Библиотека, читать онлайн, скачать книги txt

БОЛЬШАЯ БИБЛИОТЕКА

МЕЧТА ЛЮБОГО


Химические свойства галогенов 9 класс

Хлор и сера 15. Общая характеристика галогенов и халькогенов Галогены "рождающие соли" — элементы VIIA группы. К ним относятся фтор, хлор, бром и йод. В эту же группу входит и неустойчивый, а потому не встречающийся в природе астат. Иногда к этой группе относят и водород. Халькогены "рождающие медь" — элементы VIA группы. К ним относятся кислород, сера, селен, теллур и практически не встречающийся в природе полоний. Атомов остальных элементов в сотни и тысячи раз меньше. Кислород вы уже изучали в восьмом классе гл. Орбитальные радиусы атомов галогенов и халькогенов невелики и лишь у четвертых атомов каждой группы приближаются к одному ангстрему. Это приводит к тому, что все эти элементы, представляют собой элементы, образующие неметаллы и только теллур и йод проявляют некоторые признаки амфотерности. Общая валентная электронная формула галогенов — ns 2 np 5, а халькогенов — ns 2 np 4. Маленькие размеры атомов не позволяют им отдавать электроны, напротив, атомы этих элементов склонны их принимать, образуя однозарядные у галогенов и двухзарядные у халькогенов анионы. Соединяясь с небольшими атомами, атомы этих элементов образуют ковалентные связи. Семь валентных электронов дают возможность атомам галогенов кроме фтора образовывать до семи ковалентных связей, а шесть валентных электронов атомов халькогенов — до шести ковалентных связей. В соединениях фтора — самого электроотрицательного элемента — возможна только одна степень окисления, а именно —I. У кислорода, как вы знаете, максимальная степень окисления +II. У атомов остальных элементов высшая степень окисления равна номеру группы. Простые вещества элементов VIIA группы однотипны по строению. Они состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор — газы, бром — жидкость, а йод — твердое вещество. По химическим свойствам эти вещества сильные окислители. Из-за роста размеров атомов с увеличением порядкового номера их окислительная активность снижается. Из простых веществ элементов VIA группы при обычных условиях газообразны только кислород и озон, состоящие из двухатомных и трехатомных молекул, соответственно; остальные — твердые вещества. Сера состоит из восьмиатомных циклических молекул S 8, селен и теллур из полимерных молекул Se n и Te n. По своей окислительной активности халькогены уступают галогенам: сильным окислителем из них является только кислород, остальные же проявляют окислительные свойства в значительно меньшей степени. Состав водородных соединений галогенов НЭ полностью отвечает общему правилу, а халькогены, кроме обычных водородных соединений состава H 2Э, могут образовывать и более сложные водородные соединения состава Н 2Э n цепочечного строения. В водных растворах и галогеноводороды, и остальные халькогеноводороды проявляют кислотные свойства. Их молекулы — частицы-кислоты. Из них сильными кислотами являются только HCl, HBr и HI. Для галогенов образование оксидов нехарактерно, большинство из них неустойчиво, однако высшие оксиды состава Э 2О 7 известны для всех галогенов кроме фтора, кислородные соединения которого не являются оксидами. Все оксиды галогенов — молекулярные вещества, по химическим свойствам — кислотные оксиды. В соответствии со своими валентными возможностями халькогены образуют два ряда оксидов: ЭО 2 и ЭО 3. Все эти оксиды кислотные. Гидроксиды галогенов и халькогенов представляют собой оксокислоты. Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов VIA и VIIA групп. Укажите внешние и валентные электроны. Хлор самый распространенный, а потому и важнейший из галогенов. В земной коре хлор встречается в составе минералов: галита каменной соли NaCl, сильвина KCl, карналлита KCl·MgCl 2·6H 2O и многих. Основной промышленный способ получения — электролиз хлоридов натрия или калия. Простое вещество хлор — газ зеленоватого цвета с едким удушающим запахом. При —101 °С конденсируется в желто-зеленую жидкость. Хлор весьма ядовит, во время первой мировой войны его даже пытались использовать в качестве боевого отравляющего вещества. Хлор — один из самых сильных окислителей. Он реагирует с большинством простых веществ исключение: благородные газы, кислород, азот, графит, алмаз и некоторые. В воде хлор частично растворяется физическиа частично обратимо реагирует с ней см. В результате образуется раствор хлорида и гипохлорита калия. В случае реакции с гидроксидом кальция образуется смесь CaCl 2 и Ca ClO 2, называемая хлорной известью. В случае реакции с KOH так получают хлорат калия, называемый бертолетовой солью. Хлороводород — единственное водородное соединение хлора. Этот бесцветный газ с удушающим запахом хорошо растворим в воде нацело реагирует с ней, образуя ионы оксония и хлорид-ионы см. Его раствор в воде называют соляной или хлороводородной кислотой. Это один из важнейших продуктов химической технологии, так как расходуется соляная кислота во многих отраслях промышленности. Огромное значение она имеет и для человека, в частности потому, что содержится в желудочном соке, способствуя перевариванию пищи. Хлороводород раньше получали в промышленности, сжигая хлор в водороде. Высший оксид хлора Cl 2O 7 — бесцветная маслянистая жидкость, молекулярное вещество, кислотный оксид. В результате реакции с водой образует хлорную кислоту HClO 4, единственную оксокислоту хлора, существующую как индивидуальное вещество; остальные оксокислоты хлора известны только в водных растворах. Сведения об этих кислотах хлора приведены в таблице 35. Исключение составляют AgCl, PbCl 2, TlCl и Hg 2Cl 2. Гипохлориты натрия и калия входят в состав различных бытовых и промышленных отбеливателей. Хлорная известь также используется как отбеливатель, кроме того ее используют как дезинфицирующее средство. Хлорат калия используют в производстве спичек, взрывчатых веществ и пиротехнических составов. Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения. Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно. Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а хлора, б хлороводорода и соляной кислотыв хлорида калия и г хлорида бария. Химические свойства соединений хлора В различны условиях устойчивы различные аллотропные модификации элемента сера. При обычных условиях простое вещество сера представляет собой желтое хрупкое кристаллическое вещество, состоящее из восьмиатомных молекул: Это так называемая ромбическая сера или -сера S 8. Название происходит от кристаллографического термина, характеризующего симметрию кристаллов этого вещества. При нагревании она плавится 113 °Спревращаясь в подвижную желтую жидкость, состоящую из таких же молекул. При дальнейшем нагревании происходит разрыв циклов и образование очень длинных полимерных молекул — расплав темнеет и становится очень вязким. Это так называемая -сера S n. Кипит сера 445 °С в виде двухатомных молекул S 2, аналогичных по строению молекулам кислорода. Строение этих молекул также, как и молекул кислорода, не может быть описано в рамках модели ковалентной связи. Кроме того существуют и другие аллотропные модификации серы. В природе встречаются месторождения самородной серы, из которых ее и добывают. Большая часть добываемой серы используется для производства серной кислоты. Часть серы используют в сельском хозяйстве для защиты растений. Очищенная сера применяется в медицине для лечения кожных заболеваний. Из водородных соединений серы наибольшее значение имеет сероводород моносульфан H 2S. Это бесцветный ядовитый газ с запахом тухлых яиц. В воде он малорастворим. В незначительной степени в водном растворе происходит протолиз молекул сероводорода и в еще меньшей степени — образующихся при этом гидросульфид-ионов см. Тем не менее, раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой или сероводородной водой. Кроме сероводорода, сера образует и другие сульфаны H 2S n, например, дисульфан H 2S 2, аналогичный по строению пероксиду водорода. Это тоже очень слабая кислота; ее солью является пирит FeS 2. В соответствии с валентными возможностями своих атомов сера образует два оксида: SO 2 и SO 3. Диоксид серы тривиальное название — сернистый газ — бесцветный газ с резким запахом, вызывающим кашель. Триоксид серы старое название — серный ангидрид — твердое крайне гигроскопичное немолекулярное вещество, при нагревании переходящее в молекулярное. При реакции с водой образуют соответственно сернистую и серную кислоты. В разбавленных растворах серная кислота — типичная сильная кислота со всеми характерными для них свойствами. Чистая серная кислота, а также ее концентрированные растворы — очень сильные окислители, причем атомами-окислителями здесь являются не атомы водорода, атомы серы, переходящие из степени окисления +VI в степень окисления +IV. Таким образом, с концентрированной серной кислотой реагируют даже металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода Cu, Ag, Hg. Вместе с тем с концентрированной серной кислотой не реагируют некоторые довольно активные металлы Fe, Cr, Al и др. Это явление называется пассивацией. Будучи двухосновной кислотой, серная кислота образует два ряда солей: средние и кислые. Кислые соли выделены только для щелочных элементов и аммония, существование других кислых солей вызывает сомнение. Большинство средних сульфатов растворимо в воде и, так как сульфат-ион практически не является анионным основанием, не подвергаются гидролизу по аниону. Качественной реакцией на сульфат-ион является осаждение исследуемым раствором сульфата бария из подкисленного соляной кислотой раствора хлорида бария. Составьте структурные формулы а сероводорода, б дисульфана, в пирита, г сульфата алюминия, д гидросульфата аммония. Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения. Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно. Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а серы, б сероводорода и сероводородной кислотыв диоксида серы и г серной кислоты. Химические свойства соединений серы. Современные промышленные методы производства серной кислоты основаны на получении диоксида серы 1-й этапокислении его в триоксид 2-й этап и взаимодействии триоксида серы с водой 3-й этап. Процесс обжига сульфидных руд в цветной металлургии всегда сопровождается образованием диоксида серы, который идет на производство серной кислоты. В обычных условиях окислить кислородом диоксид серы невозможно. Окисление проводят при нагревании в присутствии катализатора — оксида ванадия V или платины. Несмотря на то, что реакция 2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q обратима, выход достигает 99 %. Если пропускать образующуюся газовую смесь триоксида серы с воздухом через чистую воду, большая часть триоксида серы не поглощается. Чтобы предотвратить потери, газовую смесь пропускают через серную кислоту или ее концентрированные растворы. Раствор дисерной кислоты в серной называют олеумом и часто представляют как раствор триоксида серы в серной кислоте. Разбавляя олеум водой, можно получить как чистую серную кислоту, так и ее растворы. Cоставьте структурные формулы а диоксида серы, б триоксида серы, в серной кислоты, г дисерной кислоты. Сервер создается при поддержке Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах Вебдизайн: Copyright C Copyright C.



copyright © skladpolov.ru