Вы растеряны? Утонули в море фактического материала по химии элементов? Хотите уметь предсказывать их свойства? Понять, каких реакций от них можно ожидать? Тогда этот курс для Вас. На основании периодического закона Д.И. Менделеева и современных представлениях о периодичности Вы научитесь: систематизировать материал; понимать сходство и отличие химических элементов в зависимости от их положения в Периодической системе; предсказывать химические свойства элементов и их соединений. Курс посвящен современному состоянию теории периодичности – развитию Периодического закона Д.И. Менделеева от открытия до наших дней. На многочисленных примерах раскрываются закономерности изменения свойств s, p, d, f-элементов и химических соединений, демонстрируется возможность прогнозирования важнейших характеристик веществ. Представлены современные направления развития неорганической химии в СПбГУ. Цель курса: привить обучающимся навыки анализа и предсказания свойств химических соединений с позиций Периодического закона Д.И. Менделеева. А именно, обучающиеся смогут предсказывать химические свойства элементов, состав и свойства химических соединений на основании положения элемента в Периодической системе.
3. Тенденции в изменении свойств соединений
Loading...
En provenance du cours de Saint Petersburg State University
Неорганическая химия: Введение в химию элементов (Inorganic chemistry: Introduction to chemistry of the elements)
8 notes
Saint Petersburg State University
8 notes
Rencontrer les enseignants
Тимошкин Алексейдоцент, и.о. зав. каф. общей и неорганической химии
Институт Химии СПбГУ
Хрипун Василий ДмитриевичКандидат химических наук
кафедра общей и неорганической химии СПбГУ
Левин Олег Владиславовичканд. хим. наук, доцент
Кафедра электрохимии
Боярский Вадим Павловичд-р хим. наук, профессор
Кафедра физической органической химии
[МУЗЫКА] Обратимся
к рассмотрению тенденций
в изменениях свойств соединений p-элементов.
Начнем это рассмотрение с элементов XVII группы на примере водородных соединений.
Галогеноводороды проявляют кислотные свойства.
Сила кислот нарастает при движении вниз по группе.
Хлороводородная кислота и все последующие — сильные кислоты,
в отличие от фтороводородной, которую мы рассматривали ранее.
Это приводит к тому, что фториды подвергаются гидролизу.
Вторым важным свойством галогеноводородов,
галогеноводородных кислот, являются их восстановительные свойства.
И здесь тенденция, представленная восстановительными потенциалами,
заключается в том, что йодид-ион,
йодоводородная кислота является наиболее сильным восстановителем.
Поэтому все вещества, потенциалы которых выше потенциала
пары йод – йодид-ион, выше 0,54,
в водных растворах будут окислять йодид-ион.
Так, йодид трехвалентного железа неустойчив в водных растворах.
Проявление нарастания восстановительных свойств
галогенид-ионов при движении вниз по группе
проявляется при реакциях солей
галогеноводородных кислот с концентрированной серной кислотой.
В первых двух случаях идет выделение фтороводорода и хлороводорода.
В случае бромоводорода и йодоводорода идет окисление бромид-
и йодид-иона до свободного галогена.
Посмотрим, как протекают эти реакции.
Посмотрим реакцию взаимодействия хлорида,
бромида и йодида калия с концентрированной серной кислотой.
Восстановительные свойства галогенид-ионов различаются.
В реакции с хлоридом калия выделяется хлороводород,
серная кислота не способна окислить хлорид-ион.
В реакции с бромидом калия выделяется бром.
Вы видите окрашивание паров выделяющимся газом из этого стакана.
И наконец,
еще более сильными восстановительными свойствами обладает йодид-ион.
Здесь будет идти окисление до йода.
Но интересно, что и восстановление серной кислоты протекает
по-разному: с бромид-ионом — до SO2, а с йодид-ионом можно наблюдать
или почувствовать запах тухлых яиц — это сероводород.
Подобного рода тенденции
в нарастании восстановительных свойств анионов неметаллов при движении вниз по
группе сохраняются и в других группах, представленные на рисунке
в виде сопоставления свойств селенид- и сульфид-иона.
Обратимся к другому классу соединений — к оксидам.
И посмотрим, сопоставим свойства оксидов и
энергетику связи элемент — кислород на примере элементов
XIV группы, на примере оксидов CO2 и SiO2.
В таблице представлены энергии связей
элемент — элемент и элемент — кислород,
одинарных и кратных для кремния и углерода.
В случае углерода образование кратных,
двукратных связей энергетически выгодно.
В случае кремния образование π-связи становится менее выгодным,
а реализуются четыре σ-связи,
которые приводят к принципиальному различию и в поведении,
и в структуре CO2 и SiO2.
Газообразный углекислый газ, с которым мы уже знакомы,
и твердый SiO2 — тетраэдрическое окружение кремния,
песок, дающий несколько модификаций.
кристаллического SiO2,
аморфного — аморфный обладает стеклообразными свойствами.
Химически кварц проявляет свойства кислотного оксида,
с водой взаимодействует только при повышенных температурах,
образуя серию кремниевых кислот разнообразной структуры.
При взаимодействии с NaOH выделяются силикаты.
Интересно, что SiO2 взаимодействует с фтороводородной кислотой,
и это получение матового стекла.
При этой реакции может образовываться как тетрафторид,
так и комплексное соединение, где координация кремния равна шести.
Кислотные свойства кварца приводят к возможностям
взаимодействия его с оснóвными оксидами.
Он взаимодействует с содой, при этом образуются силикаты.
Формы силикатов многообразны и структурно разнообразны,
зависят от температурных условий, от условий осаждения, от pH-растворов.
Обратимся к рассмотрению следующего класса
соединений — гидратированных форм оксидов.
Для этого снова вернемся к той диагонали, которую мы рассматривали в начале лекции.
В левом нижнем углу расположены элементы,
которые склонны к образованию оснований.
В правом верхнем углу — гидратированные формы этих элементов, кислоты.
И наконец,
элементы вблизи диагонали склонны к образованию амфотерных гидроксидов.
Рассмотрим поведение гидратированных форм,
то есть кислот, элементов 17-й группы.
Кислоты галогенов, рассмотренные на примере хлора,
соответствуют нечетным степеням
окисления +1, +3, +5, +7.
По мере увеличения степени окисления
нарастают кислотные свойства этих соединений.
Хлорная кислота — одна из самых сильных кислот.
Если мы обратимся к окислительным свойствам кислот и
посмотрим на восстановительные потенциалы, то здесь тенденция противоположная.
Наиболее сильные окислительные свойства проявляет хлорноватистая кислота.
Хлор наименее защищен в ней,
однако все соединения хлора положительных степеней окисления,
безусловно, являются сильными окислителями.
Одним из типичных, интересных, распространенных
соединений положительных степеней окисления хлора является бертолетова соль,
названа в честь французского химика Бертолле, впервые получившего его.
Бертолетова соль — сильный окислитель, используется в спичках,
окисляет серу, фосфор.
Разлагается при нагревании по разному типу в
зависимости от условий в присутствии катализатора или в отсутствии.
Посмотрим с вами на реакцию взаимодействия бертолетовой соли с сахаром.
Насыпана бертолетова соль, смесь бертолетовой соли с сахаром.
Чтобы инициировать этот опыт, добавляем кислоты.
Вы видите, какая взрывная реакция экзотермическая.
Сахар обуглился, выделился углекислый газ.
Реакция прошла очень эффектно.
Ну а теперь обратимся к влиянию галогена на свойства кислот,
то есть как меняются свойства однотипных кислот при движении по группе.
На слайде представлены характеристики
диссоциации соединений в степени окисления +1.
Это всё слабые кислоты,
при движении к йоду их сила уменьшается.
Аналогичным образом меняется и окислительная способность.
Соединения йода обладают меньшим восстановительным потенциалом,
чем соединения хлора.
Интересным является рассмотрение кислот высших степеней окисления галогенов.
Хлорная кислота — одна из самых сильных кислот, как мы уже говорили.
Ее строение тетраэдрическое представлено на рисунке.
Окружение хлора, тетраэдр, перенос электронной плотности на
кислород приводит к легкому отщеплению водорода.
Иная тенденция, иная ситуация проявляется у йода.
Йод, который имеет большие размеры,
образует основное соединение состава H5IO6.
Увеличиваются его координационные возможности.
Эта кислота ведет себя как слабая кислота.
Константа диссоциации представлена на слайде, так же, как и структура,
где соединение окружения йода октаэдрическое.
Аналогичные тенденции
проявляются и в других группах, в частности в XVI.
Серная кислота — сильная кислота,
теллуровая кислота имеет и иной состав уже H6TeO6
и проявляет свойства слабой кислоты.
В XV группе азотная кислота, хорошо нам уже известная,
сильная кислота и сильный окислитель.
Фосфорная кислота — кислота средней силы,
не обладающая никакими особенными окислительными свойствами.
Посмотрите, как по-разному ведут себя эти кислоты, взаимодействуя с медью.
Сопоставляя свойства азотной и фосфорной кислоты,
посмотрим на реакцию взаимодействия меди с этими кислотами.
В первую в левую колбу доливаем фосфорную кислоту.
Медь — неактивный металл, никакой реакции взаимодействия нет.
Посмотрите, что делается с азотной кислотой.
Идет бурное взаимодействие,
выделяются пары NO2, образуется зеленый раствор нитрата меди.
Сейчас мы его еще посмотрим.
Закрывает, потому что это невероятно ядовитые пары.
Раствор посинеет спустя некоторое время,
меняется концентрация ионов меди в растворе, их акватация.
Видите, какой красивый раствор нитрата меди.
И слава Богу, выделились все пары ядовитые.
Explorer notre catalogue
Rejoignez-nous gratuitement et obtenez des recommendations, des mises à jour et des offres personnalisées.
Coursera propose un accès universel à la meilleure formation au monde,
en partenariat avec des universités et des organisations du plus haut niveau, pour proposer des cours en ligne.
© 2018 Coursera Inc. Tous droits réservés.
