Презентация, доклад на тему Исходная презентация Подгруппа серы для подготовки урока химии на повышенном уровне

Содержание

Элементы 16 группыO – кислород, S – сера, Se – селен, Te – теллур, Po – полоний

Слайд 1Халькогены

Халькогены

Слайд 2Элементы 16 группы
O – кислород, S – сера, Se – селен,

Te – теллур, Po – полоний
Элементы 16 группыO – кислород, S – сера, Se – селен, Te – теллур, Po – полоний

Слайд 3Свойства элементов
O
S Se
Te

Свойства элементовOS	SeTe

Слайд 4Свойства элементов
O
S Se
Te
Ат. Номер Эл. Конф.
8

2s22p4
16

3s23p4
34 3d104s24p4
52 4d105s25p4
Радиус (пм) I1 (эВ)
73

13.62
103

10.63
117

9.75
135

9.01
21.19 18.55

81.7 70.7

2.02 2.01

2.6 2.1

2.48 2.01

,6 -2,-1,0,(2),4,6 -2,0,(1),(2),
I2 (э 140

r, пм

I6 (э
120

В) 35.12 23.3

В) 138.1 88.0
В) 1.47 2.08

3.4 2.6

3.50 2.40

. -2,-1,0,2 -2-1,0,(2)

3

5

Ae (э

χP χAR

С.О

0 10 20 30 40 50 60 ,4
n

4,6

80

100

0

10 20 30 40 50 60
n

I, эВ
35

30

25

20

15

10

I2

I1

Гр 16

Гр 17

H

Свойства элементовOS	SeTeАт. Номер Эл. Конф.82s22p4163s23p434 3d104s24p452 4d105s25p4Радиус (пм) I1 (эВ)7313.6210310.631179.751359.0121.19	18.5581.7	70.72.02	2.012.6	2.12.48	2.01,6	-2,-1,0,(2),4,6	-2,0,(1),(2),I2 (э	140 r, пмI6 (э120В)	35.12 	23.3В)	138.1 	88.0В)	1.47 	2.083.4	2.63.50	2.40.	-2,-1,0,2	-2-1,0,(2)35Ae

Слайд 5Свойства элементов
O
S Se
Te

Свойства элементовOS	SeTe

Слайд 6Свойства элементов
O S Se


8 16 34 22p4 3s23p4 3d104s24p4 3 103 117

3. 62 10.63 9.75

5.12 23.33 21.19

8.1 88.05 81.7
Te
Ат. Номер Эл. Конф. Радиус (пм)

I1 (эВ)

I2 (эВ)

I6 (эВ)

Ae (эВ)

52 4d105s25p4

135

9.01

18.55

70.7

2.01

2s

7

1

3

13

1.47

2.08

2.02

χP χAR

3.4

3.50

2.6

2.40

2.6

2.48

2.1

2.01

С.О.

-2,-1,0,2

-2-1,0,(2),4,6

-2,-1,0,(2),4,6

-2,0,(1),(2),4,6

0

10 20 30 40 50 60
n

2,0

2,5

3,0

χ
3,5

χP

χAR

Свойства элементовO	S	Se8		 16			34 22p4	3s23p4	3d104s24p4 3		103		1173. 62	10.63	9.755.12	23.33	21.198.1	88.05	81.7TeАт. Номер Эл. Конф. Радиус (пм) I1 (эВ)I2 (эВ)I6 (эВ)Ae (эВ)52 4d105s25p41359.0118.5570.72.012s713131.472.082.02χP

Слайд 7Свойства элементов
O
S Se
Te

Свойства элементовOS	SeTe

Слайд 8Свойства простых веществ
O S Se
Te
При н.у.
бесцв. газ
желтое тв. в-во
серое тв. в-во
серое тв. в-во
Т.пл.,

оС

-219

120

220

450

Т.кип., оС

-183

446 685


ромбическая кристалл.
моноклин. аморфн.

990

Аллотропия

О2, О3


Строение

молекулы

молекулы, полимеры

полимер, молекулы

полимер

ΔHo

дисс

(298), 498

266

192

~120

кДж/моль

Свойства простых веществO	S	SeTeПри н.у.бесцв. газжелтое тв. в-восерое тв. в-восерое тв. в-воТ.пл., оС-219120220450Т.кип., оС-183446	685ромбическая	кристалл.моноклин.	аморфн.990АллотропияО2, О3―Строениемолекулымолекулы, полимерыполимер, молекулыполимерΔHoдисс(298),	498266192~120кДж/моль

Слайд 9Нахождение в природе и получение
Кислород

~21% атмосферы. Минералы ~50% земной коры

1. Лабораторное

получение

2KNO3 = 2KNO2 + O2

(to)

2. Промышленное получение азота и кислорода:
фракционирование воздуха или разделение воздуха на мембранах




Атмосфера: 75.3% N2, 22.9% O2,
1.4% Ar, 0.3% CO2, 0.1% прочих
благородных газов

Нахождение в природе и получениеКислород~21% атмосферы. Минералы ~50% земной коры1. Лабораторное получение2KNO3 = 2KNO2 + O2(to)2. Промышленное

Слайд 10Нахождение в природе и получение
Сера
0.05 мас.% в земной коре Самородная. Сульфиды

FeS2 (пирит), ZnS
(сфалерит, вюртцит), HgS (киноварь). Сульфаты
Na2SO4·10H2O (мирабилит), CaSO4·2H2O (гипс)

Получают нагреванием самородной S с H2O при
160оС и 20 атм

или 2H2S + O2 = 2S + 2H2O

кат.: C/Al

Нахождение в природе и получениеСера0.05 мас.% в земной коре Самородная. Сульфиды FeS2 (пирит), ZnS(сфалерит, вюртцит), HgS (киноварь).

Слайд 11Нахождение в природе и получение
Селен, теллур

Сопутствуют сере в минералах. CuFeS2
(халькопирит).

Получают из

отходов медного производства

SeO2 + 2SO2 = Se + 2SO3





TeO2 + 2NaOH = Na2TeO3 + H2O,
далее электролиз раствора
Нахождение в природе и получениеСелен, теллурСопутствуют сере в минералах. CuFeS2(халькопирит).Получают из отходов медного производстваSeO2 + 2SO2 =

Слайд 12Нахождение в природе и получение
Селен, теллур

Сопутствуют сере в минералах. CuFeS
2
(халькопирит).

Получают из

отходов медного производства

SeO2 + 2SO2 = Se + 2SO3





TeO2 + 2NaOH = Na2TeO3 + H2O,
далее электролиз раствора
Нахождение в природе и получениеСелен, теллурСопутствуют сере в минералах. CuFeS2(халькопирит).Получают из отходов медного производстваSeO2 + 2SO2 =

Слайд 13Нахождение в природе и получение
Се




(ха
лен, теллур

Сопутствуют сере в минералах. CuFeS2
лькопирит).

Получают из

отходов медного производств

SeO2 + 2SO2 = Se + 2SO3





TeO2 + 2NaOH = Na2TeO3 + H2O,
лее электролиз раствора

а

да

Нахождение в природе и получениеСе(хален, теллурСопутствуют сере в минералах. CuFeS2лькопирит).Получают из отходов медного производствSeO2 + 2SO2 =

Слайд 14Применение
O
поддержание горения
поддержание дыхания
производство стали
S
производство серной кислоты
вулканизация натуральной резины
производство пороха
Se - в копировальных

машинах («ксерокс»)
- производство фотоэлементов

Te

в полупроводниках
в термоэлектрических элементах

ПрименениеOподдержание горенияподдержание дыханияпроизводство сталиSпроизводство серной кислотывулканизация натуральной резиныпроизводство порохаSe	- в копировальных машинах («ксерокс»)- производство фотоэлементовTeв полупроводникахв термоэлектрических

Слайд 15Свойства кислорода
1. О2 – бесцветный газ, конденсируется в жидкость голубого цвета

и твердое вещество синего цвета

Парамагнитен в любом агрегатном состоянии

О2 тяжелее воздуха, d = 1.43 г/л

Плохо растворим в полярных растворителях

(3.15 мл О2 в 100 мл Н2О при 20оС)

Хорошо растворим в неполярных растворителях




2. Кислород вступает в реакции со всеми веществами, кроме легких галогенов и благородных газов
Свойства кислорода1. О2 – бесцветный газ, конденсируется в жидкость голубого цвета и твердое вещество синего цветаПарамагнитен в

Слайд 16Свойства кислорода
3. Окисляет металлы и неметаллы
P4 + 5O2 = 2P2O5 S

+ O2 = SO2
C + O2 = CO2
3Fe + 2O2 = Fe3O4
2Na + O2 = Na2O2

4. Окисляет органические и неорганические соединения
C6H6 + 9/2O2 = 6CO2 + 3H2O

C2H5OH + 2O2 = 2CO2 + 3H2O 6FeO + O2 = 2Fe3O4
3PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O



5. Окисляется сильными окислителями
O2 + PtF6 = [O2 ][PtF6 ]

+ -

неметаллы

металлы

органические

неорганические

Свойства кислорода3. Окисляет металлы и неметаллыP4 + 5O2 = 2P2O5 S + O2 = SO2C + O2

Слайд 17Молекулярный кислород
2σu 1πg 1πu


2σg

1σu 1σg
O2 O2*
O2
*
Нормальное
состояние, триплет
Возбужденные
состояния, синглеты
Е
ΔЕ = 92 кДж/моль

H2O2 +

NaOCl = O2* + NaCl + H2O
короткоживущее состояние
Молекулярный кислород2σu 1πg 1πu2σg1σu 1σgO2	O2*O2*Нормальноесостояние, триплетВозбужденныесостояния, синглетыЕΔЕ = 92 кДж/мольH2O2 + NaOCl = O2* + NaCl +

Слайд 18Озон
1. Озон (О3)
газ голубого цвета при н.у., с сильным запахом диамагнитен
т.пл.

= -192.7 оС, т.кип. = -119 оС

d = 128 пм, α = 116.5о

2. Получают при действии тихого электрического разряда на О2

3O2 ⇔ 2O3

выход ~10%

ΔfH0

298

= +142.7 кДж/моль

α

d

Озон1. Озон (О3)газ голубого цвета при н.у., с сильным запахом диамагнитент.пл. = -192.7 оС, т.кип. = -119

Слайд 19Озон
3. Сильнейший окислитель

O3 + 2H+ + 2e- = O2 + H2O

O3 + H2O + 2e- = O2 + 2OH-


O3 + S + H2O = H2SO4

O3 + 2KI + H2O = 2KOH + O2 + I2 5O3 + 2KOH = 2KO3 + 5O2 + H2O

E0 = +2.07 B E0 = +1.24 B


в кислой среде


в щелочной среде


озониды !

Озон3. Сильнейший окислительO3 + 2H+ + 2e- = O2 + H2O O3 + H2O + 2e- =

Слайд 20Оксиды
Типы бинарных кислородных соединений:
1. Оксиды
О2-


все элементы, кроме Ng и F


2-
2. Пероксиды

Супероксиды

О2 О2


только самые активные металлы


О3


только K, Rb, Cs

-

3. Озониды

-

Все металлы образуют оксиды

ОксидыТипы бинарных кислородных соединений:1. ОксидыО2-все элементы, кроме Ng и F2-2. Пероксиды СупероксидыО2 О2только самые активные металлыО3только K,

Слайд 21Типы оксидов:

Оксиды активных металлов

М2О (ЩМ), МО (ЩЗМ), М2О3 (РЗМ)

высокие к.ч., ионная

связь, реагируют с водой
Оксиды p- и d-элементов в низких с.о. (от +1 до +3, иногда +4)
ковалентные оксиды с полимерными структурами, не реагируют с водой, не растворяются в воде

Оксиды p- и d-элементов в высоких с.о. молекулярные структуры, часто повышенная кратность связи, растворимы в воде с образованием кислот

Оксиды

TiO2

Типы оксидов:Оксиды активных металловМ2О (ЩМ), МО (ЩЗМ), М2О3 (РЗМ)высокие к.ч., ионная связь, реагируют с водойОксиды p- и

Слайд 22Аллотропия серы, селена и теллура
Сера

циклические структуры от S6 до S12, а

также S18, S20
цепи 1S∞
d(S-S) = 205–207 пм

Селен

6 полиморфных модификаций: 3 красные – разные упаковки S8
аморфная – разупорядоченная форма S8
черная (циклы большого размера) серая (стабильная) – цепи 1Se∞

Теллур

только серая (1Te∞)

катенация вместо π связи !
Аллотропия серы, селена и теллураСерациклические структуры от S6 до S12, а также S18, S20цепи 1S∞d(S-S) = 205–207

Слайд 23Диаграмма состояния серы

Диаграмма состояния серы

Слайд 24Свойства серы, селена и теллура
S Se Te
Отношение к Н2О


Растворимость в
не растворяются и не

реагируют при н.у.

в С6Н6

CS2

не растворяются

Взаимодействие с металлами


Е0(Э0/Э2-), В

реагируют с большинством металлов

-0.48

-0.92

-1.14

Свойства серы, селена и теллураS	Se	TeОтношение к Н2ОРастворимость вне растворяются и не реагируют при н.у.в С6Н6CS2не растворяютсяВзаимодействие с

Слайд 25Свойства серы, селена и теллура
1. Реакции с галогенами
S + 3F2 =

SF6 2S + Cl2 = S2Cl2
Se + 2Cl2 = SeCl4 Te + 2I2 = TeI4

(Se, Te) (Br)

(Te)

(но не S, Se)

S2Cl2

Cl

S

Свойства серы, селена и теллура1. Реакции с галогенамиS + 3F2 = SF6 2S + Cl2 = S2Cl2Se

Слайд 262. Образование поликатионов и полианионов
S8 + 3AsF5 = [S8 ][AsF6 ]2 +

AsF3 в жидком SO2

2+ -

6Te + 6AsF5 = [Te6 ][AsF6 ]4 + 2AsF3

4+ -

4Te + 3H2SO4 (конц) = [Te4 ](HSO4)2 + SO2 + 2H2O

2+

4Se + K2Se = K2[Se5 ]

2-

в ДМФ в ДМФ

7Te + K2Te = K2[Te8 ]

2-

Свойства серы, селена и теллура

2. Образование поликатионов и полианионовS8 + 3AsF5 = [S8	][AsF6 ]2 + AsF3	в жидком SO22+	-6Te + 6AsF5 =

Слайд 27Свойства серы, селена и теллура
Горение
S + O2 = SO2 Se +

O2 = SeO2 Te + O2 = TeO2

Окисление

голубое пламя красное пламя голубое пламя

S + HClO3 + H2O = H2SO4 + HCl Te + 2H2O(газ) = TeO2 + 2H2

Te + 3H2O2 = H6TeO6

Se + KBrO3 + 2KOH = K2SeO4 + KBr + H2O

(to)

Свойства серы, селена и теллураГорениеS + O2 = SO2 Se + O2 = SeO2 Te + O2

Слайд 28Диспропорционирование
3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O S +

Na2SO3 = Na2S2O3

Восстановление

Cu + S = CuS

S, Se, Te образуют халькогениды

(Te)

(to)

Халькогениды ЩМ и ЩЗМ – ионные соединения, Остальные – ковалентные или металлические

Свойства серы, селена и теллура

Диспропорционирование3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O S + Na2SO3 = Na2S2O3ВосстановлениеCu + S =

Слайд 29Гидриды

Гидриды

Слайд 30Гидриды
H2O
H2S
H2Se
H2Te
Т.пл., оС


Т.кип., оС
0


100
-85.5


-60.3
-65.7


-41.3
-51.0


-4.0
ΔfH0 ,
298
-241.8
-20.2
73.0
99.6
кДж/моль
d(
∠( p p О
св
Н-Э), пм 96 134
Э-Н-Э),о 104.5 92
Ka1 14 7.05
Ka2 ― 14.2

собые р-ритель легк

ойства окис

146 169


91 90


4.0 3.0


11.0 10.7

горит на разл. яется воздухе при 0оС

о

л

0

10 20 30 40 50 60
n

-100

-50

0

50

100

оС

Т.кип

Т.пл

0

10 20 30 40 50 60
n

-200

-100

0

100

кДж/моль

ΔfH0298

ГидридыH2OH2SH2SeH2TeТ.пл., оСТ.кип., оС0100-85.5-60.3-65.7-41.3-51.0-4.0ΔfH0	,298-241.8-20.273.099.6кДж/мольd(∠( p p ОсвН-Э), пм	96 	134Э-Н-Э),о	104.5 	92Ka1	14 	7.05Ka2	― 	14.2собые	р-ритель	легк ойства		окис146	16991	904.0	3.011.0	10.7горит на	 разл. яется	воздухе	при 0оСол010	20	30	40	50	60n-100-50050100оСТ.кипТ.пл010	20	30	40	50	60n-200-1000100кДж/мольΔfH0298

Слайд 31H2O
H2S
H2Se
H2Te


-51.0


-4.0


99.6
Т.пл., оС


Т.кип., оС
0 -85.5 -65.7


100 -60.3 -41.3


-241.8 -20.2 73.0




96 134 146


104.5 92 91


14 7.05 4.0


― 14.2 11.0
ΔfH0 ,
298
кДж/моль


d(Н-Э), пм
169


90


3.0


10.7
∠(Э-Н-Э),о


pKa1


pKa2
Гидриды
0
10 20 30 40 50 60
n
100
120
140
160
100
120
140
160
d(H-Э), пм
∠(Э-Н-Э),о

H2OH2SH2SeH2Te-51.0-4.099.6Т.пл., оСТ.кип., оС0	-85.5	-65.7100	-60.3	-41.3-241.8	-20.2	73.096	134	146104.5	92	9114	7.05	4.0―	14.2	11.0ΔfH0	,298кДж/мольd(Н-Э), пм169903.010.7∠(Э-Н-Э),оpKa1pKa2Гидриды010	20	30	40	50	60n100120140160100120140160d(H-Э), пм∠(Э-Н-Э),о

Слайд 32Гидриды

Гидриды

Слайд 33Гидриды
1. Получение

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Al2Te3 + 6H2O =

2Al(OH)3 + H2Te (с разл.)

FeSe + H2SO4 = FeSO4 + H2Se

2. Образование солей

H2S + CuSO4 = CuS↓ + H2SO4
(нераств. в кислотах)

Na2S + FeSO4 = FeS↓ + Na2SO4
(растворим в кислотах)
NaOH + H2S = NaHS + H2O 2NaOH + H2S = Na2S + H2O

FeS

CuS

Гидриды1. ПолучениеAl2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2SAl2Te3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + H2Te (с разл.)FeSe +

Слайд 34Гидриды
3. Окисление
2H2Se + O2 = 2H2O + 2Se H2S + I2

= 2HI + S

(в растворе)

3K2Se + 4H2O + 8KMnO4 = 8MnO2 + 3K2SeO4 + 8KOH

5H2S + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O





4. Другие гидриды

Гидриды3. Окисление2H2Se + O2 = 2H2O + 2Se H2S + I2 = 2HI + S(в растворе)3K2Se +

Слайд 35Галогениды серы, селена и теллура

Галогениды серы, селена и теллура

Слайд 36Галогениды серы, селена и теллура
1. Галогениды S, Se – жидкости и

газы, кроме тв. SeCl4

Гигроскопичны, кроме SF6

SeCl4 + 3H2O = H2SeO3 + 4HCl SF6 + 6HI = 6HF + 3I2 + S

гидролиз

2. Галогениды теллура – твердые вещества, кроме TeF6

Бромиды и иодиды не реагируют с водой при н.у.

TeBr4 + H2O =

TeCl4 + 3H2O = TeO2·H2O + 4HCl

Te3Cl2

TeI4

Галогениды серы, селена и теллура1. Галогениды S, Se – жидкости и газы, кроме тв. SeCl4Гигроскопичны, кроме SF6SeCl4

Слайд 37Оксиды серы, селена и теллура
S, Se, Te образуют оксиды ЭО2 и

ЭО3
Также известны S8O, S2O, SO, S2O3, Se2O5

SO2
т.пл. = -75.5 оС т.кип. = -10.0 оС растворим в воде
⇔ H2SO3

SO3
т.пл. = 16.9 оС т.кип. = 44.8 оС реагирует с водой
→ H2SO4

SeO2
т.субл. = 315 оС хорошо растворим

→ H2SeO3

TeO2
т.субл. = 450 оС плохо растворим

→ TeO2·H2O

SeO3

т.пл. = 118.5 оС

TeO3
разлагается в твердой фазе не растворим

реагирует с водой
→ H2SeO4

S O

8

Оксиды серы, селена и теллураS, Se, Te образуют оксиды ЭО2 и ЭО3Также известны S8O, S2O, SO, S2O3,

Слайд 38Диоксиды серы, селена и теллура
SO2, SeO2, TeO2 имеют различное строение
SO2
sp2-гибридизация
(to)
(S, Te)
SeO2,

к.ч.=3 TeO2, к.ч.=4


Получение:
3FeS + 5O2 = Fe3O4 + 3SO2
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O Te + 4HNO3 = TeO2 + 4NO2 + 2H2O Se + O2 = SeO2
Растворимость в щелочах
SeO2 + 2NaOH = Na2SeO3
Диоксиды серы, селена и теллураSO2, SeO2, TeO2 имеют различное строениеSO2sp2-гибридизация(to)(S, Te)SeO2, к.ч.=3	TeO2, к.ч.=4Получение:3FeS + 5O2 = Fe3O4

Слайд 39Свойства SO2
1. Получение в промышленности:
S + 1/2O2 = SO2
горение
Растворимость: 40 л

SO2 в 1 л H2O



Восстановитель в кислой среде:
SO2 + I2 + 2H2O = 2HI + H2SO4
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4



Восстановитель в щелочной среде:
2K2CrO4 + 3SO2 + 2KOH + 2H2O = 2Cr(OH)3 + 3K2SO4



Слабый окислитель в кислой среде:
SO2 + 4HCl + 4FeCl2 = S + 4FeCl3 + 2H2O
Свойства SO21. Получение в промышленности:S + 1/2O2 = SO2горениеРастворимость: 40 л SO2 в 1 л H2OВосстановитель в

Слайд 40NH3
Cl
Ru
NH3
NH3
8. Лиганд в комплексных соединениях



SO2
NH3
Свойства SO2
6. Растворитель
2SO2 ⇔ SO2+ + SO3
2−
двухзарядные

ионы!

3AsF5 + 5I2

2I5[AsF6] + AsF3

7. Окислитель в газовой фазе
SO2 + 2CO = 2CO2 + S

(750 K)

SO2 (ж)

NH3ClRuNH3NH38. Лиганд в комплексных соединенияхSO2NH3Свойства SO26. Растворитель2SO2 ⇔ SO2+ + SO32−двухзарядные ионы!3AsF5 + 5I22I5[AsF6] + AsF37. Окислитель

Слайд 41Триоксиды серы, селена и теллура
SO3
sp2-гибридизация
Получение
2SO2 + O2 = 2SO3 400oC, V2O5
K2SeO4 +

SO3 = K2SO4 + SeO3 H6TeO6 = TeO3 + 3H2O

(to)

SeO3, TeO3 неустойчивы при нагревании

2SeO3 = 2SeO2 + О2

(to) (Te)

Оксогалогениды:
SO3 + SCl2 = SOCl2 + SO2 SO2 + Cl2 = SO2Cl2
SO2 + PCl5 = SOCl2 + POCl3 SO2Cl2 + NaF = SO2F2 + NaCl

кат. С

TeO3, к.ч.=6

Триоксиды серы, селена и теллураSO3sp2-гибридизацияПолучение2SO2 + O2 = 2SO3	400oC, V2O5K2SeO4 + SO3 = K2SO4 + SeO3 H6TeO6

Слайд 42Кислородные кислоты S, Se, Te

Кислородные кислоты S, Se, Te

Слайд 43Кислородные кислоты S, Se, Te (IV)
1. Получение
SeO2 + H2O = H2SeO3
(S)
3Te

+ 4HNO3 + H2O = 3TeO2·H2O + 4NO





2. Диссоциация

H2SO3 ⇔ H+ + HSO3

-

(Se, Te)

(Se, Te)

HSO - ⇔ H+ + SO 2- 3 3

3. Red/Ox свойства

H2SeO3 + 2K2SO3 = Se + 2K2SO4 + H2O

Кислородные кислоты S, Se, Te (IV)1. ПолучениеSeO2 + H2O = H2SeO3(S)3Te + 4HNO3 + H2O = 3TeO2·H2O

Слайд 44Получение и свойства H2SO4
1. Контактный процесс

SO2 + 1/2O2 ⇔ SO3 ΔrH0 = -96

кДж/моль

При низких Т мала скорость реакции

При высоких Т равновесие сдвигается влево
Катализатор V2O5/SiO2/K2SO4 V2O5 + SO2 = 2VO2 + SO3 4VO2 + O2 = 2V2O5
Получение и свойства H2SO41.	Контактный процессSO2 + 1/2O2 ⇔ SO3	ΔrH0 = -96 кДж/мольПри низких Т мала скорость реакцииПри

Слайд 45Получение и свойства H2SO4
3. Сильная кислота

H2SO4 + H2O ⇔ H3O+ +

HSO4


HSO4 + H2O ⇔ H3O + SO4

− + 2−

2H2SO4 + HNO3 ⇔ NO + + H O+ + 2HSO −
2 3 4




4. Минерализатор
H2SO4 + CaF2 (тв) = CaSO4 + 2HF H2SO4 + CaCO3 = CaSO4 + CO2 + H2O

Получение и свойства H2SO43. Сильная кислотаH2SO4 + H2O ⇔ H3O+ + HSO4−HSO4	+ H2O ⇔ H3O	+ SO4−	+	2−2H2SO4 +

Слайд 46Получение и свойства H2SO4
4. Окислитель при с > 70%

H2SO4 (р) +

Zn = ZnSO4 + H2

2H2SO4 (к) + Zn = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

E(HSO4 /SO2) = 0.16 В


5. Образует соли – сульфаты Растворимы в воде, кроме MIISO4 BaCl2 + FeSO4 = FeCl2 + BaSO4↓

K2SO4 т.пл. = 1342 K, т.кип. = 1962 K

CdSO4 = CdO + SO3 Ag2SO4 = Ag + SO2 + O2

≈ 1400 K

≈ 1050 K

Получение и свойства H2SO44. Окислитель при с > 70%H2SO4 (р) + Zn = ZnSO4 + H22H2SO4 (к)

Слайд 47Фазовая диаграмма H2SO4-H2O
H2O + H2SO4 = H2O·H2SO4 ; ∆rH0 = –880 кДж/моль

Фазовая диаграмма H2SO4-H2OH2O + H2SO4 = H2O·H2SO4 ;	∆rH0 = –880 кДж/моль

Слайд 481. Диссоциация

H2SeO4 ⇔ H+ + HSeO4
-
HSeO4 ⇔ H + SeO4
- + 2-
H6TeO6 ⇔ H+ +

H5TeO6

-

H5TeO - ⇔ H+ + H TeO 2- 6 4 6
2. Свойства

H2SeO4 + 2KOH = K2SeO4 + 2H2O H2SeO4 + CdCO3 = CdSeO4 + CO2 + H2O

H6TeO6 + 2KHCO3 = K2H4TeO6 + 2CO2 + 2H2O

3. Получение
H2SeO3 + H2O2 (30%) = H2SeO4 + H2O Te + 3H2O2 = H6TeO6

Кислородные кислоты Se, Te (VI)

H6TeO6

1. ДиссоциацияH2SeO4 ⇔ H+ + HSeO4-HSeO4	⇔ H	+ SeO4-	+	2-H6TeO6 ⇔ H+ + H5TeO6-H5TeO - ⇔ H+ + H

Слайд 49Сравнение силы кислот
H2SO3 H2SeO3 (H2TeO3)

Ослабление π-связи Э-О Уменьшение силы кислот
Увеличение числа связей Э=О




Увеличение

силы кислот

H2SO3

H2SO4

Сравнение силы кислотH2SO3	H2SeO3	(H2TeO3)Ослабление π-связи Э-О Уменьшение силы кислотУвеличение числа связей Э=ОУвеличение силы кислотH2SO3H2SO4

Слайд 50Сравнение силы кислот
H2SO4
H2SeO4
H6TeO6
Ослабление π-связи Э-О
Уменьшение числа связей Э=О Уменьшение силы кислот

Сравнение силы кислотH2SO4H2SeO4H6TeO6Ослабление π-связи Э-ОУменьшение числа связей Э=О Уменьшение силы кислот

Слайд 51Сравнение силы кислот
H2SO4
HClO4
Увеличение числа связей Э=О





Увеличение силы кислот
H2SO3
HClO3

Сравнение силы кислотH2SO4HClO4Увеличение числа связей Э=ОУвеличение силы кислотH2SO3HClO3

Слайд 52Окислительные свойства кислот
H2SO3 H2SeO3 (H2TeO3)





Усиление окислительной способности



H2SO3 не может быть самым сильным окислителем,

поскольку существует только в разбавленном растворе


H2SO4 H2SeO4 H6TeO6




Усиление окислительной способности


Экранирование – аналогично ряду HClO4 – HBrO4 – H5IO6

H2SeO4 + 6HCl = Se + 3Cl2 + 4H2O H2SeO3 + 2SO2 + H2O = Se + 2H2SO4
Окислительные свойства кислотH2SO3	H2SeO3	(H2TeO3)Усиление окислительной способностиH2SO3 не может быть самым сильным окислителем, поскольку существует только в разбавленном раствореH2SO4	H2SeO4	H6TeO6Усиление

Слайд 53Окислительные свойства кислот
H2SO4
HClO4
Повышение с.о. при одинаковом строении






Усиление окислительной способности
H2SO3
HClO3

Окислительные свойства кислотH2SO4HClO4Повышение с.о. при одинаковом строенииУсиление окислительной способностиH2SO3HClO3

Слайд 54Кислородные кислоты со связью S-S
H2S2O3

H2S2O4

H2S2O6

H2S3O6

H2S4O6

H2SxO6
тиосерная дитионистая дитионовая тритионовая тетратионовая политионовые
тиосульфат дитионит

дитионат тритионат тетратионат политионаты

pKa1 = 0.6; pKa2 = 1.74

pKa1 = 0.35; pKa2 = 2.45

pKa1 = 0.12

(x = 5…20)

1

2

4

3

Кислородные кислоты со связью S-SH2S2O3H2S2O4H2S2O6H2S3O6H2S4O6H2SxO6тиосерная дитионистая дитионовая тритионовая тетратионовая политионовыетиосульфат дитионит дитионат тритионат тетратионат политионатыpKa1 = 0.6;

Слайд 55Получение и свойства тиокислот
1. HSO3Cl + H2S = H2S2O3 + HCl
0oC
4SO2

+ 2H2S + 6NaOH = 3Na2S2O3 + H2O Na2S2O3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + S + SO2 + H2O 2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

3Na2S2O3 + AgBr↓ = Na3[Ag(S2O3)3] + NaBr

комплекс

2. Zn + 2SO2 = ZnS2O4

(в водной среде)

BaS2O4 + H2SO4 = BaSO4 + H2S2O4(р-р)

Na2S2O4 + 3Fe2(SO4)3 + 4H2O = 6FeSO4 + Na2SO4 + 4H2SO4

3. MnO2 + SO2 = MnS2O6

BaO2 + SO2 = BaS2O6

BaS2O6 + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S2O6 (конц)

нет red/ox свойств

Получение и свойства тиокислот1. HSO3Cl + H2S = H2S2O3 + HCl0oC4SO2 + 2H2S + 6NaOH = 3Na2S2O3

Слайд 56Пероксокислоты серы
H2SO5

H2S2O8
кислота Каро (пероксомоносерная)
окислитель
пероксодисерная сильный окислитель
2H2SO4 H2S2O8 + H2
H2S2O8 + H2O = H2SO4

+ H2SO5

5H2S2O8 + 8H2O + 2MnSO4 = 2HMnO4 + 12H2SO4

E(S2O82−/HSO4 ) = +2.1 В


/

Пероксокислоты серыH2SO5H2S2O8кислота Каро (пероксомоносерная)окислительпероксодисерная	сильный окислитель2H2SO4	H2S2O8 + H2H2S2O8 + H2O = H2SO4 + H2SO55H2S2O8 + 8H2O + 2MnSO4

Слайд 57Галогенокислоты серы
SO3 + HF = HSO3F
(Cl)
2HSO3F + SbF5 = [H2SO3F]+ +

[F5SbOSO2F]-

2HSO3Cl + H2O2 = H2S2O8 + 2HCl

«волшебная кислота»

SO3Cl−

Галогенокислоты серыSO3 + HF = HSO3F(Cl)2HSO3F + SbF5 = [H2SO3F]+ + [F5SbOSO2F]-2HSO3Cl + H2O2 = H2S2O8 +

Слайд 58Соединения серы с азотом
6S2Cl2 + 16NH3 S4N4 + S8 + 12NH4Cl
CCl4
S4N4 нерастворим

в воде, гидролизуется щелочью

S4N4 + 6KOH + 3H2O = K2S2O3 + 2K2SO3 + 4NH3




S3N3Cl

1.62Å

2.58Å

S4N4

(SN)x

S2N2

(SNBr0.4)x

N≡SF

[S4N42+][AsF6-]2

N≡SF3

Cl2 CCl4

Ag

AgF

CCl

Br

HgF

2

AsF5

Соединения серы с азотом6S2Cl2 + 16NH3	S4N4 + S8 + 12NH4ClCCl4S4N4 нерастворим в воде, гидролизуется щелочьюS4N4 + 6KOH

Слайд 59Общие закономерности
Усиливаются «металлические» свойства элементов, уменьшается кислотность оксидов, увеличивается ионность галогенидов;

полоний – радиоактивный металл.
Все элементы, кроме теллура, полиморфны. Кислород образует молекулы с кратными связями, для других элементов характерна катенация, максимально проявляемая серой.
Кислород – окислитель; для других элементов более типичны восстановительные свойства.
Для кислорода наиболее характерна с.о. -2, другие элементы стабильны в положительных с.о.
Термическая стабильность Н2Э падает вниз по группе, сила соответствующих кислот увеличивается. Особые свойства Н2О определяются наличием прочных водородных связей.
Сила кислородных кислот уменьшается вниз по группе и увеличивается с увеличением числа связей Э=О.
Окислительная способность кислот в с.о. +4 и +6 изменяется по ряду Se>Te≈S.
Общие закономерностиУсиливаются «металлические» свойства элементов, уменьшается кислотность оксидов, увеличивается ионность галогенидов; полоний – радиоактивный металл.Все элементы, кроме

Что такое shareslide.ru?

Это сайт презентаций, где можно хранить и обмениваться своими презентациями, докладами, проектами, шаблонами в формате PowerPoint с другими пользователями. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть