Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Общая и неорганическая химия. Лекция 18
Содержание
- 1. Общая и неорганическая химия. Лекция 18
- 2. Галогены в природе 11. Хлор (0,19%) 43.
- 3. Редкие минералы Бромаргирит AgBr Иодаргирит AgI Лаутарит Ca(IO3)2 Диэтзеит 7Ca(IO3)2·8CaCrO4
- 4. Хлор, бром, иод: физические свойства* - Несмотря
- 5. Г2: Cl Br I
- 6. Г2: Cl Br I
- 7. 3. Взаимодействие с водойГ2 + n H2O
- 8. В р-ре KI: KI + I2 (т)
- 9. В растворах щелочейBr2 + 2KOH = KBr
- 10. В органических растворителяхОрганические растворители, не смешивающиеся с водой, используют для извлечения (экстракции) брома и иода.
- 11. Галогеноводороды НГНГ(ж) – бесцв., маловязкие неэлектролиты, неактивны, не реагируют c МО, МCO3, ЩМ !!!
- 12. Водные растворы HГ (Г – Cl, Br,
- 13. HCl HBr HI
- 14. Получение НCl В промышл. – прямым синтезом:
- 15. Получение НBr и HI В лаборатории и
- 16. Кислородные кислоты
- 17. Взаимодействие с водойВ водном растворе HClO, HClO2,
- 18. Оксиды галогенов: все, кроме I2O5 метастабильны
- 19. Получение и реакции оксидов:Cl2 + Ag2O
- 20. В щелочной среде – дисмутация:3Г2 + 6NaOH
- 21. В кислотной среде – конмутация:5NaГ + NaГO3
- 22. Скачать презентанцию
Галогены в природе 11. Хлор (0,19%) 43. Бром 70. Иод 94. АстатРедкие рассеянные элементыГалит (каменная соль) NaClСильвинит NaCl·KCl)Карналлит KCl·MgCl2·6H2O
Слайды и текст этой презентации
Слайд 4Хлор, бром, иод: физические свойства
* - Несмотря на высокие величины
давления паров иода над твердым иодом, тройная точка имеет координату
давления ниже атмосферного. Это означает, что иод может быть расплавлен при P = 1 атм
Слайд 5Г2: Cl Br I (At)
Примеры:
Cl2(Br2) +
Cu CuCl2 (CuBr2); Sтв + Cl2г SCl4г; SCl2г,
S2Cl2г ½ I2 + Cu CuI; Sтв + Br2г SBr2г; S2Br2г; S + I2 T-x диаграмма S-Cl (см. рис.):
три соединения: SCl4; SCl2, S2Cl2
T-x диаграмма системы S-Br:
Фаза S2Br2 – конгр. пл. (-40С) и
инконгр. пл. SBr2;
T-x диаграмма S-I – нет соединений, диаграмма эвтектического типа
Слайд 6Г2: Cl Br I (At)
Примеры (продолжение):
3. H2(г)
+ Cl2(г) 2 HCl(г); G = –95 кДж/моль
H2(г) + Br2(г) 2 HBr(г); G = –54 кДж/моль
H2(г) + I2(т) 2 HI(г); G = –1 кДж/моль
4. 2KBr + Cl2 2KCl + Br2
2KI + Br2 2KBr + I2
3I2 + 10HNO3 конц. 6HIO3 + 10NO + 2H2O (HI+5O3)
Слайд 73. Взаимодействие с водой
Г2 + n H2O Г2 ·
n H2O (гидратация)
Г2 · n H2O HГ + HГO
+ (n –1)H2O (дисмутация)Cl2 + 2H2O HCl + HClO (ОВР)
Cl2 + 2e = 2 Cl
Cl2 + 2H2O – 2e = 2H+ + 2HClO
Слайд 8В р-ре KI:
KI + I2 (т) = K[I(I)2]
I–
+ I2 (т) = [I(I)2]–
дииодоиодат(I)-ион
[ I–I ····· I+I ·····
I–I ]Растворимость галогенов повышается:
![В р-ре KI: KI + I2 (т) = K[I(I)2] I– + I2 (т) = [I(I)2]– дииодоиодат(I)-ион[ I–I](/img/thumbs/3c88540bc9bbe92f9a97de109892efba-800x.jpg "Общая и неорганическая химия. Лекция 18 В р-ре KI: KI + I2 (т) = K[I(I)2] I– +")
Слайд 9В растворах щелочей
Br2 + 2KOH = KBr + KBrO +
H2O
(на холоду)
Br2 + 2e = 2 Br
Br2
+ 4OH– – 2e = 2BrO– + 2H2O 3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 3H2O
(при нагревании)
Br2 + 2e = 2 Br
Br2 + 12OH– – 10e = 2BrO3– + 6H2O
Слайд 10В органических растворителях
Органические растворители, не смешивающиеся с водой, используют для
извлечения (экстракции) брома и иода.
Слайд 11Галогеноводороды НГ
НГ(ж) – бесцв., маловязкие неэлектролиты, неактивны, не реагируют c
МО, МCO3, ЩМ !!!
Слайд 12Водные растворы HГ (Г – Cl, Br, I)
НГ + H2O = Г– + H3O+
сильная кислота
Растворение
HCl в
воде
Слайд 13HCl HBr HI
KCl + H2SO4
конц = HCl + KHSO4 HCl + H2SO4 конц
KBr + H2SO4 конц = HBr + KHSO4 2HBr + H2SO4 конц Br2 + SO2 + 2H2O
8KI + 9H2SO4 конц = 4I2 + H2S + 4H2O + 8KHSO4 2KI + 3H2SO4 конц = I2 + SO2 + 2H2O + 2KHSO4
8HI + H2SO4 конц = 4I2 + H2S + 4H2O и параллельно 2HI + H2SO4 конц = I2 + SO2 + 2H2O
Слайд 14Получение НCl
В промышл. – прямым синтезом:
H2 + Cl2
= 2HCl
В лаборатории:
NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4
(без нагревания) или2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4 (при нагревании)
Слайд 15Получение НBr и HI
В лаборатории и в промышл. усл.
– синтез галогенидов фосфора с последующим их необр. гидролизом:
2P +
3Г2 = 2PГ3PГ3 + 3H2O = 3HГ + H2(PHO3)
Восст. в водн. среде сероводородом:
Г2 + H2S = S + 2HГ
Слайд 17Взаимодействие с водой
В водном растворе HClO, HClO2, HBrO и H5IO6
–
слабые кислоты:
HClO + H2O ClO +
H3O+; KК = 2,82 . 108HClO2 + H2O ClO2 + H3O+; KК = 1,07 . 102
HBrO + H2O BrO + H3O+; KК = 2,06 . 109
H5IO6+ H2O H4IO6 + H3O+; KК = 2,82 . 102;
Остальные кислородсодержащие кислоты – сильные:
HClO3 + H2O = ClO3 + H3O+
HClO4 + H2O = ClO4 + H3O+
Слайд 19Получение и реакции оксидов:
Cl2 + Ag2O Cl2O + 2AgCl
(в неводном растворителе);
3KClO3 + 2H2SO4 ClO2+ KClO4 + KHSO4;
2KClO3
+ 3H2C2O4 ClO2 + KHC2O4 + CO2 + H2O4HClO4 + P4O10 (HPO3)4 + 2Cl2O7;
H2SO4
3I2 + 10HNO3 конц. 3I2O5 + 10NO + 5H2O
Слайд 20В щелочной среде – дисмутация:
3Г2 + 6NaOH = 5NaГ +
NaГO3 + 3H2O
Г2 + 2e – = 2Г– (Г2 –
окислитель)Г2 + 12OH– – 10e– = 2ГO3– + 6H2O (Г2 – восстановитель)
= Br2/ Br – – BrO3–/ Br2 = 1,09 – 0,52 = 0,57В
= I2/ I– – IO3–/ I2 = 0,54 – 0,20 = 0,34В
Слайд 21В кислотной среде – конмутация:
5NaГ + NaГO3 + 3H2SO4 =
3Г2 + 3Na2SO4+ + 3H2O
2Г– – 2e– = Г2 (Г–
– восстановитель)2ГO3– + 12H+ + 10e– = Г2 + 6H2O (ГO3– – окислитель)
= BrO3–/ Br2 – Br2/ Br– = 1,51 –1,09 = 0,42В
= IO3–/ I2 – I2/ I– = 1,19 – 0,54 = 0,65В
