Презентация на тему Химия неметаллов. Общая характеристика

ClO2

Желто-оранж. газ

Желтый газ

Темно-красная жидкость

IV

VI

I

VII

Бесцветная жидкость

Cl2O + H2O → HClO (HOCl)

ClO2 + H2O → HClO2 + HClO3

ClO3 + H2O → HClO3 + HClO4

Cl2O7 + H2O → HClO4

IV

III

V

VI

V

VII

хлорноватистая

хлористая

хлорноватая

хлорная

соли

хлориты

гипохлориты

хлораты

перхлораты

Сила кислот

Zn(ClO)2 + H2O
HClO3 + Cu = HCl + Cu(ClO3)2

2HClO4 + Zn = H2 + Zn(ClO4)2

HClO4 + Zn = HCl + Zn(ClO4)2 + H2O

С < 70 %

С > 70 %

→ HClO + NaHCO3
HCl O

NaClO - гипохлорит натрия

Сa(ClO)2 + CO2 + H2O → HClO + CaCO3

HCl O

FeCl3 + NaClO + NaOH → Na2FeO4 + NaCl + H2O

+ KCl (t = 400°C)

KClO3 + C12H22O11

сахар

кат

H2SO4

Перхлораты

NH4ClO4

KClO4

кислота - йодаты

KIO3 + 3Na2SO3 → KI + 3Na2SO4
KIO3

SeO2

Бесцв. газ

Бел., тв.

Бел., тв.

H2SO3 H2SeO3 H2TeO3

HSO3- ⇔ H+ + SO32-

KII ~ 10-8

SO2 + nH2O ⇔ SO2 · nH2O

(n=1 ⇨ SO2·H2O ≡ «H2SO3 »)

SO2·H2O ⇔ H+ + HSO3-

KI ~ 10-2

Не выделена в свободном состоянии

SO32- + H2O ⇔ HSO3- + OH-

SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr

SO2 + H2S → S + H2O

Na2SO3 + O2 = Na2SO4

Na2SO3 → Na2SO4 + Na2S

= Na2S2O3
H2S2O3 → S + SO2 +

HCl

Тиосульфат натрия (или гипосульфит)

кипячение

S2O32-

Cl2

SO42- + Cl-

S4O62- + I-

I2

Тетратионат-ион

ОВР:

“антихлор”

“иодометрия”

H2S4O6

SeO3

бел., тв.

желт., тв.

Кислотные свойства

H2SO4 H2SeO4 H6TeO6 (H2TeO4)

бесцв. ж-ть

бел., тв.

бел., тв.

Окислительная активность

ж-сть

Сильные кислоты



оксиды

кислоты

Сульфаты

Селенаты

Теллураты

твердое в-во,

при t > 17 °С - бесцветная ж-ть

t.кип. 338 °С,
SO3 + H2O = H2SO4

H2SO4 •nSO3

- олеум

t.затв. 10,4 °C

ΔH < 0

NaHSO4 и Na2SO4

H2SO4(разб)

H2SO4(разб) + Fe → FeSO4 + H2

H2SO4(разб) + Cu →

H2SO4(конц)

H2SO4(конц) + Mg → MgSO4 + H2 S ↑ + H2O

H2SO4(конц) + Cu → CuSO4 + SO2↑ + H2O

1.

2.

3.

4.

CuSO4 · 5H2O

FeSO4 · 7H2O

ZnSO4 · 7H2O

- медный купорос

- железный купорос

- цинковый купорос

- квасцы

MIMIII(SO4)2 · nH2O

KAl(SO4)2 · 12H2O

KCr(SO4)2 · 12H2O

- алюмокалиевые квасцы

- хромокалиевые квасцы

Имеют наибольшее практическое значение:

- фотография

- медицина

- крашение тканей

- медицина

Cоли серной кислоты

- производство бумаги

соли
(H2SO4 · SO3 )
2KHSO4

до 240°С

K2S2O7 K2SO4 + SO3

>35°С

SO3 + H2SO4 ⇔ H2S2O7

Пероксодисерная кислота и ее соли

электролиз

2H2SO4

H2S2O8 + H2

H2SO4 → H+ + HSO4

K2S2O8 + KI = K2SO4 + I2

полуреакция для окислителя

полуреакция для восстановителя

2I- - 2e = I2

S2O8- + 2e = 2SO42-

N2O3

несолеобразующие

кислотные

кислотные свойства

газы

тв., безцветн.

окислительные свойства

синяя жидкость

бурый газ

N2O3 NO2 N2O5

HNO2

HNO3

азотистая к-та

нитриты

азотная, азотистая к-ты

смесь нитратов и нитритов

азотная кислота

нитраты

↑
hν
HNO3 – бесцвет. жидк., 98-100 %, ρ = 1,5

HNO3 - сильная кислота, в ОВР -сильный окислитель

t

HNO3 (конц.) пассивирует Fe, Al, Cr, V, Bi, …(на холоду)

HNO3 не р-ряет Au, Pt, Ru, Ir, Os, Ta, W…

Царская водка:

HNO3 + HCl = 1:3

Р-ряет Au, Pt

C металлами:

+ NO + H2O
HNO3 + S → H2SO4

HNO3 + P + H2O → H3PO4 + NO

C неметаллами:

Нитраты:

При нагревании разлагаются с выделение кислорода (О2)

NaNO3 → NaNO2 + O2↑

Pb(NO3)2 → PbO + NO2↑ + O2↑

AgNO3 → Ag + NO2↑ +O2↑

Эл.-хим. ряд напряжений Меt.

До Mg:

От Mg до Сu :

После Cu :

Нитраты натрия, калия, аммония, кальция - селитры

в ОВР :

Fe2O3 + KNO3 + KOH → K2FeO4 + KNO2 + H2O

в водном р-ре при низких тем-рах
Разлагается:
HNO2 → HNO3 +

Хорошо растворимы в воде (кроме AgNO2), ядовиты

N2O3 NO + NO2

HNO2 - азотистая кислота

Нитриты

В ОВР – двойственная природа:

NaNO2 + NaClO3 → NaNO3 + NaCl

восстановитель

NaNO2 + NaI + H2SO4 → NO + I2 + Na2SO4 + H2O

окислитель

Реакции диспропорционирования:

3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O