VIIA подгруппа

Химические свойства H2SO4

С H2SO4

С кислота–бесцветная,тяжелая, маслянистая жидкость, растворяется в воде в неограниченных количествах. Серная кислота – один из ключевых продуктов химической промышленности.

Промышленный способ получения H2SO4 осуществляется в три этапа:

1. Синтез SO2: 2CaSO4 + C(кокс) → 2CaO + 2SO2↑ + CO2↑.

2. Окисление сернистого газа: 2SO2 + O2 = 2SO3.

3. Растворение оксида серы (VI) в воде или разбавленной серной кислоте: SO3 + H2O = H2SO4.

Раствор серной кислоты, насыщенный оксидом серы (VI), называется олеумом. Помимо серной кислоты и SO3 в олеуме содержится продукт их взаимодействия – дисерная кислота: SO3 + H2SO4(безводная) H2S2O7.

Концентрированная серная кислота – сильный окислитель. При химической реакции в зависимости от силы восстановителя в качестве продуктов восстановления серной кислоты могут образовываться SO2, S, H2S.

H2SO4(конц) + 2Ag = SO2↑ + Ag2SO4 + 2H2O,

H2SO4(конц) + H2S = SO2↑ + S + 2H2O, 5H2SO4(конц) + 4Zn = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O.

Из металлов с серной кислотой не реагируют Pt и Au, а Bi, Co, Fe, Mg – пассивируются.

Серная кислота является сильной и диссоциирует по первой ступени полностью. Сила кислоты при диссоциации по второй ступени ослабевает:H2SO4 → H+ + HSO4-, HSO4- H+ + SO42- K2=1,15·10-2.

Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА

P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены.

СТРОЕНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA

1. Строение атомов элементов подгруппы VIIА:

В состав подгруппы входят атомы галогенов, общая электронная формула внешнего валентного уровня, у которых - ns²np⁵. У фтора отсутствует внешний nd⁰ подуровень, который есть у остальных галогенов. Результат этого - низкая валентность фтора (только 1) и способность проявлять более высокие валентные возможности у атомов других галогенов (3, 5, 7). У брома, йода, астата - добавляется (n - 1)d¹⁰ подуровень, у астата - (n - 2)f¹⁴ подуровень. Так как у брома заполненный 3d¹⁰ подуровень проявился впервые, он очень сильно экранирует внешнюю 4s² электронную пару, что приводит к её повышенной устойчивости, трудности окисления брома до брома (VII). Аналогичная картина наблюдается для астата из-за экранировки 6s² пары 4f¹⁴ электронами. Атомы галогенов могут проявлять и нетипичные валентности и степени окисления в молекулярных радикалах и промежуточных частицах (см. ниже).

У F нет nd° подуровня.Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной степенью окисления.Прочность молекулы фтора, несмотря на наименьшее межъядерное расстояние, относи­тельно других галогенов, намного меньше по сравнению с молекулами хлора и брома. По величинам энтальпии и рКмолекула фтора сравнима с молекулой иода. Хими­ческая связь в молекуле фтора менее прочна, но более жестка. Сравнительно невысокая проч­ность молекулы фтора, которая является одним из факторов его высокой химической активности, обусловлена отсутствием у фтора d-орбиталей. В молекулах остальных галогенов имеет место дополнительное p-связывание за счет р-электронов и d - орбиталей.Сродство к электрону у атома фтора также меньше, чем у хлора. Фтор являет­ся менее электрофильным элементом по сравнению с хлором. Это объясняется кайносимметричностью 2р-электронов атома фтора и связанным с ней эффектом обратного экранирования. Дело в том, что 2р-орбитали в атоме фтора сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной электронами некайносимметричной 2s-орбитали. Последняя, будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атомом фтора электрон, уменьшая электронное сродство и увеличивая энергии ионизации [49 с.457-458].В ряду F ® Cl ® Br ® I разница энергии 2s - и 2p -орбиталей увеличивается. Эффект экранирования приводит к увеличению энергии 3s- и 3p-, 4s- и 4p -орбиталей и т.д., а главное, к уменьшению их разности по сравнению с 2s- и 2p -орбиталями: если для фтора разница в энергии орбиталей составляет 27,7 эВ, то для хлора – 11,6 эВ [16].

2. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:F1:CI 1,3,5,7;Br 1,3,5,7; I 1,3,5,7;At 1,3,5/

. Валентность элементов подгруппы VIIА ₉F -1; 0.. ₁₇Cl -1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7.. ₃₅Br -1; 0; +1; (+3); (+4); +5; +7. ₅₃I -1; 0; +1; (+3); +5; +7. ₈₅At -1, 0, + 1, +3, +5

4. Координационные числа:

Координационные числа атомов галогенов зависят как от природы галогена, так и от типа связи и природы ближайшего окружения. В молекулярных соединениях атомы галогенов проявляют низкие координационные числа (1-2). Например, один в HCl, два за счёт водородной связи в ассоциатах фтороводорода и образованных им ионах (H-F…H-F, K[F….H-F]) и за счёт мостиковых связей в димерах хлорида алюминия (Al₂Cl₆). Координационное число центрального иода в иодате K₂(I₂) также равно двум. В ионных соединениях координационные числа выше. Атомы хлора в LiCl проявляют невысокое координационное число 4 (Li₄Cl₄), в хлориде натрия координационное число уже шесть (Na₆Cl₆).

Дата добавления: 2015-04-24