Мои Конспекты
Главная | Обратная связь

...

Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Водневий показник.





Помощь в ✍️ написании работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але частково вона дисоціює – слабкий електроліт:

H2O ↔ H+ + ОН

 

[H+] ∙ [OH]

Константа дисоціації: Кдис = ––––––––––– = 1,8 ∙10 –16 (t°=22°С)

[H2O]

Кдис була виміряна методом електропровідності.

 

Рівноважну концентрацію води можна вважати сталою величиною [H2O] = const, яка дорівнює її молярній концентрації:

[H2O] = 1000:18=55,56 моль/л

 

Тоді рівняння має вигляд: КH2O = Кдис∙[H2O] = [H+] ∙ [OH]

 

1,8 ∙10 –16 ∙55,56 = [H+] ∙ [OH] = 1∙10–14

КH2O – стала при даній температурі величина, яку називають іонним добутком води.Із зміною температури К H2O також змінюється:

 

t°=22°С К H2O = 1∙10–14

t°=30°С К H2O = 1,89∙10–14

t°=50°С К H2O = 5,6∙10–14

t°=100°С К H2O = 74∙10–14

 
 
  ↑t° → ↑КН2О


Як би не змінювалася концентрація [H+] чи [OH], їх добуток залишається сталою величиною при певній температурі у будь-якому водному розчині.

· [H+] ∙ [OH] = 10–14, тобто [H+] ∙ [OH] ≠ 0, тому [H+] ≠ 0 та [OH] ≠ 0

Тобто в розчині завжди присутні як H+, так і OH незалежно від середовища.

· [H+]∙[OH]=const, тому зміна [H+] призводить до зміни [OH] (наприклад, ↓[H+] супроводжується ↑[OH] )

 

В чистій воді: [H+] = [OH] = √ 10–14 = 10–7нейтральне середовище.

В кислому середовищі: [H+] > [OH]; [H+] >10–7; [OH] < 10–7кисле середовище.

В лужному середовищі: [H+] < [OH]; [H+] < 10–7; [OH] >10–7лужне середовище.

 

рН = – ℓg [H+]водневий показник

рOН = – ℓg [OH] – гідроксильний показник

 

[H+] ∙ [OH] = 10–14 прологарифмуємо: ℓg [H+] + ℓg [OH] = –14

–ℓg [H+] – ℓg [OH] = 14

рН ‹ 7 – кислий розчин

рН + рОН = 14
рН =7 – нейтральний розчин

рН › 7лужний розчин

Шкала кислотності (зміна кольору універсального індикаторного паперу):

 
 


Гідроліз солей

 

Гідролізце реакція обміну між речовиною і водою, в результаті якої утворюється слабкий електроліт:

АВ + НОН → АОН + НВ

Гідролізу піддаються хімічні сполуки, які належать до різних класів: солі, бінарні сполуки, ефіри, жири, вуглеводи, білки тощо. У неорганічній хімії найчастіше вивчають гідроліз солей.

Будь-яку сіль можна представити, як продукт взаємодії основи та кислоти. Основи та кислоти бувають сильні та слабкі.

Fe(OH)3 NaOH

FeCl3 Na2SO4

HCl H2SO4

Солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддаються, тому що в результаті обмінної реакції з водою не утворюється слабкий електроліт.

 

Гідролізу піддаються солі, які утворені:

· слабкою основою та сильною кислотою;

· сильною основою та слабкою кислотою;

· слабкою основою та слабкою кислотою.

 

Слабкі основи:всі нерозчинні

– розчинна NH4OH

 

Слабкі кислоти:H2CO3 , H2SO3 , H2SiO3 , H3PO4 , HNO2 , H2S , HF , CH3COOH

 

Гідроліз за катіономце гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою.

NH4OH – слабка основа

NH4Cl ––––––– NH4Cl ↔ NH4+ + Cl

HCl – сильна кислота

 

NH4+ + HOH ↔ NH4OH+ H+ іонне рівняння гідролізу

NH4Cl + HOH ↔ NH4OH+ HClмолекулярне рівняння гідролізу

рН < 7 (кисле середовище)

 

На практиці часто зустрічається гідроліз солей, які містять багатозарядний катіон слабкої основи. В цьому випадку гідроліз йде ступінчасто: на першому ступені утворюється основна сіль, а вже на другому – слабка основа.

 

Fe(OH)2слабка основа

FeCl2 –––––––––––– FeCl2Fe2+ + 2Cl

HCl – сильна кислота

 

І ступінь: Fe2+ + HOH ↔ FeOH+ + H+

FeCl2 + HOH ↔ FeOHCl+ HCl

 

Гідроліз відбувається переважно за першим ступенем, тобто утворюється основна сіль. Але в дуже розбавленому розчині гідроліз може дійти до кінця.

 

ІІ ступінь: FeОН+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + H+

FeOHCl + НОН ↔ Fe(OH)2 + HCl рН < 7 (кисле середовище)

 

Гідроліз за аніономце гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою.

NaOH – сильна основа

CH3COONa ––––––––––– CH3COONa ↔ CH3COO+ Na+

CH3COOH – слабка кислота

 

CH3COO+ HOH ↔ CH3COOH + OH

CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH рН > 7 (лужне середовище)

 

Солі, які містять багатозарядний аніон слабкої кислоти, гідролізуються ступінчасто: на першому ступені утворюється кисла сіль, а вже на другому – слабка кислота.

 

KOH – сильна основа

K2S –––––– K2S ↔ 2K+ + S2–

H2S – слабка кислота

 

І ступінь: S2– + HOH ↔ НS + OH

K2S + HOH ↔ КНS + КOH

 

Гідроліз відбувається переважно за першим ступенем, тобто утворюється кисла сіль. Але в дуже розбавленому розчині гідроліз може дійти до кінця.

 

ІІ ступінь: НS +HOH ↔ Н2S + OH

КНS +HOH ↔ Н2S + КOH рН › 7 (лужне середовище)

 

Гідроліз за катіоном та аніономце гідроліз солі, утвореної слабкою основою та слабкою кислотою.

 

NH4OH – слабка основа

CH3COONH4 –––––––––––– CH3COONH4СН3СОО+ NH4+

CH3COOH – слабка кислота

CH3COO + NH4+ + НОН ↔ CH3COOH + NH4OH

CH3COONH4 + НОН ↔ CH3COOH + NH4OH

 

 

Реакція середовища у розчинах таких солей залежить від співвідношення сили основи та кислоти. При їх рівній силі, як у наведеному прикладі, вона може бути нейтральною. Отже, нейтральна реакція розчину ще не свідчить про відсутність гідролізу.

 

г
Незворотний гідроліз – це гідроліз солі, утвореної слабкою основою та слабкою кислотою, коли утворюється осад і газ одночасно (продукти реакції видаляються).Такі солі в розчині не існують, тільки в сухому вигляді. B таблиці розчинностей позначаються або .

 

 

Cr2S3 + 6HOH → 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑

 

Ступінь гідролізу– це величина, що показує, яка частина молекул піддалася гідролізу від загальної кількості розчинених молекул.

 
 
Nгідр h = ––– 100% N


 

Ступінь гідролізу залежить від:

– температури;

– концентрації розчину;

– природи розчиненої речовини.

 

Посилити гідроліз можна:

– нагріванням розчину (гідроліз – це ендотермічний процес);

– розбавленням розчину (підвищується концентрація НОН);

– зв’язуванням продуктів гідролізу (Н+ або ОН) в молекули слабкого електроліту (Н2О).

 

Для зв’язування Н+до розчину додають луг.

Для зв’язування ОНдо розчину додають кислоту.

 

Послабити гідроліз можна:

– охолодженням розчину;

– збільшенням концентрації солі;

– введенням в розчин одного з продуктів гідролізу:

o кислоти, якщо при гідролізі утворюється Н+

o лугу, якщо при гідролізі утворюється ОН

 

Хімічні реакції

v Вид взаємодії

· Реакції розкладу – з однієї речовини утворюється дві або більше нових речовин: 2H2O = 2H2 + O2

CaCO3 = CaO + CO2

· Реакції сполучення – з двох або більше речовин утворюється одна нова речовина: C + O2 = CO2

CaO + CO2 = CaCO3

· Реакції обміну – дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами: NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

· Реакції заміщення – проста речовина заміщує атоми складної речовини, утворюючи нову просту й нову складну речовину:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

 

v Повнота протікання реакції

· Оборотні – відбуваються одночасно у протилежних напрямках:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

· Необоротні: осад NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3

газ CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O

вода HCl + NaOH = NaCl + H2O

 

v Тепловий ефект реакції

· Екзотермічні – виділення теплоти: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q

· Ендотермічні – поглинання теплоти: N2 + O2 ↔ 2NO – Q

 

v Агрегатний стан реагуючих речовин

· Рідкофазні – реакції в розчинах:

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

· Газофазні– вихідні речовини газоподібні:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

· Твердофазні – вихідні речовини тверді:

CaO(тв) + 3C(тв) = CaC2 + CO↑

· Гомогенні – вихідні речовини мають однаковий агрегатний стан:

CaO(тв) + 3C(тв) = CaC2 + CO↑

· Гетерогенні – вихідні речовини мають різний агрегатний стан:

С(тв) + СО2(г) = 2СО

v Зміна ступенів окиснення елементів

· Окисно-відновні – зміна ступенів окиснення:

Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + H20

· Реакції без зміни ступенівокиснення:

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

v Наявність каталізатора

кат

· Каталітичні:N2 + 3H2 → 2NH3

· Некаталітичні: NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

Окисно-відновні реакції

Ступінь окисненняце умовний заряд атома в молекулі, якщо припустити, що всі зв’язки в ній іонні.

 

Правила визначення ступенів окиснення:

–1 +2

  1. О–2 (крім Н2О2 та ОF2)

–1 –1 –1

  1. Н+1 (крім МеН : NaH; CaH2)

0 0 0 0 0 0 0 0 0

  1. прості речовини = 0 Н2 О2 N2 F2 Cl2 Br2 I2 S Fe

 

  1. метали = заряду іона (таблиця розчинності)

 

Окиснення – це процес віддачі електронів, внаслідок якого ступінь окиснення елемента збільшується:

Mn+2 – 2ē = Mn+4

 

Відновлення – це процес приєднання електронів, внаслідок якого ступінь окиснення зменшується:

Mn+7 + 5ē = Mn+2

 

Окисник – це атом, молекула або іон, що приєднує електрони.

Відновник– це атом, молекула або іон, що віддає електрони.

 

 


Якщо ступінь окиснення елемента вища, то він може бути тільки окисником, який в процесі відновлення зможе знизити свій ступінь окиснення:

+7 +6 +6 +5

KMnO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3

 

 

Якщо ступінь окиснення елемента нижча, то він може бути тільки відновником, який в процесі окиснення зможе підвищити свій ступінь окиснення:

–2 –3 0

H2S, NH3, метали у вільному стані

 

Якщо ступінь окиснення елемента проміжна, то він може бути як окисником, так і відновником:

–1 +4 +4 +4 +3

H2O2, H2SO3, SO2, MnO2, HNO2

 

Типи окисно-відновних реакцій:

· міжмолекулярні– окисник та відновник знаходяться в різних молекулах:

0 0 +4 –2

C + O2 = CO2

· внутрішньомолекулярні – окисник та відновник знаходяться в одній молекулі:

+1 –2 0 0

2H2O = 2H2 + O2

· диспропорціонування – один і той же елемент одночасно є й окисником, і відновником:

0 –1 +1

Cl2 + H2O = HCl + HClO

· контрдиспропорціонування– окисно-відновний розклад речовини, яка містить атоми одного елемента в різних ступенях окиснення:

–3 +5 0

NH4NO3 = N2 + 2H2O

 

 

Хімічна кінетика

– це розділ хімії, який вивчає швидкість та механізм хімічних перетворень.

Швидкість хімічної реакціїце зміна концентрації реагуючих речовин за одиницю часу.

Необхідною умовою можливості взаємодії між двома частинками (атомами, молекулами, іонами) є взаємне зіткнення, тому швидкість реакції залежить від числа зіткнень за одиницю часу.

 

Фактори, що впливають на швидкість реакції

· Концентрація реагуючих речовинчисло зіткнень збільшується пропорційно збільшенню числа частинок в одиниці об’єму.

Закон діючих мас: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

А + В = С υ = k[A] [B]

Приклади:

N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 υ = k[N2] [H2]3

2NO (г) + H2 (г) = N2O + H2O υ = k[NO]2 [H2]

C (тв) + O2 (г) = CO2 υ = k[O2]

CuO (тв) + H2 (г) = Cu + H2O υ = k[H2]

Швидкість реакції не залежить від концентрації твердих речовин, тому що реакція відбувається тільки на їх поверхні.

Константа швидкості k є сталою величиною для кожної реакції (наведена в хімічних довідниках). Вона дорівнює швидкості реакції, коли концентрації дорівнюють 1 моль/л.

 

· Температура при підвищенні температури зростає швидкість рухання частинок і ймовірність їх зіткнення.

Закон Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10° швидкість гомогенної реакції збільшується в 2 – 4 рази.

υ2 t2 – t1

–– = γ 10

υ1

· Природа реагуючих речовиндалеко не кожне зіткнення призводить до хімічної взаємодії. Результативним є зіткнення між частинками, які мають деякий надлишок енергії. Такі частинки називають активними.Надлишкову енергію, яка необхідна для подолання сил відштовхування (енергетичного бар’єру), що виникають між електронними оболонками реагуючих частинок, називають енергією активації.

Кожна хімічна реакція йде через утворення проміжного комплексу, в якому старі хімічні зв’язки ще не розірвалися, а нові вже почали утворюватися:

 

Н Н Н • • • • НН Н

: : → +

І І І • • • • ІІ І

 

 
 


Н2 . . . І2

Еакт

 
 

 


Н2 + І2

 
 

∆Н 2НІ

 

 
 


Якщо загальний запас енергії продуктів реакції менший, ніж вихідних речовин то, реакція екзотермічна:

∆Н = Нпрод – Нвих ∆Н < 0

Для ендотермічної реакції – навпаки (∆Н > 0).

 

Величина енергії активації залежить від природи реагуючих речовин. Чим більша Еакт , тим важчий перебіг реакції:

1) Еакт = 0 – 80 кДж/моль – реакції миттєві:

NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3

 

2) Еакт = 80 – 120 кДж/моль – реакції повільні:

Ржавіння заліза у вологому повітрі:: 4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3

 

3) Еакт вище 120кДж/моль – реакції неможливі за нормальних умов:

1500°C

N2 + O2 → 2NO

 

Зменшити енергію активації можна підвищенням температури або введенням каталізатору.

 

Каталізце зміна швидкості реакції за допомогою додаткових речовин – каталізаторів.Дія каталізатора зводиться до зменшення енергії активації хімічної реакції.

Еакт

А + В ↔ А...В → АВнекаталітична реакція

Еакт 1

К + А ↔ К...А → КА

Еакт 2 – каталітична реакція

КА + В ↔ К...А...В → К + АВ

 

Еакт

 

 

Еакт 2 Еакт 1 + Еакт 2 < Еакт

Еакт 1

 

 
 

 

 


Хімічна рівновага – це такий стан оборотної системи, коли швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Хімічна рівновага характеризується константою рівноваги.

 

[C] [D]

А + В ↔ С + D Kр = ––––––

[A] [B]

Приклади:[HI]2

H2 (г) + I2 (г) ↔ 2HI (г) K = –––––––

[H2] [I2]

 

[NH3]2

N2 (г) + 3H2 (г) ↔ 2NH3 (г) K = –––––––––

[N2] [H2]3

 

[CO]2

CO2 (г) + C (тв) = 2CO (г) K = ––––––

[CO2]

 

2О]

CuO (тв) + H2 (г) = Cu (тв) + H2O (г) К = –––––––

2]

 

Зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє

Якщо на рівноважну систему спричинити будь-яку зовнішню дію, рівновага зміститься в тому напрямку, який зменшує цю дію.

 

· Вплив концентрації на хімічну рівновагу:

– збільшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу в бік прямої реакції;

– збільшення концентрації продуктів зміщує рівновагу в бік зворотної реакції.

· Вплив температури на хімічну рівновагу:

– підвищення температури зміщує рівновагу в бік ендотермічної реакції;

– зниження температури зміщує рівновагу в бік екзотермічної реакції.

· Вплив тиску на хімічну рівновагу:

– підвищення тиску зміщує рівновагу в бік зменшення об’єму системи;

– зниження тиску зміщує рівновагу в бік зростання об’єму системи.

 

 
 

 

 
 

 


 

Галогени

Загальна характеристика:

9 F1s2 2s22p5

17Cl1s2 2s22p63s23p5

35 Br 4s24p5

53 I 5s25p5

Спільні властивості:

1.На зовнішньому рівні 7 електронів, тому вища валентність VII(крім F).

2.Мають 1 неспарений електрон, тому валентність у не збудженому стані І.

3.Можливі валентності I, III, V, VII(крім F).

4.Вищий ступінь окиснення +7 (крім F),нижчий ступінь окиснення –1.

5.Водневі сполуки: HF, HCl, HBr, HI – їх водневі розчини – кислоти.

6.Прості речовини – двохатомні: F2, Cl2, Br2, I2.

 

Відрізняються:

1. Fможе бути тільки одновалентним, тому що в його атомі нема вільних орбіталей і неможливе збудження.

2.Зменшується електронегативність елементів в рядуF – Cl – Br – I,тому зменшуються неметалічні властивості: F2 – Cl2 – Br2 – I2.

3.Сила кислот в рядуHF – HCl – HBr – HIзростає.

4.Розчинність солей Аргентуму в ряду AgF – AgCl – AgBr – AgI зменшується:

розчинна

сіль

5.Змінюються фізичні властивості простих речовин:

F2 – газ, що важко зріджується

С12 – газ, що легко зріджується

Вг2 – рідина

І2 – тверда речовина

 

Біологічна роль галогенів

Флуор –міститься в емалі зубів та кістках. Потрапляє в організм людини з

продуктами харчування (листя чаю, борошно, крупи, яйця) та питною

водою. При недостачі виникає карієс, а при надлишку – руйнування

зубної емалі.

Хлор –хлорид–іони приймають участь в утворенні буферної системи крові, у

регуляції осмотичного тиску та водно – сольового обміну,

сприяє відкладенню глікогену в печінці. Хлорид-іони входять

до складу соляної кислоти – єдиної неорганічної кислоти, яка

міститься в організмі людини. HCl відіграє важливу роль в процесі

травлення.

Бром –підсилює процеси гальмування в центральній нервовій системі.

Йод –приймає участь у синтезі гормонів щитовидної залози. При недостачі

Йоду в організмі розвивається ендемічний зоб.

Фізичні властивості:

F2світло-жовтий газ, з характерним запахом, з водою вступає у хімічну

реакцію. Отруйний!

С12жовто-зелений газ, з різким задушливим запахом, малорозчинний у воді.

Отруйний! Вдихання невеликої кількості хлору приводить до запалення і навіть до набряку легенів.

Вг2червоно-бура рідина, з різким подразнюючим запахом, малорозчинна у воді. Отруйна! Сильно подразнює слизові оболонки, викликає кашель, задуху. При попаданні на шкіру викликає опіки, які довго не загоюються.

І2чорно-сіра тверда речовина з металічним блиском, легко сублімується,

утворюючи фіолетову пару. Погано розчинна.

 

Хімічні властивості:

· З О2 не взаємодіють із-за близької електронегативності, але оксиди
галогенів існують.

· Взаємодія з воднем:

Н2 + F2 = 2HF – з вибухом у темряві

Н2 + С12 = 2НС1 – з вибухом при освітленні

Н2 + Вг2 = 2НВг – при нагріванні

Н22 = 2НІ – при нагріванні

· Взаємодія з металами:
2Na + F2 = 2NaF
2Na + Cl2 = 2NaCl
2Na + Br2 = 2NaBr

2Na + I2 = 2NaI

· Взаємодія з водою:

2F2+2H2O = 4HF + О2

Хлор, бром, йод спочатку розчиняються у воді, утворюючихлорну, бромну чи йодну воду, потім поступововступають у реакцію:

С12 + Н2О = НС1 + НClO

Вг2 + Н2О = НВr + НВrО

I2 + Н2О = НI + НIО

· Більш активні галогени витісняють менш активні з кислот та солей:

F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2

F2 + 2NaBr = 2NaF + Br2

F2 + 2NaI = 2NaF + I2

 

Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2

Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2

 

Br2 + 2NaI = 2NaBr + I2

Добування галогенів:

· Фтор – електроліз фторидів (розплавів): 2NaF = 2Na + F2

· Хлор – окисно–відновні реакції:
4НС1 + МnО2 = С12↑ + МnС12 + 2Н2О

16НС1 + 2КМnО4 = 5Сl2↑ + 2МnСl2 + 2КСl + 8Н2О

 

· Бром, йод – витіснення хлором з солей:

С12 + 2КІ = 2КС1 +I2

Галогeноводні

Фізичні властивості:

 

HF, HC1, НВr, НІ – безкольорові гази, з різким запахом, розчинні у воді, їх водні розчини – кислоти.

 

Хімічні властивості:

HF – слабка кислота НС1, НВr, НІ – сильні кислоти

· HCl + NaOH = NaCl + H2O

· 2НС1 + Na2O = 2NaCl + Н2О

· HCl + AgNO3 = AgCl↓ + H2O

· 2НС1 + Zn = ZnCl2 + H2

 

Специфічна властивість фторидної кислоти – роз’їдати скло:

4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O

Ця реакція лежить в основі травлення скла – нанесення малюнків та надписів за допомогою HF.


Якісні реакції на галогенід – іони:

Ag+ + Cl = AgCl↓ білий осад, розчинний у розчині амоніаку.

AgCl↓ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

 

Ag+ + Вr = AgBr↓ жовтуватий осад, нерозчинний у розчині амоніаку.

Ag+ + І = AgI↓ жовтий осад, нерозчинний у розчині амоніаку.

 

Оксигеновмісні сполуки галогенів

галогени сполуки +1 +3 +5 +7
Cl2 оксид кислота сіль   Cl2O HClO гіпохлоритна (хлорнуватиста) NaClO гіпохлорити     Cl2O3 HClO2 хлоритна (хлориста) NaClO2 хлорити   Cl2O5 HClO3 хлоратна (хлорнуватна) NaClO3 хлорати   Cl2O7 HClO4 перхлоратна (хлорна) NaClO4 перхлорати
Br2 оксид кислота сіль   Br2O HBrO гіпобромітна NaBrO гіпоброміти     Br2O3 HBrO2 бромітна NaBrO2 броміти   Br2O5 HBrO3 броматна NaBrO3 бромати   Br2O7 HBrO4 перброматна NaBrO4 пербромати
I2 оксид кислота сіль   I2O HIO гіпойодитна NaIO гіпойодити     I2O3 HIO2 йодитна NaIO2 йодити   I2O5 HIO3 йодатна NaIO3 йодати   I2O7 HIO4 перйодатна NaIO4 перйодати

посилення кислотних властивостей

 
 


HClO HСlO2 HСlO3 HСlO4

 
 


посилення окисних властивостей

Cl2 + H2O = HCl + HClO

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO+ H2O

 

Гіпохлорити використовують як підбілювачі. Ефект відбілювання полягає в окисненні бруду гіпохлоритною кислотою.

 

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O

гарячий

Cl

Cl2 + Ca(OH)2 = Ca+ H2O

OCl

хлорне вапно

 

При нагріванні у присутності каталізатора MnO2:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

При нагріванні без каталізатора:

4KClO3= 3KClO4 + KCl

 

Перхлоратна кислота HClO4 нарівні з НІ є найсильнішою з відомих кислот. Її використовують в аналітичній хімії як неводний розчинник.

 

Бромати та йодати використовують в аналітичній хімії:

KBrO3 + 5KBr + 3H2SO4 = 3Br2 + 3K2SO4 + 3H2O

Вільний бром використовують для бромування органічних сполук.

 

Аналогічна реакція відбувається за участю йодид- та йодат-іонів:

KIO3 + 5KI + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O

 

Застосування сполук галогенів у медицині:

· NaCl0,9 % розчин (ізотонічний або фізіологічний):

Ø при значних крововтратах внутришньовенно як замісник плазми крові для підтримання осмотичного тиску та об’єму циркулюючої крові;

Ø при втратах рідини організмом внаслідок блювоти, проносу, опіків;

5-10% розчин (гіпертонічний)– зовнішньо для промивання гнійних ран.

 

· NaBr, KBr – заспокійливі засоби.

· NaІ, КІ – при недостачі йоду в організмі (ендемічному зобі).

· KCl – при гіпокаліємії внаслідок прийому діуретиків;

– антиаритмічний засіб;

– для приготування сольових розчинів (плазмозамінників) при втратах

рідини.

· CaCl2при алергічних захворюваннях (знімає набряки, запалення);

– кровоспинний засіб;

знімає спазми серцево–судинної системи;

– при переломах кісток;

– при недостачі кальцію в організмі.

· Хлорне вапно СаOCl2 (хлорид – гіпохлорит кальцію) використовують для

дезинфекції приміщень, туалетів, вигрібних ям.

· HCl –при зниженій кислотності шлунку.

· 5 – 10 % спиртовий розчин І2антисептичний засіб для обробки ран.

 

 

Доверь свою работу ✍️ кандидату наук!
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой



Поиск по сайту:







©2015-2020 mykonspekts.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.