Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.


Для правообладателей

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Яндекс.Метрика

Презентация на тему VI группа периодической системы. VIA-группа

Содержание

Общая характеристикаЭлектронная формула валентной оболочки атомов элементов VIA-группы
VI группа периодической системыVIA-группа Общая характеристикаЭлектронная формула валентной оболочки атомов элементов VIA-группы В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО). В Кислород (ОЭО = 3,5) Во фтороксиде F2O СО кислорода положительна и равна Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру. В нормальных условиях водородные соединения Н2Э элемен­тов VIA-группы, за исключением воды, — Сера, селен, теллур образуют два ряда кислотных оксидов: ЭО2 и ЭО3. Им Химические свойства кислорода. Кислород — самый распространенный элемент в земной коре (49,4 Озон — сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует с органическими веществами, при Кислород – один из самых активных неметаллов. Он образует соединения со всеми Главная химическая функция кислорода в организме – окисление веществ, которое сопровождается выделением Сера и ее соединения.Сера входит в состав белков, липидов, также в состав Сероводород Очень ядовит, т.к. за счет связывания атомов меди в цитохромоксидазе блокирует Для оксида SO2, кислоты H2SO3 и ее солей характерна окислительно-восстановительная двойственность:2SO2(восстановитель)+O2→2SO3SO2(окислитель)+2H2S→3S+2H2OH2SO3(восстановитель)+Cl2+H2O→H2SO4+2HCl2Na2SO3(восстановитель)+O2→2Na2SO4H2SO3(окислитель)+2H2S→3S+H2ONa2SO3(окислитель)+S→Na2S2O3.Однако восстановительные Na2S2O3.– соль тиосерной кислоты H2S2O3. Тиосерная кислота неустойчива и при получении распадается: Диоксид серы может присоединять кислород, переходя в триоксид серы: В разбавленных растворах серная кислота – окислитель за счет катионов водорода, которые Раствор триоксида серы в серной кислоте называется олеумом. В олеуме часть молекул . Селен и теллур.По химическим свойствам селен и теллур похожи на серу. Соединения Se+4 и Те+4 проявляют преимущественно окислительные свойства, легко восстанавливаясь до свободных SeO3 и ТеО3 – кислотные оксиды. Кислородные кислоты – селеновая H2SeO4 и S -Макроэлемент [0,16%],.Суточная потребность 4-5 г. Входит в состав +++белков, гормонов, витаминов. +++тиоловых ++++. Приём серы внутрь способствует рассасыванию нарывов,+++++ сера используется как слабительное средство.+++++В виде КремнийВакантные орбитали способны к образованию дополнительного πp-d связей по донорно-акцепторному механизму, если КремнийВ соответствии с правилом 8-N кристаллизуется в структуре алмазаЭнергия связей меньше, чем Элементы подгруппы Ge Они полные электронные и слоевые аналоги2 особенностиВалентной конфигурации ns2np2 Элементы подгруппы GeСверху вниз по группе металличность нарастает, но немонотонно (Ge близок Простые веществаGe - структура типа алмаза, известны и фазы высокого давленияSn – ОсобенностиИтак, атомные радиусы в ряду C – Si – Ge – Sn Особенности2,01,9 ОсобенностиВ химических соединениях элементы IVA группы проявляют степени окисления –4, 0, +2, ОсобенностиПри движении сверху вниз по группе происходит последовательный переход от неметаллов к Нахождение в природе и получение Содержание: С (0,048 %) в живых организмах: Нахождение в природе и получениеSi самый распространенный после О элемент: 25,7 масc. % Нахождение в природе и получениеGe и Sn (2,1·10–4 и 1,5·10-4 %) соответственноPb (1,3·10–4 масс. %) SnPb Получение Кремний SiCl4 + 2Zn (tºC) → Si + 2ZnCl2а так же ПолучениеОловоSnO2 + 2C (tºC) = Sn + 2CO↑Свинец – обжиг галенита2PbS + Химические свойства Углерод взаимодействует из галогенов лишь с F2, не вступает в Химические свойстваАморфный уголь – восстановитель:ZnO + C (tºC) = Zn + CO↑Для Химические свойстваРеакционная способность простых веществ в ряду Si – Ge – Sn Химические свойстваВ ряду стандартных электродных потенциалов – Sn и Pb до водорода, Химические свойстваС HCl — при нагревании, PbCl2 малорастворим. В H2SO4 и концентрированной Водородные соединения Углеводороды — в курсе органической химииCH4 – карбид водорода: ОЭО Водородные соединенияВодородные соединения Si, Ge, Sn, Pb – силаны, германы, станнаны, плюмбаныСиланы Водородные соединенияЭН4 — тетраэдрыВ ряду СН4 – SiH4 – GeH4 – SnH4 Водородные соединенияВозрастание атомного радиуса сверху вниз создает возможность повышения к.ч. и образования Водородные соединенияХлорирование SiH4 и SnH4 интенсивно протекает и в темноте, метана – Кислородные соединения Элементы IVА группы проявляют степени окисления +2 и +4CO и СО – тройная связь, третья по донорно-акцепторному механизмуCOИзоэлектронна N2 но ее энергия Кислородные соединения - COМолекула СО диамагнитна. Сочетает свойства донора и акцептора (наличие Кислородные соединения - COЭто несолеобразующий оксид, формиаты образуются при 100–130ºС, р = Кислородные соединения – CO2O = C = O - линейная молекула2σ – Кислородные соединения – CO2Молекула неполярная => мало растворим в H2OХимически инертен, высокая Кислородные соединения – CO2Кислотный оксид:CaO + CO2 → CaCO3Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O Кислородные соединения – H2CO3H2CO3 – слабая и неустойчивая кислота, в свободном виде Кислородные соединения – H2CO3СО32– – правильный треугольник sp2 – гибридизации (3 гибридные Кислородосодержащие кислоты и солиNa2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2KID Кислородосодержащие кислоты и солиПероксомоноугольная H2CO4Пероксодиугольная H2C2O6O = CO – HO – O Кислородосодержащие кислоты и солиNa2C2O6 + 2H2O = 2NaHCO3 + H2O2Na2C2O6 + H2SO4 Кислородные соединения – H2CO3Донорные свойства СО32– – в реакциях образования комплексов с Кислородные соединения SiОт С к Si уменьшается прочность кратной связи Э – Кислородные соединения SiSiO2 – при обычных температурах и давлениях – кварц, тридимит, Кислородные соединения Si Кислородные соединения SiВзаимные переходы между различными модификациями SiO2 требуют разрыва связи Si Кислородные соединения SiSiO2 проявляет кислотные свойства с растворами и расплавами щелочей, основными Кислородные соединения SiH4SiO4 – не выделена, т.к. при концентрировании претерпевает поликонденсацию. Слабая Кислородные соединения SiВ H2O растворимы только силикаты щелочных металлов и аммония, в Кислородные соединения Ge, Sn, PbСверху вниз с увеличением размера Э+4 их к.ч. Кислородные соединения Ge, Sn, PbGeO2 – окисление Ge + O2 или обезвоживание Кислородные соединения Ge, Sn, PbДиоксиды GeO2, SnO2 обладают слабыми окислительными свойствами ЭO2 Кислородные соединения Ge, Sn, PbВ H2O, разбавленных кислотах HCl, HNO3, H2SO4 и Кислородные соединения Ge, Sn, PbЕще известны смешанные оксиды Sn3O4, Pb3O43PbO2 (300-500 °С) Кислородные соединения Ge, Sn, PbСостав высших гидрооксидов не соответствует H2ЭO3 или Э(OH)4. Кислородные соединения Ge, Sn, PbПолучают сплавлениемNa2CO3 + GeO2 = Na2GeO3 + CO2↑2CaO Кислородные соединения Ge, Sn, PbПри гидролизе SnCl4 в присутствии NH3 образуется гидрат Соединения Э(II)Все элементы в степени окисления +2 обладают неподеленной электронной парой, которая Оксиды (II)GeO2 + Ge = 2GeOСклонен к диспропорционированию, на воздухе медленно окисляется Оксиды (II)SnO имеет несколько кристаллических модификаций. Это типичное амфотерное соединение. В к-тах Оксиды (II)Для PbO – кристаллические формы: красная тетрагональная (глет) и желтая ромбическая Оксиды (II)Восстановительные свойства соединений слабеют в рядах Ge(II) – Sn(II) – Pb(II)Ge(II) ГалогенидыТипа СHal4 – для всех галогенов, неполярные соединения, тетраэдрические молекулыССl4 – не ГалогенидыSiF4 + (n+2)H2O = H2SiF6 + SiO2∙nH2O↓ + 2HFЧастично гидролизируется, а частично ГалогенидыДигалогениды диспропорционируют2GеHal2  Ge + GeHal4SnCl2 – не диспропорционирует, но является сильным ГалогенидыИзменение стабильности 2-х степеней окисления:Si – диспропорционируют и SiO, и SiHal2Ge – ГалогенидыЭ+4 – основные свойства выражены слабо, ЭHal4 склонны к глубокому гидролизуЭHal4 + Соединения с другими неМеCS2CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2	О = С Соединения с другими неМеSiC – карборунд Соединения с азотомэлектрическая дуга – (CN)2Здесь нечетное число вал. электронов	•C ≡ N Соединения с азотомСуществуют смешанные галогенцианыClCN + 2NaOH  NaCl + NaCNO + Соединения с азотомCN– – изоэлектронен N2 (прочность, донорная активность)2CH4 + 2NH3 + Соединения с азотом	H–O–C≡N		H–N=C=O		H–O–N  C	HOCN ← OCN– → HNCO		H+3-я форма содержит 4-х РоданидыMeICNS – производные тиоциановой (родановой) кислоты HCNSKCNS + KHSO4 = HCNS +
Слайды презентации

Слайд 2 Общая характеристика
Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VIA-группы

Общая характеристикаЭлектронная формула валентной оболочки атомов элементов VIA-группы

Слайд 3 В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные

В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО).

степени окисления (СО).
В соединениях с метал­лами и водородом

элементы этой группы проявляют СО = —2.
В соединениях же с кислородом и неметаллами сера, селен и теллур могут иметь СО = +4 и СО = +6.
В некоторых соеди­нениях они проявляют СО =+2.В


Слайд 4 Кислород (ОЭО = 3,5)
Во фтороксиде F2O СО

Кислород (ОЭО = 3,5) Во фтороксиде F2O СО кислорода положительна и

кислорода положительна и равна 4-2.
С остальными элемен­тами кислород

проявляет обычно в соединениях степень окисле­ния — 2,
за исключением водородпероксида Н2О2 и его производных, в которых кислород имеет степень окисления —1.
В живых организмах кислород, сера и селен входят в состав биомолекул в степени окисления —2.

Слайд 5 Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов

Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру.

при переходе от кислорода к теллуру.


Слайд 6 В нормальных условиях водородные соединения Н2Э элемен­тов VIA-группы,

В нормальных условиях водородные соединения Н2Э элемен­тов VIA-группы, за исключением воды,

за исключением воды, — газы с очень неприятным запахом.


Термодинамическая стабильность этих соединений уменьшается от воды к водородтеллуриду Н2Те.
В водных рас­творах Н2Э проявляют слабокислотные свойства. В H2O — H2S — H2Se — H2Те сила кислот возрастает:
Это объясняется увеличением радиусов ионов Э2- и соответствующим ослаблением связей Э—Н.
В том же направлении растет восстановительная способность Н2Э.

Слайд 7 Сера, селен, теллур образуют два ряда кислотных оксидов:

Сера, селен, теллур образуют два ряда кислотных оксидов: ЭО2 и ЭО3.

ЭО2 и ЭО3.
Им соответствуют кислотные гидроксиды состава Н2ЭОз

и Н2ЭО4.
Кислоты Н2ЭО3 в свободном состоянии неустойчивы. Соли этих кислот и сами кислоты проявляют окислительно-восстановительную двойственность, так как элементы S, Se и Те имеют в этих соединениях промежуточную степень окис­ления + 4.
Кислоты состава Н2ЭО4 более устойчивы и в реакциях ведут себя как окислители (высшая степень окисления элемента +6


Слайд 8 Химические свойства кислорода.

Кислород — самый распространенный элемент

Химические свойства кислорода. Кислород — самый распространенный элемент в земной коре

в земной коре (49,4 %)
Элемент кислород существует в виде

двух простых веществ (аллотропные модификации):) О2 и озона Оз.
О3 — имеет более высокие температуры плавления и кипе­ния, обладает резким запахом (отсюда его название).
В О2 имеется тройная связь, а сама молекула представляет собой бирадикал с параллельными спинами неспаренных электронов а следовательно обладает парамагнетизмом.
Под действием света молекулярный кислород переходит в синглетное состояние, т.е. в синглетный кислород О2/, в котором все электроны спарены:
Синглетный кислород неустойчив, период полураспада – 45 минут:

↓↑О:::О +е→О2·¯(супероксидный анион-радикал)
Окислительная способность различных активных форм кислорода возрастает в следующей последовательности: О2<О2/< О2-·¯

Слайд 9 Озон — сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует

Озон — сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует с органическими веществами,

с органическими веществами, при низкой температуре окисляет соединения, с

которыми кислород не реагирует.
03 + 2Ag = Ag20 + 02
PbS + 4О3 = PbSO4 + 4О2
Широко известна качественная реакция:
2KI + 03 + Н20 = I2 + 2КОН + 02
Окислительное действие озона на органические вещества связано с образованием радикалов.
RH + 03 -+ RO2. + ОН.
радикалы инициируют радикально-цепные реакции с биоорганическими молекулами — липидами, белками, ДНК. Такие реакции приводят к повреждению и гибели клеток.
На этом основано применение озона для стерилизации питьевой воды и воды плавательных бассейнов.

Слайд 10 Кислород – один из самых активных неметаллов.
Он

Кислород – один из самых активных неметаллов. Он образует соединения со

образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона

и аргона.
С большинством элементов он взаимодействует непосредственно (кроме галогенов, золота и платины).

Слайд 11 Главная химическая функция кислорода в организме – окисление

Главная химическая функция кислорода в организме – окисление веществ, которое сопровождается

веществ, которое сопровождается выделением энергии.
Для клетки очень важно,

чтобы происходила полная утилизация кислорода:
О2+4е+4Н+→2Н2О.
Если процесс восстановления кислорода нарушается, то образуются различные активные формы кислорода, способствующие свободнорадикальному окислению биосубстратов.
Защита от вредного действия активных форм кислорода осуществляется с помощью антиоксидантной системы, в которую входят ферменты супероксиддисмутаза (СОД) и каталаза:
2О2·¯ +2Н+ СОД Н2О2+О2,
2Н2О2 каталаза 2Н2О+О2.

Слайд 12 Сера и ее соединения.
Сера входит в состав белков,

Сера и ее соединения.Сера входит в состав белков, липидов, также в

липидов, также в состав некоторых витаминов и биорегуляторов.
Для серы

характерна аллотропия –– ромбической, моноклинической и пластической серы.
Сера способна образовывать устойчивые гомоцепи, которые имеют зигзагообразную форму.
Сера – достаточно активный неметалл. Даже при умеренном нагревании она окисляет многие простые вещества:
Cu+S→CuS
Zn+S→ZnS
H2+S→H2S.
Довольно легко окисляется кислородом и галогенами:
S+O2→SO2
S+Cl2→SCl2.
Сера растворяется в горячих растворах щелочей и в некоторых кислотах:
3S+6NaOH→2Na2S+Na2SO3+3H2O
S+2H2SO4(конц.)↔3SO2+2H2O
S+6HNO3(конц.)↔H2SO4+6NO2+2H2O.

Слайд 13 Сероводород Очень ядовит, т.к. за счет связывания атомов

Сероводород Очень ядовит, т.к. за счет связывания атомов меди в цитохромоксидазе

меди в цитохромоксидазе блокирует перенос электронов с этого фермента

дыхательной цепи на кислород. и наступает обморочное состояние и даже смерть от паралича дыхания.
Сероводород – бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка.
Сероводород – сильный восстановитель. 2KMnSO4+5H2S+3H2SO4→2MnSO4+5S+K2SO4+8H2O,
2H2S+3O2→2SO2+2H2O,
H2S+4Br2+4H2O→H2SO4+8HBr.
H2S образует два типа солей: средние – сульфиды (K2S) и кислые – гидросульфиды (KHS), которые в водных растворах легко гидролизуются:
Na2S+HOH↔NaHS+NaOH,
S2- +HOH↔HS- +OH-.

Слайд 14 Для оксида SO2, кислоты H2SO3 и ее солей

Для оксида SO2, кислоты H2SO3 и ее солей характерна окислительно-восстановительная двойственность:2SO2(восстановитель)+O2→2SO3SO2(окислитель)+2H2S→3S+2H2OH2SO3(восстановитель)+Cl2+H2O→H2SO4+2HCl2Na2SO3(восстановитель)+O2→2Na2SO4H2SO3(окислитель)+2H2S→3S+H2ONa2SO3(окислитель)+S→Na2S2O3.Однако

характерна окислительно-восстановительная двойственность:
2SO2(восстановитель)+O2→2SO3
SO2(окислитель)+2H2S→3S+2H2O
H2SO3(восстановитель)+Cl2+H2O→H2SO4+2HCl
2Na2SO3(восстановитель)+O2→2Na2SO4
H2SO3(окислитель)+2H2S→3S+H2O
Na2SO3(окислитель)+S→Na2S2O3.
Однако восстановительные свойства у соединений серы (IV)

преобладают.
При нагревании сульфиты диспропорционируют:
4Na2SO3→3Na2SO4+Na2S.

Слайд 15 Na2S2O3.
– соль тиосерной кислоты H2S2O3. Тиосерная кислота неустойчива

Na2S2O3.– соль тиосерной кислоты H2S2O3. Тиосерная кислота неустойчива и при получении

и при получении распадается: Na2S2O3+2HCl→H2S2O3+2NaCl
H2S2O3→H2O+SO2+S.
Тиосульфат-ион образует прочные комплексные соединения

со многими катионами металлов-токсикантов: кадмия, меди (II), ртути (II), свинца (II), серебра. – т.е. он -Антидот при отравлениях

Слайд 16 Диоксид серы может присоединять кислород, переходя в триоксид

Диоксид серы может присоединять кислород, переходя в триоксид серы:  2SO2+O2

серы:
2SO2+O2 ( Pt,t) → 2SO3.
Растворение

его в воде приводит к образованию сильной серной кислоты:
SO3+H2O→H2SO4.
Оксид серы (VI) является типичным кислотным оксидом. Безводная серная кислота – тяжелая, бесцветная, маслянистая жидкость.
Смешивать концентрированную серную кислоту с водой следует осторожно, вливая серную кислоту тонкой струйкой в воду!
Концентрированная серная кислота поглощает пары воды, и поэтому ее применяют в качестве осушителя.
Она отнимает воду и от органических веществ (углеводов и др.), обугливая их:
C12H22O11+H2SO4(конц.)→12C+H2SO4·11H2O.

Слайд 17 В разбавленных растворах серная кислота – окислитель за

В разбавленных растворах серная кислота – окислитель за счет катионов водорода,

счет катионов водорода, которые восстанавливаются до элементарного водорода:
Zn+H2SO4(разб.)→ZnSO4+H2.
Концентрированная серная

кислота является окислителем за счет S+6, окисляя металлы и неметаллы, превращаясь при этом в SO2, S или H2S, в зависимости от условий проведения реакции и свойств веществ:
Cu+2H2SO4 t → CuSO4+SO2+2H2O.
Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается кислота:
3Zn+4H2SO4 t → 3ZnSO4+S+4H2O,
4Mg+5H2SO4 t → 4MgSO4+H2S+4H2O,
C+2H2SO4 t → CO2+2SO2+2H2O,
S+2H2SO4 t → 2SO2+2H2O.
Концентрированная серная кислота окисляет и сложные вещества:
8HJ+H2SO4 t → 4J2+H2S+4H2O,
2HBr+H2SO4 t → Br2+SO2+2H2O.


Слайд 18 Раствор триоксида серы в серной кислоте называется олеумом.

Раствор триоксида серы в серной кислоте называется олеумом. В олеуме часть

В олеуме часть молекул SO3 соединяется с серной кислотой.


При этом получается дисерная или пиросерная кислота H2S2O7: SO3+H2SO4↔H2S2O7.
Пероксодисерная кислота H2S2O8 получается при электролизе серной кислоты или гидросульфатов. При этом на аноде протекает реакция: 2HSO4- - 2e → H2S2O8. Пероксодисерная кислота является производной пероксида водорода:
O O
│ │
H – O – S – O – O – S – O – H
│ │
O О
Пероксодисерная кислота и ее соли – пероксосульфаты – являются сильнейшими окислителями:
5(NH4)2S2O8+2MnSO4+8H2O→5(NH4)2SO4+2HMnO4+7H2SO4.
Применяют пероксосульфаты в качестве отбеливателей.


Слайд 19 . Селен и теллур.
По химическим свойствам селен и

. Селен и теллур.По химическим свойствам селен и теллур похожи на

теллур похожи на серу.
С водородом они образуют летучие

соединения H2Se и Н2Те.
КАК и сероводород, они в сильной степени обладают восстановительными свойствами. При нагревании они разлагаются.
Прочность молекул в ряду Н2О – H2S – H2Se – H2Te уменьшается. Их соли – селениды и теллуриды.
При сжигании селена и теллура на воздухе образуются оксиды SeO2 и TeO2, являющиеся ангидридами селенистой H2SeO3 и теллуристой H2TeO3 кислот.
Соли селенистой и теллуристой кислот – селениты и теллуриты.

Слайд 20 Соединения Se+4 и Те+4 проявляют преимущественно окислительные свойства,

Соединения Se+4 и Те+4 проявляют преимущественно окислительные свойства, легко восстанавливаясь до

легко восстанавливаясь до свободных селена и теллура. Например:
SeO2+2SO2+2H2O→2H2SO4+Se↓
H2SeO3+2SO2+H2O→2H2SO4+Se↓.
Сильные окислители

переводят соединения Se+4 и Те+4 в производные этих элементов в степени окисления +6:
5H2SeO3+2KMnO4+3H2SO4→5H2SеO4+2MnSO4+K2SO4+3H2O.

Слайд 21 SeO3 и ТеО3 – кислотные оксиды. Кислородные кислоты

SeO3 и ТеО3 – кислотные оксиды. Кислородные кислоты – селеновая H2SeO4

– селеновая H2SeO4 и теллуровая Н2ТеО4 – кристаллические вещества.

Их соли – селенаты и теллураты.
Селеновая кислота принадлежит к сильным кислотам. Она малолетуча, обугливает органические вещества, энергично соединяется с водой.
Селеновая кислота – более сильный окислитель, чем серная.
Теллуровая кислота, в отличии от селеновой и серной, очень слабая кислота. Все соединения селена и теллура ядовиты.


Слайд 22 S -Макроэлемент [0,16%],.
Суточная потребность 4-5 г.
Входит в состав

S -Макроэлемент [0,16%],.Суточная потребность 4-5 г. Входит в состав +++белков, гормонов, витаминов.


+++белков, гормонов, витаминов.
+++тиоловых соединений, участвующих
в окислительно-восстановительных реакциях.
+++

Известны три серусодержащих аминокислоты: цистин, цистеин и метионин.
+++ : инсулина, глутатиона, витамина В1, липоевой кислоты

+++Обратимый переход R1—S—S—R2 ⮀ R1SH + R2SH защищает организм от радиационных поражений.
+++Образование дисульфидных мостиков стабилизирует и определяет третичную структуру белка.
+++Образующаяся в организме Н2SО4 участвует в обезвреживании ядовитых соединений: фенола вырабатываемых в кишечнике из аминокислот микробами.
++++ В соединении с серной кислотой [в виде конъюгатов] выводятся чужеродные вещества.


Слайд 23 ++++. Приём серы внутрь способствует рассасыванию нарывов,
+++++ сера

++++. Приём серы внутрь способствует рассасыванию нарывов,+++++ сера используется как слабительное средство.+++++В

используется как слабительное средство.
+++++В виде мазей и присыпок применяется как

антимикробное средство при лечении кожных заболеваний.
Na2S2O3∙5H2O — тиосульфат натрия — антитоксическое, противовоспалительное средство.
Na2S2O8 — персульфат натрия — антигипоксическое средство.
Na2SO4∙10H2O — сульфат натрия — слабительное.
MgSO4∙7H2O — сульфат магния — понижает артериальное давление.
CaSO4∙2H2O — гипс — используется в хирургической практике.
CuSO4∙5H2O — сульфат меди — при анемии.
FeSO4∙7H2O — сульфат железа — при анемии.


Слайд 25 Кремний
Вакантные орбитали способны к образованию дополнительного πp-d связей

КремнийВакантные орбитали способны к образованию дополнительного πp-d связей по донорно-акцепторному механизму,

по донорно-акцепторному механизму, если у партнеров есть неподеленные электронные

пары. Это приводит к дополнительному упрочнению связей, например, с О2, F2, Cl2 и т.д.
Si–O по энергии уступает только Si–F (из всех связей для С и Si) и существенно превосходит все остальные
Si–Si – менее прочная, чем С–С
Для всей химии Si характерно высокое сродство к кислороду. Для кремния нехарактерно образование гомоатомных связей

Слайд 26 Кремний
В соответствии с правилом 8-N кристаллизуется в структуре

КремнийВ соответствии с правилом 8-N кристаллизуется в структуре алмазаЭнергия связей меньше,

алмаза
Энергия связей меньше, чем в алмазе, существенно уменьшаются Тпл,

Ткип, ΔЕ.
Алмаз ΔЕ = 5,2 эВ – это диэлектрик
Si ΔЕ = 1,2 эВ, это полупроводник
Расплавленный Si исключительно реакционноспособен – реагирует с графитом, кварцем, металлами, азотом. Не реагирует с Н2

Слайд 27 Элементы подгруппы Ge
Они полные электронные и слоевые

Элементы подгруппы Ge Они полные электронные и слоевые аналоги2 особенностиВалентной конфигурации

аналоги
2 особенности
Валентной конфигурации ns2np2 предшествует полностью завершенной (n-1)d-уровень. Сказывается d-сжатие,

особенно заметное у Ge, у него 3d-уровень – кайносимметричный
Существует вакантный nd-уровень, к.ч. = 6, sp3d2, [Э(ОН)6]2–

Слайд 28 Элементы подгруппы Ge
Сверху вниз по группе металличность нарастает,

Элементы подгруппы GeСверху вниз по группе металличность нарастает, но немонотонно (Ge

но немонотонно (Ge близок к Si)
В этом же направлении

увеличивается стабильность степени окисления +2
Sn - промежуточное положение (+2 или +4), но ближе к Ge
Pb – эффект 6s2 инертной электронной пары

Слайд 29 Простые вещества
Ge - структура типа алмаза, известны и

Простые веществаGe - структура типа алмаза, известны и фазы высокого давленияSn

фазы высокого давления
Sn – тетрагональная решетка, но она близка

к ГЦК, только слегка вытянута по оси С. Ниже +13 ºС т/д стабильна α-модификация со структурой типа алмаза и полупроводниковыми свойствами. Кинетически этот переход заторможен
Pb – ГЦК решетка, не подчиняются правилу Юм-Розери
В ряду стандартных электродных потенциалов Ge – после водорода, Sn и Pb – непосредственно перед

Слайд 30 Особенности
Итак, атомные радиусы в ряду C – Si –

ОсобенностиИтак, атомные радиусы в ряду C – Si – Ge –

Ge – Sn – Pb увеличиваются
Неравномерность их увеличения при

переходе от Si к Ge и от Sn к Pb обусловлена влиянием внутренних (3d и 4f) электронных оболочек, электроны которых слабо экранируют заряд ядер атомов. Это приводит к сжатию е- оболочек Ge и Pb из-за повышения эффективного заряда ядра
От С к Pb энергии ионизации элементов в целом понижаются, что приводит к усилению их металлических свойств, т.е. к росту основности катионов

Слайд 31 Особенности

2,0
1,9

Особенности2,01,9

Слайд 32 Особенности
В химических соединениях элементы IVA группы проявляют степени

ОсобенностиВ химических соединениях элементы IVA группы проявляют степени окисления –4, 0,

окисления –4, 0, +2, +4
Устойчивость соединений с высшей степенью

окисления максимальна для Si и постепенно понижается в ряду Ge – Sn – Pb
Устойчивость степени окисления +2 в этом ряду возрастает. Поэтому неорганические соединения Pb(IV) сильные окислители, а соединения Si не проявляют окислительных свойств. Соединения же Si(II) Ge(II) и Sn(II) – сильные восстановители, для Pb(II) восстановительные свойства нехарактерны

Слайд 33 Особенности
При движении сверху вниз по группе происходит последовательный

ОсобенностиПри движении сверху вниз по группе происходит последовательный переход от неметаллов

переход от неметаллов к металлам, окислительные свойства соединений с

высшей степенью окисления усиливаются
Восстановительные свойства соединений с низкой степенью окисления ослабляются

Слайд 34 Нахождение в природе и получение
Содержание: С (0,048

Нахождение в природе и получение Содержание: С (0,048 %) в живых

%) в живых организмах: в организме человека массой 70

кг содержится 16 кг С, т.е. 22,9 мас. % в древесине содержание С достигает 40 %

Слайд 35 Нахождение в природе и получение
Si самый распространенный после

Нахождение в природе и получениеSi самый распространенный после О элемент: 25,7 масc. %

О элемент: 25,7 масc. %


Слайд 36 Нахождение в природе и получение
Ge и Sn (2,1·10–4

Нахождение в природе и получениеGe и Sn (2,1·10–4 и 1,5·10-4 %) соответственноPb (1,3·10–4 масс. %) SnPb

и 1,5·10-4 %) соответственно
Pb (1,3·10–4 масс. %)

Sn
Pb


Слайд 37 Получение
Кремний
SiCl4 + 2Zn (tºC) → Si

Получение Кремний SiCl4 + 2Zn (tºC) → Si + 2ZnCl2а так

+ 2ZnCl2
а так же при термическом разложении SiН4
Или особочистый:
SiCl4

+ 2Н2 → Si + НCl
Германий
GeO2 + 4HCl (tºC) → GeCl4 + 2H2O
GeO2 + 2H2 = Ge + 2H2O

Слайд 38 Получение
Олово
SnO2 + 2C (tºC) = Sn + 2CO↑
Свинец

ПолучениеОловоSnO2 + 2C (tºC) = Sn + 2CO↑Свинец – обжиг галенита2PbS

– обжиг галенита
2PbS + 3O2 (tºC) = 2PbO +

2SO2↑
PbO + C (tºC) = Pb + CO
Полученный металл очищают электролитическим рафинированием

Слайд 39 Химические свойства
Углерод взаимодействует из галогенов лишь с

Химические свойства Углерод взаимодействует из галогенов лишь с F2, не вступает

F2, не вступает в реакцию с N2 и Р

– низкая реакционная способность
Наиболее инертен алмаз, в атмосфере О2 при температуре выше 730˚С сгорает с образованием CО2, инертен по отношению к щелочам и кислотам
Графит – с О2 и F2 при более низких t˚, и также:
C + 4HNO3(конц) = CO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O
(с серной также)
H2O(пар) + C(раскал) = H2 + CO

(водяной газ)


Слайд 40 Химические свойства
Аморфный уголь – восстановитель:
ZnO + C (tºC)

Химические свойстваАморфный уголь – восстановитель:ZnO + C (tºC) = Zn +

= Zn + CO↑
Для фуллеренов характерны реакции восстановления и

присоединения
C Hal: C60F18, C60F20 и т.д. — до C60F60 — продукты присоединения

строение молукулы фторфуллерена С60F18


Слайд 41 Химические свойства
Реакционная способность простых веществ в ряду Si

Химические свойстваРеакционная способность простых веществ в ряду Si – Ge –

– Ge – Sn – Pb возрастает по мере

уменьшения энергии связи между атомами
При нагревании они взаимодействуют с большинством неметаллов
Ge и Sn образуют соединения в высшей степени окисления: ЭО2, а свинец обычно окисляется до +2
Расплавленный свинец окисляется на воздухе до PbO, а при 500ºС в избытке кислорода — до Pb3O4

Слайд 42 Химические свойства
В ряду стандартных электродных потенциалов – Sn

Химические свойстваВ ряду стандартных электродных потенциалов – Sn и Pb до

и Pb до водорода, Ge – после, поэтому с

кислотами-неокислителями реагируют лишь Sn и Pb. Si в кислой среде пассивируется, Si и Ge растворяются в смеси кислот:
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O
3Ge + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[GeCl6] + 4NO + 8H2O
Sn + 2HCl = SnCl2 + H2
Sn + 4HNO3(конц) = SnO2·xH2O↓ + 4NO2↑ + (2-x)H2O


3Pb + 8HNO3(разб) = 3Pb(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

β-олов.кислота


Слайд 43 Химические свойства
С HCl — при нагревании, PbCl2 малорастворим.

Химические свойстваС HCl — при нагревании, PbCl2 малорастворим. В H2SO4 и

В H2SO4 и концентрированной HNO3 пассивируется
Мелкодисперсный кремний растворяется в

щелочах
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑
Ge + 2KOH + 2H2O2 = K2GeO3 + 3H2O – в присутствии окислителей
Sn + NaOH + 2H2O = Na[Sn(OH)3] + H2↑

Pb не реагирует со щелочами

горячий раствор


Слайд 44 Водородные соединения
Углеводороды — в курсе органической химии
CH4

Водородные соединения Углеводороды — в курсе органической химииCH4 – карбид водорода:

– карбид водорода: ОЭО (C = 2,6, Н = 2,1)
Но

у других проблемы: ОЭО Si = 1,9; Ge = 2,0
СН4 при обычных условиях устойчив
Получение:
Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4

Слайд 45 Водородные соединения
Водородные соединения Si, Ge, Sn, Pb –

Водородные соединенияВодородные соединения Si, Ge, Sn, Pb – силаны, германы, станнаны,

силаны, германы, станнаны, плюмбаны
Силаны и германы ЭnH2n+2 (Э =

Si,Ge) напоминают гомологический ряд углеводородов
Энергия связей Э–Э и Э–Н в ряду С – Si – Ge – Sn – Pb понижается, поэтому уменьшается количество водородных соединений: Si – 14, Ge – 9, Sn – 2, Pb – 1, понижается их устойчивость
Mg2Si + 4HCl → 2MgCl2 + SiH4
SiCl4 + Li[AlH4] = SiH4↑ + LiCl + AlCl3
то же — для Ge, Sn, Pb

смесь силанов


Слайд 46 Водородные соединения
ЭН4 — тетраэдры
В ряду СН4 – SiH4

Водородные соединенияЭН4 — тетраэдрыВ ряду СН4 – SiH4 – GeH4 –

– GeH4 – SnH4 возрастают Tпл. и Tкип. (рост

межмолекулярного взаимодействия)
С ростом R атома энергия связи Э – Н постепенно убывает, падает термическая устойчивость
PbH4 практически не охарактеризован
С несет частичный заряд –δ (Н в ряду напряжения — между С и остальными элементами IVА группы), у остальных — +δ

Слайд 47 Водородные соединения
Возрастание атомного радиуса сверху вниз создает возможность

Водородные соединенияВозрастание атомного радиуса сверху вниз создает возможность повышения к.ч. и

повышения к.ч. и образования промежуточных соединений
Реакционная способность существенно выше,

чем у алканов
Центральный атом в силане, германе и станнане необычайно чувствителен к нуклеофильной атаке

Слайд 48 Водородные соединения
Хлорирование SiH4 и SnH4 интенсивно протекает и

Водородные соединенияХлорирование SiH4 и SnH4 интенсивно протекает и в темноте, метана

в темноте, метана – на свету
SiH4 + HCl =

SiH3Cl + H2
СН4 устойчив к гидролизу, а SiH4 и GeH4 взаим. (ускорение гидролиза щелочами)
SiH4 + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 4H2
Силан, герман, станнан – сильные восстановители
SiH4 + 2AgCl = SiH3Cl + HCl + 2Ag
При замещении Н на металл — карбиды, силициды, германиды, станниды и плюмбиды
SiH4 + 2H2O → SiO2 + 4H2
SiH4 + 4F2 → SiF4 + 4HF (со взрывом)

Слайд 49 Кислородные соединения
Элементы IVА группы проявляют степени окисления

Кислородные соединения Элементы IVА группы проявляют степени окисления +2 и +4CO

+2 и +4
CO и СО2, неустойчивый С3О2 (O = C

= C = C = O) (дегидратация малоновой кислоты), С5О2
Получен эпоксид фуллерена С60О

Слайд 50 СО – тройная связь, третья по донорно-акцепторному механизму
C

O

Изоэлектронна

СО – тройная связь, третья по донорно-акцепторному механизмуCOИзоэлектронна N2 но ее

N2 но ее энергия связи выше

Кислородные соединения - CO




s
p
2




2




Слайд 51 Кислородные соединения - CO
Молекула СО диамагнитна. Сочетает свойства

Кислородные соединения - COМолекула СО диамагнитна. Сочетает свойства донора и акцептора

донора и акцептора (наличие е- пары на связывающей 3σ

молекулярной орбитали и 2 вакантные 2π-орбитали)
Карбонилы
Ni + 4CO → Ni(CO)4
Fe3O4 + CO → Fe + CO2

Восстановитель!


Слайд 52 Кислородные соединения - CO
Это несолеобразующий оксид, формиаты образуются

Кислородные соединения - COЭто несолеобразующий оксид, формиаты образуются при 100–130ºС, р

при 100–130ºС, р = 5атм с расплавленными щелочами:
СО +

NaOH = HCOONa
Обладает восстановительными свойствами:
CO + PdCl2 + H2O → Pd↓ + 2HCl + CO2
2[Ag(NH3)2]OH + CO = 2Ag↓ + (NH4)2CO3 + 2NH3
В присутствии катализатора – разрыв тройной связи:
CO + Cl2 = COCl2

фосген
(дихлорид карбонила)

катализатор
– активированный уголь


Слайд 53 Кислородные соединения – CO2
O = C = O

Кислородные соединения – CO2O = C = O - линейная молекула2σ

- линейная молекула
2σ – связи С – О образованы

sp-гибридизированной орбиталью атома С и 2Рz-орбиталями атомов кислорода. Не участвующие в sp-гибридизации 2Рx- и 2Рy-орбитали С перекрываются с аналогичными орбиталями атомов О. При этом образуются две π–орбитали расположенные во взаимно перпендикулярных областях

Слайд 54 Кислородные соединения – CO2
Молекула неполярная => мало растворим

Кислородные соединения – CO2Молекула неполярная => мало растворим в H2OХимически инертен,

в H2O
Химически инертен, высокая энергия связи
С сильными восстановителями –

проявляет окислительные свойства при высоких T:
C + CO2 (1000ºC)  2CO

CO2 + 2Mg = 2MgO + C
зажженный на воздухе Mg продолжает гореть и в углекислом газе

уголь


Слайд 55 Кислородные соединения – CO2
Кислотный оксид:
CaO + CO2 →

Кислородные соединения – CO2Кислотный оксид:CaO + CO2 → CaCO3Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

CaCO3
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O


Слайд 56 Кислородные соединения – H2CO3
H2CO3 – слабая и неустойчивая

Кислородные соединения – H2CO3H2CO3 – слабая и неустойчивая кислота, в свободном

кислота, в свободном виде из водных растворов выделить нельзя.

В отсутствие H2O относительно устойчива
Соли – карбонаты
Устойчивы только карбонаты щелочных металлов, они плавятся без разложения
MeCO3 = MeO + CO2

Слайд 57 Кислородные соединения – H2CO3
СО32– – правильный треугольник

sp2

Кислородные соединения – H2CO3СО32– – правильный треугольник sp2 – гибридизации (3

– гибридизации (3 гибридные орбитали атома С участвуют в

образовании σ-ковалентные связи с тремя атомами кислорода). Оставшаяся р-орбиталь, перпендикулярная плоскости треугольника, перекрывается с аналогичной орбиталью каждого атома кислорода, что приводит к образованию нелокализованной системы π-связей. В результате кратность связи повышается до 1,33

C

O

120°

O

O


2–


Слайд 58 Кислородосодержащие кислоты и соли
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl

Кислородосодержащие кислоты и солиNa2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O +

+ H2O + CO2
KID = 4·10–7, KIID = 5·10–11
Все

карбонаты гидролизируются по аниону
КГ = КW/KD
СО32– + НОН  НСО3– + ОН–
МеIIСO3 = МеО + СО2
СаСО3 – 800 °C, ZnCO3 – 200 °C
K2CS3 + 2HCl = 2KCl + H2CS3
KID = 10–3

измеряя рН


Слайд 59 Кислородосодержащие кислоты и соли
Пероксомоноугольная H2CO4



Пероксодиугольная H2C2O6





O = C
O

Кислородосодержащие кислоты и солиПероксомоноугольная H2CO4Пероксодиугольная H2C2O6O = CO – HO –

– H
O – O – H
C – O –

O – C

O

OH

O

HO

Неизвестны в свободном состоянии


Слайд 60 Кислородосодержащие кислоты и соли
Na2C2O6 + 2H2O = 2NaHCO3

Кислородосодержащие кислоты и солиNa2C2O6 + 2H2O = 2NaHCO3 + H2O2Na2C2O6 +

+ H2O2
Na2C2O6 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 +

H2O2
Получают пероксокарбонаты анодным окислением карбонатов
А: 2CO32– – 2ē = С2О62–
Они сильные окислители:
К2С2О6 + 2KI = 2K2CO3 + I2
Для пероксомоноугольной:
Na2O2 + СО2 = Na2CO4
NaOOH + CO2 = NaHCO4

Слайд 61 Кислородные соединения – H2CO3
Донорные свойства СО32– – в

Кислородные соединения – H2CO3Донорные свойства СО32– – в реакциях образования комплексов

реакциях образования комплексов с переходными металлами, когда химическая связь

– за счет вакантных d-орбиталей Ме и р-электронов карбонат-иона:
Cu2(OH)2CO3 + 3Na2CO3 =
2Na2[Cu(CO3)2] + 2NaOH

Слайд 62 Кислородные соединения Si
От С к Si уменьшается прочность

Кислородные соединения SiОт С к Si уменьшается прочность кратной связи Э

кратной связи Э – О и увеличивается прочность одинарной

σ-связи. Рост ионной составляющей химической связи – кроме этого
SiO
SiO2 + Si (1300°С) → SiO

пары
монооксида


Слайд 63 Кислородные соединения Si
SiO2 – при обычных температурах и

Кислородные соединения SiSiO2 – при обычных температурах и давлениях – кварц,

давлениях – кварц, тридимит, кристобалит
Все построены из тетраэдров SiO4,

соединенных с соседними тетраэдрами всеми 4 атомами кислорода в трехмерные решетки
Взаимное расположение в кристаллических модификациях различное
α- и β-формы отличаются углами поворота тетраэдров относительно друг друга и небольшим смещением атомов

Слайд 64 Кислородные соединения Si

Кислородные соединения Si

Слайд 65 Кислородные соединения Si
Взаимные переходы между различными модификациями SiO2

Кислородные соединения SiВзаимные переходы между различными модификациями SiO2 требуют разрыва связи

требуют разрыва связи Si – O – Si и

их перестройки по другому пространственному мотиву и протекают медленно даже при высоких t°
SiO2 + 2Mg (tºC) → Si + 2MgO (> 1000ºC)
SiO2 + 2H2 (tºC) → Si + 2H2O
Избыток восстановителя:
Si + 2Mg (tºC) → Mg2Si
Газообразный F2:
SiO2 + 2F2 → SiF4(г) + O2
SiO2 + 4HCl → SiCl4(г) + H2O

Слайд 66 Кислородные соединения Si
SiO2 проявляет кислотные свойства с растворами

Кислородные соединения SiSiO2 проявляет кислотные свойства с растворами и расплавами щелочей,

и расплавами щелочей, основными оксидами и карбонатами:
SiO2 + CaO

(tºC) → CaSiO3
Все формы SiO2 устойчивы к воздействию кислот, но растворяются (кроме стишовита) в HF:
SiO2 + 6HF(р-р) → H2[SiF6] + 2H2O
SiO2 – ангидрид кремниевых кислот

Слайд 67 Кислородные соединения Si
H4SiO4 – не выделена, т.к. при

Кислородные соединения SiH4SiO4 – не выделена, т.к. при концентрировании претерпевает поликонденсацию.

концентрировании претерпевает поликонденсацию. Слабая кислота
Na2SiO3 + 2HCl → H2SiO3↓

+ 2NaCl
Na2SiO3 + CO2 + 2H2O → H2SiO3↓ + Na2CO3
В растворах: SiO2·2H2O - орто-, H2SiO3 (SiO2·2H2O) - мета, есть и другие

Слайд 68 Кислородные соединения Si
В H2O растворимы только силикаты щелочных

Кислородные соединения SiВ H2O растворимы только силикаты щелочных металлов и аммония,

металлов и аммония, в растворе гидролизируются, формально:
Na2SiO3 +

H2O  NaOH + H2SiO3
фактически смесь полисиликатов, при подкислении образуются золи. При нагревании или старении переходят в гели поликремниевых кислот переменного состава
Метасиликат Na:
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑

(сплавление с содой)


Слайд 69 Кислородные соединения Ge, Sn, Pb
Сверху вниз с увеличением

Кислородные соединения Ge, Sn, PbСверху вниз с увеличением размера Э+4 их

размера Э+4 их к.ч. в ряду диоксидов и других

кислородных соединений возрастают от 4 до 6, понижается прочность связи Э – О, ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства
SiO2 и СO2 – кислотные, GeO2, SnO2 и PbO2 – амфотерные, для PbO2 преобладают основные свойства
PbO2 – сильный окислитель, единственный из диоксидов IV группы не может быть получен при окислении Pb кислородом

Слайд 70 Кислородные соединения Ge, Sn, Pb
GeO2 – окисление Ge

Кислородные соединения Ge, Sn, PbGeO2 – окисление Ge + O2 или

+ O2 или обезвоживание гидратов. Много аналогий с SiO2.

Амфотерен с преобладанием кислотных свойств. Но существуют соли Ge(SO4)2, Ge(ClO4)4, не имеющие аналогов в химии Si – более выраженный металлический характер
SnO2 – структура типа рутила, амфотерен с преобладанием основных свойств, не растворим в H2O и разбавленных растворах кислот и щелочей
SnO2 + 2NaOH(расплав) (tºC) = Na2SnO3 + H2O
При обработке водой станната Na – Na2[Sn(OH)6]

Слайд 71 Кислородные соединения Ge, Sn, Pb
Диоксиды GeO2, SnO2 обладают

Кислородные соединения Ge, Sn, PbДиоксиды GeO2, SnO2 обладают слабыми окислительными свойствами

слабыми окислительными свойствами
ЭO2 + 2C (tºC) = Э

+ 2CO↑
PbO2 – электролиз или окисление растворимых солей Pb(II) сильными окислителями
Pb(CH3COO)2 + CaOCl2 + H2O = PbO2↓ + 2CH3COOH + CaCl2

Слайд 72 Кислородные соединения Ge, Sn, Pb
В H2O, разбавленных кислотах

Кислородные соединения Ge, Sn, PbВ H2O, разбавленных кислотах HCl, HNO3, H2SO4

HCl, HNO3, H2SO4 и щелочах не растворяются. С концентрированными

кислотами – сильный окислитель:
PbO2 + 4HCl = PbCl2↓ + Сl2↑ + 2H2O
Способен окислять воду до кислорода. С концентрированными растворами щелочей может образовывать [Pb(OH)6]2– гексагидроксоплюмбат-ионы

Слайд 73 Кислородные соединения Ge, Sn, Pb
Еще известны смешанные оксиды

Кислородные соединения Ge, Sn, PbЕще известны смешанные оксиды Sn3O4, Pb3O43PbO2 (300-500

Sn3O4, Pb3O4
3PbO2 (300-500 °С) = Pb3O4 + O2
В нем

присутствуют Pb+2 и Pb+4, это можно доказать
Pb3O4 + 8CH3COOH(ледяная) =
Pb(CH3COO)4 + 4H2O + 2Pb(CH3COO)2

Слайд 74 Кислородные соединения Ge, Sn, Pb
Состав высших гидрооксидов не

Кислородные соединения Ge, Sn, PbСостав высших гидрооксидов не соответствует H2ЭO3 или

соответствует H2ЭO3 или Э(OH)4. Это ЭО2∙xH2O
Свойства определяются количеством присоединенной

H2O
Для Ge и Sn амфотерны, образуют анионные: Me2+1Э+4O3, Me2+1[Э+4(OH)6] и катионные Э+4(SO4)2, Э+4(CH3COO)4 формы
Анионные: Na2GeO3, K4GeO4 – германаты, Na2SnO3, Ca2PbO4 – cтаннаты и плюмбаты
Катионные: Sn(SO4)2, Sn(NO3)4, Pb(CH3COO)4

Слайд 75 Кислородные соединения Ge, Sn, Pb
Получают сплавлением
Na2CO3 + GeO2

Кислородные соединения Ge, Sn, PbПолучают сплавлениемNa2CO3 + GeO2 = Na2GeO3 +

= Na2GeO3 + CO2↑
2CaO + PbO2 = Ca2PbO4
Ca2PbO4 +

4HNO3 = PbO2↓ + 2Ca(NO3)2 + 2H2O

Слайд 76 Кислородные соединения Ge, Sn, Pb
При гидролизе SnCl4 в

Кислородные соединения Ge, Sn, PbПри гидролизе SnCl4 в присутствии NH3 образуется

присутствии NH3 образуется гидрат SnO2∙nH2O. Свежеполученный осадок (α-оловянная кислота)

раст-ся в кислотах и щелочах
После стояния или слабого нагрева – образуется β-оловянная кислота, растворимая только в расплавленных щелочах. Пониженная реакционная способность β-кислоты объясняется процессами поликонденсации, уменьшением числа активных OH-групп и образованием прочных связей Sn – O – Sn

Слайд 77 Соединения Э(II)
Все элементы в степени окисления +2 обладают

Соединения Э(II)Все элементы в степени окисления +2 обладают неподеленной электронной парой,

неподеленной электронной парой, которая обуславливает их стереохимию и донорные

свойства
Э(II) являются восстановителями, от Si к Pb восстановительная способность убывает. Растет термическая устойчивость и основные свойства

Слайд 78 Оксиды (II)
GeO2 + Ge = 2GeO
Склонен к диспропорционированию,

Оксиды (II)GeO2 + Ge = 2GeOСклонен к диспропорционированию, на воздухе медленно

на воздухе медленно окисляется до GeO2
Sn(II) и Pb(II) –

термическое разложение солей или гидратированных оксидов (II) без воздуха
Pb(NO3)2 (t °C) = PbO + 2NO2 + O2
SnC2H4 (t °C) = SnO + CO + CO2
2SnO (t °C) = SnO2 + Sn

Слайд 79 Оксиды (II)
SnO имеет несколько кристаллических модификаций. Это типичное

Оксиды (II)SnO имеет несколько кристаллических модификаций. Это типичное амфотерное соединение. В

амфотерное соединение. В к-тах – соли и комплексы Sn(II),

в щелочах – [Sn(OH)3]–
Гидроксостаннаты (II) диспропорционируют
2Na[Sn(OH)3] (t °C) = Sn + Na2[Sn(OH)6]
поэтому при растворении Ме горячей щелочи образуются производные (IV)
Sn + 2NaOH + 4H2O = Na2[Sn(OH)6] + 2H2

Слайд 80 Оксиды (II)
Для PbO – кристаллические формы: красная тетрагональная

Оксиды (II)Для PbO – кристаллические формы: красная тетрагональная (глет) и желтая

(глет) и желтая ромбическая (массикот)
PbO + 2HNO3 = Pb(NO3)2

+ 2H2O
Проявляет основные свойства, однако, в концентрированных растворах щелочей растворяется – [Pb(OH)6]4–
Водные растворы солей Pb более устойчивы к гидролизу и окислению, чем растворы аналогичных солей Sn(II)


Слайд 81 Оксиды (II)
Восстановительные свойства соединений слабеют в рядах Ge(II)

Оксиды (II)Восстановительные свойства соединений слабеют в рядах Ge(II) – Sn(II) –

– Sn(II) – Pb(II)
Ge(II) и Sn(II) в растворах –

сильные восстановители
3Na[Sn(OH)3] + 2Bi(NO3)3 + 9NaOH =
2Bi + 3Na2[Sn(OH)6] + 6NaNO3
Соединения Pb(II) – только в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства:
2Pb(CH3COO)2 + Ca(OCl)2 + 4NaOH =
2PbO2↓ + 2CaCl2 + 4CH3COONa + 2H2O

Слайд 82 Галогениды
Типа СHal4 – для всех галогенов, неполярные соединения,

ГалогенидыТипа СHal4 – для всех галогенов, неполярные соединения, тетраэдрические молекулыССl4 –

тетраэдрические молекулы
ССl4 – не смешивается с водой и не

реагирует с ней при обычных условиях – валентная и координационная ненасыщенность
CS2 + 3Cl2 = CCl4 + S2Cl2
Al2O3 + 3CCl4 (t °C) = 2AlCl3 + 3COCl2
Si + 2Hal2 = SiHal4
SiHal4 – координационное ненасыщенные, поэтому гидролизируются (кроме SiF4) с выделением SiO2∙nH2O

Слайд 83 Галогениды
SiF4 + (n+2)H2O = H2SiF6 + SiO2∙nH2O↓ +

ГалогенидыSiF4 + (n+2)H2O = H2SiF6 + SiO2∙nH2O↓ + 2HFЧастично гидролизируется, а

2HF
Частично гидролизируется, а частично реагирует с выделением HF
Si +

3HCl (350 °C) = SiHCl3 + H2O
SiHCl3 + 2H2O = SiO2 + 3HCl + H2↑

При взаимдействии с Hal – GeHal4, SnHal4, но PbHal2
ЭHal2 – для Ge и Sn. PbHal2 (кроме PbBr4 и PbI4)
PbO2 + 4HCl = PbCl4 + 2H2O
PbCl4 = PbCl2 + Cl2

сил. восстановитель


Слайд 84 Галогениды
Дигалогениды диспропорционируют
2GеHal2  Ge + GeHal4
SnCl2 – не

ГалогенидыДигалогениды диспропорционируют2GеHal2  Ge + GeHal4SnCl2 – не диспропорционирует, но является

диспропорционирует, но является сильным восстановителем
2BiCl3 + 3SnCl2 = 2Bi

+ 3SnCl4
Дигалогениды Pb – типичные соли

t1

t2


Слайд 85 Галогениды
Изменение стабильности 2-х степеней окисления:
Si – диспропорционируют и

ГалогенидыИзменение стабильности 2-х степеней окисления:Si – диспропорционируют и SiO, и SiHal2Ge

SiO, и SiHal2
Ge – GeO не диспропорционирует, а GeHal2

диспропорционирует
Sn – SnO и SnHal2 не диспропорционируют, но восстановители
Pb – PbO и PbHal2 устойчивы

Слайд 86 Галогениды
Э+4 – основные свойства выражены слабо, ЭHal4 склонны

ГалогенидыЭ+4 – основные свойства выражены слабо, ЭHal4 склонны к глубокому гидролизуЭHal4

к глубокому гидролизу
ЭHal4 + 6H2O = 4HF + H2[Э(OH)6]
Их

только формально можно рассматривать как соли слабого основания и сильной кислоты, а вообще, они координационно ненасыщенны, льюисовы кислоты, склонны к комплексообразованию
2НHal + ЭHal2 = H2[ЭHal6]
Для Ge – фторокомплексы, Sn и Pb со всеми Hal, в том числе и H2[PbI6]

Слайд 87 Соединения с другими неМе
CS2
CS2 + 3O2 = CO2

Соединения с другими неМеCS2CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2	О =

+ 2SO2
О = С = О S = C =

S

Проявляет кислотные свойства:
СaO + CO2 = CaCO3 H2O + CO2  H2CO3
CaS + CS2 = CaCS3 H2S + CS2 = H2CS3

COS – тиооксид
О = С = S – молекула полярна

sp-гибридизация

тиоугольная
кислота


Слайд 88 Соединения с другими неМе
SiC – карборунд

Соединения с другими неМеSiC – карборунд

Слайд 89 Соединения с азотом
электрическая дуга – (CN)2
Здесь нечетное число

Соединения с азотомэлектрическая дуга – (CN)2Здесь нечетное число вал. электронов	•C ≡

вал. электронов
•C ≡ N мономер (СN)2 дициан
Делокализованные π-связи между

атомами в линейной молекуле
N = C – C = N
По хим. свойствам напоминают Hal2
Hal2 + Н2О  НF + HOHal
(СN)2 + H2O  HCN + HOCN

циановая

циановодородная






Слайд 90 Соединения с азотом
Существуют смешанные галогенцианы
ClCN + 2NaOH 

Соединения с азотомСуществуют смешанные галогенцианыClCN + 2NaOH  NaCl + NaCNO

NaCl + NaCNO + H2O

H – C ≡ N

 H – N C
Таутомерия (динамическое равновесие между всеми изомерами)
HCN ← CN– → HNC
H+

Слайд 91 Соединения с азотом
CN– – изоэлектронен N2 (прочность, донорная

Соединения с азотомCN– – изоэлектронен N2 (прочность, донорная активность)2CH4 + 2NH3

активность)
2CH4 + 2NH3 + 3O2 (Pt) → 2HCN +

6H2O
CO + NH3 → H2O + HCN
Формальная степень окисления C+2, легко окисляется:
2КСN + O2 = 2KCNO
KCN + S = KCNS

Слайд 92 Соединения с азотом
H–O–C≡N H–N=C=O H–O–N C


HOCN ← OCN– →

Соединения с азотом	H–O–C≡N		H–N=C=O		H–O–N C	HOCN ← OCN– → HNCO		H+3-я форма содержит 4-х

HNCO
H+
3-я форма содержит 4-х ковалентный азот и 3-х ковалентный

углерод. Ни в одной из форм Н не связан с С! Соли гремучей кислоты – фульминаты. Это вещества, взрывающиеся от удара (детонаторы)
Нg(ONC)2 = Hg(г) + 2СО + N2

циановая

изоциановая

гремучая


  • Имя файла: vi-gruppa-periodicheskoy-sistemy-via-gruppa.pptx
  • Количество просмотров: 164
  • Количество скачиваний: 0