- •Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия»
- •Лекция 1 Тема: s - Элементы I группы
- •1. Общая характеристика элементов I а группы. Особенности лития и его соединений.
- •Свойства гидроксидов
- •Расплав
- •2. Водород (Hydrogenium – воду рождающий)
- •3. Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение н2о
- •4. Пероксид водорода. Окислительно - восстановительная двойственность н2о2
- •5. Биогенная роль элементов iа группы
- •Лекция 2 Тема: s - элементы II группы
- •1. Общая характеристика элементов II а группы. Физические и химические свойства щелочноземельных металлов Ca, Sr, Ba ), их бинарных соединений, гидроксидов и солей
- •Способы получения
- •2. Особенности бериллия
- •3. Жесткость воды, ее влияние на живые организмы.
- •4. Важнейшие соединения элементов II-а группы
- •5. Биогенная роль элементов II-а группы. Применение в сельском хозяйстве
- •Лекция 3 Тема: p – Элементы III группы
- •1. Общая характеристика элементов III -a группы.
- •2. Бор. Получение. Химические свойства
- •Получение бора
- •Галогениды бора
- •3. Алюминий
- •Получение алюминия
- •Химические свойства алюминия
- •4. Биогенная роль элементов III a группы
- •Лекция 4 Тема: р - Элементы IV группы
- •1. Общая характеристика группы
- •2. Химия углерода
- •Химическая связь в молекуле со2
- •Угольная кислота и ее соли
- •I ступень
- •Сероуглерод (cs2)
- •3. Химия кремния
- •Кремниевые кислоты.
- •4. Химия германия, олова, свинца (Ge, Sn, Pb)
- •5. Биогенная роль
- •Лекция 5 Тема: р - Элементы V группы
- •Общая характеристика элементов V-а группы
- •Nh3 аммиак ph3 фосфин
- •BiH3 висмутин
- •2. Химия азота
- •Получение n2
- •Водородные соединения азота
- •Реагирует с более сильными окислителями
- •Гидразин и гидроксиламин
- •Кислородные соединения азота
- •Важнейшее соединение азота – hno3
- •Свойства концентрированной и разбавленной hno3
- •Нитраты аммония разлагаются
- •Получение азотной кислоты
- •Соли азотной кислоты. Азотные удобрения
- •Наиболее важные азотные удобрения:
- •3. Химия фосфора
- •Из фосфоритной муки сплавлением с углеродом и оксидом кремния
- •Кислородные соединения фосфора
- •Получение удобрений
- •Биогенная роль
- •1.Общая характеристика элементов VI-a группы
- •2. Химия кислорода
- •Лабораторные способы получения о2
- •Промышленные способы получения о2
- •Химические свойства о2
- •Молекула озона о3.
- •Химичесие свойства о3
- •Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода н2о2
- •Химия серы
- •Сульфаны (полисульфиды водорода)
- •П 2500c олучение so2
- •Химические свойства so2
- •1) Реакции без изменения степени окисления (типичный кислотный оксид)
- •Реакции с понижением степени окисления
- •3) Реакции с повышением степени окисления
- •3) Пропусканием so2 в растворы солей более слабых кислот
- •Триоксид серы (серный ангидрид) so3
- •Получение h2so4
- •Катализ
- •Химические свойства h2so4
- •Применение солей
- •4. Биогенная роль
- •Лекция 7 Тема: р - Элементы VII группы (галогены)
- •1.Общая характеристика элементов
- •2.Особые свойства фтора, как наиболее электроотрицательного элемента
- •Нахождение в природе
- •Способы получения
- •Химические свойства галогенов
- •IСlO4 – перхлорат йода, йод в катионной форме неустойчив
- •Способы получения галогеноводородов и их свойства
- •Свойства нCl, нBr, нi
- •Гидролиз галогенидов
- •4. Кислородсодержащие соединения галогенов
- •Оксикислоты хлора
- •Кислородсодержащие кислоты брома и йода
- •5. Биогенная роль (фтор и йод как микроэлементы)
- •230028, Г. Гродно, ул. Терешковой, 28
- •230028, Г. Гродно, ул. Терешковой, 28
IСlO4 – перхлорат йода, йод в катионной форме неустойчив
Водные растворы HГаl – кислоты, сила кислот ↓ увеличивается.
Способы получения галогеноводородов и их свойства
HF H2 + F2 – не получается из-за высокой Q
1)СaF2 + H2SO4 → CaSO4↓ + 2HF↑
t летуча
2)KHF2 → KF + HF
hν
HCl 1) H2 + Cl2 → 2HCl
2) NaClк + H2SO4 конц. → NaHSO4 + HCl↑
3) BCl3 + H2O → H3BO3 + HCl↑
Протекает ОВР
NaBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + Na2SO4 + H2O
NaI + H2SO4 → I2 + S + Na2SO4 + H2O
(H2S)
Поэтому HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора.
PBr5 + 4H2O → H3PO4 + 5HBr-
PBr3 + H2O → HBr↑+ H3PO3-
PI3 + 3H2O → H3PO3 + 3HI
Безводный HF неэлектролит, а в жидком HF возможны процессы ионизации.
2HF → H+ + HF2-
3HF → HF2- + H2F+
Жидкий HF образует целые цепочки, состоящие из молекул HF- (6,8) (HF)4, (HF)6, (HF)8, только при t = 3500ºС возможен разрыв связи H – F.
Вследствие наличия сильной водородной связи даже в парах молекулы HF ассоциированы. HF может смешиваться с Н2О в неограниченном количестве, образуя слабую плавиковую кислоту, при этом между молекулами HF и Н2О также возникают водородные связи.
HF хранят в сосудах из платины или полиэтилена. В стеклянном сосуде хранить нельзя т. к. в стекле есть SiO2, а плавиковая кислота разрушает стекло.
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O – реакция травления стекла
SiF4 + 2HF = H2[SiF6]
Для HF характерны обычные свойства кислот
Zn + 2HF = ZnF2 +H2
3HF + Al(OH)3 = AlF3 +3H2O
HF + KOH = KHF2 + H2O
NH3 +2HF = NH4HF2
Фториды – в основном нерастворимые соединения. Как и другие бинарные соединения они бывают:
Основные - галогениды металлов.
Амфотерные - с амфотерными элементами.
Кислотные - с неметаллами.
2KF +SiF4 → K2[SiF6]
3NaF + AlF3 → Na3[AlF6] 2KF + BeF2→ K2[BeF4]
O K O K
3SiF4 + 2AlF3 → Al2[SiF6]3
K O
2KI + HgI 2→ K2[HgI4] KBr + AlBr3 → K[AlBr4]
К О
Для элементов 2-го периода К.ч. = 4
3-го периода К.ч. = 6
Основные фториды гидролизуются, только растворимые в воде:
2NaF + H2O → NaHF2 + NaOH
Кислотные гидролизуются с образованием 2-х кислот:
Свойства нCl, нBr, нi
Водные растворы – сильные кислоты, галогениды – сильные восстановители:
t
2HCl- + O2 ↔ 2H2O-2 + Cl20 процесс Дикона
при t < 6000С окислитель - кислород, при высоких – хлор, поэтому процесс может протекать в прямом и обратном направлениях.
HI- + O2 → HI+5O3 +H2O
Восстановительные свойства НГаl проявляются в реакциях с кислотами:
HBr + H2SO4 к. → Br2 + S +H2O
HI I2 (H2S)
HBr + H2SO4 разб. → Br2 + SO2 +H2O
I2
Для всех этих кислот характерны реакции с Ме, с основными оксидами, с основаниями и некоторыми солями. НCl при взаимодействии с сильными окислителями окисляется до свободного хлора.
PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O