Презентация на тему "Общая и неорганическая химия"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Общая и неорганическая химия

  Общая характеристика элементов VIA-группы (халькогены). Кислород

• 
  Слайд 2

  Элементы VIА-группы (халькогены)

• 
  Слайд 3
  

  Общая электронная формула: […] ns2 (n–1)d10np4 Степени окисления: O:–II, –I, 0, +I, +II H2O; H2O2; O2; O2F2; OF2 S, Se, Te (Po): –II, 0, (+II), +IV, +VI H2Э;Эх;ЭО2;ЭО3

• 
  Слайд 4

  Простые вещества

  Аллотропия: O2, O3 (озон) S8(ромбич.), S8 (монокл.), S6, S4, Sx(пластич.), S2 Se красн. Seсерый Селен Сера Теллур

• 
  Слайд 5

  Взаимодействие с водой,кислотами и щелочами

  O2, S(т), Se(т), Te(т)+ H2O(ж)  3S + 2H2O  2H2S + SO2(t) (дисмутация) Te + 2H2O  TeO2 + 2H2 Po + 2HCl = PoCl2+ 2H2 3S + 6NaOH = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O (Se,Te) (дисмутация) Э + 6OH– – 4e =ЭO32– + 3H2O Э + 2e =Э2

• 
  Слайд 6

  Соединения Э–II

  H2O H2S H2Se H2Te G°, кДж/моль –229 –34 +16 +85 Kк(H2Э/HЭ–, водн. р-р) – 10–7 10–4 10–3 Kк(HЭ–/Э2–, водн. р-р) – 10–1310–1110–12 O S Se Te (Po) восстановит. св-варастут термич. устойчивость падает кислотные св-варастут склонность М2Э к гидролизу растет

• 
  Слайд 7

  Кислородные кислоты

  S Se Te IV SO2·n H2O H2SeO3 H2TeO3 +VIH2SO4 H2SeO4 H2TeO4 H6TeO6 слабые кислоты сильные кислоты слабая кислота

• 
  Слайд 8

  Соединения Э+IV

  SO2 SeO2 TeO2 восст. св-вападают 2SO2 + SeO2 = 2SO3 + Se Соединения Э+VI H2SeO4 + 2HCl = H2SeO3 + Cl2 + H2O H2SO4 H2SeO4 H2TeO4 окисл. св-варастут

• 
  Слайд 9

  Соединения Э+VI

  SeO42– + 4H+ + 2e = H2SeO3+ H2O  = +1,15 В SO42– + 4H+ +(n -2)H2O + 2e = SO2·n H2O  = +0,18 В Устойчивые степени окисления: O (–II) S (+VI) Po (+II) Se и Te (+IV)

• 
  Слайд 10

  В природе

  1. O 49,5 % (масс.) 15. S 0,048 % 60. Se 8·10–5 % 74. Te 1·10–6 % 87. Po 2·10–14 % Самородная сера Минералы – сульфиды: ПиритFeS2 Халькопирит CuFeS2 Сфалерит (цинковая обманка) ZnS Галенит (свинцовый блеск) PbS … Минералы – сульфаты: Гипс CaSO4 · 2H2O МирабилитNa2SO4 · 10H2O … Сера Пирит Галенит Халькопирит Редкие элементы

• 
  Слайд 11

  История открытия кислорода

  Кислород: 1772-1774 гг., Дж. Пристли, К. Шееле, А.Л. Лавуазье (название элемента) К. Шееле А.Л. Лавуазье Дж. Пристли Термическое разложение HgO, KNO3,KMnO4, Ag2CO3и др.

• 
  Слайд 12

  История открытия Se, Te, Po

  Теллур открыл в 1782 г. Ф. Мюллер фон Райхенштайн (название дал М. Клапрот) Селен открыли в 1817 г. Й.Я. Берцелиус и Ю. Ган Полоний впервые получила в 1898 г. М. Склодовская-Кюри М. Клапрот (1743-1817) Ф. Мюллер фон Райхенштайн (1740-1825) М. Склодовская-Кюри (1867-1934) Й. Берцелиус (1779-1848) Ю.Г. Ган (1745-1818)

• 
  Слайд 13

  Кислород

  Кислород – самый распространенный элемент на Земле (49,5% масс.). Кислород существует в самородном виде (воздух) и входит в состав воды, горных пород и живых организмов. В атмосфере содержание кислорода – 23,13% масс. (20,94% по объему), в литосфере – 46,60%, около 85% в гидросфере (85,8% кислорода в океанах и 88,81% в чистой воде).

• 
  Слайд 14

  Шкала степеней окисления кислорода

  OF2 O2F2 O2, O3, O0 H2O2, Na2O2, BaO2 +II +I 0 I II OH, H2O, Na2O, SO3, H2SO4, NaOH, K3PO4, KAl(SO4)2 … Атомарный кислород KClO3 = KCl + 3[O] KNO3 = KNO2 + [O] K2S2O6(O2) = K2S2O7 + [O]

• 
  Слайд 15

  Физические и химические свойства O2

  O2– газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 С, т.кип. –182,96 С,парамагнитен Жидкий O2 голубого, твердый –синего цвета. O2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород). O2 растворим в металлах, с которыми непосредственно не реагирует (при 450 С 1 см3 золота и платины растворяют соответственно 77 и 48 см3 кислорода).

• 
  Слайд 16

  Озон O3

  O3 – светло-синий газ, т.пл. –192,7 С, т.кип. –111,9 С, взрывоопасен и ядовит. В жидком состоянии – темно-голубой, в твердом – темно-фиолетовый. Получение: электр. разряд 3 O2 2 O3 Озонаторы

• 
  Слайд 17

  Молекула O3полярна и диамагнитна

  Обнаружение озона: 2KI + O3 + H2O = = I2 + 2KOH + O2 Применение: санитарная обработка питьевой воды (озонирование), отбеливание, дезинфекция и т.п. , , sp2–гибридизация  = 0,52 Д

• 
  Слайд 18

  Пероксид водорода H2O2

  Молекула H2O2полярна и диамагнитна H2O2–бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое – светло-голубая).  =2,26 Д

• 
  Слайд 19

  Физические свойстваH2O и H2O2

  Водородные связи: H2O···H2O ···H2O ···H2O ···H2O ··· H2O2···H2O2···H2O2···H2O2···H2O2···

• 
  Слайд 20

  Пероксид водорода H2O2

  Дисмутация в присутствии катализаторов (например MnO2): 2H2O2–I = 2H2O–II + O20 Видеофрагмент Окислительные св-ва: PbS(т) + 4H2O2 = = PbSO4(т) + 4H2O

• 
  Слайд 21

  Протолиз в водном растворе

  Пероксид водорода – очень слабая двухосновная кислота: H2O2 + H2O  HO2 + H3O+;Kк = 2,4·10–12 (при рН  7 в растворе существуют молекулы H2O2, а при рН  7 – гидропероксид-ионы HO2) ГидролизNa2O2 (суммарное ур-ние) Na2O2 +H2O  2Na+ + HO2– + OH–

• 
  Слайд 22

  Окислительно-восстановительные св-ва

  Окислительные свойства В кислотной среде: H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O;  = +1,76 В В щелочной среде: HO2 + H2O + 2e = 3OH ; = +0,88 В Восстановительные свойства В кислотной среде: H2O2 – 2e = O2 + 2H+ ; = +0,69 В В щелочной среде: HO2+ OH – 2e = O2 + H2O ; = –0,076 В

• 
  Слайд 23

  Получение H2O2

  В лаборатории: 2BaO + O2 = 2BaO2 BaO2+ H2SO4(конц., хол.) =BaSO4 + H2O2 BaO2 + H2O + CO2 = BaСO3 + H2O2 В промышленности: анодное окисление гидросульфатов и разложение пероксодисерной кислоты Анод:2HSO4 –2e = H2S2O6(O2) H2S2O6(O2) + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

• 
  Слайд 24

  Сера

  S8 -S (ромбическая) -S (моноклинная)  95 °С  119 °С S(ж) 445 °С (кипение) S(г) 1500 °С  S1 t  300 °C: S6, S4 S8 – 54% S6 – 37% S4 – 5% S2 – 4% цепи 200 °С, –t S(аморфная) «пластическая»

• 
  Слайд 25

  Шкала степеней окисления серы

  +VI +IV 0 I II SO3, SO42, HSO4, H2SO4, K2SO4, SF6, SCl2O2 SO2, SO32, HSO3, SO2·nH2O, Na2SO3, SF4, SCl4, SCl2O Na2S2, FeS2 S2, HS, H2S, Na2S, CS2 S (S8, Sx,S6, S4, S2, S0)

• 
  Слайд 26

  Сера: химические свойства

  S H2S H2 SF4 SF6 F2 S2Cl2 SCl2 SCl4 Cl2 Металлы ZnSCuS Al2S3 C CS2 H2O, t H2S, SO2 HNO3 H2SO4 OH–, t S2–и SO32 – SO32–, t SO3S2–