Учреждение образования «БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

И. Е. Малашонок

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

ХИМИЯ

Тексты лекций для студентов специальностей 1-48 01 02 «Химическая технология органических веществ,

материалов и изделий», 1-48 02 02 «Технология лекарственных препаратов»

Минск 2014

УДК 546(075.8) ББК 24.12я73 М18

Рассмотрены и рекомендованы редакционно-издательским советом Белорусского государственного технологического университета

Рецензенты:

кандидат технических наук, доцент кафедры химии Белорусского национального технического университета А. А. Меженцев; кандидат химических наук, доцент кафедры общей химии и методики преподавания химии Белорусского государственного университета

В. Н. Хвалюк

Малашонок, И. Е.

М18 Неорганическая химия : тексты лекций для студентов специальностей 1-48 01 02 «Химическая технология органических веществ, материалов и изделий», 1-48 02 02 «Технология лекарственных препаратов» / И. Е. Малашонок. – Минск : БГТУ, 2014. – 287 с.

Тексты лекций по дисциплине «Неорганическая химия» предназначены для самостоятельной работы студентов 1-го курса химико-технологи- ческих специальностей при подготовке к практическим, лабораторным занятиям и к экзамену. Достаточно подробно рассмотрены строение, способы получения, физические, химические свойства, биогенная роль простых веществ и их соединений, приведены области их применения. Теоретический материал текстов лекций иллюстрирован примерами, схемами, рисунками.

УДК 546(075.8) ББК 24.12я73

©УО «Белорусский государственный технологический университет», 2014

©Малашонок И. Е., 2014

2

ПРЕДИСЛОВИЕ

Тексты лекций предназначены для студентов химико-техно- логических специальностей БГТУ и составлены в соответствии с типовой программой по дисциплине «Неорганическая химия». Неорганическую химию студенты изучают во втором семестре после дисциплины «Теоретические основы химии». Объем, содержание, уровень изложения материала при составлении предлагаемых текстов лекций определялись тем, что студенты должны знать основные законы и понятия химии, закономерности протекания химических процессов, уметь проводить термодинамические расчеты, расчеты по уравнениям реакций, иметь представление о свойствах химических элементов и их соединений.

В текстах лекций рассматриваются способы получения, особенности строения, физические и химические свойства s-, p- и d-элементов периодической системы Д. И. Менделеева и их соединений. В современной литературе достаточно много учебников по неорганической химии, однако среди них студентам-первокурсникам трудно найти необходимую информацию по тем или иным вопросам. Тексты лекций помогут лучше разобраться в материале, выделить наиболее важные для них сведения.

Студенты специальности 1-48 01 02 «Химическая технология органических веществ, материалов и изделий» должны быть хорошо знакомы с химией элементов, поскольку разнообразные неорганические соединения используются в органическом синтезе как в качестве реагентов, так и в качестве катализаторов. Для студентов специальности 1-48 02 02 «Технология лекарственных препаратов» важное значение в их будущей профессиональной деятельности имеют сведения о биогенной роли химических элементов и их соединений. В предлагаемой работе рассматриваются вопросы относительно воздействия некоторых химических веществ и процессов на живые организмы и окружающую среду.

Тексты лекций по неорганической химии содержат много схем, рисунков, таблиц, которые делают теоретический материал более наглядным, а также призваны помочь студентам понять механизмы протекания процессов, выявить закономерности изменения свойств веществ.

3

Тема 1. р ЭЛЕМЕНТЫ VII А ГРУППЫ (ГАЛОГЕНЫ)

Общая характеристика элементов

VII A группа: F (фтор), Cl (хлор), Br (бром), I (иод) и At (астат – радиоактивный элемент). Групповое название – галогены.

Полные электронные формулы атомов элементов VIIA группа (подчеркнуты валентные электроны):

9F: 1s22s22р5;

17Cl: 1s22s22р63s23р5; 35Br: 1s22s22р63s23р64s24р5;

53I: 1s22s22р63s23р63d104s24р64d105s25р5.

Сокращенная электронная конфигурация …ns2np5. Электронно-графическиесхемы валентных электронов фтора и хлора

восновном(невозбужденном) состоянии:

На внешнем электронном уровне атомов 7 электронов: три электронные пары и один неспаренный электрон.

У фтора, элемента 2-го периода, нет d-подуровня. Поэтому отсутствует возможность распаривания электронных пар, находящихся на втором уровне. Характерная валентность для фтора равна I. Ковалентные связи могут быть образованы как с помощью одноэлектронной орбитали атома, так и с помощью электронных пар. Ковалентность атомов фтора в соединениях теоретически равна числу электронных орбиталей, который данный атом использует для образования ковалентных связей. Известно молекулярное соединение бора с фтором B F, в котором ковалентность фтора равна 3.

Так как фтор – самый электроотрицательный элемент, его степень окисления в соединениях c другими элементами может быть только –1.

У хлора и других галогенов возможно возбуждение электронов и переход их на d-подуровни соответствующих энергетических уровней. Характерны нечетные валентности: I (в невозбужденном состоянии), III, V, VII (при распаривании электронных пар):

4

Основные характеристики галогенов представлены в табл. 1.1.

Примечание. Полужирным начертанием выделены наиболее характерные степени окисления.

При переходеот фторак иоду значениярадиусовувеличиваются, т. к.

с увеличением числа электронных слоев увеличивается расстояние между электронамивнешнегослояиядроматома.

Атомы галогенов расположены в периодической системе в конце каждого периода, являются самыми активными неметаллами в периоде, поэтому имеют большие значения энергии ионизации (I1), сродства

5

к электрону (Ее_) и электроотрицательности ( ). Энергия сродства к электрону равна значению изменения внутренней энергии при присоединении одного электрона газообразным атомом, взятому с обратным знаком. Положительное значение Ее_ соответствует экзотермическому процессу. Для фтора сродство к электрону меньше, чем для хлора. Это объясняется меньшими размерами атома фтора и большим межэлектронным расталкиванием в нем. При переходе сверху вниз неметаллические свойства галогенов ослабляются.

Наиболее резко увеличивается радиус и уменьшается энергия ионизации при переходе от фтора к хлору. Это связано с появлением на третьем энергетическом уровне d-подуровня.

Наиболее характерная степень окисления галогенов равна –1, с более электроотрицательными элементами они могут иметь и положительные степени окисления вплоть до высшей +7 (кроме F).

Свойства простых веществ. Галогены – простые вещества – состоят из двухатомных молекул (Г2). Сравнительная характеристика свойств простых веществ галогенов представлена втабл. 1.2.

В невозбужденном состоянии на внешнем электронном уровне атомов присутствует по одному неспаренному электрону.

6

Рис. 1.2. Изменение энергии связи в молекулах Г2

Между молекулами галогенов в конденсированном состоянии осуществляется слабое ван-дер-ваальсово взаимодействие (межмолекулярное взаимодействие между неполярными молекулами называется дисперсионным), поэтому у простых веществ низкие температуры плавления и кипения. Внешние электронные оболочки атомов фтора и хлора

находятся на более коротком расстоянии от ядра, чем внешние электронные оболочки атомов брома и иода. Чем ближе к ядру нахо-

дится внешняя электронная оболочка, тем она

более жесткая и менее склонна к деформации.

Электронные оболочки брома и иода более

рыхлые, в меньшей степени взаимодействуют

с ядром. С увеличением размеров атомов

возрастает поляризуемость молекул и усиливается способность к межмолекулярному взаимодействию, что приводит к повышению температур плавления и кипения. Для

твердого состояния галогенов характерна молекулярная кристаллическая решетка. Например, в узлах кристаллической решетки иода находятся молекулы I2 (рис.1.3).

При обычных условиях F2 – зеленовато-желтый, трудно сжижаемый газ с резким запахом. Фтор крайне токсичен, при попадании в организм человека вызывает отек легких, разрушение зубов, ногтей, ломкость кровеносных сосудов, повышает хрупкость костей. Cl2 – газ желто-зеленого цвета, легко сжижается. Br2 – красно-коричневая густая жидкость со зловонным запахом, ядовит (единственный жидкий при обычных условиях неметалл). I2 – фиолетовые кристаллы. Для человека смертельная доза – 2–3 г иода, но в форме иодид-ионов относительно безвреден.

Нахождение в природе. Вследствие высокой химической активности в природе галогены встречаются в виде соединений.

8

F:CaF2 – плавиковый шпат; Na3[AlF6] – криолит; Ca5(PO4)3F – фторапатит.

Cl: NaCl – поваренная (каменная) соль; KCl · NaCl – сильвинит;

KCl · MgCl2 · 6H2O – карналлит.

Br: в нефтяных скважинах, в морской воде, в отложениях хлоридов (в виде бромидов NaBr, KBr, MgBr2).

I: в подземных буровых водах, в воде океанов, в морских водорослях, в залежах селитры (иодиды и иодаты).

Способы получения галогенов

Галогены получают окислением галогенид-ионов, в виде которых они преимущественно находятся в природных соединениях. Фтор характеризуется самым высоким стандартным электродным потенциалом (2,866 В), поэтому окислителем по отношению к иону F– может быть только электрический ток.

F2 в промышленности получают электролизом расплава гидрофторида калия KНF2 или фторида калия в безводной плавиковой кислоте. Фактически электролизу подвергается НF, наличие фторида калия обеспечивает электропроводность расплава. В процессе электролиза температура плавления расплава постепенно повышается из-за увеличения содержания в нем KF. Для восстановления состава электролита его периодически насыщают НF:

KНF2 t KF + НF; Катод 2HF + 2e– = H2 + 2F–;

Анод 2F– – 2e– = F2.

Получение фтора и работа с ним осложняются из-за его высокой реакционной способности. Аппараты и коммуникации для работы с фтором обычно изготавливают из меди или никеля. Эти материалы не разрушаются фтором при температуре электролиза, под действием фтора на их поверхности образуется слой нерастворимых фторидов. Никель – наиболее стойкий по отношению к фтору металл.

В лаборатории F2 получают разложением фторидов: CoF3 CoF2 + ½F2.

9

Cl2 в промышленности получают электролизом концентрированных водных растворов хлорида натрия:

2NaCl + 2H O Электролиз 2NaOH + H + Cl ;

2 2 2

Катод 2Н2О + 2е– = Н2 + 2ОН–;

Анод 2Сl– – 2е– = Сl2.

На угольном аноде выделяется хлор, а на стальном катоде – водород. Поскольку в катодном пространстве остаются ионы натрия, не восстанавливающиеся в условиях процесса, и присутствуют гидрок- сид-ионы, образующиеся в процессе восстановления воды, то происходит накопление водного раствора щелочи NaOH – третьего товарного продукта. При получении хлора катод может быть изготовлен из ртути. В этом случае в катодном пространстве образуется особенно чистый водный раствор гидроксида натрия, но, поскольку при этом возможны потери ртути, такой способ получения хлора является экологически небезопасным.

В лаборатории Cl2 получают действием концентрированной соляной кислоты на окислители (KMnO4, MnO2, PbO2 и др.), разложением некоторыххлоридов:

16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O; MnO 4 + 8Н+ + 5е– = Mn2+ + 4Н2О, ЕMnO4 Mn2 = 1,51 В; Cl2 + 2е– = 2Сl–; ЕCl2 Cl = 1,36 В;

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O;

PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2 + 2H2O; 2AuCl3 = 2Au + 3Cl2.

Окислительная способность галогенов с увеличением заряда ядра уменьшается, о чем свидетельствует уменьшение значений стандартных электродных потенциалов ЕГ2 Г (табл. 1.2). Галогены, располо-

женные выше в подгруппе, вытесняют из галогенидов расположенные ниже галогены.

Бром и иод в промышленности получают из бромидов и иоди-

дов вытеснением хлором, электролизом водных растворов бромидов и иодидов:

10