водоросли морской воды, подземные воды, соли иодаты, периодаты, сопутствующие другим минералам
ФЛЮОРИТ CaF 2
Минералы – хлориды Галит ( NaCl ) Сильвин ( KCl )
Минералы, содержащие фтор Апатит Ca 5 ( PO 4 ) 3 F, Cl Фосфорит
Содержание в земной коре, масс.% О S Se Te Po 4 7, 0 0,05 10 –4 10 – 7 10 –14 Распространение в природе халькогенов
- макс. содержание на высоте 25 км (озоновый слой). Сера - самородная сера; - минералы двух видов: сульфидные и сульфатные. Кислород - самый распространённый элемент; - входит в состав воды, оксидов кремния и алюминия; - cоставляет 21 % земной атмосферы Озон - c ера встречается в природном газе и сырой нефти
Селен и теллур - находятся в виде примесей в сульфидных рудах. CaSO 4 2H 2 O - гипс BaSO 4 - барит или тяжелый шпат MgSO 4 7 H 2 O - горькая или английская соль Au 2 Te - калаверит или теллуристое золото FeS 2 - пирит, а также железный или серный колчедан PbS - галенит или свинцовый блеск ZnS - c фалерит или цинковая обманка HgS - киноварь Cu 2 S - халькозин NiS - миллерит С uFeS 2 - халькопирит или медный колчедан Основные минералы серы
Природные соединения серы Самородная сера Сульфидная руда CuFeS 2 Халькопирит (медный колчедан) Сульфатная руда Гипс CaSO 4 ·2 H 2 O
Методы получения
Получение галогенов Фтор : электролиз расплавов фторидов металлов KF + 2HF F 2 + H 2 70°C Хлор : электролиз расплава NaCl Na + Cl 2 870 ° С электролиз электролиз
C хема электролитической ячейки, используемой для промышленного получения металлического натрия и хлора На катоде : Na + + e = Na( ж.) (восстановление) На аноде : 2 Cl ˉ = Cl 2( газ) + 2 е (окисление)
Электролиз насыщенного водного раствора ( рассола) : 2H + + 2 e H 2 2H 2 O + 2 e H 2 + 2OH ˉ 2Cl - - 2 e Cl 2 На катоде : На аноде :
2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2 Cуммарная реакция электр. ток диафрагма продукты электролиза : хлор, водород, едкий натр (каустическая сода) В лаборатории его синтезируют по реакции : М nO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O Бром и иод получают, пропуская хлор через растворы бромидов и иодидов (используя морские и подземные буровые воды) 2KBr + Cl 2 = Br 2 + 2KCl 2KI + Cl 2 = I 2 + 2KCl
1. Из природных месторождений элементарной серы Сера Метод Фраша : перегретая вода (180 С) плавит серу, которая затем поднимается на поверхность под давлением Получение халькогенов
2. Попутно из сульфидных руд. Важным источником получения серы служит железный колчедан (пирит) FeS 2 + H 2 SO 4 + O 2 S + Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O t в автоклаве Cелен Теллур Получают попутно из полупродуктов металлургии Pb, Cu, Ni Так, в производстве меди при электролитическом рафинировании в шламе накапливаются Se, Te, Ag, Au и др. элементы, откуда их извлекают.
ПРОИЗВОДСТВО СЕРНОЙ КИСЛОТЫ SO 2 SO 3 FeS 2 H 2 SO 4 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4, Δ H < 0
KNO 3 + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HNO 3 t = 150 °C - в лаборатории: - в промышленности: N 2 NH 3 H 2 O 2 t, Pt NO NO 2 O 2 H 2 O O 2 NO 2 + H 2 O HNO 2 + HNO 3 HNO 2 HNO 3 + NO + H 2 O Р, t, кат. NO + HNO 3 Азотная кислота. Получение
Области применения
Области применения галогенов - металлургия Al, Be, Zr, Nb … получение фторопластов, фреонов; - оптические материалы и волоконная оптика; - разделение изотопов урана в виде UF 6 ; - хлорная металлургия; - производство полимеров и растворителей; - синтез HCl; производство ПВХ - получение металлов высокой чистоты; - галогенные лампы; - медицина; фотография; F Cl Br I -
- производство серной кислоты - вулканизация каучука, органический синтез - производство спичек и черного пороха - сельское хозяйство Se Те - добавка к сплавам S - производство фотоэлементов и выпрямителей электрического тока, оптических приборов, в фотографии - медицина Области применения халькогенов
- производство неорганических кислот; - гидрометаллургия: производство цветных металлов; - травление металлов; - органический синтез; - производство взрывчатых веществ; - для очистки нефтепродуктов; - производство лекарственных препаратов и др. Основные области применения серной кислоты
Основные области применения аммиака и азотной кислоты Аммиак Азотная кислота полиамиды полиакрилонитрил Карбонат аммония утропин Холодильная техника Сульфат аммония аммофос Аммиачная селитра Жидкие удобрения полиуретаны Нитраты и нитриты нитролаки колоксилин пироксилин тротил аммониты нитробензол нитрофоска карбамид
